Общая теория протолитических равновесий и процессов. Буферные системы презентация

Содержание

Слайд 2

План лекции

Классификация кислот и оснований.
Понятие о протолитических реакциях.
Буферные системы и

План лекции Классификация кислот и оснований. Понятие о протолитических реакциях. Буферные системы и
механизм их действия.
Протолитические процессы, протекающие в организме в норме и при патологии

Слайд 3

Теории кислот и оснований

Теории кислот и оснований

Слайд 4

Теория электролитической диссоциации Аррениуса - Оствальда

Кислоты - это вещества, образующие в водном

Теория электролитической диссоциации Аррениуса - Оствальда Кислоты - это вещества, образующие в водном
растворе гидратированные катионы водорода Н+ (ионы гидроксония Н3О+) и анионы кислотного остатка:
HАc ⮀ H+ + Acm-

Слайд 5

Теория электролитической диссоциации Аррениуса - Оствальда

Основания - вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием

Теория электролитической диссоциации Аррениуса - Оствальда Основания - вещества, диссоциирующие в водном растворе
катионов металла и гидроксид-анионов ОН−:
Kat(OH)n ⮀ Katn+ + nOH-

Слайд 6

Протонная (протолитическая) теория Брёнстеда – Лоури (Лаури) (1923)

Йоханнес-Николаус Брёнстед
1879 - 1947 - датский физикохимик.

Томас

Протонная (протолитическая) теория Брёнстеда – Лоури (Лаури) (1923) Йоханнес-Николаус Брёнстед 1879 - 1947
Мартин Лаури (Лоури) 
1874 - 1936 - британский химик.

Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лаури.

Слайд 7

Кислота – молекула или ион способные отдавать катион водорода (протон

Кислота – молекула или ион способные отдавать катион водорода (протон - H+). Кислота
- H+). Кислота - донор протонов.
Кислота отдавая H+ превращается в частицу, стремящуюся его принять, которая называется сопряженным основанием:
Кислота ⮀ H+ + Сопряженное основание

Сопряженная кислотно-основная пара

Слайд 8

Основание – молекула или ион, способный присоединять катион водорода. Основание –

Основание – молекула или ион, способный присоединять катион водорода. Основание – акцептор протонов.
акцептор протонов.
Основание, присоединяя протон, превращается в частицу, стремящуюся его отдать, которая называется сопряженной кислотой:
Основание + H+ ⮀ Сопряженная кислота

Сопряженная кислотно-основная пара

Слайд 9

Сопряженные кислотно-основные пары

Совокупность кислоты и её сопряженного основания или основания и

Сопряженные кислотно-основные пары Совокупность кислоты и её сопряженного основания или основания и его
его сопряженной кислоты называются сопряженными кислотно-основными парами.

Слайд 10

Амфолиты

Амфолиты – молекулы или ионы, способные как отдавать, так и присоединять

Амфолиты Амфолиты – молекулы или ионы, способные как отдавать, так и присоединять протон,
протон, а следовательно, вступать в реакции, характерные как для кислот, так и для оснований.
В биологических системах главным растворителем – амфолитом является вода.
H2O + H2O   ⮀ H3O+ + OH-
Примеры иных амфолитов организма: гидроанионы многоосновных кислот – НСО3-, НРО42-, Н2РО4-, аминокислоты, белки.

Слайд 11

Протолитическое или кислотно-основное равновесие

устанавливается в результате конкуренции за протон между основаниями

Протолитическое или кислотно-основное равновесие устанавливается в результате конкуренции за протон между основаниями взаимодействующих
взаимодействующих сопряженных кислотно-основных пар. Протолитическое равновесие всегда смещается в сторону образования более слабой кислоты.

Н+

Объект конкуренции

+

+

В ⮀ ВН+

рКа(ВН+)

Условия смещения равновесия

рКа(НА) < рКа(ВН+)

рКа(НА) > рКа(ВН+)

НА ⮀ А-

рКа(НА)

Слайд 12

Константа кислотности и её показатель (рКа)
Ка = [Н+]∙[А-]/[НА] ⇒
рКа = -lgКа
Слабая

Константа кислотности и её показатель (рКа) Ка = [Н+]∙[А-]/[НА] ⇒ рКа = -lgКа
кислота тем слабее, чем больше значение её рКа. Слабое основание тем слабее, чем меньше значение рКа его сопряженной кислоты.

