СРСтема: Буферные системы, их биологическое и практическое значение


The Presentation inside:

Slide 0

СРС тема: Буферные системы, их биологическое и практическое значение Южно-Казахстанская Государственная фармацевтическая академия Кафедра фармакогнозии и химии Подготовили: Касымова Д., Кадирова С., Каримбаева Д. Проверил: Дауренбеков К.Н.


Slide 1

План: Введение 1. Определение, классификация, состав буферной системы. 2. Механизм буферного действия. 3. Вывод формулы рН буферных систем. 4. Свойства буферных систем: воздействие на рН соотношения компонентов; воздействие на рН разбавления раствора. 5. Способы приготовления буферных растворов 6. Буферная емкость 7. Медико-биологическое значение буферных систем. Заключение Список использованной литературы


Slide 2

Введение Буферные системы – совокупность нескольких веществ в растворе, сообщающих ему буферные свойства, т.е. способность противостоять изменению активной реакции среды (pH) при разбавлении, концентрировании раствора или при добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты или щёлочи.


Slide 3

1. Определение, классификация, состав буферной системы Буферными системами называют растворы, сохраняющие постоянство концентрации водородных ионов при добавлении некоторого количества кислоты или щелочи, при разбавлении и концентрировании. Способность сохранять постоянное значение рН называется буферным действием. Буферные системы по составу бывают двух типов: а) из слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием; б) из слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой. Например ацетатный буфер состоит из уксусной кислоты и ее натриевой соли (ацетата натрия), аммиачный - из гидроксида аммония и хлорида аммония, в состав гидрокарбонатного буфера входят угольная кислота и гидрокарбонат натрия. Буферными свойствами обладают растворы солей многоосновных кислот, например, фосфатный буфер содержит гидрофосфат и дигидрофосфат натрия или калия.


Slide 4

Типы буферных систем


Slide 5

Механизм буферного действия  Рассмотрим ацетатный буфер, который содержит ионы: Если к нему добавить кислоту, то ионы водорода будут взаимодействовать с анионами соли буфера, образуя слабодиссоциирующую уксусную кислоту:


Slide 6

Как видим, сильная соляная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой уксусной кислотой, диссоциация которой в присутствии ацетат-ионов подавлена. При добавлении щелочи гидроксид-ионы взаимодействуют с ионами водорода уксусной кислоты: Щелочь заменяется эквивалентным количеством соли, не влияющей на рН раствора. Вывод: в БС кислотный компонент нейтрализует щелочь, а основный компонент нейтрализует сильную кислоту, поэтому рН БС практически не изменяется.


Slide 7

Вывод формулы рН буферных систем. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха [ CH3COOH ] = C кислоты; – [ CH3COO ] = C соли + СН3СОО – СН3СООН СН3СООNa Н+ Na+ + CH3COO– в общем случае рН = рКа + lg [ сопряженное основание ] [ кислота ] Ка = [ H+ ] [ CH3COO– ] 3 [ CH COOH ] = 1.75 10 . –5 ; отсюда [ H+ ] = Ka [ CH3COOH ] [ CH3COO– ] или pH = pKa + lg – [ CH3COO ] [ CH3COOH ] a – lg [ H+ ] = –lg K –lg 3 8 [ CH COO– ] [ CH3COOH ]


Slide 8

рН буферного раствора. Пример Чему равен рН буферного раствора,  образовавшегося при смешении 30 миллилитров 0,1 М раствора уксусной кислоты (СН3СООН) и 50 миллилитров 0,3 М раствора ацетата калия (СН3СООK)? Kа = 1,74 ? 10–5. Рассчитаем объем буферного раствора (V) по формуле: Получаем: V = 30 + 50 = 80 (мл). Вычислим молярную концентрацию уксусной кислоты (СН3СООН) и молярную концентрацию ацетата калия (СН3СООK) в буферной смеси, полученной путем смешения растворов уксусной кислоты (СН3СООН) и ацетата калия (СН3СООK): СМ (СН3СООН) = (Vисх. (СН3СООН)  ? СМ,исх.(СН3СООН)) / V = (30 ? 0,1) / 80 = 0,0375 (М), СМ (СН3СООK) = (Vисх. (СН3СООK) ? СМ,исх.(СН3СООK)) / V = (50 ? 0,3) / 80 = 0,1875 (М).


Slide 9

Для нахождения рН буферного раствора, рассчитаем равновесную концентрацию ионов водорода по формуле: где Ka –  константа диссоциации слабой кислоты. Получаем: [H+] = 1,74 ? 10–5 ? 0,0375 / 0,1875 = 3,48 ? 10–6 (моль/л). Вычислим рН буферного раствора по формуле: Получаем: рН = –lg3,48 ? 10–6 = 5,46 Ответ: рН буферного раствора равен 5,46.


