Bài giảng lý sinh: Chương 2

Chia sẻ: Lê Bảo Ngân | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:66

Thêm vào BST

Báo xấu

177
lượt xem 26
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng lý sinh chương 2 trình bày các vấn đề liên quan đến điện sinh học, đó là cái khái niện, bản chất, nguyên lý của điện sinh học. Cụ thể như sau: Điện thế sinh vật là hiệu điện thế giữa 2 điểm mang điện tích trái dấu trong hệ sinh vật. Bản chất sự hình thành lớp điện tích kép dẫn đến xuất hiện điện thế trong sinh vật nói chung là khác và phức tạp hơn nhiều so với hệ vô sinh. Điện thế sinh vật gây ra do sự tồn tại các gradien hóa lý trong hệ, tuy nhiên các gradien hóa lý có thể thay đổi hay ổn định tùy thuộc vào điều kiện sinh lý hướng và cường độ trao đổi chất của hệ sinh vật. Để tìm hiểu bản chất và cơ chế hình thành điện thế sinh vật việc cần làm là nghiên cứu bản chất và cơ chế các loại gradien hóa lý tạo ra điện thế sinh vật.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng lý sinh: Chương 2

BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC - Điện thế sinh vật là hiệu điện thế giữa hai điểm mang điện tích trái dấu trong hệ sinh vật. Bản chất sự hình thành lớp điện tích kép, dẫn đến xuất hiện điện thế trong hệ sinh vật nói chung là khác và phức tạp hơn nhiều so với hệ vô sinh. - Điện thế sinh vật gây ra do sự tồn tại các gradien hóa lý trong hệ, tuy nhiên các gradien này có thể thay đổi hay ổn định là tùy thuộc điều kiện sinh lý, hướng và cường độ chuyển hóa trong quá trình trao đổi chất của hệ sinh vật. - Để tìm hiểu bản chất và cơ chế hình thành điện thế sinh vật, trước hết ta nghiên cứu bản chất và cơ chế các loại gradien hóa lý tạo ra điện thế sinh vật
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC §1. Một số loại điện thế trong hệ hóa lý: 1.1. Điện thế cực: Gồm 3 dạng chính là điện thế cực, điện thế nồng độ và điện thế oxy hóa khử. 1.1.1. Điện thế cực: Khái niệm: Là loại điện thế xuất hiện ở chỗ tiếp giáp giữa hai pha, khi chúng có chứa các ion hoặc phân tử phân cực. Ví dụ: Điện thế xuất hiện ở chỗ tiếp xúc giữa một kim loại và dung dịch muối của nó (như thanh Ag và dung dịch muối AgNO3). Có thể xảy ra 3 trường hợp:
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.1. Điện thế cực: Ví dụ: + Thế hóa học của ion kim loại trong điện cực (μic) nhỏ hơn thế hóa học của ion kim loại trong dung dịch (μid): Khi đó xuất hiện gradien điện thế hóa học hướng từ dung dịch vào điện cực, làm cho các ion kim loại chuyển vào điện cực và kết tủa tại đó, kết quả là điện cực sẽ tích điện dương. Số ion kết tủa càng nhiều, điện tích dương của điện cực càng tăng và lớp điện tích âm xung quanh điện cực cũng tăng, giữa lớp điện tích kép này xuất hiện một điện trường có tác dụng ngăn cản sự chuyển dời của ion kim loại vào điện cực.
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.1. Điện thế cực: Ví dụ: + Khi gradien điện thế hóa học cân bằng với điện trường của lớp điện tích kép thì quá trình dịch chuyển ion kim loại vào điện cực dừng và ta nói rằng hệ đạt trạng thái cân bằng điện hóa. . Lúc này chênh lệch điện thế hóa học của ion kim loại trong điện cực và dung dịch có trị số bằng hiệu điện thế của lớp điện tích kép: µid – μic = Zi F.ψ Với: µid là thế hóa học của ion kim loại trong dung dịch μic là thế hóa học của ion kim loại ở điện cực Zi là điện tích ion; F là số Faraday Ψ là thế điện cực đối với dung dịch.
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.1. Điện thế cực: Ví dụ: + Thế hóa học của ion kim loại trong điện cực (μic) lớn hơn thế hóa học của ion kim loại trong dung dịch (μid) thì xảy ra quá trình ngược lại, tức là điện cực kim loại tan vào dung dịch cho đến khi đạt trang thái cân bằng. + Thế hóa học của ion kim loại trong điện cực (μic) bằng thế hóa học của ion kim loại trong dung dịch (μid) thì không có sự kết tủa hay hòa tan của ion kim loại nên điện thế của điện cực so với dung dịch bằng không.
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.1. Điện thế cực: Biểu thức tính: Để lập biểu thức tính điện thế cực (hiệu điện thế giữa bề mặt điện cực và dung dịch), Nerxt đã dựa vào cách tính công làm thay đổi nồng độ ion trong dung dịch (1gam/mol) theo hai cách:
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.1. Điện thế cực: Biểu thức tính: • + Bằng cách thẩm thấu, công phải thực hiện để tăng nồng độ dung dịch chất tan, làm thay đổi áp suất thẩm thấu từ P1 thành P2 được tính theo biểu thức: P2 AT = RT.ln P1 với R là hằng số khí lý tưởng, T là nhiệt độ tuyệt đối
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.1. Điện thế cực: Biểu thức tính: • + Mặt khác, nồng độ chất có thể thay đổi khi cho dòng điện chạy qua dung dịch, khi đó tùy theo chiều dòng điện mà ion kim loại có thể kết tủa trên điện cực hoặc tan vào dung dịch. Khi đó công của điện trường làm thay đổi nồng độ dung dịch là: AĐ = F.U (với U là điện thế cực) RT P2 Do: AT = AĐ nên : U = F ln P1
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.1. Điện thế cực: Biểu thức tính: • Vì áp suất thẩm thấu tỷ lệ thuận với nồng RT C độ, nên: U = F ln Cd C Với Cc và Cd lần lượt là nồng độ ion của điện cực và dung dịch. • Tổng quát, với kim loại có hóa trị n thì: RT C U = nF ln Cd C
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.2. Điện thế nồng độ: Khi nhúng hai điện cực làm bằng cùng một kim loại vào hai dung dịch muối của kim loại đó, nhưng có nồng độ khác nhau thì điện thế cực xuất hiện ở hai điện cực sẽ khác nhau, do vậy giữa chúng có một hiệu điện thế, gọi là hiệu điện thế nồng độ U. Như vậy: RT C RT CC U = U1 –U2 = nFln C - C ln 1 nF C2 RT C2 hay U= ln C nF 1 Với C1 và C2 là nồng độ hoạt tính của ion kim loại trong hai dung dịch.
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.2. Điện thế nồng độ: Chú ý: Nồng độ hoạt tính của ion kim loại khác với nồng độ tuyệt đối của nó. Nếu nồng độ tuyệt đối là c thì nồng độ hoạt tính là C = f.c, với f là hệ số đánh giá các yếu tố ngăn cản sự tiếp xúc của ion với điện cực, gọi là hệ số hoạt độ. Ở điều kiện thường, nhiệt độ 20 0C RT (hay T = 293 K) thì 0 = 0,058 nên: F 0,058 C2 U = n ln C 1
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.3. Điện thế oxy hóa khử: • Trong hệ sinh vật luôn xảy ra các phản ứng oxy hóa khử. Điện thế xuất hiện trong quá trình đó gọi là điện thế oxy hóa khử. • Các dạng oxy hóa khử có thể xảy ra ở chất vô cơ cũng như hữu cơ. Ví dụ: Cu2+ +2e Cu Fe3+ + e Fe2+ Hay: C6H4O2 + 2H + 2e C6H4(OH)2
