Л2_Буферные системы (1)

1.

Граф логической структуры лекции
Актуальность темы
Гомеостаз –
условие ОВ
Обмен веществ –
главное свойство живого
организма
Нарушение ОВ
- патология
Нахождение
рН
Постоянство кислотноосновного состояния (рН)
внутренней среды организма
Теории кислот
и оснований
Регуляция
Физиологическая
Классификация
Уравнения
буферных систем
Нарушение КОС
Буферные системы
(биохимическая)
Свойства
Зона буферного
действия
Ацидоз
Алкалоз
Механизм
действия
Буферная
емкость

2.

Значения рН различных систем организма
Сыворотка крови
7,35 – 7,45
Спинно-мозговая жидкость
7,35 – 7,45
Слюна
6,35 – 6,85
Желудочный сок
0,9 – 1,3
Моча
4,8 – 7,5
Слезная жидкость
7,2 – 7,4
Желчь в пузыре
5,4 – 6,9

3.

Ионное произведение воды.
Водородный показатель.
Константа диссоциации воды
[ Н+ ]•[ ОН- ]
К=
= 1,8 •10-16
[ Н2О ]
Н2О
Н+ + ОН-
, где [ Н+ ], [ ОН- ] – равновесные концентрации ионов Н+ и ОН- (г-ион/л),
[ Н2О ] – равновесная кон-ция недиссоциированных молекул воды, моль/л
Молярная концентрация воды = 55,56 моль/л, т.о.
КН2О = [ Н+ ]•[ ОН- ] = 10-14 = const
[ Н+ ]•[ ОН- ] = Кдиссоц. • [ Н2О ] = 1,8*10-16 • 55,56 = 10-14
КН2О = [ Н+ ]•[ ОН- ] = 10-14 - ионное произведение воды
[ Н+ ] = [ ОН- ] = 10-7 – среда нейтральная – рН = 7
[ Н+ ] > 10-7 – среда кислая – рН < 7
[ Н+ ] < 10-7 – среда щелочная – рН > 7
рН – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов
водорода.
рН = - lg [ H+ ]
рOН = - lg [ OH- ]
рН + рОН = 14

4.

5. Буферные системы крови

В плазме:
В эритроцитах:
Na+ вне клетки
К+ внутри клетки
H2CO3
NaHCO3
гидрокарбонатный
Н2СО3
КНСО3
NaH2PO4
NA2HPO4
фосфатный
КН2РО4
К2НРО4
Pt – COOH
Pt - COONa
белковый
Органические кислоты
Na+ - соль
не характерен
Органические кислоты
К+ - соль
ННb
КНb
гемоглобиновый
ННbО2 оксигемоглобиновый
КНbО2

6.

7.

Уравнение буферных систем
( Гендерсона – Гассельбаха )
Н2СО3
Н+ + НСО3-
[ Н+]•[ НСО3- ]
КН2СО3 =
[ Н2СО3 ]
Из уравнения константы диссоциации кислоты концентрацию
ионов Н+ можно записать:
[ Н2СО3 ]
Н2СО3 [ НСО - ]
3
[ Н+] =К
Прологорифмировав это уравнение, получим уравнение
буферных систем:
[ НСО3- ]
рН = рК + lg
[ Н2СО3 ]
рК = - lg КН2СО3 = 6,1
Для решения задач уравнение следующего вида:
рН = рК + lg
CC • VC
CK • VK

8.

Буферная емкость
Буферная емкость определяется количеством сильной кислоты или
щелочи (в ммоль/л), прибавленной к 1 л буфера и смещающей рН на
единицу.
В
=
С
рН буф.
где: С – число молей прибавленной кислоты или щелочи;
рН буф. – изменение рН буфера при добавлении кислоты или
щелочи – величина положительная.
Буферную емкость можно рассчитать как по кислоте, так и по щелочи:
В
=
СК • VK
рН • Vбуфера
или
В
=
Сщ • Vщ
рН • Vбуфера
Если принять буферную емкость крови за 100 %, то буферные системы
распределяются следующим образом:
Гидрокарбонатная
Фосфатная
Белковая
(белки сыворотки)
Гемоглобиновая
~ 7%
~1%
~ 10 %
~ 82 %

9.

Теории кислот и оснований
Электролитическая
1887 г. Аррениус
1) Кислоты –
электролиты, которые в
качестве катионов дают
только катионы
водорода.
2) Основания –
электролиты, которые в
качестве аниона дают
только анионы
гидроксила.
+
1) HNO3 H + NO3
2) КОH К+ + ОН-
Протолитическая
Бренстед (Дания)
1928 г.
Электронная
1926 г. Льюис
Кислоты – вещества
акцепторы
электронной пары.
Основания – в-ва
доноры электронной
пары.
Кислота и основание
по этой теории
взаимодействуют по
донорно-акцепторному механизму.
А+:В А:В
кислотноК
О
основный
комплекс
NH3 + НОН NH4OH
осн. к-та

10.