Slide 10


Slide 11

Буферные системы организма человека гидрокарбонатная, гидрофосфатная, белковая гидрокарбонатная, гемоглобиновая, гидрофосфатная рН = 7.40 ? 0.05; a(H+) = 3.7•10–8 – 4.0•10–8 моль/л. Артериальная кровь: рН = 7.38 – 7.42. Плазмакрови ? ? Венозная кровь: рН 7.36 – 7.40. Внутриклеточные жидкости: рН = 6.8 – 7.8. гидрокарбонатная, гидрофосфатная, белковая, гемоглобиновая (В. А. Попков, С.А. Пузаков, 2007, 605?612; В. И. Слесарев, 2000, 197?207; А. С. Ленский, И. Ю. Белавин, С. Ю. Быликин, 2008, 316?321) Буферные системы крови Плазма крови Эритроциты 17


Slide 12

Свойство буферных систем Соотношение компонентов. Как следует из уравнения Гендерсона-Хассельбаха, рН буферного раствора зависит от соотношения концентраций кислоты и соли (или основания и соли): Поэтому, в случае кислотно-солевой буферной системы, увеличение концентрации кислоты или снижение концентрации соли сдвигает рН раствора в кислую сторону. При этом изменение соотношения концентраций в 10 раз сдвигает рН на единицу. Аналогичные явления наблюдаются в щелочно-солевых буферных системах.


Slide 13

Свойство буферных систем Разбавление раствора. Если буферный раствор разбавить в 10-20 раз, то заметного изменения рН не наблюдается, так как при разбавлении одинаково меняются концентрации обоих компонентов, но их соотношение остается неизменным. Естественно, какое-то небольшое изменение рН происходит, ибо с уменьшением концентрации увеличивается степень диссоциации кислоты, а уменьшение концентрации соли меняет степень ее гидролиза. Свойством буферных систем сохранять постоянство рН при разбавлении широко пользуются при проведении анализов биологических жидкостей. Небольшие их количества можно разбавить водой до нужного объема.


Slide 14

Способы приготовления буферных растворов


Slide 15


Slide 16

Буферная емкость Способность буферных растворов противостоять изменению рН при добавлении сильных кислот или щелочей определяется понятием буферная ёмкость. Практически буферную ёмкость определяют титрованием точно отмеренного объёма буферного раствора сильной кислотой (HCl) или щелочью (KOH, NaOH) в присутствии кислотно – основных индикаторов. Величина буферной ёмкости рассчитывается по формулам:


Slide 17


Slide 18

Буферная ёмкость определяется двумя факторами: 1)Концентрацией кислотно-основной пары – чем выше концентрация кислотно-основной пары, тем выше буферная ёмкость. 2)Соотношением концентраций компонентов. На рис. 1 показан график зависимости буферной ёмкости от рН для системы CH3COOH/CH3COO-. Наибольшей буферной ёмкостью обладает раствор с рН=4.76, что соответствует отношению С(CH3COO-)/С(CH3COOH) = 1 : 1


Slide 19

Медико-биологическое значение буферных систем. В организме образуются большие количества кислых продуктов. Например у человека ежесуточно образуются 2-3 л 0,1 н. соляной кислоты. Сохранение постоянства реакции среды организма обеспечивается наличием в них мощных буферных систем. В человеческом организме особенно большую роль играет белковый, гемоглобиновый, бикарбонатный и фосфатный буфера. В крови решающую роль играет наиболее мобильный гидрокарбонатный буфер, а в тканях - фосфатный. Гемоглобиновый, оксигемоглобиновый и белковый буфера хотя и имеют большую емкость, но она мало способна к изменениям вследствие относительного постоянства концентрации гемоглобина, белков. В то же время концентрация компонентов бикарбонатного и фосфатного буферов легко может изменяется и именно за счет этих буферов организм регулирует рН.


Slide 20

Заключение: Буферные системы широко распространены в природе: они находятся в водах мирового океана, почвенных водах и особенно в живых организмах, где выступают в качестве регуляторов, поддерживающих активную реакцию среды на определённых условиях, необходимых для нормального протекания жизненных процессов. Буферные системы обеспечивают состояние кислотно-основного равновесия, соответствующего норме – протолитический гомеостаз. Смещение протолитического равновесия в кислую область вызывает ацидоз, в щелочную – алкалоз. Постоянство pH биологических жидкостей, тканей и органов обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в состав этих биообъектов.


Slide 21

Список использованной литературы: 1)Горн М.М., Хейтц У. И., Сверинген П. Л. Водно-электролитный и кислотно-основной баланс. Пер. с англ.- СПб.; М.: Невский диалект - Издательство Бином, 1999.- 320 с. 2)Березов Т. Т., Коровкин Б. Ф. Биологическая химия.- М.: Медицина, 1998.- 704 с. 3)Долгов В. В., Киселевский Ю. В., Авдеева Н.А., Holden Е., Moran В. Лабораторная диагностика кислотно-основного состояния.- 1996.- 51 с. 4)Единицы СИ в медицине: Пер. с англ. / Отв. ред. Меньшиков В. В.- М.: Медицина, 1979.- 85 с. 5)Зеленин К. Н. Химия.- СПб: Спец. литература, 1997.- С. 152-179. 6)Основы физиологии человека: Учебник / Под ред. Б.И.Ткаченко - СПб., 1994.- Т. 1.- С. 493-528.


×

HTML:





Ссылка: