ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ

Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.

Отёска стен и прирубка косяков - Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу.

Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) - В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар.

Буферные системы крови - фосфатная

12 3

Условия образования и растворения..

Труднорастворимый электролит может оставаться в растворе, пока произведение концентрации его ионов не превышает1 произведения растворимости. Другими словами, если произведение концентраций ионов меньше значения ПР малорастворимого электролита или равно ему, то в этих условиях осадок не образуется. Осадок образуется лишь в тех случаях, когда произведение концентрации ионов становится больше величины ПР. Это возможно при добавлении к раствору, содержащему малорастворимый электролит, хорошо растворимого электролита с одноименным ионом. Увеличение концентрации одного из ионов приводит к смещению динамического равновесия между раствором и твердой фазой в сторону образования осадка. Осадок выпадает до тех пор, пока величина произведения концентрации ионов в растворе не сравняется с величиной произведения растворимости. [1]

Если труднорастворимый электролит диссоциирует с образованием нескольких одинаковых ионов, то концентрация каждого из ионов при вычислении произведения растворимости должна быть возведена в соответствующую степень. [3]

Растворимость труднорастворимых электролитов понижается в присутствии других сильных электролитов, имеющих одноименные ионы.

Осадок труднорастворимого электролита образуется тогда, когда ионное произведение его станет больше произведения растворимости. На этом основании добавляют избыток осадителя для достижения полноты осаждения. [5]

Растворимость труднорастворимых электролитов увеличивается в присутствии ионов или молекул веществ, образующих с ионами труднорастворимого электролита растворимые соединения или комплексы. [6]

Растворимость труднорастворимого электролита, склонного образовывать недиссоциированные молекулы в присутствии хорошо растворимых электролитов, также образующих недиссоциированные молекулы, оценивается путем решения системы уравнений, состоящих из уравнений баланса ионов. [7]

Растворимость труднорастворимого электролита и концентрация образующих его ионов в насыщенном растворе может быть вычислена по величине его произведения растворимости. Методика соответствующих расчетов зависит от характера труднорастворимого электролита, а именно, является ли он солью сильной кислоты и сильного основания или же один из этих компонентов является слабым. [8]

Растворимость труднорастворимого электролита и концентрация образующих его ионов в насыщенном растворе может быть вычислена по величине его произведения растворимости. Методика соответствующих расчетов зависит от характера труднорастворимого электролита, а именно, является ли он солью сильной кислоты и сильного основания ли же один из этих компонентов является слабым. [9]

Так как труднорастворимые электролиты, используемые в аналитической практике, очень мало растворимы, то насыщенные растворы этих электролитов имеют чрезвычайно малую концентрацию. [10]

Насыщенные растворы труднорастворимых электролитов, используемые в аналитической практике, имеют чрезвычайно малую концентрацию. [11]

В растворе труднорастворимого электролита произведение концентраций ионов электролита характеризует его способность к растворению или к образованию осадка. [12]

Гетерогенные равновесия в водных растворах характеризуются тем, что перенос частиц происходит через поверхность раздела по крайней мере двух сосуществующих фаз.

По своему характеру двухфазные гетерогенные равновесия достаточно многообразны, но здесь будут затронуты лишь некоторые из них, представляющие наибольший практический интерес и имеющие важное значение в аналитической, физической химии и в различных химических технологиях.

с помощью каких реакций происходит образование гидроксид-фосфата кальция Ca10(PO4)6(OH)2 в костной ткани.
И кальций-фосфатный буфер из каких солей состоит? Ca(H2PO4)2/CaHPO4?

3Ca3(PO4)2 + Ca(OH)2 = 2Ca5(PO4)3OH
5CaHPO4 + 6NaOH = Ca5(PO4)3OH + 2Na3PO4 + 5H2O

Буферные системы

В процессе жизнедеятельности в организм поступают извне, а также образуются в результате метаболизма продукты, имеющие как кислый, так и основной характер, однако в норме они не изменяют рН внутренней среды благодаря защитным механизмам, регулирующим кислотно-основное равновесие. Различают физиологические и физико-химические механизмы регуляции кислотного-основного равновесия в организме.

