6c6a6962b7338ad06005752c822da8ac

1.

«Уральский государственный медицинский университет»
Министерства здравоохранения Российской Федерации
КАФЕДРА ОБЩЕЙ ХИМИИ
Дисциплина
ХИМИЯ
Преподаватель: к.х.н.,
доцент Ермишина Елена
Юрьевна
1

2. Лекция2. Протолитическая теория. Буферные системы

План лекции
1. Протолитическая теория кислот и оснований
2. Протолитические кислоты и основания,
амфолиты
3. Протолитические уравнения
4. Константа протолиза
5. Буферные системы (БС). Классификация
6. Расчет рН БС и буферной емкости
7. Механизм буферного действия
2

3. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда

1)Кислота (по Брёнстеду) – молекула или
ион, способные отщеплять протон, т.е.
быть
донором
протона
(протоген).
Протолитическая
кислота
отщепляя
протон превращается в сопряженное ей
основание:
Прот. кислота1
сопр.осн.1+ H+
3

4.

2)Основание (по Брёнстеду) – молекула или
ион,
способные
присоединять
протон
(протофил), т.е. быть акцептором протона.
Протолитическое
основание,
присоединяя
протон превращается в сопряженную ему
кислоту:
прот. основание2 + H+
сопряж.кислота2
3)Амфолиты-это вещества, проявляющие как
кислотные, так и основные свойства, т.е.
соединения, которые могут быть как донором,
так и акцептором протона. Например, вода,
аминокислоты.
4

5.

4)В
любом
кислотно-основном
взаимодействии участвуют две пары
кислот
и
оснований,
названные
Бренстедом сопряженными. Взаимодействие кислоты1 с основанием2
приводит к образованию сопряженного
основания1 и сопряженной кислоты2
соответственно.
Протолитическое уравнение:
Н+
прот.к-та1+прот.осн.2 сопр.осн.1+сопр.к-та2
5

6. Протолитические кислоты Любое соединение, в состав которого входит атом Н, может отдавать его в виде H+ и проявлять свойства

кислоты.
Примеры протолитических кислот
молекулы
катионы
анионы
СН3СООН,
Н2СО3,Pt(NH2)COOH,
HHb, HHbO2, H2O,
NH4+,H3O+
С5Н5NH+
H2PO4-
6

7. Протолитические уравнения, доказывающие кислотные свойства частиц

Н+
7

8. Протолитические основания

• Основаниями могут быть нейтральные
молекулы с атомом , имеющим
неподеленную пару электронов, анионы
кислотных остатков, комплексные катионы.
Примеры протолитических оснований
молекулы
анионы
катионы
NH3.Н2O,
СН3СОО-, НСО3- [Zn(H2O)3OH]+
амины RNH2,
, Pt(NH2)COO-,
(С6Н5NH2), H2O,
Hb-, HbO2-,
HPO42-,ОНN
8

9. Протолитические уравнения, доказывающие основные свойства частиц

H
+
пр
пр
H+
2
пр
пр
9

10. Классификация растворителей

Согласно протолитической теории кислотно-основные
свойства проявляются только в присутствии
партнера с противоположными свойствами. Данную
роль может выполнять и растворитель. Различают:
• 1. Протогенные растворители-доноры протонов,
обладают только кислотными свойствами,
растворенное вещество в таком растворе всегда
проявляет только основные свойства. К ним
относятся любые кислоты: HF, СН3СООН и т.д.
Н+
пр
пр
10

11.

• 2.Протофильные растворители – акцепторы
протонов, обладают только основными
свойствами, вещество в таком растворе
всегда проявляет только кислотные свойства.
К ним относятся: жидкий NH3,пиридинС5Н5N,
гидразин N2H4, анилин
Н+
+
пр
пр
сопр
сопр
11

12.

• 3.Амфипротонные растворители – они
могут проявлять и кислотные и
основные свойства: вода, спирты.
• 4.Апротонные растворители – они не
обладают способностью принимать или
отдавать протоны: бензол, толуол.
• К протолитическим реакциям относят
реакции нейтрализации, гидролиза,
аутопротолиза (роль кислоты и
основания выполняет одна молекула)
12

13. Реакция аутопротолиза

Н+
Н+
• Протолиз – это равновесный процесс
взаимодействия протолитической кислоты и
протолитического основания, поэтому он
может быть описан константой равновесия константой протолиза
13

14. Константа протолиза

Н+
пр
Константа протолиза
пр
сопр
сопр
14

15. Анализ константы протолиза

Кпр ˃1 - равновесие смещено вправо, протекает
прямая реакция.
• Кпр˂1 - равновесие смещено влево,
протекает обратная реакция.
• Кпр =1, истинное равновесие.
15