НА ⮀ Н+ + А-


Слайд 13

Сила кислоты определяется её способностью отдавать протон, т.е. сильная кислота –

Сила кислоты определяется её способностью отдавать протон, т.е. сильная кислота – активный донор
активный донор протонов.
Сила основания определяется его способностью присоединять протон, т.е. сильное основание – активный акцептор протонов.

Слайд 14

Понятие о протолитических реакциях

Гидролиз;
Нейтрализация.

Кислотно-основное титрование в присутствии фенолфталеина.

Смещение равновесия в растворе

Понятие о протолитических реакциях Гидролиз; Нейтрализация. Кислотно-основное титрование в присутствии фенолфталеина. Смещение равновесия
хлорида кобальта (II). В левой колбе раствор при рН ≈ 7, в правой – при рН < 7 (добавлен раствор HCl). Происходит усиление гидролиза по катиону.

Слайд 15

Гидролиз

протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, в результате, которого

Гидролиз протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, в результате, которого образуются
образуются мало диссоциирующие молекулы или ионы.

Слайд 16

Апротонная или электронная теория Льюиса (1923)

Гилберт Ньютон Льюис (1875-1946), выдающийся американский

Апротонная или электронная теория Льюиса (1923) Гилберт Ньютон Льюис (1875-1946), выдающийся американский физикохимик.
физикохимик.

Слайд 17

Кислота

вещество, принимающее электронные пары – т.е. акцептор электронных пар (Н+, AlCl3,

Кислота вещество, принимающее электронные пары – т.е. акцептор электронных пар (Н+, AlCl3, BF3,
BF3, SiF4, катионы металлов (Ag+, Fe3+), оксиды некоторых неметаллов (SO3, SiO2)).
Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот.

Слайд 18

Основание

вещество, поставляющее электроны для образования химической связи – т.е. донор

Основание вещество, поставляющее электроны для образования химической связи – т.е. донор электронов (Н2О, NH3, Cl-).
электронов (Н2О, NH3, Cl-).

Слайд 20

Буферный раствор

это раствор, содержащий протолитическую равновесную систему, способную поддерживать практически постоянное

Буферный раствор это раствор, содержащий протолитическую равновесную систему, способную поддерживать практически постоянное значение
значение рН при разбавлении или при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи.

Слайд 21

Типы буферных систем

Кислотные - содержат слабую кислоту – донор Н+ и

Типы буферных систем Кислотные - содержат слабую кислоту – донор Н+ и соль
соль этой кислоты – акцептор Н+ .
Примеры: ацетатная, гидрокарбонатная, гидрофосфатная, формиатная, цитратная;
Основные – содержат слабое основание – акцептор Н+ и соль этого основания – донор Н+ .
Примеры: аммиачная.

Слайд 22

Механизм действия буферных систем кислотного типа

Ацетатная буферная система
CH3COO- /

Механизм действия буферных систем кислотного типа Ацетатная буферная система CH3COO- / СН3СООН Акцептор
СН3СООН
Акцептор Н+ / Донор Н+

Слайд 23

Ацетатная буферная система

Обратимый процесс – частичная диссоциация слабой кислоты:
СН3СООН ⮀ Н+

Ацетатная буферная система Обратимый процесс – частичная диссоциация слабой кислоты: СН3СООН ⮀ Н+
+ СН3СОО-; рКа = 4,8.
Необратимый процесс – диссоциация соли, которая является основным поставщиком ацетат – ионов в систему:
СН3СООNa → CH3COO- + Na+

Слайд 24

Уравнение Гендерсона - Хассельбаха для расчета рН буферной системы кислотного типа

рКа

Уравнение Гендерсона - Хассельбаха для расчета рН буферной системы кислотного типа рКа –
– табличная величина (см. табл. 13 в «Сборнике задач и упражнений …» Пузаков С.А., 2004.

Слайд 25

Механизм действия буферных систем основного типа

Аммиачная буферная система
NH3∙H2O /

Механизм действия буферных систем основного типа Аммиачная буферная система NH3∙H2O / NH4+ Акцептор
NH4+
Акцептор Н+ / Донор Н+
Обратимый:
NH4+ + H2O ⮀ NH3∙H2O + H+
Необратимый: NH4Cl → NH4+ + Cl-

Слайд 26

Уравнение Гендерсона - Хассельбаха для расчета рН буферной системы основного типа

Уравнение Гендерсона - Хассельбаха для расчета рН буферной системы основного типа

Слайд 27

Буферное действие

 

Буферное действие

Слайд 28

Буферная ёмкость

 

 

Буферная ёмкость

Слайд 29

Буферные системы организма

Буферные системы организма

Слайд 31

Значения рН важнейших биологических жидкостей

Значения рН важнейших биологических жидкостей

Слайд 32

Гидрокарбонатная БС

 

Гидрокарбонатная БС

Слайд 33

Гидрокарбонатная буферная система

Легкие

Увеличение p(СО2) понижает скорость выведения

Увеличение концентрации протонов

Образование НСО3-

Резерв

Гидрокарбонатная буферная система Легкие Увеличение p(СО2) понижает скорость выведения Увеличение концентрации протонов Образование
гидрокарбонатов НСО3-

Другие буферные системы

Выделение Н+

Слайд 34

Гидрофосфатная буферная система

 

Гидрофосфатная буферная система

Слайд 35

Гемоглобиновая и оксигемоглобиновая БС

Гемоглобиновая БС:
Hb- / HHb
Оксигемоглобиновая БС:
HbО2- / HHbО2

Гемоглобиновая и оксигемоглобиновая БС Гемоглобиновая БС: Hb- / HHb Оксигемоглобиновая БС: HbО2- / HHbО2

Слайд 36

Механизм действия гемоглобиновой БС

Н+ + Hb- ↔ HHb
ОН- + HHb ↔

Механизм действия гемоглобиновой БС Н+ + Hb- ↔ HHb ОН- + HHb ↔
Hb- + Н2О
(рКа(HHb) = 8,20)
Н+ + HbО2- ↔ HHbО2 ↔ HHb + О2
ОН- + HHbО2 ↔ HbО2- + Н2О
(рКа (HHbО2) = 6,95)

Слайд 37

Белковые (протеиновые) БС

Бывают анионного и катионного типа, в зависимости от изоэлектрической

Белковые (протеиновые) БС Бывают анионного и катионного типа, в зависимости от изоэлектрической точки
точки входящих в систему белков.
Анионовый белковый буфер работает при рН > pI белка и состоит из донора протонов – молекулы белка HProt, имеющей биполярно-ионное строение, и акцептора протонов – аниона белка – Prot-. Протолитическое равновесие в этой сопряженной системе отражается следующем образом:
+H3N-Prot-COO- ↔ H+ + H2N-Prot-COO-
кратко: HProt ↔ H+ + Prot-

Слайд 38

Катионный белковый буфер работает при
рН < pI белка и состоит

Катионный белковый буфер работает при рН +H3N-Prot-COOН ↔ H+ + +H3N-Prot-COO- кратко: (H2Prot)+
из донора протона – катиона белка и акцептора – молекулы белка. Протолитическое равновесие в этой сопряженной кислотно-основной паре отражается:
+H3N-Prot-COOН ↔ H+ + +H3N-Prot-COO-
кратко: (H2Prot)+ ↔ H+ + Prot

Слайд 39

ВЗАИМОСВЯЗЬ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ ОРГАНИЗМА

ВЗАИМОСВЯЗЬ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ ОРГАНИЗМА

Слайд 40

Кислотно-основный баланс

Кислотно-основный баланс

Слайд 41

Относительный вклад БС крови в поддержании в ней протолитического равновесия

Относительный вклад БС крови в поддержании в ней протолитического равновесия

Слайд 45

Величины основных показателей протолитического равновесия в крови

Величины основных показателей протолитического равновесия в крови

Слайд 48

Основные признаки типовых нарушений КО равновесия (по М. Гон и соавт.,

Основные признаки типовых нарушений КО равновесия (по М. Гон и соавт., 1999, Зайчик, Чурилов, 2007)
1999, Зайчик, Чурилов, 2007)
Имя файла: Общая-теория-протолитических-равновесий-и-процессов.-Буферные-системы.pptx
Количество просмотров: 97
Количество скачиваний: 0