В основе физиологических механизмов регуляции кислотно-основного равновесия лежат процессы метаболизма, дыхания и мочевыделения, которые изучаются в курсах биохимии, нормальной физиологии, патологической физиологии. В основе физико-химических механизмов лежит поддержание постоянства рН внутренней среды буферными системами организма, которые представлены буферными системами крови, клеток и внеклеточных пространств тканей.

Буферные растворы — это растворы, величина рН которых мало изменяется при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или щелочей, а также при разбавлении.

C точки зрения протонной теории простейший буферный раствор состоит из слабой кислоты и сопряженного ей основания или слабого основания и его сопряженной кислоты. В этом случае буферное действие растворов характеризуется наличием кислотно-основного равновесия:

НА ⇄ Н⁺ + А^–

слабая сопряженное

кислота основание

В + Н⁺ ⇄ ВН⁺

слабое сопряженная

основание кислота

Образуемые сопряженные кислотно-основные пары НА/А^– и В/ВН⁺ называют буферными системами.

Классификация буферных систем

1. Кислотные. Состоят из слабой кислоты и соли этой кислоты. Например, ацетатная буферная система (CH₃COOH+ СН₃СООNa ), гидрокарбонатная буферная система (H₂CO₃ +NaHCO₃ ).

2. Основные. Состоят из слабого основания и его соли. Например, аммиачная буферная система (NH₃×H₂O + NH₄Cl).

3. Солевые. Состоят из кислой и средней соли или двух кислых солей. Например, карбонатная буферная система (NaHCO₃+Na₂CO₃ ), фосфатная буферная система (КН₂PO₄ + К₂НPO₄).

4. Аминокислотные и белковые. Если суммарный заряд молекулы аминокислоты или белка равен нулю (изоэлектрическое состояние), то растворы этих соединений не являются буферными. Их буферное действие начинает проявляться тогда, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из изоэлектрического состояния в форму “белок-кислота” или соответственно в форму “белок-основание”. Образуется смесь двух форм белка: а) слабая “белок-кислота” + соль этой слабой кислоты; б) слабое “белок- основание” + соль этого слабого основания:

где R - макромолекулярный остаток белка.

Механизм действия буферных систем:

1. Разбавление. При разбавлении водой происходит уменьшение концентрации обоих компонентов в буферной системе в одинаковой степени, поэтому величина их соотношения не изменится. рК_{(кислоты)} и рК_{(основания)} являются постоянными при данной температуре и не зависят от разбавления. Действительно, одновременное понижение концентраций кислоты и соли в ацетатной буферной системе от 0,1М до 0,001М при разбавлении водой изменяет рН буферного раствора с 4,63 до 4,73 (это ничтожное изменение рН при разбавлении буферного раствора в 100 раз обусловлено некоторым изменением коэффициента активности соли). Следовательно, разбавление в конечном итоге мало изменяет рН буферных систем.

2. Добавление кислот и оснований. При добавлении небольших количеств сильных кислот или оснований рН буферных систем изменяется незначительно. Например, рассмотрим ацетатный буфер:

СН₃СООН / СН₃СОО^–

кислотный компонент – основной компонент–

слабая кислота сопряженное основание

а) При добавлении к ацетатному буферу небольшого количества HCl, происходит взаимодействие ионов Н⁺ с основным компонентом буферного раствора:

Н⁺ + СН₃СОО^– ⇄ СН₃СООН.

Степень диссоциации СН₃СООН мала и концентрация [H⁺] практически не меняется. рН буферного раствора уменьшится, но незначительно.

Таким образом, если к ацетатному буферу добавить Х моль/л HCl, то уравнение для расчета рН буферной системы принимает вид:

рН = рК_{(кислоты)} + lg

б) При добавлении небольшого количества NaOH, – ионы нейтрализуются кислотным компонентом буферного раствора:

+ СН₃СООН ⇄ СН₃СОО ^– + Н₂О.

В результате этого, добавленное сильное основание заменяется эквивалентным количеством слабого сопряженного основания (СН₃СОО^–), которое в меньшей степени влияет на реакцию cреды. рН буферного раствора увеличивается, но незначительно.