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.3. Điện thế oxy hóa khử: • Ở chương trước ta đã biết, khi nhúng một điện cực bằng kim loại trơ (vàng, bạch kim,…) vào dung dịch chất oxy hóa khử (như dung dịch chứa muối FeCl2 và muối FeCl3 ) thì trong dung dịch sẽ sảy ra phản ứng oxy hóa khử: Fe3+ + e Fe2+ Fe2+ - e Fe3+ Điện cực sẽ tích điện dương hoặc âm, tạo ra một điện thế gọi là điệ]n thế oxy hóa khử: RT [ Ox nF [ Kh] E = ln + E0 0,058 [ Ox] Ở điều kiệnKh] ường, nhiệt độ 20 0C (hay T = 2930C) thì: n [ th E= ln + E0
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.3. Điện thế oxy hóa khử: • Nếu nhúng hai điện cực cùng loại vào hai dung dịch đều chứa FeCl2 và FeCl3 nhưng có nồng độ một trong hai muối này khác nhau thì điện thế ở hai điện cực sẽ khác nhau và giữa chúng xuất hiện một hiệu điện thế: RT C13+ C2 + 3 U= nF (ln C12 + - ln C 2 + ) 2 Với C13+ và C 23+là nồng độ hoạt tính của ion hóa trị 3 (Fe3+) trong hai dung dịch, C12+ và C 2 + là nồng độ hoạt tính của 2 ion hóa trị 2 (Fe2+ ) trong hai dung dịch đó.
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.1.3. Điện thế oxy hóa khử: • Nhận xét chung: Tuy cách hình thành có khác nhau, nhưng muốn hình thành điện thế cực, điện thế nồng độ hay điện thế oxy hóa khử đều cần phải có các điện cực kim loại với chức năng là chất cho hoặc nhận electron; Vì vậy cả ba loại trên được gọi chung là điện thế cực.
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.2. Điện thế ion: Là điện thế xuất hiện khi có sự phân bố không đồng đều của các ion dương (cation) và ion âm (anion) ở hai hai vùng khác nhau trong dung dịch. Các dạng chính là điện thế khuyếch tán và điện thế màng.
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.2. Điện thế ion: 1.2.1. Điện thế khuyếch tán: Ta xét ví dụ: - Có hai dung dịch axit HCl với nồng độ C1 < C2 được ngăn cách nhau bởi một màng ngăn. Khi bỏ màng ngăn thì xảy ra hiện tượng khuyếch tán của các ion từ nơi có nồng độ cao sang nơi nồng độ thấp hơn. Nhưng ion H+ có độ linh động lớn hơn ion Cl- rất nhiều, nên bỏ màng ngăn thì H+ khuyếch tán nhanh hơn ion Cl- .
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.2.1. Điện thế khuyếch tán: - Kết quả là phía nồng độ C2 sẽ tích điện âm hơn, phía C1 tích điện dương hơn và giữa hai phía dung dịch xuất hiện một hiệu điện thế khuyếch tán. Hiệu điện thế khuyếch tán tạo ra một điện trường ngăn cản sự khuyếch tán của ion H+ và thúc đẩy sự khuyếch tán của ion Cl-. Hiệu điện thế khuyếch tán chỉ tồn tại trong thời gian ngắn, khi còn chênh lệch nồng độ, đến khi nồng độ dung dịch được san bằng thì hiệu điện thế khuyếch tán sẽ mất.
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.2.1. Điện thế khuyếch tán: • Độ lớn hiệu điện thế khuyếch tán phụ thuộc vào chênh nồng độ và độ linh động của các ion và được xác định theo công thức: RT V − V + C2 − UKT = nF V + V ln C + − 1 Với V+ và V- tương ứng là độ linh động của của ion dương và ion âm • Ở điều kiện thường (20 0C) thì: 0,058 V − V + C − UKT = n . V + V ln C (2) 2 + − 1
BÀI GIẢNG LÝ SINH CHƯƠNG II: ĐIỆN SINH HỌC 1.2.1. Điện thế khuyếch tán: • Đối với hệ sinh vật, do đồng thời có nhiều loại ion khác nhau, với những mối liên quan khác nhau, nên sự hình thành và cách xác định điện thế khuyếch tán sẽ phức tạp hơn nhiều; tuy nhiên vẫn có thể áp dụng công thức (2) với những hiệu chính thích hợp.