1 Лекция 1 «Буферные растворы Кафедра общей и медицинской химии
2 Граф структуры
3 Теории кислот и оснований
4 1. По Аррениусу: Нобелевская премия по химии «как факт признания особого значения его теории электролитической диссоциации для развития химии». Сванте Аррениус (19.02.1859 - 2.10.1927) Кислоты - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов Н + ; Основания - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - ; Амфолиты - (амфотерные гидроксиды) электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием как водород-ионов Н +, так и гидроксид-ионов ОН -
5 Кислота тем слабее, чем меньше Кд и больше значение ее рК Д. Кислота Кд рК НООС–СООН 5,7·10 – 2 1,25 HSO 4 – 2,0 · 10 – 2 1,70 Н 3 РО 4 7,6 · 10 – 3 2,12 Н 2 РО 4 – 5,8 · 10 – 8 7,24 HPO 4 2– 3,6 · 10 – 13 12,44 HOOC-COO – 6,8 · 10 –5 4,27 СН 3 СООН 1,8 · 10 – 5 4,75 Н 2 СО 3 (СО 2 ) 4,4 · 10 –7 6,36 HCO 3 – 4,6 · 10 –11 10,34 H 2 S 8,0 · 10 – 8 7,10 HCN 7,0 · 10 –10 9,16 NH 4 + 5,6 · 10 –10 9,25
6 Недостатки C Н 3 СООН в воде – слабая кислота: CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + в жидком HF – основание: HF + CH 3 COOH ↔ CH 3 COOH 2 + + F - Исследования подобного типа реакций и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований. Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, в других – как основания.
7 2. По Бренстеду: БРЕНСТЕД Йоханнес ( 22.11 1879 – 17.12 1947) Кислота (донор протонов ) - вещество, молекулярные частицы или ионы которого, способны отдавать протоны Основание ( акцептор протонов.) - вещество, молекулярные частицы или ионы которого, способны присоединять протоны
8 СОПРЯЖЕННЫЕ ПАРЫ КИСЛОТА–ОСНОВАНИЕ (В ВОДНОМ РАСТВОРЕ ПРИ КОМНАТНОЙ ТЕМПЕРАТУРЕ) Кислота Основание Кд рК НООС–СООН НООС–СОО – 5,7·10 – 2 1,25 HSO 4 – SO 4 2– 2,0 · 10 – 2 1,70 Н 3 РО 4 H 2 PO 4 – 7,6 · 10 – 3 2,12 Н 2 РО 4 – НР O 4 2– 5,8 · 10 – 8 7,24 HPO 4 2– PO 4 3– 3,6 · 10 – 13 12,44 HOOC-COO – – OOC-COO – 6,8 · 10 –5 4,27 СН 3 СООН СН 3 СОО – 1,8 · 10 – 5 4,75 Н 2 СО 3 (СО 2 ) НСО 3 – 4,4 · 10 –7 6,36 HCO 3 – CO 3 2– 4,6 · 10 –11 10,34 H 2 S HS – 8,0 · 10 – 8 7,10 HCN CN – 7,0 · 10 –10 9,16 NH 4 + NH 3 5,6 · 10 –10 9,25
9 Классификация кислот нейтральные - НС l, H 2 SO 4, Н 3 РО 4 : H 2 SO 4 Н + + HSO 4 – 2) катионные - положительные ионы - NH 4 +, H 3 O + : NH 4 + NH 3 + Н + анионные - отрицательные ионы - HSO 4 –, H 2 PO 4 –, HPO 4 2– : HSO 4 – Н + + SO 4 2–
10 Классификация оснований нейтральные - NH 3, H 2 O, С 2 Н 5 ОН : NH 3 + Н + NH 4 + 2) анионные - отрицательные ионы - С l –, СН 3 СОО –, ОН – : СН 3 СОО – + Н + СН 3 СООН 3) катионные - положительные ионы - А l ( O Н) 2 + : А l ( O Н) 2 + + Н + А lO Н 2+ + Н 2 О
11 Вода, жидкий аммиак и анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорами и акцепторами протонов, являются амфолитами. Во второй реакции вода выступает в качестве основания, в третьей – в качестве кислоты. Кислота 1 Основание 2 Кислота 2 Основание 1 1. H 3 O + + OH – H 2 O + H 2 O 2 H 2 O + HCl H 3 O + + Cl – 3. H 2 O + NH 3 NH 4 + + OH – 4. H 2 O + CO 3 2– HCO 3 – + OH – 5. H 2 O + HCO 3 – H 2 CO 3 + OH –
12 3. По Льюису ЛЬЮИС Гилберт Ньютон (23.10 1875–23.03 1946) Во время первой мировой войны – полковник Военно-химической службы США (разрабатывал способы защиты от отравляющих газов). Кислота - вещество, принимающее электронные пары – акцептор электронов ; Основание - вещество, поставляющее электроны для образования химической связи – донор электронов.