Таким образом, если к ацетатному буферу добавить У моль/л NaOH, то уравнение для расчета рН буферной системы принимает вид:

рН = рК_{(кислоты)} + lg

Расчет PH буферных систем

Расчет рН буферных систем

Для расчета рН в буферном растворе на примере ацетатного буфера рассмотрим процессы, в нем протекающие, и их влияние друг на друга.

Ацетат натрия практически полностью диссоциирует на ионы, ацетат-ион подвергается гидролизу, как ион слабой кислоты:

CH₃COONa ® Na⁺ + CH₃COO^–

CH₃COO^– + HOH ⇄ CH₃COOH + OH^–

Уксусная кислота, также входящая в буфер, диссоциирует лишь в незначительной степени:

CH₃COOН ⇄ CH₃COO^– + H⁺

Слабая диссоциация СН₃СООН еще более подавляется в присутствии СН₃СООNa, поэтому концентрацию недиссоциированной уксусной кислоты принимаем практически равной ее начальной концентрации:

[СН₃СООН] = [кислота]

С другой стороны, гидролиз соли также подавлен наличием в растворе кислоты. Поэтому можно считать, что концентрация ацетат-ионов в буферной смеси практически равна исходной концентрации соли без учета концентрации ацетат-ионов, образующихся в результате диссоциации кислоты:

[СН₃СОО^–] = [соль]

Согласно закону действующих масс, равновесие между продуктами диссоциации уксусной кислоты и недиссоциированными молекулами подчиняется уравнению:

К_д = .

Подставив общую концентрацию кислоты и соли в уравнение константы диссоциации, получим: [Н⁺] = К_д ,

отсюда для кислотных буферных систем: рН = рК_{(кислоты)} + lg . Это уравнение называют уравнением Гендерсона – Гассельбаха.

После аналогичного вывода для основных буферных систем:

рОН = рК_{(основания)} + lg , рН =14 – рК_{(основания)} – lg

где рК_{(кислоты),} рК_{(основания)} - отрицательный десятичный логарифм константы электролитической диссоциации слабой кислоты; слабого основания; [соль] - концентрация соли, [кислота] - концентрация кислоты, [основание] - концентрация основания.

Из этих уравнений видно, что рН кислотной (основной) буферной системы зависит от природы слабого электролита (рК_{(кислоты)}, рК_{(основания)}) и от соотношения концентраций соли и кислоты (основания).

Следует отметить, что буферные системы эффективно поддерживают рН в диапазоне: рК_{(кислоты)} ± 1 для кислотных систем; 14 – (рК_{(основания)} ± 1) для основных систем.

Буферные системы крови.

Наиболее важным буфером организма является гидрокарбонатная буферная система, обеспечивающая около 55% буферной емкости крови. Более того, эта система занимает центральное положение среди всех других важных механизмов гомеостаза ионов водорода, включая гемоглобиновую буферную систему (которая обеспечивает 35% буферной емкости крови), а также секрецию ионов водорода в почках. Непосредственно измерить очень низкую концентрацию угольной кислоты в крови практически невозможно. При равновесии с растворенным СО₂ в уравнение вместо [Н₂СО₃] вводят [СО₂]. Уравнение Гендерсона – Гассельбаха принимает следующий вид:

рН = 6,1 + lg , где рК = –lg (Н₂СО₃) = 6,1

Практически в крови измеряют парциальное давление углекислого газа СО₂. Концентрацию растворенного в плазме СО₂ рассчитывают, умножая на константу растворимости СО₂. Если выражено в килопаскалях (кПа), то константа равна 0,23, если в мм. рт. ст. – 0,03.

Поэтому, если выражено в кПа, уравнение приобретает следующую форму:

рН = 6,1 + lg

Парциальное давление СО₂ в плазме крови в норме составляет ~ 5,3 кПа (40 мм.рт.ст.), что соответствует концентрации СО₂~ 1,2 ммоль/л. Поддержание постоянства этого уровня зависит от равновесия между высвобождением СО₂ в результате реакций обмена веществ и его потерями из организма через альвеолы.

