Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
1 слайд
1
Лекция 2
«Протолитические равновесия. Буферные растворы»
Ставропольский государственный медицинский университет
Кафедра общей и биологической химии
2 слайд
План лекции:
Основные положения проолитической теории Бренстеда- Лоури.
Буферные растворы и их количественные характеристики.
Буферные системы крови и слюны.
Кислотно- основное состояние организма. Ацидоз. Алкалоз.
3 слайд
3
4 слайд
4
Протонная теория кислот и оснований- теория Бренстеда-Лоури (1923 г.)
Йоханнес Николаус Бренстед (1879—1947) — датский физикохимик
Томас Мартин Лоури
(1875 — 1936) — английский химик
5 слайд
5
Кислота –acid - молекулярная частица или ион- донор протонов (НА, ВН+ )
Основание -base- молекулярная частица или ион акцептор протонов ( В, А–)
В + Н+ ⇄ ВН+
основание сопряженная
кислота
Амфолит- молекулярная частица или ион,способная быть как донором, так и акцептором протонов
НА ⇄ Н+ + А–
кислота сопряженное
основание
6 слайд
6
СН3СООН
Н+
СН3СОО–
+
Кислота и основание - сопряжённая кислотно- основная (протолитическая) пара
осн-е
А–
НА
В
ВН+
к-та сопр.
осн-е
сопр.
к-та
К-та
сопр. осн-е
СН3СООН /
СН3СОО–
!! Чем слабее кислота, тем сильнее сопряженное основание
К-та
Сопр. осн-е
Протолитическая пара:
7 слайд
Количественные характеристики кислот и оснований Бренстеда
7
8 слайд
Взаимодействие между кислотой и основанием Бренстеда
Кислота1 Основание2 ↔ Основание1 Кислота2
сопряженная кислотно- основная пара (1)
сопряженная кислотно- основная пара (2)
В результате конкуренции за протон между основаниями взаимодействующих кислотно-основных пар устанавливается кислотно- основное (протолитическое ) равновесие
9 слайд
Кислотно-основное (протолитическое) равновесие
9
Побеждает пара, которая содержит более сильный акцептор протона (основание).
! ! Протолитическое равновесие смещается в сторону образования более слабой кислоты
10 слайд
10
Взаимодействие между кислотой и основанием Бренстеда
H2O
+
H3O+
HCl
+
Cl–
Η +
Кислота1
Основание2
Кислота2
Основание1
H2O
+
NH3
NH4+
OH–
+
Кислота1
Основание2
Основание1
Кислота2
Η +
11 слайд
Буферные системы-
равновесные протолитические системы, способные сохранять практически постоянное значение рН при добавлении небольших количеств кислот и щелочей, а также при разбавлении .
Раствор, содержащий буферные системы- буферный раствор.
! В результате метаболизма в организме человека ежесуточно образуется количество кислоты ≈ 25л НCI (конц.).
ΔрН на 0,6 единиц- летальный исход !!!
12 слайд
Водородный показатель – рН -
Кw = [H+] · [OH–] = 10-7моль/л · 10-7моль/л =10–14 [моль2/л2]
Кw -ионное произведение воды (при 25°C)
– lg[H+]+(– lg[OH–])=– -lg10–14
[H+] > [OH–],среда кислая рН< 7
[OH–] > [H+],среда щелочная, рН > 7
[H+] =[OH–],среда нейтральная, рН=7
это мера активной кислотности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе
pН = – lg[H+]
Показатель основности раствора рОН = – lg[OH–]
рН + рОН = 14
13 слайд
Значение рН важнейших биологических жидкостей
14 слайд
Классификация буферных систем
1. Кислотные: слабая кислота + соль этой кислоты
14
А–
НА
, в растворе:
, в растворе:
15 слайд
2. Основные- слабое основание +соль этого основания
15
В
ВН+
, в растворе:
аммиачная
16 слайд
3. Ионы и молекулы амфолитов
Белковая и аминокислотная буферная система
NH3-Pt-COO-
NH3-Pt-COOН
Анионная
16
NH2-Pt-COO-
NH3 - Pt-COO
+
+
-
+
-
акцептор протона
акцептор протона
донор протона
Катионная
донор протона
17 слайд
Буферное действие-
способность буферных систем сохранять постоянство pH
Механизм буферного действия:
HCO3- / H2CO3 к данной протолитической системе
а)добавим сильную кислоту: HCl → H+ + Cl-
HCO3- + H+ ↔ H2CO3 ↔ CO2 + H2O
б)добавим сильное основание: NaOH → Na+ + OH-
H2CO3 + OH- ↔ HCO3- + H2O
H+
18 слайд
Эквивалентная замена:
сильная кислота HCl → H2CO3 слабая кислота
сильное основание NaOH → HCO3- слабое снование
Вывод:
в БС кислотный компонент нейтрализует сильное основание, основный- сильную кислоту, поэтому рН БС практически не изменяется
в основных БС анион (основание Бренстеда) работает против кислоты, а кислота- против щелочи
19 слайд
19
Вывод формул для расчета рН
20 слайд
20