13 Кислота - акцептор электронов. реакцию нейтрализации в водных растворах, взаимодействие аминов с галогениами комплексообразование. Основание - донор электронов. Теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные:
14 Значение постоянства кислотности жидких сред для жизнедеятельности человеческого организма : Ионы водорода оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения; Ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго определенном интервале значений рН; Минимальные изменения концентрации ионов водорода в крови и межтканевых жидкостях ощутимо влияют на величину осмотического давления; Необходимость в приготовлении буферных растворов для введения в организм, и моделирования биопроцессов.
15 Буферные растворы -растворы, величина рН которых практически не изменяется при добавлении к ним сильных кислот или щелочей или при разбавлении.
16
17
18 Буферное действие
19
20
21 1. Ацетатный буфер: 3. Фосфатный буфер: 2. Бикарбонатный буфер: Аммиачный буфер: Классификация: а) кислотные б) основные
22 Механизм буферного действия а ) + HCl С H 3 COOK + HCl → С H 3 COOH + KCl С H 3 COO - + H + → С H 3 COOH б ) + KOH С H 3 COO Н + KOH → С H 3 COOK + Н 2 О С H 3 COO Н + OH - → С H 3 COO - + Н 2 О В основных буферных системах соль (анион-основание Бренстеда) работает против кислоты, кислота – против щелочи
23 В ацетатном буферном растворе устанавливается равновесие : С H 3 COOH ↔ H + + С H 3 COO - Можно схематически представить, что буферная способность данной системы обусловлена наличием двух больших резервуаров, в одном из которых находится кислота С H 3 COOH, а в другом — основание С H 3 COO - : Когда в буферный раствор приливают небольшое количество сильного основания (ОН – ), из левого резервуара поступает кислота, нейтрализуя добавленное основание. Правый резервуар срабатывает при добавлении кислот (Н + ).
24 Добавим 1 каплю (0,05 мл) 1н НС l к 1л воды ( безбуферный раствор, рН=7) и рассчитаем изменение рН: 1000 мл – 1 моль-экв. H + 0,05 мл - х х = 0,05/1000 = 5·10 -5 моль-экв рН = - lg 5·10 -5 = 4,6 Вывод! Буферные системы крови обладают колоссальной буферной емкостью! За сутки организм человека вырабатывает ~ 30 л 1 н НС l (600000 капель!), а изменение рН на 0.6 единиц приводит к летальному исходу! Изменение рН составит 7- 4.6 = 2.4 единицы 1 капля V 0.05 мл
25 Вывод формул для расчета рН
26 Уравнение Гендерсона-Гассельбаха рН буферного раствора зависит от: Природы компонентов (рК слабой кислоты или основания) Соотношения концентраций компонентов (кислоты и соли) В общем случае:
27 Уравнение нельзя применять : если концентрации компонентов отличаются более чем в 100 раз; если кислота (основание) слишком сильные - рК а <3 (нельзя пренебрегать диссоциацией); если кислота (основание) слишком слабые - рК а >11 (нельзя пренебрегать гидролизом ). Для основного буферного раствора:
28 Соотношение компонентов 1:1 рН = рК Одинаково хорошо противостоит как добавлению кислоты, так и добавлению щелочи Понятие «идеального» буферного раствора.
29 Концентрация (моль/л) рН 0,1 0,01 0,001 4,62 4,67 4,74 Влияние разбавления на рН буферного раствора (незначительно) ацетатный буферный раствор
30 Зона буферного действия
31 Приготовление буферных растворов с заданным значением рН Задача. Приготовить раствор с рН = 7,36. Необходимо изменить соотношение компонентов в пользу соли (значение рН находится в более щелочной области, чем рК) Выбираем фосфатный буфер, поскольку рН попадает в зону действия 6.21 – 8.21
32 Рассчитаем, во сколько раз концентрация соли должна быть больше:
33 Буферная ёмкость В – число моль-экв сильной кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 л буферной системы, чтобы изменить рН на единицу Буферная ёмкость зависит от: Абсолютных концентраций компонентов
34 От соотношения компонентов и максимальна при соотношении 1 / 1
35 Буферные растворы, у которых рН < рК (более кислое по отношению к рК) лучше противостоят добавлению щелочи. Буферная ёмкость по кислоте и по щёлочи Буферные растворы, у которых рН > рК, (более щелочное по отношению к рК) имеют большую буферную емкость по кислоте.
36 Средние значения рН биологических жидкостей
37 Буферные системы крови Из кишечника и тканей в кровь при обмене веществ постоянно поступают различные кислоты: угольная, молочная, масляная … и, в меньшей степени, основания: аммиак, креатин. Благодаря наличию буферных систем, рН крови остается постоянным 7.4 ± 0.04 В организме человека в спокойном состоянии ежесуточно образуется количество кислоты, эквивалентное ≈ 30 л 1 н НС I ! !!!
38 Защитные функции по поддержанию постоянства рН выполняют 4 буферные системы: Бикарбонатная Фосфатная Белковая Гемоглобиновая
39 I. Бикарбонатная буферная система: С учётом растворенного СО 2 (37 o С)
40 Уравнение Гендерсона-Гассельбаха (для расчета рН крови) рСО 2 – альвеолярное давление (парциальное давление СО 2 воздуха, находящегося в равновесии с кровью)
41 Поскольку [НСО 3 – ]:[СО 2 ]=20:1, а HCO 3 - работает против кислоты, бикарбонатная система имеет буферную емкость по кислоте значительно больше буферной емкости по основанию. Это отвечает особенностям метаболизма организма. Расчёт рН крови
42 Механизм действия бикарбонатной буферной системы При увеличении в крови концентрации ионов Н + происходит выделение С O 2, который выводится из организма в процессе дыхания через легкие: H + + HCO 3 – H 2 CO 3 CO 2 + H 2 O При поступлении в кровь оснований, они связываются угольной кислотой, и равновесие смещается в сторону образования НСО 3 – : OH – + H 2 CO 3 HCO 3 – + H 2 O Нарушение кислотно-основного равновесия в организме компенсируется бикарбонатной буферной системы (за 10-15 мин). Соотношение [НСО 3 – ]/[Н 2 СО 3 ] изменяется и приходит в норму за счет легочной вентиляции в течение 10‑18 часов. Бикарбонатный буфер - основной буферной системой плазмы крови и содержится также в эритроцитах, межклеточной жидкости и в почечной ткани.
43 II. Фосфатная буферная система: К 2 НРО 4 и КН 2 РО 4 - в клетках Na 2 HPO 4 и NaH 2 PO 4 - в плазме крови и межклеточной жидкости Фосфатная буферная система также имеет буферную емкость по кислоте больше, чем по основанию. Уравнение буферного действия: В норме отношение форм [НРО 4 2– ]/[ H 2 PO 4 – ]=4:1. Фосфатная буферная система содержится как в крови, так и в клеточной жидкости других тканей, особенно почек и пищеварительных желез
44 Механизм действия При увеличении ионов Н + во внутриклеточной жидкости, в результате переработки мясной пищи образующийся избыточный дигидрофосфат выводится почками. рН мочи уменьшается. H + + HPO 4 2– H 2 PO 4 – При употреблении растительной пищи в организме накапливаются основания. Они нейтрализуются ионами Н 2 РО 4 -, и образующийся дигидрофосфат выводится почками. рН мочи повышается: OH – + H 2 PO 4 – HPO 4 2– + H 2 O В отличие от гидрокарбонатной, фосфатная система более «консервативна». Избыточные продукты нейтрализации выводятся через почки и полное восстановление отношения [НРО 4 2– ]/[ H 2 PO 4 – ] происходит только через 2-3 суток.
45 Выведение тех или иных компонентов фосфатной буферной системы с мочой, в зависимости от перерабатываемой пищи, объясняет широкий интервал значений рН мочи ( 4,8 до 7,5. )
46 III. Белковая буферная система: В результате ионизации аминогрупп и карбоксильных групп белки существуют в водных растворах в виде биполярного иона R ± : NH 2 –СН 2 –СООН ( R ) NH 3 + –СН 2 – COO – ( R ± ) NH 2 - Pt-COOH NH 2 -Pt-COONa Белки составляют 20% массы клеток и тканей, поэтому белковая буферная система является одной из мощных буферных систем организма. р I ( ИЭТ) – изоэлектрическая точка белка – значение рН, при котором молекула белка, в целом, электронейтральна
47 Механизм действия При добавлении сильной кислоты протон присоединяется к -СО O – -группе с образованием катиона глицина R + : При добавлении щелочи группа NH 3 + отдает протон, и образует анион глицина R – :
48 Поскольку молекулы белков состоят из большого количества аминокислот, каждая из которых имеет собственные значения рК по карбоксильной и амино-группам, условие максимальной буферной емкости рН=рК выполняется практически по всей шкале рН.
49 Белковая буферная система поддерживает постоянство рН в клетках и тканях, причем: R + в средах с рН <6, 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
50 IV. Гемоглобиновая буферная система: ~ 35 % общего буферного действия крови Гемоглобиновая H-Hb K-Hb венозная кровь рН = 7.32 – 7.36 Оксигемоглобиновая HHb О 2 К -Hb О 2 артериальная кровь рН = 7.42 – 7.46 ~ 63-75 % общего буферного действия в эритроцитах
51 Оксигемоглобин более сильная кислота, чем гемоглобин! В легких идет процесс оксигенации: среда должна стать более кислой, но бикарбонат - ион взаимодействует с оксигемоглобином и кислотность среды восстанавливается: HCO 3 - + H - HbO 2 → HbO 2 - + H 2 O + CO 2 ↑
52 Среда должна стать более щелочной, но в реакцию вступает более сильная угольная кислота, образуя бикарбонат-ион, который является основным компонентом щелочного резерва крови. В тканях отдаётся кислород и поглощается СО 2
53 Заметим, что образование свободного СО 2 при поступлении крови в легкие происходит за счет карбоангидразы эритроцитов, под действием которой расщепляются бикарбонаты. Иными словами, карбоангидраза способствует выделению СО 2 через легкие!!!
54
55 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 В к по кислоте. При заболеваниях органов дыхания, кровообращения, печени, желудка, почек, при отравлениях, голодании, диабете, ожоговой болезни может наблюдаться уменьшение или увеличение В к по сравнению с нормой. Возникают патологические явления: ацидоз и алкалоз.
56 Ацидоз – накопление в организме кислых продуктов уменьшение рН крови в сравнении с нормой (уменьшение кислотной буферной емкости в сравнении с нормой) Алкалоз – накопление в организме щелочных продуктов увеличение рН крови в сравнении с нормой (увеличение кислотной буферной емкости в сравнении с нормой)
57 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% NaHCO 3 или 11% лактат натрия 3.66% трисамин Н 2 N С(СН 2 ОН) 3
58 МЕТАБОЛИЧЕСКИЙ АЦИДОЗ Недостаток НСО 3 - 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 НСО 3 - при заболеваниях ЖКТ; кислородное голодание тканей.
59 ДЫХАТЕЛЬНЫЙ АЦИДОЗ Избыток СО 2 (вследствие понижения легочной вентиляции 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 Здоровые легкие ребенка Легкие при пневмонии
60 ДЫХАТЕЛЬНЫЙ АЛКАЛОЗ Недостаток СО 2 в связи с повышением легочной вентиляции, в сравнении с нормой. Причины : вдыхание разреженного воздуха; тепловая отдышка; лихорадочное состояние, истерия.
61 МЕТАБОЛИЧЕСКИЙ АЛКАЛОЗ Удаление кислот из организма или накопление НСО 3 - Причины : потеря Н + при рвоте и кишечной непроходимости; увеличение НСО 3 - при введении солей органических кислот (лимонной, молочной, уксусной, яблочной); длительный приём щелочной пищи или минеральной воды.
62
63
64 Алгоритм оценки кислотно- основного состояния
65
66
67 Щелочной резерв крови Число мл СО 2, содержащееся в 100 мл крови (главным образом в виде гидрокарбонатов НСО 3 - ) Норма: 50-70 % (по объему) или 25-30 ммоль/л
68 Клинический анализ желудочного содержимого. Кислотность желудочного сока – количество мл 0,1 н раствора щелочи, необходимого для нейтрализации 100 мл профильтрованного желудочного содержимого. Норма – 40-60 мл 0,1 н NaOH ; Пониженная кислотность – 30 мл 0,1 н NaOH ; Повышенная кислотность – 60 мл н NaOH.
69
70 Спасибо за внимание!