16. Кислотно-основной гомеостаз

• Гомеостаз (от др. греч. homoios — подобный
и stasis — стояние) — это подвижное
равновесие
или
колеблющееся
в
ограниченных
пределах
постоянство
внутренней среды организма. В его основе
лежит
сохранение
кислотно-основного
баланса. Кислотно-основное состояние
(КОС)относительное
постоянство
водородного показателя (рН) внутренней
среды
организма,
определяющее
полноценность метаболических превращений
в клетках организма.
16

17. КОС обусловлено защитными механизмами поддержания постоянства рН:

• физиологическими – это процессы метаболизма,
дыхания и выделения;
• физико-химическими – это механизмы регуляции
кислотно- основного равновесия в организме с
помощью буферных систем организма.
• В организме здорового человека ежедневно в
процессе обмена веществ постоянно образуются
кислоты - около 20000 ммоль угольной (Н2С03) и 80
ммоль сильных кислот, однако концентрация Н+
колеблется в относительно узком диапазоне. В
норме рН внеклеточной жидкости составляет 7,357,45, а внутриклеточной жидкости - в среднем 6,9.
17

18.

• Даже
кратковременное
изменение
концентрации Н+, способно существенно
отразиться на активности ферментных
систем и физиологических процессах. В
организме мгновенно включаются буферные
системы,
защищающие
клетку
от
неблагоприятных колебаний рН. Буферная
система может связать, или, наоборот,
освободить Н+ сразу же в ответ на изменение
кислотности внутриклеточной жидкости.
18

19. Буферные системы (БС)

• Буферными
называются
системы,
которые
обладают
определенным
значением рН и поддерживают это
значение при разбавлении раствора и при
добавлении
небольших
количеств
сильных кислот или щелочей. Любая БС
состоит из двух компонентов: протолитической
кислоты, которая служит для нейтрализации
посторонних ОН—ионов и протолитического
основания, которое нейтрализует посторонние
Н+ (Н3О+) ионы в растворе.
19

20. Классификация БС

• Буферные системы 1 типа состоят из
слабой кислоты и соли этой кислоты и
сильного основания.
20

21. БС 1 типа

Буферная
Состав
система
(кислота – соль)
I типа
Гидрокар H CO − NaHCO
2
3
3
бонатная
Фосфатна NaH PO − Na HPO
2
4
2
4
я
Белковая
COOH
/ COONa
Pt \/NH
−
Pt
\
NH 2
2
Гемоглоб
HHb-KHb
иновая
Оксигемо
глобинова HHbO − KHbO
2
2
я
Протолитическая
кислота
Н2СО3
Н2РО4COOH
Pt \/NH
2
HHb
HHbО2
Ацетатная CH3COOH − CH3COONa СН3СООН
Протолитиче
Биологическа
ское
я роль
основание
Действует в крови,
НСО3дыхательном
цикле, в слюне
НРО42COO −
Pt \/NH
2
HbHbО2-
СН3СОО-
Действует в
крови, ЖКТ, в
слюне
Действует в крови,
коже, слюне
Действует в
крови
Действует в
крови
Этой БС нет в
организме.
21

22.

Буферные системы 2 типа состоят из
слабого основания и
соли
этого
основания и сильной кислоты.
22

23. БС2 типа

Буферная
система
II типа
Аммиачная
Анилиновая
Пиридиновая
Состав
(основание – соль)
Протолитическая
кислота
Протолитическое
основание
NH3 H 2 O − NH4 Cl
NH 4 +
C6 H 5 NH2 H 2 O − C6 H 5 NH3Cl
C6 H 5 NH 3 +
C6 H 5 NH 2 H 2 O
С5Н5NH+
C5 H 5 N H 2 O
C5 H 5 N H 2 O − C5 H 5 NHCl
NH 3 H 2 O
Биологическая
роль
действует в
выделительной
системе.
Этой БС нет в
организме
Этой БС нет в
организме
23

24. Пример

БУФЕРНЫЕ СВОЙСТВА МОЖЕТ
ПРОЯВЛЯТЬ СМЕСЬ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
1) NaHCO3, CO2 ∙H2O
2) NH3 ∙H2O, NaCl
3) Na3PO4, K3PO4
4) CH3COOH, HNO3
24

25. Расчет рН буферных систем

• НА
Н + + А• ВА → В+ + А- ;
• К=
[НА] = СНА
[A-] = СВА
pH=-lg[H+]
25

26.

На практике для расчета рН буферных
систем используются следующие формулы:
1 тип:
рН = рКк +
2 тип:
рН = 14 – (рКосн +
рОН = рК осн + lg
)
СсолиVсоли
.
Cосн Vосн
рК = -lgK, где К – константа ионизации
слабой кислоты или слабого основания
буферной системы.
ʋ = C·V или ʋэ = Сэ·V, т.е. число моль или
моль эквивалентов.
26

27. Буферная емкость

Для оценки способности буферной
системы поддерживать постоянство рН
при добавлении посторонних кислот или
щелочей
используется
величина
буферной емкости.
Буферная емкость – это число мольэквивалентнов посторонней сильной
кислоты или щелочи, которое нужно
добавить к буферу объемом 1л, чтобы
изменить его рН на 1.
27

28. Расчет буферной емкости

где: ʋэ – число моль эквивалентов
посторонней кислоты или щелочи,
добавленное к буферному раствору;
V – объем буферного раствора, л;
ΔрН – изменение рН буфера
28

29. Механизм буферного действия

БС 1 типа, например ацетатная БС
1. СН3СООН-СН3СООNa
2. СН3СООН СН3СОО- +H+
СН3СООNa→СН3СОО- + Na+
3. Добавим постороннюю сильную кислоту НС1. В
действие вступит соль буфера:
H+
пр
пр
29

30.

• Посторонняя сильная кислота
заменяется эквивалентным
количеством слабой протолитической
кислоты, входящей в состав буфера, и
рН раствора незначительно
уменьшается;
30

31.

4. добавим постороннее сильное
основание NaOH. В действие вступит
кислота буфера:
Н+
H
31

32.

• Постороннее сильное основание
заменяется эквивалентным
количеством слабого протолитического
основания, входящей в состав буфера,
и рН раствора незначительно
увеличивается.
32

33. Механизм буферного действия

БС 2 типа, например аммиачная
1.NH3.H2O –NH4Cl
2.
3. при добавлении посторонней сильной кислоты,
например, НСl в действие вступит основание
буфера:
Н+
пр
пр
33

34.

4) добавим постороннее сильное
основание NaOH. Его нейтрализует
кислота буфера:
Н+
34

35. Факторы, влияющие на величину БЕ

• концентрация компонентов буфера (чем она
выше, тем больше буферная емкость);
• разведение буферного раствора (при
разведении буферная емкость уменьшается)
• достаточное буферное действие
наблюдается, если конц-ция одного из
компонентов превышает конц-цию другого не
более, чем в 10 раз. Интервал рН=рКа±1
называется зоной буферного действия.
• -буферное соотношение. Для БС 1-го типа
это с/ к , для БС 2-го типа это с/ о
35

36.

36

37. Оценка буферной емкости для БС 1типа

• Чем больше в буфере соли, тем больше
посторонней кислоты можно нейтрализовать,
тем больше буферная емкость по кислоте:
• Чем больше в буфере кислоты, тем больше
постороннего сильного основания можно
нейтрализовать, тем больше буферная
емкость по основанию:
37

38. Примеры заданий

1. ДЛЯ АЦЕТАТНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ,
СОСТОЯЩЕЙ ИЗ 100 МЛ 0,1 М СН3СООН И 100 МЛ
0,2 М СН3СООNa
1) Bk>Bo
2) Bk<Bo
3) Bk=Bo
2. ПРИ РАВНЫХ КОНЦЕНТРАЦИЯХ КОМПОНЕНТОВ
БУФЕРА БОЛЬШЕЙ ЕМКОСТЬЮ ПО ОСНОВАНИЮ
ОБЛАДАЕТ АЦЕТАТНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА
1) 200 мл CH3COOH; 100 мл CH3COONa
2) 100 мл СН3СООН; 200 мл СН3СООNa
3) 150 мл СН3СООН; 150 мл СН3СООNa
4) 200 мл СН3СООН; 300 мл СН3СООNa
38

39. Оценка буферной емкости для БС 2 типа

• Чем больше в буфере основания, тем
больше посторонней сильной кислоты можно
нейтрализовать, тем больше буферная
емкость по кислоте. Чем больше в буфере
соли, тем больше постороннего сильного
основания можно нейтрализовать, тем
больше буферная емкость по основанию:
39

40.

БУФЕРНОЕ ОТНОШЕНИЕ ДЛЯ
АММИАЧНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ,
ЕСЛИ ОНА ОБЛАДАЕТ БОЛЬШЕЙ
БУФЕРНОЙ ЕМКОСТЬЮ ПО КИСЛОТЕ
• 1) c / o 1
• 2)
• 3)
c
/
o
<
1
c / o = 1
40

41. СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ

42. Ссылка на решение задач по теме БС

https://rutube.ru/video/b58fed4a53e989aae
3bae7dbd614221e/
42