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха
В общем случае:
21 слайд
21
рН буферного раствора зависит от:
Природы компонентов (рК слабой кислоты или основания)
Соотношения концентраций компонентов (кислоты и соли)
Температуры
!!! рН не зависит от разбавления, т.к. концентрация компонентов уменьшается, но соотношение остаётся постоянным
22 слайд
22
Для основного буферного раствора:
23 слайд
23
Буферная ёмкость
В – число моль-эквивалента сильной кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 л буферной системы, чтобы изменить рН на единицу
, ммоль/л
Буферная ёмкость по кислоте - Ва - определяется содержанием буферного основания
Буферная ёмкость по щелочи -
Вв- определяется содержанием буферной кислоты
24 слайд
24
Буферная ёмкость зависит от:
От соотношения компонентов
и максимальна при соотношении 1 : 1
От рН буферного раствора
!!! БЕ уменьшается при разбавлении, т.к. уменьшаются концентрации компонентов
Абсолютных концентраций компонентов
25 слайд
25
Зона буферного действия
1.Буферное действие зависит от соотношения компонентов буферной системы
2. Зона буферного действия - определённый интервал значений рН, в пределах которого сохраняется буферное действие
26 слайд
26
Защитные функции по поддержанию рН выполняют :
Гидрокарбонатная БС
Фосфатная БС
Гемоглобиновая БС
Белковая БС
27 слайд
27
28 слайд
Распределение буферных систем плазмы крови, цельной крови по буферной ёмкости
Плазма крови
Гидрокарбонатная→белки → фосфатная → →аминокислоты
Цельная кровь (эритроциты)
Гемоглобиновая → гидрокарбонатная → →фосфатная → белковая
29 слайд
29
I. Гидрокарбонатная буферная система
55%буферной емкости крови
Зона буферного действия pH=5,4-7,4
В физиологических условиях с учётом растворенного СО2 (37oС)
Содержится в эритроцитах, межклеточной жидкости, в почечной ткани, cлюне
Ва>Вв
30 слайд
30
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха
(для расчета рН крови)
рСО2 – альвеолярное давление (парциальное давление СО2 воздуха, находящегося в равновесии с кровью)
S – коэффициент, учитывающий растворимость газов в жидкости (S= 0,033)
31 слайд
31
Расчёт рН крови
32 слайд
32
Механизм действия гидрокарбонатной буферной системы
1. При увеличении в крови концентрации ионов Н+ :
H+ + HCO3– H2CO3 CO2 + H2O
выводится через легкие за 10-15 мин
2. При поступлении в кровь оснований:
OH– + H2CO3 HCO3– + H2O
избыток удаляется через почки
Система быстрого реагирования. Восстанавливается счет легочной вентиляции в течение 10‑18 часов.
H+
33 слайд
33
II. Фосфатная буферная система:
КН2РО4 и К2НРО4 -в клетках (ткани почек, пищеварительных желёз)
NaH2PO4 и Na2HPO4- в плазме крови, межклеточной жидкости, cлюне .
В норме:
Уравнение буферного действия:
Ва>Вв
Зона буферного действия рН=6,2-8,2
34 слайд
34
Механизм действия
а) в результате переработки мясной пищи :
H+ + HPO42– H2PO4–
рН мочи уменьшается
б) при употреблении растительной пищи :
OH– + H2PO4– HPO42– + H2O
Избыточные продукты нейтрализации выводятся через почки. рН мочи 4,8-7,5
Полное восстановление [НРО42–]:[H2PO4–]=4:1 - через 2-3 суток
рН мочи повышается
H+
35 слайд
35
III. Белковая буферная система:
в водных растворах:
NH2–Рt–СООН (R) NH3+–Pt–COO– (R±)
акцептор донор донор акцептор
протона протона протона протона
(биполярный ион)
NH2-Pt-COONa акцептор протона
NH2 -Pt-COOН донор протона
рI (ИЭТ)
– изоэлектрическая точка белка – значение рН, при котором молекула белка, в целом, электронейтральна
36 слайд
36
Механизм действия
При добавлении сильной кислоты:
При добавлении щелочи:
катион белкаR+
анион белка R–
Η +
37 слайд
37
Белковая буферная система поддерживает постоянство рН в клетках и тканях, причем:
катионная (R+ ) в средах с рН<6,
анионная (R- ) в средах с рН>6.
В крови работает анионный белковый буфер
Попадающие на кожу человека небольшие количества кислоты или щелочи довольно быстро нейтрализуются белковой буферной системой
38 слайд
38
а) H2N – Pt – COO – + Н+ ⇄ H3N+ – Pt – COO–
белок–основание соль белка–основания
сопряженная кислота
б) H3N+ – Pt – COO – + ОН– ⇄ H2N – Pt – COO– + Н2О
соль белка–основания сопряженное белок-основание
кислота
где Pt – макромолекулярный остаток белка.
Механизм действия анионного
белкового буфера
39 слайд
39
IV. Гемоглобиновая буферная система:
~ 35 % общего буферного
действия крови
Гемоглобиновая
H-Hb
K-Hb
венозная кровь
рН = 7.32 – 7.36
Оксигемоглобиновая
HHbО2
К-HbО2
артериальная кровь
рН = 7.42 – 7.46
~ 63-75 % общего буферного действия
в эритроцитах
Вв > Ва
Ва > Вв
40 слайд
40
Оксигемоглобин более сильная кислота, чем гемоглобин!
ННв + О2 ⇄ ННвО2⇄ Н+ +
ННв ⇄ Н+ + Нв–
Механизм действия связан с присоединением и отдачей кислорода
41 слайд
41
Механизм действия
Действие системы сопряжено с процессами газообмена в капиллярах легких и тканей
42 слайд
42
В легких идет процесс оксигенации:
среда должна стать более кислой, но гидрокарбонат-ион взаимодействует с оксигемоглобином и кислотность среды восстанавливается:
HCO3- + H-HbO2 → HbO2- + H2O + CO2↑
удаляется
через легкие
Η +
Взаимосвязь гидрокарбонатной и гемоглобиновой буферных систем
43 слайд
43
Среда должна стать более щелочной, но в реакцию вступает более сильная угольная кислота, образуя HCO3- , который является основным компонентом щелочного резерва крови
В тканях отдаётся кислород и поглощается СО2
Η +
44 слайд
44
Щелочной резерв крови
Число мл СО2, содержащееся в 100 мл крови
(главным образом в виде гидрокарбонатов НСО3-)
Норма:
50-70 % (по объему)
или 25-30 ммоль/л
45 слайд
45
Все буферные системы организма обладают большей буферной емкостью по кислоте, чем по основанию,
( поскольку характеризуются соотношением):
1 : 4 < [акцептор протона] : [донор протона] < 1 : 20
Это соотношение находится в соответствии с особенностями метаболизма человеческого организма, образующего больше кислотных продуктов, чем основных.
Именно поэтому очень важным показателем для физиологических сред является буферная емкость Вк по кислоте.
При заболеваниях органов дыхания, кровообращения, печени, желудка, почек, при отравлениях, голодании, диабете, ожоговой болезни может наблюдаться уменьшение или увеличение Вк по сравнению с нормой.
Возникают патологические явления: ацидоз и алкалоз.
46 слайд
46
Ацидоз
– накопление в организме кислых продуктов
уменьшение рН крови в сравнении с нормой (уменьшение Ва в сравнении с нормой, щелочной резерв уменьшается)
Алкалоз
– накопление в организме щелочных продуктов
увеличение рН крови в сравнении с нормой
(увеличение Ва в сравнении с нормой , щелочной резерв увеличивается)
47 слайд
47
норма
рН≈7.40
некомпенсированный
ацидоз
комп.
ацидоз
комп.
алкалоз
некомпенсированный
алкалоз
норма
Компенсированный и некомпенсированный ацидоз и алкалоз
Лечение
5% раствор
аскорбиновой
кислоты.
Лечение
4% NaHCO3 или
11% лактат натрия
3.66% трисамин
Н2NС(СН2ОН)3
48 слайд
48
МЕТАБОЛИЧЕСКИЙ АЦИДОЗ
Недостаток НСО3- или избыток нелетучих кислот в межклеточной жидкости
Причины:
введение или образование стойких кислот (молочная кислота при шоке, кетокислоты при голодании и диабете);
неполное удаление кислот при почечной недостаточности;
потеря НСО3- при заболеваниях ЖКТ;
кислородное голодание тканей.
49 слайд
49
ДЫХАТЕЛЬНЫЙ АЦИДОЗ
Избыток СО2 (вследствие понижения легочной вентиляции –гиповентиляции по сравнению с нормой)
Причины:
нарушение регуляции дыхания при травмах и опухолях мозга, кровоизлияниях в мозг
введение транквилизаторов (барбитуратов)
отравление морфином, алкоголем
пневмония, отек легких, попадание инородных предметов в дыхательный тракт
50 слайд
50
ДЫХАТЕЛЬНЫЙ АЛКАЛОЗ
Недостаток СО2 в связи с повышением легочной вентиляции-гипервентиляции ,
в сравнении с нормой .
Причины:
вдыхание разреженного воздуха;
тепловая отдышка;
лихорадочное состояние, истерия.
51 слайд
51
МЕТАБОЛИЧЕСКИЙ АЛКАЛОЗ
Удаление кислот из организма или накопление НСО3-
Причины:
потеря Н+ при рвоте и кишечной непроходимости;
увеличение НСО3- при введении солей органических кислот (лимонной, молочной, уксусной, яблочной);
длительный приём щелочной пищи или минеральной воды.
52 слайд
52
53 слайд
53
Спасибо за внимание!
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
6 625 797 материалов в базе
Настоящий материал опубликован пользователем Остапенко Наталья Анатольевна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт
Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.
Удалить материалВаша скидка на курсы
40%Курс профессиональной переподготовки
500/1000 ч.
Курс повышения квалификации
36 ч. — 144 ч.
Курс повышения квалификации
72 ч. — 180 ч.
Курс повышения квалификации
72/108 ч.
Мини-курс
8 ч.
Мини-курс
6 ч.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.