В клетках почечных канальцев и в эритроцитах часть СО₂ задержанная легкими, используется для образования гидрокарбонат-ионов. Почки играют ведущую роль в поддержании постоянства концентрации бикарбонатов в циркулирующей крови. Эритроциты осуществляют тонкую регуляцию бикарбонатов в плазме крови.

При плазмы крови 5,3 кПа эти две ткани поддерживают в норме постоянную внеклеточную концентрацию гидрокарбонат-ионов 24 ммоль/л. Соотношение во внеклеточной жидкости [НС ] / [СО₂] (обе величины в ммоль/л) составляет 20:1. По уравнению Гендерсона–Гассельбаха это соотношение соответствует величине рН плазмы крови, равной 7,4:

рН = 6,1 + lg = 6,1 + lg20 = 6,1 + 1,3 = 7,4

Таким образом, активная реакция плазмы артериальной крови у здоровых людей соответствует рН= 7,40.

Снижение соотношения [НС ] / [СО₂] < 20 является причиной ацидоза. Ацидоз может быть обусловлен повышенным образованием ионов водорода Н⁺ или усиленным выделением из организма гидрокарбонатов.

Повышение соотношения [НС ] / [СО₂]> 20 приводит к алкалозу.

Так как в плазме крови основную роль в связывании ионов Н⁺ играет гидрокарбонат – анион, его концентрация в плазме обусловливает резервную щелочность крови.

Гемоглобиновая буферная система находится только в эритроцитах. Механизм ее действия связан с присоединением и отдачей кислорода. В связи с этим гемоглобин (Нв) имеет окисленную ННвО₂ и восстановленную ННв формы.

ННв + О₂ ⇄ ННвО₂⇄ Н⁺ +

кислота сопряженное

основание

ННв ⇄ Н⁺ + Нв^–

кислота сопряженное

основание

Механизм действия основан на реакциях:

+ Н⁺ ⇄ ННвО₂® ННв + О₂

основание

ННвО₂ + ОН^– ⇄ + Н₂О

кислота

ННв + ОН^– ⇄ Нв^– + Н₂О

кислота

Нв^– + Н⁺®ННв

основание

Из представленных выше схематических реакций видно, что добавление сильной кислоты или сильной щелочи вызвает защитную реакцию буферной системы по сохранению постоянного значения рН среды, что объясняется связыванием добавляемых Н⁺ и ОН^– и образованием малодиссоциирующих электролитов.

Гемоглобиновая буферная система в организме эффективно функционирует только в сочетании с гидрокарбонатной системой.

буферные системы крови - фосфатная

Фосфатная буферная система содержится как в крови, так и в клеточной жидкости других тканей, особенно в почках.

В клетках она представлена КН₂РО₄ и К₂НРО₄. В плазме крови и межклеточном пространстве NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄. Основную роль в механизме действия этой системы играет ион :

⇄ Н⁺ +

кислота сопр.основание

Увеличение концентрации Н⁺ приводит к сдвигу реакции влево, т.е. к образованию кислоты: + Н⁺ ⇄

основание сопр. кислота

Белковые буферные системы являются амфолитными, т.к. в их состав входят a – аминокислоты, содержащие группы с кислотными свойствами (–СООН и – ) и основными свойствами (–СОО^– и –NH₂). Механизм действия такой буферной системы можно представить следующим образом:

кислотная буферная система

а) H₃N⁺ – R – COOH + OH^– ⇄H₃N⁺ – R – COO^– + H₂O

белок–кислота

б) H₃N⁺ – R – COO^– + H⁺ ⇄H₃N⁺ – R – COOН

соль белка–кислоты

(сопряженное основание)

основная буферная система

а) H₂N – R – COO^– + Н⁺ ⇄H₃N⁺ – R – COO^–

белок–основание

б) H₃N⁺ – R – COO^– + ОН^– ⇄H₂N – R – COO^– + Н₂О

соль белка–основания

(сопряженная кислота)

где R – макромолекулярный остаток белка.

Роль белков плазмы крови в гомеостазе ионов водорода весьма мала.

12 3