Протолитическая теория
+
Кислота - донор водорода: НАн Н + Ан Кислоты могут быть:
а) молекулярные: НСl H+ + Cl–
+
б) катионные: NН4 NH3 + H+
в) анионные: HCO3– H+ + CO32–
Основания – акцептор катионов водорода: + H+
а) молекулярные: NН3 + H+ NH4+
б) анионные:
OH– + H+ H2O
в) катионные: AlOH2+ + H+ Al3+ + H2O
Амфотерные вещества (амфометы) – это в-ва, которые являются как
донорами, так и акцепторами протонов.
Н2РО4– + H+ H3РО4
осн-е
к-та
Заряженные
H2РO4– H+ + НРO42–
к-та
осн-е
Нейтральные
Н2О H+ + ОН–
Н2О + H+ Н3О+
Кислоты и основания существуют только как сопряженные пары.
H+
Кислота I + Основание II Основание I + + Кислота II
H
Сопряженная пара

11.

12.

Механизм действия гидрокарбонатной
буферной системы
Действие гидрокарбонатного буфера при попадании в него
сильной кислоты или щелочи можно записать реакциями:
HCl + NaHCO3
NaCl + H2CO3
NaOH + H2CO3
NaHCO3 + H2O
H 2O
CO2
При добавлении к системе сильной кислоты ионы Н+
взаимодействуют с анионами соли, образуя слабодиссоциирующую
Н2СО3. Сильная кислота заменяется эквивалентным количеством
слабой кислоты, диссоциация которой подавлена.
При добавлении щелочи гидроксил-ионы (ОН-) взаимодействуют с
ионами Н+ карбонатной кислоты. Щелочь заменяется эквивалентным
количеством соли, почти не изменяющей величину рН раствора.

13.

Механизм действия фосфатной буферной системы
Фосфатный буфер состоит:
NaH2PO4
Na2HPO4
, где роль слабой кислоты
выполняет NaH2PO4
Диссоциацию компонентов буфера можно записать:
NaH2PO4
Na H2PO4–
Na2HPO4
2Na HPO42–
При добавлении к этому буферу сильной кислоты образуется
дигидрофосфат-ион:
H+ + HPO42–
H2PO4–
Сильная кислота заменяется эквивалентным количеством H2PO4-.
При добавлении щелочи к системе буфером окажется другая соль –
дигидрофосфат Na:
ОH– + Н2PO4–
НРО42– + Н2О
Избыток гидроксид-ионов связывается в малодиссоциирующую воду.

14.

15.

16.

17.

18.

19.

Механизм действия гемоглобинового буфера
В тканях (БКК)
эр
к
ННbО2
и т р о ц
и
к
т
О2
О2
к
ННb
рН
+
О2
к
а
Н2СО3 Н2О
о
Нb
Н
т
О2
О2
о
НbО2
е
О2
О2
л
Н
+
рН
+ НСО
3
НСО3
СО2 к
л
е
т
к
а

20.

Механизм действия гемоглобинового буфера
В легких (МКК)
эр
к
ННbО2
и т р о ц
и
т
а
СО2
ь
НСО3
О2
О2
к
ННb
НbО2
л
рН
О2
в
е
о
НСО3
рН
л
а

21.

Механизм действия гемоглобинового буфера
В тканях
(БКК)
Плазма
эритроцит
О2
О2
О2
Н Нb СО2
Н Нb О2
Н Нb
оксигемоглоби
новая к-та
НbО2
гемоглобинат
ион
Нb
СО2
рН
*Н2СО3
Н+
СО2
Н2О
СО2
Н2О
НСО3
НСО3
НbН(рН )
О2
О2
Понижение
рН
О2
Клетка

22.

Механизм действия гемоглобинового буфера
В легких
Плазма
эритроцит
Н Нb СО2
О2
О2
НСО3
Н Нb О2
Н Нb
Н НbО2
+
НСО3
СО2
Н
СО2
Н2О
Н2СО3
НbО2
О2
СО2
Н2О
+
рН
НСО3
*НСО3
НbН
Нb
О2
НbО2
О2
Повышение
рН
О2
Альвеола

23.

Нарушение КОС
(рН)
Ацидоз
Алкалоз
7,4 – 7,35
Компенсированный
7,4 – 7,45
7,34 – 7,25
Субкомпенсированный
7,46 – 7,55
7,24 и ниже
Декомпенсированный
7,55 и выше

24.

Компенсированный и некомпенсированный ацидоз и
алкалоз
Лечение
4% NaHCO3 или
11% лактат натрия
3.66% трисамин
Н2NС(СН2ОН)3
рН≈7.40
7,35
норма
7,45
комп.
ацидоз
6,8
Лечение
5% раствор
аскорбиновой
кислоты.
комп.
алкалоз
некомпенсированный
ацидоз
некомпенсированный
алкалоз
†
†
†
†
7,9