Буферні розчини – це розчини, що зберігають незмінні значення рН при розведенні або додаванні невеликої кількості сильної кислоти або основи.

Протолітичні буферні розчини є сумішшю електролітів, що містять однойменні іони.

Існує два типи протолітичних буферних розчинів:

1. Кислотні, що складаються із слабкої кислоти та надлишку пов'язаної з нею основи (солі, утвореної сильною основою та аніоном цієї кислоти);
2. Основні, що складаються із слабкої основи та надлишку сполученої з ним кислоти (тобто солі, утвореної сильною кислотою та катіоном цієї основи).

Рівняння буферної системи розраховується за формулою Гендерсона-Гассельбаха:

де рК = -ℓg До Д.

С – молярна або еквівалентна концентрація електроліту (C = V N)

Механізм дії буферних розчинів можна розглянути з прикладу ацетатного буфера: СН 3 СООН + СН 3 СООNa .

Висока концентрація ацетат-іонів обумовлена ​​повною дисоціацією сильного електроліту - ацетату натрію, а оцтова кислота у присутності однойменного аніону існує у розчині практично у неіонізованому вигляді.

1. При додаванні невеликої кількості хлороводневої кислоти, іони Н + зв'язуються з наявною в розчині пов'язаною основою СН 3 СОО - в слабкий електроліт СН 3 СООН.

CH 3 COO‾ + H + ↔ CH 3 COOH

З рівняння видно, що сильна кислота НС1 замінюється еквівалентною кількістю слабкої кислоти СН3СООН. Кількість СН 3 СООН збільшується та за законом розведення В. Оствальда ступінь дисоціації зменшується. Внаслідок цього концентрація іонів Н+ у буфері збільшується, але дуже незначно, при цьому рН зберігається постійним.

При додаванні кислоти до буфера рН визначається за такою формулою:

2. При додаванні до буфера невеликої кількості лугу протікає її реакція з СН 3 СООН. Молекули оцтової кислоти будуть реагувати з гідроксид-іонами з утворенням Н 2 О та СН 3 СОО ‾:

CH 3 COOН + OH ↾ ↔ CH 3 COO‾ + H 2 O

В результаті цього луг замінюється еквівалентною кількістю слабоосновної солі CH3COONa. Кількість СН 3 СООН зменшується і за законом розведення В. Оствальда ступінь дисоціації збільшується за рахунок потенційної кислотності недисоційованих молекул СН 3 СООН, що залишилися. Отже, концентрація іонів Н+ практично не змінюється, і рН залишається незмінним.

При додаванні лугу рН визначається за такою формулою:

3. При розведенні буфера рН також змінюється, т.к. константа дисоціації та співвідношення компонентів у своїй залишаються незмінними.

Таким чином, рН буфера залежить від константи дисоціації та співвідношення концентрації компонентів. Чим ці величини більші, тим більше рН буфера. Варто зазначити, що рН буфера буде максимальним при співвідношенні компонентів рівним одиниці .

Буферна ємність – це здатність буферної системи протидіяти зміні рН середовища.

Буферна ємність (В) виражається кількістю моль-еквівалентів сильної кислоти або лугу, яку слід додати до одного літра буфера, щоб змістити рН на одиницю.

де В - буферна ємність, n Е - кількість моль-еквівалента сильної кислоти або лугу, рН Н - початкове значення рН (до додавання кислоти або лугу), рН К - кінцеве значення рН (після додавання кислоти або лугу), ΔрН - зміна рН .

На практиці буферна ємність розраховується за такою формулою:

де V – об'єм кислоти або лугу, N – еквівалентна концентрація кислоти або лугу, V буф. - обсяг буферного розчину, рН - зміна рН.

Буферна ємність залежить від концентрації електролітів та співвідношення компонентів буфера. Найбільшу буферну ємність мають розчини з більшою концентрацією компонентів і співвідношенням компонентів, рівним одиниці .

В організмі людини діють такі буферні системи:

1. Бікарбонатний буфер, що є основною буферною системою плазми крові; він є системою швидкого реагування, так як продукт його взаємодії з кислотами 2 - швидко виводиться через легені. Крім плазми, ця буферна система міститься в еритроцитах, інтерстиціальній рідині, нирковій тканині.
2. Гемоглобіновий буфер є головною буферною системою еритроцитів, частку якої припадає близько 75% всієї буферної ємності крові. Участь гемоглобіну в регуляції рН крові пов'язана з його роллю в транспорті кисню та СО2. Гемоглобінова буферна система крові відіграє значну роль відразу в кількох фізіологічних процесах: диханні, транспорті кисню в тканині та у підтримці сталості рН усередині еритроцитів, а зрештою - у крові.
3. Фосфатний буфер міститься як у крові, так і в клітинній рідині інших тканин, особливо нирок. У клітинах він представлений солями К 2 НРО 4 і КН 2 РО 4 , а в плазмі крові та міжклітинної рідини Na ​​2 HPO 4 і NaH 2 PO 4 . Функціонує в основному в плазмі і включає: дигідрофосфат іон Н 2 РО 4 - гідрофосфат іон НРО 4 2- .
4. Білковий буфер складається з білка-кислоти та його солі, утвореної сильною основою.

Білок - це амфотерний електроліт і тому має власну буферну дію. Взаємодія буферних систем в організмі за стадіями:

1. У процесі газообміну в легенях кисень надходить до еритроцитів;

2. У міру переміщення крові до периферичних відділів кровоносної системи відбувається віддача кисню іонізованою формою HbO 2 - . Кров при цьому з артеріальної стає венозною. Віддається в тканинах кисень витрачається на окислення різних субстратів, у результаті утворюється СО 2 , більшість якого надходить в еритроцити.

3. В еритроцитах у присутності карбоангідрази зі значною швидкістю протікає наступна реакція:

СО 2 + Н 2 О ↔ Н 2 СО 3 ↔ Н + + НСО 3 -

4. Надлишок протонів, що утворюється, зв'язується з гемоглобінат-іонами, при цьому зв'язування протонів зміщує рівновагу реакції стадії (3) вправо, внаслідок чого концентрація гідрокарбонат іонів зростає і вони дифундують через мембрану в плазму. В результаті зустрічної дифузії іонів, що відрізняються кислотно-основними властивостями (хлорид-іон протолітично неактивний; гідрокарбонат іон в умовах організму є основою), виникає гідрокарбонатно-хлоридний зсув. Цим пояснюється кисліша реакція середовища в еритроцитах (рН = 7,25) порівняно з плазмою (рН = 7,4).

5. Гідрокарбонат-іони, що надходять у плазму, нейтралізують надлишок протонів, що накопичується там, що виникає в результаті метаболічних процесів;

6. СО 2, що утворився, взаємодіє з компонентами білкової буферної системи;

7. Надлишок протонів нейтралізується фосфатним буфером:

Н + + НРО 4 - ↔ Н 2 РО 4 -

8. Після того, як кров знову потрапляє в легені, в ній збільшується концентрація оксигемоглобіну (стадія 1), який реагує з гідрокарбонат-іонами, які не дифундували в плазму. СО 2, що утворюється, виводиться через легені. Внаслідок зменшення концентрації НСО 3 - іонів у цій частині кровоносного русла спостерігаються їх дифузія в еритроцити та дифузія хлорид-іонів у зворотному напрямку.

9. У нирках також накопичується надлишок протонів внаслідок реакції:

СО 2 + Н 2 О ↔ Н 2 СО 3 ↔ Н + + НСО 3 - ,

який нейтралізується гідрофофат-іонами та аміаком (аміачний буфер):

H++ NH 3 ↔ NH 4 +

Слід зазначити, що на підтримку сталості рН різних рідких систем організму впливають не так буферні системи, як функціонування низки органів і систем: легень, нирок, кишечника, шкіри та ін.

pH крові людини в середньому становить 7,4, зміна цього значення навіть на одну десяту одиниці призводить до тяжких порушень (ацидозу або алкалозу). Коли водневий показник виходить межі діапазону 6,8 - 7,8, це зазвичай веде до загибелі. Найважливіше буферна система крові - вугільна (HCO 3 - / H 2 CO 3), друга за значенням - фосфатний (HPO 2 -4 / H 2 PO -4), а також певну роль у підтримці pH грають білки.

Розмір: px

Починати показ зі сторінки:

Транскрипт

2 Основні питання: 1. Буферні системи, склад та механізм їх дії 2. Ацетатний, фосфатний, аміачний, гідрокарбонатний, гемоглобіновий буфери 3. Розрахунок рН буферних розчинів. 4. Буферна ємність та фактори, що впливають на неї 5. Значення буферних систем для хімії та біології, медицини та фармації

3 У процесі метаболізму у нашому організмі виділяється багато кислот соляна, піровиноградна, молочна. Але в організмі суворо зберігається рН. Постійність рН біологічних середовищ підтримується не тільки за допомогою фізіологічних механізмів (легенева та ниркова компенсації), але за допомогою фізико-хімічної буферної дії, іонного обміну та дифузії. Підтримка на заданому рівні кислотно-основної рівноваги забезпечується на молекулярномурівнедієюбуфернихсистем.

4 Розчини, що зберігають постійне значення pH при додаванні невеликих кількостей сильних кислот і лугів, а також при розведенні, називаються буферними протолітичними системами. Здатність деяких розчинів зберігати незмінною концентрацію іонів водню одержала назву буферної дії, яка є основним механізмом протолітичного меостазу. Буферні розчини - це суміші слабкої основи або слабкої кислоти та їх солі. У буферних розчинах, згідно з теорією Бренстеда Лоурі, головними «діючими» компонентами є доноріакцепторпротонів.

5 Буферні розчини можна приготувати двома способами: 1. Частковою нейтралізацією слабкого електроліту сильним електролітом: СН 3 СООН(надлишок) + NaOH; NaOH(надлишок) + HCl 2. Змішуванням розчинів слабких електролітів з їх солями (або двох солей): СН 3 СООН і СН 3 СООNa; NH 3 та NH 4 Cl; NаН 2 РВ 4 і Nа 2 НРВ 4

6 Причина виникнення в розчинах нової якості буферної дії полягає в поєднанні кількох протолітичних рівноваг В(підстави)+Н + НВ + (спів. кислота) НА(кислота) Н + + А - (спів. основа) Пов'язані кислотно-основні пари НВ + /Ві НА/А - називають буферними системами, які являють собою суміщені рівноваги процесівіонізаціїігідролізу.

7 Таким чином, протолітичнібуферні системи складаються з двох компонентів. I. слабка пов'язана. кислота основа II. слабка основа пов'язана. кислота Один із компонентів пов'язує Н+ сильної кислоти, інший ВІН - сильної луги.

8 КЛАСИФІКАЦІЯ БУФЕРНИХ СИСТЕМ I. Кислотні буферні системи. Є сумішшю слабкої кислоти НА (донор протона) та її солі А - (акцепторпротону). q ацетатна: СН 3 СООН + СН 3 СООNa СН СН 3 3 СООН СОО q гідрокарбонатна: Слабка кислота Сполучена основа Н 2 СО НСО 3 3

9 ІІ. Основні буферні системи. Є сумішшю слабкої основи (акцептор протона) та її солі (донорпротону). Аміачна буферна система: суміш слабкої основи NH 3 H 2 O (акцептор протона) та його солі сильного електроліту NH + 4 (донор протона). Зона буферної діїприрн 8,2-10,2 NH 4 NH OH + 4 Слабка основа Сполучена кислота

10 ІІІ. Сольові буферні системи. КН 2 РО 4 + К 2 НРО 4 внутрішньоклітини NaH 2 PO 4 +Na 2 HPO 4 поза клітиною Гідрофосфатна буферна система (зона буферної дії рН 62 82). Є сумішшю слабкої кислоти Н 2 РО - 4 (донор протону) ієєсолінро 2-4 (акцепторпротону) Н 2РО НРО Слабка кислота Сполучена основа

11 IV. Амінокислотні та білкові буферні системи. Буферна дія цих буферних систем починає проявлятися при додаванні до них деякої кількості кислоти чи лугу. Утворюється суміш двох форм білка: а) слабка «білок-кислота» + сіль цієї слабкої кислоти б) слабке «білок-основа» + сіль цієї слабкої основи

12 Розрахунок pH буферних систем (рівняння Гендерсона-Гассельбаха) На прикладі ацетатного буферного розчину розглянемо розрахунок буферних систем. СН СООН СН СООNa Ацетат натрію практично 3 повністю розпадається на іони: СН 3 СООNa СН 3 СОО - + Н + 3 оцтова кислота дисоціює лише в незначній мірі: СН 3 СООН СН 3 СОО - + Н + Застосуємо закон діючих мас куравненню дис

13 У присутності ацетату натрію рівновага дисоціації оцтової кислоти сильно зміщена ліворуч відповідно до принципу Ле-Шательє. Майже вся кислота в такому розчині знаходиться в позадисоційованому вигляді і лише незначна її кількість дисоціює, утворюючи іони Н + і забезпечуючи кисле середовище розчину. Тому рівноважна концентрація непродисоціювальної кислоти у цьому розчині практично дорівнює загальній її концентрації, тобто. С(СН 3 СООН) дорівнює. С(кислоти). Концентрація ацетат-іонів у буферній суміші практично дорівнює вихідній концентрації солі: С(СН 3 СОО -) С(солі).

14 Врівняння константи дисоціації оцтової кислоти підставимо загальну концентрацію кислоти ісолі, отримаємо К д = C С к ти Прологарифмувавши це рівняння і змінивши знаки на зворотні, отримаємо: солі, lgс = lgк д С до ти солі Оскільки lg С(Н +)= lgкд = рк кислоти, то + = К д С С к ти солі

15 ph = pk до ти lg С С до ти солі або ph = pk до ти + lg С С солі кислоти Це рівняння називають рівнянням Гендерсона-Гессельбаха. Це основне рівняння, яке використовується для опису кислотно-лужної рівноваги в біологічних системах.

16 Після аналогічного висновку для основних буферних систем: poh ph = = 14 pk осн pk + осн lg С lg С (солі) (підстави) С С (солі) (підстави) З рівнянь видно, що рН кислотної (основної) буферної системи залежить від природи слабкого електроліту (рк(кислоти), рк(підстави), від співвідношення концентрацій солі та кислоти (підстави) і від температури.

17 Слід зазначити, що буферні системи ефективно підтримують рн в діапазоні: рк (кислоти) ±1 для кислотних систем; 14 (рк(підстави)±1) для основних систем. Механізм впливу буферних систем. 1.Розвільнення. При розведенні водою концентрації кислоти ісолі зменшуються водно і таке ж число разів, носовідношення lg С(солі)/С(кислоти) не змінюється, тому рН буферного розчину практично не змінюється. Крім того, рк кислоти або рк основи незалежного звільнення. 2. Додавання кислот і основ. При додаванні в ацетатний буфер невеликої кількості сильної кислотиіонин + (утворюютьсяприєдисоціації)

18 зв'язуються сацетат-іонами, що містяться надлишку, з утворенням слабодисоціюючих молекул СН 3 СООН. Ступінь дисоціації СН 3 СООН мала і концентрація [Н + ] практично не змінюється, рН буферного розчину зменшиться, але незначно. СН 3 СООН CH 3 COONa + HCl CH 3 COOH + NaCl х х х буфер рнfl рн = рк до ти + lg C С солі до ти х + х

19 При додаванні невеликої кількості NaOH, OH - іони нейтралізуються кислотним компонентом буферного розчину, утворенням молекулводи. СН 3 СООН + NaOH CH 3 COONa + H 2 O х х х CH 3 COONa буфер В результаті додана сильна основа замінюється еквівалентною кількістю слабкої сполученої основи СН 3 СОО -, яка меншою мірою впливає на реакцію середовища. рН буферного розчину збільшується, але незначно.

20 рн рн = рк до ти + lg C З солі до ти + х х Приклад: порівняємо зміну рн при пропущенні 0,01 моль хловодню через 1 л: Ацетатного буферного розчину, що містить по 0,1 моль/л солі та кислоти ; v Дистильованої води Початкове знання рн буферного розчину дорівнює рн = рксн 3 СООН = 4,75, т.к. С к ти = З солі Після додавання HCl: рН = 4,75 + lg 0,1 0,01 0,1 + 0,01 рН = 4,66; ΔрН = 4, = 0,09 одиниці рН

21 v рН = 7 для дистильованої води. Після пропущення 0,01 моль HCl ph = -lg 0,01 = 2; ΔрН = 7 2= 5 одиниць рн Здатність буферного розчину зберігати рН у міру додавання сильної кислоти або сильної лугу приблизно на постійному рівні далеко не безмежна і обмежена величиною так званої буферної ємності.

22 БУФЕРНА ЄМНІСТЬ Буферна ємність (В) - це число молей еквівалента сильної кислоти або лугу, яке необхідно додати до 1 лбуферного розчину, щоб змістити його рН на одиницю. Буферна ємність системи визначається по відношенню до кислоти, що додається (В кисл.) або основи (луги) (В осн.) і розраховується по формулах: В кисл. = H (HA) ph - ph 0 V (HA), V (б.p.) H В осн. =, ph - ph V(B) V(б.p.) де V(HA), V(B) - обсяги доданих кислоти або лугу, л.; С н =(НА), С н (В) молярні концентрації еквівалента відповідно кислоти та лугу; V(б.р.) – обсяг вихідного буферного розчину, л.; рн о, рн - значення рн буферного розчину до і після додавання кислоти або лугу; рн-рно - різниця рнпо модулю. C (B) 0

23 Буферна ємність по відношенню до кислоти (В кисл.) визначається концентрацією (кількістю еквівалентів) компонента з основними властивостями; буферна ємність по відношенню до основи (В осн.) визначається концентрацією (кількістю еквівалентів) компонента кислотними властивостями в буферному розчині.

24 Буферна ємність залежить від співвідношення компонентів та їх концентрації а) співвідношення компонентів сіль кислота 90 ммоль 10 ммоль = = = ммоль HCl + 10 ммоль HCl = = lg4 = 0,60 lg0,67 = -0,17 = 0,67 Буферна ємність максимальна при співвідношенні компонентів рівних одиниці, при цьому осн = кисл., арн = рк

25 б) концентрація компонентів. Чим вища концентрація, тим більша буферна ємність. сіль кислота 20 ммоль 50 = 1 = 1 20 ммоль ммоль HCl + 10 ммоль HCl = 0,33 = 0, lg0,33 ​​= 0,48 lg0,67 = -0,17

26 Застосування будь-якої буферної системи обмежено певною областю рН: для кислотних систем рн = рк кислоти ±1; для основних систем рН = 14 - (РК основи ±1). ВИСНОВОК: буферна ємність в основному залежить від співвідношення концентрацій компонентів та їх абсолютних концентрацій, а отже, відведення. Буферні системи крові Сталість рН рідких середовищ гранізму підтримується буферними системами: гідрокарбонатною, гемоглобіновою, фосфатною, білковою. Дія всіх буферних систем в організмі взаємопов'язана, що забезпечує біологічним рідинам постійне значення рН. В організмі людини і тварин буферні системи знаходяться в крові (плазмі та еритроцитах), у клітинах та міжклітинних просторах інших тканин.

27 Буферні системи крові представлені буферними системами плазми ібуферними системами еритроцитів. Буферні системи плазми Гідрокарбонатна 35% Білкова. 7% Фосфатна 2% рН = 7,4 44% Роль останньої незначна. На їхню частку припадає 44% буферної ємності крові. Буферні системи еритроцитів рН = 7,25 гемоглобінова 35% гідрокарбонатна 18% 56% Система органічних фосфатів 3% На їх частку припадає 56% буферної ємності крові.

Гідрокарбонатна буферна система становить 53% загальної буферної ємності крові (35% у плазмі, 18% в еритроцитах). Безпосередньо виміряти концентрацію вугільної кислоти у крові практично неможливо. Тому в рівняння Гендерсона-Гассельбаха замість вводять концентрацію вуглекислого газу.

29 Практично покриву вимірюють парціальний тиск вуглекислого газу 2. Концентрацію розчиненого в плазмі 2 розраховують, множачи на константу розчинності 2. Якщо виражено в кілопаскалях (кпа), то константа дорівнює 0,23, якщо вмм. рт. ст. 0,03. Тому, якщо Р СО 2 виражено в кпа, рівняння набуває наступної форми: рн =6,1 +lg Парціальний тиск СО 2 у плазмі крові в нормі становить ~ 5,3 кпа (40 мм.рт.ст.), що відповідає концентрації 2 ~1,2 ммоль/л.

30 Парціальний тиск СО 2 у плазмі крові в нормі становить ~ 5,3 кпа (40 мм.рт.ст.), що відповідає концентрації СО 2 ~1,2 ммоль/л. Концентрація гідрокарбонат-іонів у позаклітинній рідині при РСО2 = 5,3 кпа дорівнює 24 ммоль/л. Співвідношення у позаклітинній рідині [НСО - 3]/[СО 2 ] (обидві величини ммоль/л) становить 20:1. За рівнянням Гендерсона Гассельбаха це співвідношення відповідає величині рН плазми крові, що дорівнює 7,4: рН = 6,1 + lg24/1,2 = 6,1 + lg20 = 6,1 + 1,3 = 7,4 Таким чином, активна реакція плазми артеріальної крові у здорових людей відповідає рН = 7,40.

31 Оскільки гідрокарбонатів вкриви більше, ніж буферна система крові значно більше для кислот, ніж для основ. Це велике біологічне значення, т.к. впроцесі обміну речовин кислот утворюється більше, ніж основ. Концентрація зумовлює резервну лужність крові. Лужний резерв крові визначається тим обсягом вуглекислого газу, який поглинається 100см 3 крові при зіткненні з газовою сумішшю, що містить 5,5% 2 при тиску 40 мм.рт.ст., що відповідає тиску вуглекислого газу в легких. У нормі лужний резерв крові становить 50-65% (об'ємні) СО 2.

32 Зниження співвідношення:< 20 является причиной ацидоза. Различают газовый инегазовый ацидоз. Ацидоз газовый возникает при высокой концентрации СО 2 во вдыхаемом воздухе, заболевании органов дыхания (пневмония), угнетение дыхательного центра (анестетики, седативные препараты). Негазовый ацидоз возникает при накоплении нелетучих продуктов обмена, при ожогах и воспалительных процессах. Повышение соотношения [НСО 3- ]/ [СО 2 ]>20 наводить калкалоз.

33 Алкалоз газовий Пневмонія, астма Наслідок гіпервентиляції у тому числі при інтенсивній вентиляції легень (зменш. конц. CO 2). Алкалоз негазовий Втрата великих кількостей НСl при блювоті Виведення великих кількостей H + при прийомі діуретиків Введення великих кількостей NaHСО 3 Тривалий прийом мінеральних вод з великою сод. лугів

34 Основні клінічні прояви при ацидозі та алкалозі Ацидоз: Пригнічення ЦНС, при pH нижче 7 пригнічення досягає такого ступеня, при якому втрачається орієнтація; людина впадає у коматозний стан; Почастішання дихання з метою виведення вуглекислого газу, як пристосувальна реакція Алкалоз: Перезбудження нервової системи, що супроводжується тетонічними (судомними) скороченнями; може настати загибель від тетонічного скорочення дихальної мускулатури

35 Корекція кислотно-основного стану організму. В якості екстреної допомоги при ацидозі застосовують внутрішньовенне вливання розчинів гідрокарбонату натрію, проте при його введенні в результаті нейтралізації к-ти виділяється СО 2, що знижує ефективність засобу. Цього недоліку позбавлений трисамін, що зв'язує надлишкові протони: H 2 N-C(CH 2 OH) 3 + H + H 3 N + -C(CH 2 OH) 3. Як засіб, що коригує ацидоз, використовують також лактатнатрію. Для усунення явищ алкалозу як один з тимчасових заходів застосовують розчин аскорбінової кислоти.

36 Можлива зміна рН і в інших середовищах організму, наприклад, у різних відділах травного тракту, особливо в шлунку. При зниженій кислотності шлункового соку призначають розведену соляну кислоту, при підвищеній різні антацидні препарати: основний карбонат магнію Mg(OH) 2 4 MgCO 3 H 2 O, оксид магнію, карбонат кальцію та кальмагін (гранули, що містять основний карбонат магнію і гідрокарбонат натрію) . В основі фармакологічної дії всіх перерахованих засобів лежить р-іянейтралізація

37 Гемоглобінова буферна система Гемоглобінова буферна система знаходиться лише в еритроцитах. Механізм її дії пов'язаний із приєднанням та віддачею кисню. У зв'язку з цим гемоглобін (Нв) має окислену ННвО 2 і відновлену ННв форми. ННв + О 2 ННвО 2 Н + + HbO - 2 кислота ННв Н + + Нв кислота сполучена основа Механізмдії заснована на реакціях: сполучена основа

38 HbO - 2+ Н + ННвО 2 ННв + О 2 основа ННвО 2 кислота ННв + ВІН HвО Н 2 О + ВІН Нв + Н 2 О кислота Нв + Н + ННв основа З наведених вище схематичних реакцій видно, що додавання сильної кислоти або сильного лугу викликає захисну реакцію буферної системи щодо збереження постійного значення рН середовища, що пояснюється зв'язуванням доданих Н + і ОН і утворенням електролітів, що малодисоціюють.

39 Гемоглобінова буферна система в організмі ефективно функціонує тільки в поєднанні з гідрокарбонатною системою. 1. Плазма крові У плазмі за рахунок гідрокарбонатної буферної системи відбувається ряд реакцій, в результаті яких утворюється вуглекислий газ. Н 2 СО 3 + ВІН - Н 2 Про + НСО 3 - НСО 3 + Н + Н 2 СО 3 СО 2 Н 2 Про З плазми крові СО 2 дифундує в еритроцити, де фермент карбоангідразу каталізує її взаємодію з водою, утворюючи вугільну кислоту. 2. Еритроцити Н 2 Про + СО 2 Н 2 СО 3

40 В еритроцитах збільшується концентрація гідрокарбонат-іонів за схемою: Нв - + Н 2 3 3 ННв + НСО - 3 Утворені гідрокарбонат-іони дифундують у позаклітинну рідину. Венозна кров повертається у легені, гемоглобін реагує з киснем і утворюється оксигемоглобін. 3. Легкі Оксигемоглобін реагує згідрокарбонат-іонами ННв + О 2 ННвО 2 ; ННвО 2 + НСО 3- НвО 2- + Н 2 СО 3 Н 2 СО 3 Н 2 О + СО 2 З легких СО 2 видаляється ватмосферу за рахунок легеневої вентиляції. Такий в принципі механізм підтримки кислотнолужної рівноваги.

41 Білкові буферні системи Білкові буферні системи є амфолітними, т.к. до їх складу входять α амінокислоти, що містять групи з кислотними властивостями (СООН та NH + 3) та основними властивостями (СОО та NH 2). Механізм дії такої буферної системи можна представити наступним чином: кислотна буферна система а) H 3 N + R COOH + OH H 3 N + R COO + H 2 O білок кислота б) H 3 N + R COO + H + H 3 N + R COOН сіль білка кислоти (сполучена основа)

42 основна буферна система а) H 2 N R COO + Н + H 3 N + R COO білок основа б) H 3 N + R COO + ВІН H 2 N R COO + Н 2 Про сіль білка основи (сполучена кислота) де R макромолекулярний залишок білка. Роль білків плазми в гомеостазі іонів водню дуже мала. Фосфатна буферна система Фосфатна буферна система міститься як у крові, так і в клітинній рідині інших тканин, особливо в нирках.

43 У клітинах вона представлена ​​КН 2 РО 4 ік 2 НРО 4, в плазмі крові та міжклітинному просторі - NaH 2 PO 4 і Na 2 HPO 4. Основну роль у механізмі дії цієї системи грає іон H 2 PO - 4: H 2 PO - 4 Н + + H 2 PO 2-4 кислота супр. Збільшення концентрації Н + призводить до зсуву реакції вліво, тобто. до утворення кислоти: HPO 2-4 Н + + H 2 PO - 4 кислота сопр. Фосфатний буфер крові знаходиться в тісному зв'язку з гідрокарбонатним. Н 2 СО 3 + НРО 2-4 Nа НСО 3 + Н 2 РО - 4 вмочу

44 Амонійна буферна система Утворюється в нирках з глютаміну під впливом глютамінази в реакції окисного дезамінування. NH 3 H + NH + 4 poh = pk +lg NH 4 OH+R COOH R COONH 4

45 Використання БС в інших областях Буферні розчини ґрунту запобігають надмірному зростанню кислотності або лужності, створюючи і підтримуючи тим самим умови для життя рослин. Для створення середовища сумісним значенням рН в наукових дослідженнях і багатьох технологічних процесах виробництва Для приготування еталонних буферних розчинів, за якими проводять настроювання приладів для вимірювання активної кислотності. Для підтримки сталості значень електрохімічного потенціалу систем використовуються БС, в основі дії яких лежить рівновага.

Основні питання: 1. Буферні системи, склад та механізм їх дії 2. Ацетатний, фосфатний, аміачний, гідрокарбонатний, гемоглобіновий буфери 3. Розрахунок рН буферних розчинів. 4. Буферна ємність та фактори,

БУФЕРНІ СИСТЕМИ. 1. Визначення, класифікація, склад буферної системи. 2. Механізм буферної дії. 3. Виведення формули рН буферних систем. 4. Властивості буферних систем: вплив на рН співвідношення

РОСІЙСЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ ДОСЛІДНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ Загальна та біоорганічна хімія Курс лекцій для студентів лікувального, педіатричного, московського та стоматологічного факультетів Тема 6

ЛЕКЦІЇ 910. Буферні системи. 1 Буферні системи сукупність кількох речовин, у розчині, які повідомляють йому буферні властивості, тобто. здатність протистояти зміні активної реакції середовища (ph) при розведенні,

Федеральна державна бюджетна освітня установа вищої освіти Воронезький державний аграрний університет імені імператора Петра I Кафедра хімії

Тема заняття: БУФЕРНІ РОЗЧИНИ. Ціль заняття. Засвоїти уявлення про склад, класифікацію та механізм дії буферних систем. Навчитися застосовувати теоретичний матеріал для розрахунку рН та буферної

Державна бюджетна освітня установа вищої професійної освіти «ІРКУТСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ» Міністерства охорони здоров'я Російської Федерації Кафедра

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ РОСІЙСЬКОЇ ФЕДЕРАЦІЇ НОВОСИБІРСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ УНІВЕРСИТЕТ СПЕЦІАЛІЗОВАНИЙ НАВЧАЛЬНО-НАУКОВИЙ ЦЕНТР Хімічна рівновага в розчинах Новосибірськ-01

4. Поняття про буферні розчини Визначення буферних систем та його класифікація Багато реакцій у розчині протікають у потрібному напрямі лише за певної концентрації іонів Н +. Зміна її в ту

Приклад. Побудувати розподільну діаграму для розчину фосфорної кислоти в інтервалі рН,0,0. Розрахувати молярні частки частинок при рН = 5, 9,. Рівноваги, що протікають у розчині фосфорної кислоти:

Федеральна державна бюджетна освітня установа вищої освіти Воронезький державний аграрний університет імені Імператора Петра I Кафедра хімії

Гідроліз обмінна реакція взаємодії речовин з водою, що призводить до їх розкладання. Гідролізу можуть піддаватися неорганічні та органічні речовини різних класів.

2 3 ВСТУП Високий рівень знань, академічна та соціальна мобільність, професіоналізм фахівців, готовність до самоосвіти та самовдосконалення вимоги сьогодення. У зв'язку з цим

МІНІСТЕРСТВО ОХОРОНИ ЗДОРОВ'Я УКРАЇНИ ХАРКІВСЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ БУФЕРНІ СИСТЕМИ, ЇХ БІОЛОГІЧНА РОЛЬ Методичні вказівки для самостійної роботи студентів I курсу з дисципліни

Індивідуальне домашнє завдання 5. ВОДОРОДНИЙ ПОКАЗНИК СЕРЕДОВИЩА. ГІДРОЛІЗ СОЛІЙ ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА Електроліти речовини, що проводять електричний струм. Процес розпаду речовини на іони під дією розчинника

Державна бюджетна освітня установа вищої професійної освіти

Семінар 1. Рівновага у гомогенній системі, кислотно-основна рівновага, використання у титриметрії (автор к.х.н. Моногарова О.В.). Аналітична хімія наука про визначення хімічного складу речовин

Заняття 5 ВОДОРОДНИЙ ПОКАЗНИК СЕРЕДОВИЩА. Гідроліз солей Тема занять 1. Вступний контроль на тему «Водневий показник середовища. Гідроліз солей». 2. Семінар на тему «Обмінні реакції електролітів. Водневий

Буферні системи крові (від англ. buffer, buff пом'якшувати удар) фізіологічні системи та механізми, що забезпечують кислотно-основне. 43765414836 Буферні системи, буферні розчини, буферні суміші, системи,

ЗАНЯТТЯ 5 ВОДОРОДНИЙ ПОКАЗНИК СЕРЕДОВИЩА. ГІДРОЛІЗ СОЛІЙ ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА Електроліти речовини, що проводять електричний струм. Процес розпаду речовини на іони під дією розчинника називається електролітичною.

Загальна хімія Студент: Група: Дата здачі роботи: Мета роботи: Лабораторна робота 8 РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ Досвід 1. Залежність електропровідності розчинів від ступеня дисоціації електролітів Основні поняття:

МІНІСТЕРСТВО ОХОРОНИ ЗДОРОВ'Я УКРАЇНИ ЗАПОРІЗЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ КАФЕДРА ФІЗИЧНОЇ ТА КОЛОЇДНОЇ ХІМІЇ МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ ПРАКТИЧНІ РОБОТ

3 Розчини електролітів Рідкі розчини поділяють на розчини електролітів, здатні проводити електричний струм, та розчини неелектролітів, які не електропровідні. У неелектролітах розчинене

Лекція 6 Кислотно-основні рівноваги 1. План лекції 1. Загальні властивості хімічної рівноваги. 2. Електролітична дисоціація. Кислоти та основи по Арреніусу. 3. Кислотність розчинів. ph. Константи

Гідроліз. Твір 11 Умови перебігу реакції між електролітами Реакції в розчинах електролітів - це реакції між іонами Необхідною умовою перебігу реакцій у розчинах

Лекція 5 Протолітичні рівноваги у розчинах солей (гідроліз). Буферні розчини. Рівноважність осад розчин. Добуток розчинності. ПРОТОЛІТИЧНІ РІВНОВАГИ У РОЗЧИНАХ СОЛЕЙ ГІДРОЛІЗ взаємодія

Що є КИСЛОТА та ПІДСТАВА? КИСЛОТНО ОСНОВНІ РІВНОВАГИ Життя це боротьба не проти гріха, не проти влади грошей, але проти іонів водню Арреніус, 1894 Бренстед-Лоурі, 1923 Льюїс, 1923

1. Теоретичні основи методу Лекція 2 Кислотно-основний метод В основі методу лежить реакція нейтралізації: Н + + ВІН - Н 2 О Метод застосовується для кількісного визначення кислот та лугів, а також

Завдання до екзамену з дисципліни «Загальна та неорганічна хімія» Способи вираження концентрації розчинів. Кислотно-основне титрування. 1. У медичній практиці часто користуються 0,9% - ним розчином NaCl

РОСІЙСЬКИЙ ЕКОНОМІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ імені Г. В. ПЛЕХАНОВА Неорганічна хімія ТЕМА: Електролітична дисоціація

1. Доцент кафедри Загальної та неорганічної хімії НДТУ «МІСіС», кандидат хімічних наук Марина Норайрівна Тер-Акопян 2. Середовище проживання кислот та основ - вода Вода найважливіша хімічна речовина на

18. Іонні реакції у розчинах Електролітична дисоціація. Електролітична дисоціація це розпад молекул у розчині з утворенням позитивно та негативно заряджених іонів. Повнота розпаду залежить

1. Чому дорівнює заряд ядра атома вуглецю? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Що спільного в атомах 12 6С та 11 6С? 1) Масове число 2) Число протонів 3) Число нейтронів 4) Радіоактивні властивості Вхідні тести з

ЗАВДАННЯ I (ВІДБІРНОГО) ЗАОЧНОГО ЕТАПУ ОЛІМПІАДИ «ЮНІ ТАЛАНТИ ПРИКАМ'Я. ХІМІЯ» 2008/2009 НАВЧАЛЬНОГО РОКУ Відповідати на завдання потрібно у файлі відповідей! У завданнях 1-19 необхідно вибрати один чи кілька

Теоретичні основи курсу «Структурна Біохімія» Викладач Світлана Бобкова, доктор хімічних наук Тема: Структура води. Фізичні властивості води. дисоціація води. Іонний добуток води.

Розчини (3) Рівноваги у розчинах електролітів. рН та ПР Лекція курсу «Загальна та неорганічна хімія» для 11-х класів СУНЦ Кислотно-основні рівноваги в розчинах По Аррениусу:

Неорганічна хімія Мета роботи: Студент: Група: Дата виконання роботи: Лабораторна робота РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ Досвід 1. Електрична провідність розчинів сильних та слабких електролітів Основні

РОЗДІЛ ІІ. АНАЛІТИЧНА ХІМІЯ Завдання 1 (автор П.В. Чулкін) 1. Для спрощення рішення висловимо склад аммофосу через один параметр: a(nh) 2 HPO (1 а)(nh)H 2 PO. Молярна маса дорівнює M = 132a 115(1a)

Рішення варіанта 2 1. Електронну конфігурацію аніону O 2 (1s 2 2s 2 2p 6) мають катіони Na, Mg 2. 2. Молярна маса простої речовини Проста речовина кремнію Si. M = V m = 2.33 12.1 = 28 г/моль. 3.

Гідроліз солей Роботу виконала Вчитель вищої категорії Тимофєєва В.Б. Що таке гідроліз Гідроліз процес обмінної взаємодії складних речовин з водою Гідроліз Взаємодія солі з водою, в результаті

ВЛАСТИВОСТІ РОЗЧИН Розчини це однорідні (гомогенні) системи, що складаються з двох або більше компонентів (складових частин), кількості яких можуть змінюватися в широких межах. Розчин складається з розчиненого

Ачинович Ольга Володимирівна Вчення про розчини Розчини це Розчинник це Розчинена речовина - Приклад: Вода це розчинник, якщо розчинити тверду речовину (глюкозу) або газ (СО2). - А якщо

Федеральне агентство з освіти Новгородський державний університет імені Ярослава Мудрого Кафедра хімії та екології Буферні методичні вказівки до лабораторної роботи Великий Новгород 2006

Негребецький 2008 2010 Лекція 5. Процеси в розчинах. Протолітичні рівноваги ВАЖЛИВІ ПОНЯТТЯ Процеси в розчинах 5.1 Негребецький 2008 2010 1. Рівноваги у водних розчинах. Гідратація іонів. Полярність

ЛЕКЦІЯ 5 План лекції. Протолітичні рівноваги в розчинах солей (гідроліз солей). Груповий реагент на третю аналітичну групу та механізм його дії.

Питання диференціального заліку з медичної хімії для студентів медичного та стоматологічного факультетів 1. Кислотно-основні рівноваги та комплексоутворення у біологічних розчинах. 1. Біогенні

Рішення варіанта 1 1. Електронну конфігурацію катіону Al 3+ (1s 2 2s 2 2p 6) мають аніони F, O 2. 2. Молярна маса простої речовини Проста речовина золото Au. 3. ClCH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3;

1 Теорія. Іонно-молекулярні рівняння реакцій іонного обміну Реакціями іонного обміну називають реакції між розчинами електролітів, у яких вони обмінюються своїми іонами. Реакції іонного

Міністерство Охорони здоров'я Республіки Молдова Державний Університет Медицини та Фармації Ніколає Тестеміцану Фармацевтичний Факультет Кафедра загальної хімії Г. В. БУДУ, С. В. МЕЛЬНИК АНАЛІТИЧНА

ФЕДЕРАЛЬНА АГЕНЦІЯ З ОСВІТИ Державна освітня установа вищої професійної освіти «ТОМСЬКИЙ ПОЛІТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ» СТВЕРДЖУЮ Декан ХТФ В.М._Погребенков 2007 р.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації Фарадей Майкл 22. ІХ.1791 25.VIII. 1867 Англійський фізик та хімік. У першій половині 19 ст. ввів поняття про електроліти та неелектроліти. Речовини

1. Основні властивості виявляє зовнішній оксид елемента: 1) сірки 2) азоту 3) барію 4) вуглецю 2. Яка з формул відповідає виразу ступеня дисоціації електролітів: 1) α = n\n 2) V m = V\n 3) n =

1 МОДУЛЬ 1 ЗАГАЛЬНІ ТЕОРЕТИЧНІ ОСНОВИ АНАЛІТИЧНОЇ ХІМІЇ. ЯКІСНИЙ АНАЛІЗ ТЕМА: КИСЛОТНО-ОСНОВНІ РІВНОВАГИ ТА ЇХ РОЛЬ В АНАЛІТИЧНІЙ ХІМІЇ (В АНАЛІТИЦІ). БУФЕРНІ СИСТЕМИ ЛЕКЦІЯ 5 МЕТА: СФОРМУВАТИ

1. Який із перелічених елементів є найбільш типовим неметалом? 1) Кисень 2) Сірка 3) Селен 4) Телур 2. Який із перелічених елементів має найбільшу електронегативність? 1) Натрій

Міністерство освіти Російської Федерації Східно-Сибірський державний технологічний університет Комплексні тестові завдання із загальної та неорганічної хімії Методична розробка для самостійної

1 Лекція 14 Іонні реакції Хімічні реакції у розчинах електролітів зводяться до обміну іонами. Ці реакції характеризуються дуже високими швидкостями. У процесі реакцій іонного обміну ступеня окиснення

1 ЛЕКЦІЯ План лекції: 1. Основні положення теорії розчинів електролітів. Загальна (аналітична) концентрація та активність іонів у розчині, їх взаємозв'язок. Швидкість хімічної реакції та хімічна рівновага.

ДЕРЖАВНА УСТАНОВА ВИЩОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ «БІЛОРУСЬКО-РОСІЙСЬКИЙ УНІВЕРСИТЕТ» Кафедра «Технології металів» ХІМІЯ Методичні рекомендації до практичних занять для студентів

ЛЕКЦІЯ 3 План лекції: 1. Поведінка сильних та слабких одноосновних кислот у водних розчинах. 2. Поведінка сильних та слабких однокислотних основ у водних розчинах. 3. Поведінка сильних та слабких багатоосновних

Лекція 14 Реакції обміну у розчинах електролітів. Добуток розчинності. дисоціація води. Гідроліз солей Основні поняття: іонно-обмінні реакції, іонно-молекулярні рівняння, добуток розчинності

РІШЕННЯ задач олімпіади «МАЙБУТНЄ КУЗБАСУ» з хімії 1. Здійсніть перетворення: Mg MgO MgSO 4 Mg(OH) 2 Mg(OH)Cl MgCl 2 Li Li 2 O LiOH LiH 2 PO 4 Li 2 HPO 4 Li 3 PO 4 La O 3 La(OH) 2 NO 3 La(OH) 3

1 ЛЕКЦІЯ 5 КЛІНІЧНА ПАТОФІЗІОЛОГІЯ ПОРУШЕННЯ КИСЛОТНО ОСНОВНОГО СТАНУ ЗМІСТ 1. ВСТУП 2. ЗАГАЛЬНІ ВІДОМОСТІ ПРО КЩС 3. ЗНАЧЕННЯ ПОСТОЯННЯ ПОСТІЙ. ВІГА РН + У ТУ АБО

ХІМІЯ. ЗАГАЛЬНА І НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ При дослідженні дії універсального індикатора на розчини деяких солей можна помітити наступне: Як ми бачимо, середовище першого

Водневий показник ph Індикатори Суть гідролізу Типи солей Алгоритм складання рівнянь гідролізу солей Гідроліз солей різних типів Способи придушення та посилення гідролізу Рішення тестів В4 Водневий

1. Наведіть приклади використання реакцій комплексоутворення у кислотноосновному методі аналізу. Напишіть рівняння реакцій. Реакції комплексоутворення кислотно-основного методу аналізу використовуються

Очний етап. 11 клас. Рішення. Завдання 1. Суміш трьох газів А,В,С має щільність водню рівну 14. Порція цієї суміші масою 168 г була пропущена через надлишок розчину брому в інертному розчиннику

КРИВА ТИТРУВАННЯ - графік залежності параметра системи, пов'язаного з концентрацією речовини, що титрується, титранта або продукту реакції, від ступеня протікання процесу титрування (наприклад, від кількості

Збірник завдань з хімії для 9 медичного класу упорядник Громченко І.А. Москва Центр освіти 109 2012 Масова частка розчиненої речовини. 1. У 250г розчину міститься 50г хлориду натрію. Визначте

Буферні системи(Буферами) називають розчини, що володіють властивістю достатньо, стійко, зберігати сталість - концентрації водневих іонів як при додаванні кислот або лугів, так і при розведенні.

Буферні системи (суміші чи розчини) за складом бувають двох основних типів:

а) із слабкої кислоти та її солі, утвореної сильною основою;

б) із слабкої основи та її солі, утвореної сильною кислотою.

На практиці часто застосовують такі буферні суміші: ацетатний буфер CH 3 COOH + CH 3 COONa, бікарбонатний буфер H 2 CO 3 +NaHCO 3 , аміачний буфер NH 4 OH +NH 4 Cl, білковий буфер білок кислота + сіль білок, фосфатний PO 4 + Na 2 HPO 4

Фосфатна буферна суміш складається з двох солей, одна з яких є однометалевою, а друга - двометалевою сіллю фосфорної кислоти.

Ацетатний буфер.

Розглянемо механізм буферної дії. При додаванні соляної кислоти до ацетатного буфера відбувається взаємодія з одним із компонентів суміші (СНзСООН); З рівняння (а), сильна кислота замінюється еквівалентною кількістю слабкої кислоти (у разі НСl замінюється СН 3 СООН). Відповідно до закону розведення Оствальда підвищення концентрації оцтової кислоти знижує ступінь її дисоціації, а внаслідок цього концентрація іонів Н+ у буфері збільшується незначно. При додаванні до буферного розчину лугу концентрація водневих іонів та рН також змінюється незначно. Луг при цьому реагуватиме з іншим компонентом буфера, (СН 3 СООН) щодо реакції нейтралізації. В результаті цього доданий луг замінюється еквівалентною кількістю слабоосновной солі, меншою мірою впливає на реакцію середовища. Аніони СНзСОО~, що утворюються при дисоціації цієї солі, будуть надавати деяку пригнічуючу дію на дисоціацію оцтової кислоти.

Буферні розчини в залежності від свого складу діляться на 2 основні типи: кислотні та основні.

Прикладом кислотного буфера може бути ацетатний буферний розчин, що містить суміш оцтової кислоти і ацетату натрію (СНзСООН + СНзСООNа). При додаванні до такого розчину кислоти вона взаємодіє із сіллю і витісняє еквівалентну кількість слабкої кислоти: СНзСООNа + НСl ó СН 3 СООН + NaСl. У розчині замість сильної кислоти утворюється слабка, і тому рН зменшується незначно. Якщо до цього буферного розчину додати луг, він нейтралізується слабкою кислотою, і в розчині утворюється еквівалентна кількість солі: СНзСООН + NaОН ó СНзСООNа + Н 2 О. В результаті рН майже не збільшується. Для розрахунку рН в буферному розчині на прикладі ацетатного буфера розглянемо процеси, що в ньому протікають, та їх вплив один на одного. Ацетат натрію практично повністю дисоціює на іони, ацетат-іон піддається гідролізу, як іон слабкої кислоти: СНзСООNа -> Na + + СН 3 СОО~ СНзСОО - + НОН ó СНзСООН + ОН - . Оцтова кислота, що також входить у буфер, дисоціює лише в незначній мірі: СНзСООН ó СН 3 СОО+H - Слабка дисоціація СНзСООН ще більше пригнічується в присутності СНзСООNа, тому концентрацію недисоційованої оцтової кислоти приймаємо практично рівної її = з r. З іншого боку, гідроліз солі також пригнічений наявністю розчину кислоти. Тому можна вважати, що концентрація ацетат-іонів у буферній суміші практично дорівнює вихідній концентрації солі без урахування концентрації ацетат-іонів, що утворюються в результаті дисоціації кислоти: [СНзСОО] = с . Це рівняння називають рівнянням буферного розчину (рівнянням Гендерсона Гассельбаха ). Його аналіз для буферного розчину, утвореного слабкою кислотою та її сіллю, показує, що концентрація водневих іонів у буферному розчині визначається константою дисоціації слабкої кислоти та співвідношенням концентрацій кислоти та солі. Рівняння Гендерсона-Хасельбаха для буферних систем основного типу:

31. Ємність буферних розчинів та фактори, що визначають її. Буферні системи крові. Водневий карбонатний буфер. Буфер фосфатний.

Буферною ємністю(В) називається кількість сильної кислоти або сильної основи, яку потрібно додати до одного літра буферного розчину, щоб змінити його рН на одиницю. Вона виражається в моль/л або частіше в ммоль/л і визначається за формулою: В = (c V) / д pH Vб де В - буферна ємність; с - концентрація сильної кислоти або основи (моль/л); V – обсяг доданого сильного електроліту (л); V б - об'єм буферного розчину (л); д рН – зміна рН.

Здатність розчинів підтримувати незмінне значення pH небезмежна. Буферні суміші можна розрізнити за силою опору по відношенню до дії кислот і основ, що вводяться в буферний розчин.

Кількість кислоти або лугу, яку потрібно додати до 1 л буферного розчину, щоб його pH змінилося на одиницю, називають буферною ємністю.

Таким чином, буферна ємність є кількісним мірою буферної дії розчину. Буферний розчин має максимальну буферну ємність при pH = pK кислоти або основи, що утворює суміш при співвідношенні її компонентів, що дорівнює одиниці. Чим вище вихідна концентрація буферної суміші, тим вища її буферна ємність. Буферна ємність залежить від складу буферного розчину, концентрації та співвідношення компонентів.

Потрібно вміти правильно вибрати буферну систему. Вибір визначається за необхідним інтервалом pH. Зона буферної дії визначається силовим показником кислоти (підстави) ±1 од.

При виборі буферної суміші необхідно враховувати хімічну природу її компонентів, так як речовини розчину, до яких дода-

ється буферна система, можуть утворювати нерозчинні сполуки, взаємодіяти з компонентами буферної системи.

Глава 6. ПРОТОЛІТИЧНІ БУФЕРНІ СИСТЕМИ

Глава 6. ПРОТОЛІТИЧНІ БУФЕРНІ СИСТЕМИ

Зміна будь-якого фактора, що може впливати на стан хімічної рівноваги системи речовин, викликає в ній реакцію, що прагне протидіяти зміні, що виробляється.

А. Ле Шательє

6.1. БУФЕРНІ СИСТЕМИ. ВИЗНАЧЕННЯ ТА ЗАГАЛЬНІ ПОЛОЖЕННЯ ТЕОРІЇ БУФЕРНИХ СИСТЕМ. КЛАСИФІКАЦІЯ БУФЕРНИХ СИСТЕМ

Системи, що підтримують протолітичний гомеостаз, включають не тільки фізіологічні механізми (легенева і ниркова компенсація), але й фізико-хімічна буферна дія, іонний обмін, дифузію. Підтримка на заданому рівні кислотно-основної рівноваги забезпечується на молекулярному рівні дією буферних систем.

Протолітичними буферними системами називаються розчини, що зберігають постійне значення pH як при додаванні кислот та лугів, так і при розведенні.

Здатність деяких розчинів зберігати незмінною концентрацію іонів водню отримала назву буферної дії,яка є основним механізмом протолітичного гомеостазу. Буферні розчини - це суміші слабкої основи або слабкої кислоти та їх солі. У буферних розчинах головними «діючими» компонентами є донор і акцептор протонів, згідно з теорією Бренстеда, або донор і акцептор електронної пари, згідно з теорією Льюїса, що є кислотно-основною парою.

За належністю слабкого електроліту буферної системи до класу кислот або основ і за типом зарядженої частинки вони діляться на три типи: кислотний, основний і амфолітний. Розчин, що містить одну або декілька буферних систем, називається буферним розчином. Буферні розчини можна приготувати двома способами:

Частковою нейтралізацією слабкого електроліту сильним електролітом:

Змішуванням розчинів слабких електролітів з їх солями (або двох солей): CH 3 COOH та CH 3 COONa; NH 3 та NH 4 Cl; NaH 2 PO 4

та Na 2 HPO 4 .

Причина виникнення в розчинах нової якості - буферної дії - полягає у поєднанні кількох протолітичних рівноваг:

Сполучені кислотно-основні пари B/BH + та A - /HA називають буферними системами.

Відповідно до принципу Ле Шательє додавання до розчину слабкої кислоти HB + H 2 O ↔ H 3 O + + B - сильної кислоти або солі, що містить аніони B - відбувається процес іонізації, що зміщує рівновагу вліво (ефект загального іона) B - + H 2 O ↔ HB + OH - , а додавання лугу (OH -) - вправо, оскільки внаслідок реакції нейтралізації зменшиться концентрація іонів гідроксонію.

При поєднанні двох ізольованих рівноваг (іонізації кислоти і гідролізу по аніону) виявляється, що процеси, які в них будуть протікати при впливі одних і тих же зовнішніх факторів (додаванні іонів гідроксонію та гідроксид-іонів), різноспрямовані. Крім того, концентрація одного з продуктів кожної із поєднаних реакцій впливає на положення рівноваги іншої реакції.

Протолітична буферна система є суміщеною рівновагою процесів іонізації та гідролізу.

Рівняння буферної системи виражає залежність pH буферного розчину від складу буферної системи:

Аналіз рівняння показує, що величина pH буферного розчину залежить від природи речовин, що утворюють буферну систему, співвідношення концентрації компонентів та температури (оскільки від неї залежить величина pKa).

Відповідно до протолітичної теорії, кислоти, основи та амфоліти є протолітами.

6.2. ТИПИ БУФЕРНИХ СИСТЕМ

Буферні системи кислотного типу

Кислотні буферні системи є сумішшю слабкої кислоти HB (донор протона) і її солі B - (акцептор протона). Вони, як правило, мають кисле середовище (pH<7).

Гідрокарбонатна буферна система (зона буферної дії pH 5,4-7,4) - суміш слабкої вугільної кислоти H 2 CO 3 (донор протону) та її солі HCO 3 - (акцептор протону).

Гідрофосфатна буферна система (зона буферної дії pH 6,2-8,2) - суміш слабкої кислоти H 2 PO 4 - (донор протону) та її солі HPO 4 2 - (акцептор протону).

Гемоглобінова буферна система представлена ​​двома слабкими кислотами (донори протонів) - гемоглобіном HHb і оксигемоглобіном HHbO 2 і пов'язаними ним слабкими підставами (акцепторами протонів) - відповідно гемоглобінат - Hb - і оксигемоглобінат-аніонами HbO 2 - .

Буферні системи основного типу

Основні буферні системи є сумішшю слабкого підстави (акцептор протона) та її солі (донор протона). Вони зазвичай мають лужне середовище (pH >7).

Аміачна буферна система: суміш слабкої основи NH 3 H 2 O (акцептор протона) та її солі - сильного електроліту NH 4 + (донор протона). Зона буферної дії за pH 8,2-10,2.

Буферні системи амфолітного типу

Амфолітні буферні системи складаються із суміші двох солей або із солі слабкої кислоти і слабкої основи, наприклад CH 3 COONH 4 , в якому CH 3 COO - виявляє слабкі основні властивості - акцептор протона, а NH 4 + - слабка кислота - донор протону. Біологічно значущою буферною системою амфолітного типу є білкова буферна система - (NH 3 +) m -Prot-(CH 3 COO -) n .

Буферні системи можна як суміш слабкого і силъ-ного електролітів, мають однойменні іони (ефект загального іона).Наприклад, в ацетатному буферному розчині – ацетат-іони, а в гідрокарбонатному – карбонат-іони.

6.3. МЕХАНІЗМ ДІЇ БУФЕРНИХ РОЗЧИН І ВИЗНАЧЕННЯ PH В ЦИХ РОЗЧИНАХ. РІВНЯННЯ ГЕНДЕРСОНА-ХАССЕЛЬБАХА

Механізм дії буферних розчинів кислотного типу розглянемо на прикладі ацетатної буферної системи CH 3 COO - /CH 3 COOH, в основі дії якої лежить кислотно-основна рівновага CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO - (K І = 1,75 10 - 5). Головне джерело ацетат-іонів – сильний електроліт CH 3 COONa. При додаванні сильної кислоти пов'язана основа CH 3 COO - зв'язує додані катіони водню, перетворюючись на слабку кислоту: CH 3 COO - + + H + ↔ CH 3 COOH (кислотно-основна рівновага зміщується вліво). Зменшення концентрації CH 3 COO – врівноважується підвищенням концентрації слабкої кислоти та вказує на процес гідролізу. Згідно із законом розведення Оствальда, збільшення концентрації кислоти дещо знижує її ступінь електролітичної дисоціації та кислота практично не іонізує. Отже, в системі: З до збільшується, З і α зменшується, - const, З до /З збільшується, де C до - концентрація кислоти, С з - концентрація солі, α - ступінь електролітичної дисоціації.

При додаванні лугу катіони водню оцтової кислоти вивільняються і нейтралізуються доданими іонами OH - , зв'язуючись з молекулами води: CH 3 COOH + OH - → CH 3 COO - + H 2 O

(кислотно-основна рівновага зміщується праворуч). Отже, З збільшується, З і α зменшується, - const, З до /З зменшується.

Механізм дії буферних систем основного та амфолітного типів аналогічний. Буферна дія розчину обумовлена ​​зміщенням кислотно-основної рівноваги за рахунок зв'язування доданих Н + і ОН - іонів компонентами буфера та утворення малодисоціюючих речовин.

Механізм дії білкового буферного розчину при додаванні кислоти: (NH 3 +) m -Prot-(COO -) n + nH+ ↔ (NH 3 +) m -Prot-(COOH) n , при додаванні лугу - (NH 3 +) m -Prot-(COO -) n + mOH - ↔ (NH 2) m - Prot-(COO -) n + mH 2 O.

При великих концентраціях Н + і ОН - (більше 0,1 моль/л) значно змінюється співвідношення компонентів буферної суміші - С к /З збільшується або зменшується і pH може змінитися. Підтвердженням цього є рівняння Гендерсона-Хасельбаха,яке встановлює залежність [Н + ], ДО, α і С до /С с. Рівняння

виводимо з прикладу буферної системи кислотного типу - суміші оцтової кислоти та її солі СН 3 СОONа. Концентрація іонів водню в буферному розчині визначається константою іонізації оцтової кислоти:

Рівняння показує, що концентрація іонів водню знаходиться в прямій залежності від К І, α, концентрації кислоти С к і у зворотній залежності від С і співвідношення С к /С с. Логарифмуючи обидві частини рівняння та взявши логарифм зі знаком мінус, отримаємо рівняння у логарифмічній формі:

Рівняння Гендерсона-Хасельбаха для буферних систем основного та амфолітного типів виводиться на прикладі виведення рівняння для буферних систем кислотного типу.

Для буферної системи основного типу, наприклад аміачної, концентрацію катіонів водню в розчині можна розрахувати, виходячи з константи кислотно-основної рівноваги сполученої кислоти

NH 4 + :

Рівняння Гендерсона-Хасельбаха для буферних систем основного типу:

Дане рівняння можна подати у вигляді:

Для фосфатної буферної системи HPO 4 2- /H 2 PO 4 - pH можна розрахувати за рівнянням:

де pK 2 - константа дисоціації ортофосфорної кислоти на другому ступені.

6.4. ЄМНІСТЬ БУФЕРНИХ РОЗЧИН І ВИЗНАЧАЮЧІ ЇЇ ФАКТОРИ

Здатність розчинів підтримувати незмінне значення pH небезмежна. Буферні суміші можна розрізнити за силою опору по відношенню до дії кислот і основ, що вводяться в буферний розчин.

Кількість кислоти або лугу, яку потрібно додати до 1 л буферного розчину, щоб його pH змінилося на одиницю, називають буферною ємністю.

Таким чином, буферна ємність є кількісним мірою буферної дії розчину. Буферний розчин має максимальну буферну ємність при pH = pK кислоти або основи, що утворює суміш при співвідношенні її компонентів, що дорівнює одиниці. Чим вище вихідна концентрація буферної суміші, тим вища її буферна ємність. Буферна ємність залежить від складу буферного розчину, концентрації та співвідношення компонентів.

Потрібно вміти правильно вибрати буферну систему. Вибір визначається за необхідним інтервалом pH. Зона буферної дії визначається силовим показником кислоти (підстави) ±1 од.

При виборі буферної суміші необхідно враховувати хімічну природу її компонентів, так як речовини розчину, до яких дода-

ється буферна система, можуть утворювати нерозчинні сполуки, взаємодіяти з компонентами буферної системи.

6.5. БУФЕРНІ СИСТЕМИ КРОВІ

Кров містить 4 основні буферні системи.

1.Гідрокарбонатна. На її частку припадає 50% ємності. Вона працює головним чином у плазмі та відіграє центральну роль у транспорті СО 2 .

2.Білкова. На її частку припадає 7% ємності.

3.Гемоглобінова, на неї припадає 35% ємності. Вона представлена ​​гемоглобіном та оксигемоглобіном.

4.Гідрофосфатна буферна система – 5% ємності. Гідрокарбонатна та гемоглобінова буферні системи виконують

центральну та надзвичайно важливу роль у транспорті СО 2 та встановленні pH. У плазмі крові pH 7,4. 2 - продукт клітинного метаболізму, що виділяється в кров. Дифундує через мембрану в еритроцити, де реагує з водою з утворенням Н 2 3 . Співвідношення встановлюється рівним 7 і pH буде 7,25. Кислотність підвищується, при цьому мають місце реакції:

НСО 3, що утворюється - виходить через мембрану і відноситься струмом крові. У плазмі при цьому pH 7,4. Коли венозна кров знову потрапляє у легені, гемоглобін реагує з киснем з утворенням оксигемоглобіну, який є сильнішою кислотою: ННb + + O 2 ↔ НHbО 2 . pH знижується, так як утворюється сильніша кислота, відбувається реакція: НHbО 2 + НСО 3 - ↔ HbO 2 - + Н 2 3 . Потім 2 виділяється в атмосферу. Такий один із механізмів транспорту СО 2 і О 2 .

Гідратація і дегідратація 2 каталізується ферментом карбо-ангідразою, яка є в еритроцитах.

Підстави також зв'язуються буферним розчином крові та виділяються із сечею, головним чином у вигляді одно- та двозаміщених фосфатів.

У клініках завжди визначають резервну лужність крові.

6.6. ПИТАННЯ ТА ВПРАВИ ДЛЯ САМОПРОВІРКИ ПІДГОТОВЛЕНОСТІ ДО ЗАНЯТТІВ І ЕКЗАМЕН

1.При суміщенні яких протолітичних рівноваг розчини матимуть буферні властивості?

2.Дати поняття про буферні системи та буферну дію. Який хімізм буферної дії?

3.Основні типи буферних розчинів. Механізм їхньої буферної дії та рівняння Гендерсона-Хассельбаха, що визначає pH у буферних системах.

4.Основні буферні системи організму та його взаємозв'язок. Від чого залежить pH буферних систем?

5. Що називають буферною ємністю буферної системи? Яка з буферних систем крові має найбільшу ємність?

6.Спосіб отримання буферних розчинів.

7.Вибір буферних розчинів для медико-біологічних досліджень.

8. Визначити, ацидоз чи алкалоз спостерігається у хворого, якщо концентрація іонів водню у крові дорівнює 1,2.10 -7 моль/л?

6.7. ТЕСТОВІ ЗАВДАННЯ

1. Яка із запропонованих систем є буферною?

а)HCl та NaCl;

б) H 2 SO 4 і NaHSO 4;

в) H 2 CO 3 та NaHCO 3 ;

г) HNO 3 і NaNO 3;

д) HClO 4 і NaClO 4 .

2. Для якої із запропонованих буферних систем відповідає розрахункова формула pH = рК?

а) 0,1 М розчин NaH 2 PO 4 і 0,1 М розчин Na 2 HPO 4 ;

б) 0,2 М розчин H 2 CO 3 і 0,3 М розчин NaHCO 3 ;

в) 0,4 М розчин NH 4 OH і 0,3 М розчин NH 4 Cl;

г)0,5 М розчин СН 3 СООН і 0,8 М розчин CH 3 COONa;

д)0,4 М розчин NaHCO 3 та 0,2 М р-р Н 2 CO 3 .

3. Яка із запропонованих буферних систем є бікарбонатною буферною системою?

а) NH 4 OH та NH 4 Cl;

б)Н 2 3 і КНСО 3 ;

в) NaH 2 PO 4 і Na 2 HPO 4;

г)СН 3 СООН і СН 3 СООК;

д) K 2 HPO 4 і КН 2 РВ 4 .

4. За яких умов pH буферної системи дорівнює рК?

а) коли рівні концентрація кислоти та її солі;

б) коли не рівні концентрація кислоти та її солі;

в) коли співвідношення обсягів кислоти та її солі дорівнює 0,5;

г) коли співвідношення обсягів кислоти та її солі при однакових концентраціях не дорівнює;

д) коли концентрація кислоти більша за концентрацію солі в 2 рази.

5. Яка із запропонованих формул підійде для розрахунку [Н+], для системи СН 3 СООН та СН 3 СOOК?

6. Яка з перерахованих нижче сумішей входить до складу буферної системи організму?

а)HCl та NaCl;

б)H 2 S та NaHS;

в) NH 4 OH та NH 4 Cl;

г)H 2 CO 3 і NaНСО 3;

д)Ba(OH) 2 та BaOHCl.

7. Якого типу кислотно-основних буферних систем належить білковий буфер?

а) слабка кислота та її аніон;

в) аніони 2 кислих солей;

д) іони та молекули амфолітів.

8. Якого типу кислотно-основних буферних систем належить аміачний буфер?

а) слабка кислота та її аніон;

б) аніони кислої та середньої солі;

в) аніони 2 кислих солей;

г) слабка основа та її катіон;

д) іони та молекули амфолітів.

9. Якого типу кислотно-основних буферних систем належить фосфатний буфер?

а) слабка кислота та її аніон;

б) аніони кислої та середньої солі;

в) аніони 2 кислих солей;

г) слабка основа та її катіон;

д) іони та молекули амфолітів.

10. Коли білкова буферна система є буфером?

а) в ізоелектричній точці;

б)при додаванні лугу;

в) при додаванні кислоти;

г) у нейтральному середовищі.

11. Яка із запропонованих формул підійде для розрахунку [ОН - ] системи: NH 4 OH та NH 4 Cl?

Загальна хімія: підручник / О. В. Жолнін; за ред. В. А. Попкова, А. В. Жолніна. – 2012. – 400 с.: іл.

Визначення.

У лабораторній практиці часто доводиться працювати із розчинами, які мають певне значення рН. Такі розчини називають буферними.

Буферні розчини- Розчини, рН яких практично не змінюється при додаванні до них невеликих кількостей кислот і основ або при їх розведенні.

Буферні розчини можуть бути чотирьох типів:

1. Слабка кислота та її сіль.Наприклад, ацетатний буферний розчин СН 3 СООН + СН 3 СООНа (рН=4,7).

2. Слабка основа та її сіль.Наприклад, аміачний буферний розчин NH 4 OH + NH 4 Cl (рН=9,2).

3. Розчин двох кислих солей.Наприклад, фосфатний буферний розчин NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4 (рН=8). І тут сіль грає роль слабкої кислоти.

Амінокислотні та білкові буферні розчини.

Механізм дії.

Дія буферних розчинів заснована на тому, що іони або молекули буфера пов'язують іони Н + або ВІН - кислот, що вводяться в них, або лугів з утворенням слабких електролітів. Наприклад, якщо до ацетатного буферного розчину СН 3 СООН + СН 3 СООН додати соляну кислоту, то відбудеться реакція:

СН 3 СООNа + НСl = СН 3 СООН + NаСl

СН 3 СОО - + Н + = СН 3 СООН

СН 3 СОО - іони, взаємодіючи з катіонами Н + соляної кислоти, утворюють молекули оцтової кислоти, в розчині немає накопичення Н + , тому концентрація їх практично змінюється, отже, не змінюється значення рН розчину.

При додаванні до ацетатного буферного розчину лугу (наприклад, NaОН) відбувається реакція:

СН 3 СООН + NaОН = СН 3 СООН + Н 2 О

СН 3 СООН + ВІН - = СН 3 СОО - + Н 2 О

Катіони Н + оцтової кислоти з'єднуються з ОН - іонами лугу, утворюючи воду. Концентрація кислоти зменшується. Замість витрачених катіонів Н+, в результаті дисоціації оцтової кислоти СН3СООН, знову з'являються катіони Н+ та їх колишня концентрація відновлюється і значення рН розчину не змінюється.

Буферна ємність.

Будь-який буферний розчин практично зберігає сталість рН лише до додавання певної кількості кислоти або лугу, тобто має певну буферною ємністю.

Буферна ємність –то гранична кількість (моль) сильної кислоти або лугу, яку можна додати до 1 л буферного розчину, щоб його рН змінився не більше ніж на одиницю.

Приготування.

Буферні властивості виявляються дуже слабко, якщо концентрація одного компонента в 10 разів більше відрізняється від концентрації іншого. Тому буферні розчини часто готують змішуванням розчинів рівної концентрації обох компонентів або додаванням до розчину одного компонента відповідної кількості реагенту, що призводить до утворення рівної концентрації пари.

Для приготування буферної аміачної суміші змішують 100 мл розчину NH 4 Cl з масовою часткою його 10% і 100 мл розчину NH 4 OH з масовою часткою 10% і розбавляють отриману суміш дистильованою водою до 1 л.

Застосування.

Буферні розчини широко застосовуються у хімічному аналізі, біохімічному аналізі для створення та підтримки певного значення рН середовища при проведенні реакцій.

Наприклад, іони Ва 2+ відокремлюють від іонів Са 2+ осадженням дихромат-іонами Сr 2 Про 7 2- у присутності ацетатного буферного розчину; при визначенні багатьох катіонів металів за допомогою трилону Б методом комплексонометрії використовують буферний аміачний розчин.

Буферні розчини забезпечують сталість біологічних рідин та тканин. Головними буферними системами в організмі є гідрокарбонатна, гемоглобінова, фосфатна та білкова. Причому дія всіх буферних систем взаємопов'язана. Іони водню, що надійшли з поза або утворилися в процесі обміну речовин, зв'язуються одним з компонентів буферних систем. Однак при деяких захворюваннях може відбуватися зміна значення рН крові. Усунення значення рН крові в кислу область від нормальної величини рН 7,4 називається ацидозом, у лужну область – алкалоз.Ацидоз виникає при важких формах цукрового діабету, тривалій фізичній роботі та при запальних процесах. При тяжкій нирковій або печінковій недостатності або при порушенні дихання може виникнути алкалоз.