Кислотно-основное равновесие. Водородный показатель рН. Буферные растворы и буферные системы крови

Страницы работы

Содержание работы

З А Н Я Т И Е   N   7

ТЕМА:                 Кислотно-основное равновесие.

               Водородный показатель рН.

Буферные растворы. Буферные системы крови

1. ЗНАЧИМОСТЬ ТЕМЫ: Поддержание кислотно-основного и элект­ролитного равновесия в тканях, биологических жидкостях крайне важно для нормального функционирования организма. Изменение электролитного состава приводит к изменению реакции среды биоло­гических жидкостей. Во-первых, ионы Н+ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения. Во-вторых, ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго оп­ределенном интервале значений рН (например, фермент пепсин, участвующий в расщеплении пищи в желудке, активен только при рН = 1,5). В-третьих, даже небольшие изменения концентрации ионов Н+ ощутимо влияют на величину осмотического давления в этих жидкос­тях. Поддержание постоянного рН в крови и тканевых жидкостях ре­гулируется с помощью нескольких буферных систем. Одним из спосо­бов диагностики заболеваний является определение рН желудочного сока, крови, мочи.

2. ЦЕЛЬ: Ознакомить студентов-медиков с основными положения­ми теории электролитической диссоциации, с теориями сильных и слабых электролитов, а также с ролью электролитов в организме че­ловека. Сформировать представления о кислотно-основном равновесии в организме человека и биологических буферных системах, поддержи­вающих кислотно-основной гомеостаз.

3. ЗАДАЧИ: после изучения темы

а)  студент должен знать:

- основные  положения  теории электролитической диссоциации;

- понятие о сильных и слабых электролитах;

- понятие о буферных растворах;

- механизм действия буферных растворов;

- буферные системы организма.

б) студент должен уметь:

- решать расчетные задачи по вычислению степени диссоциации, концентрации ионов водорода и рН растворов сильных электролитов;

- решать расчетные задачи по вычислению степени диссоциации, концентрации ионов водорода и рН растворов слабых электролитов;

- решать расчетные задачи на вычисление рН буферных раство­ров.

в) приобрести практические навыки:

- по определению рН сильных и слабых электролитов различными методами;

-  по выполнению расчетных задач.

ОСНОВНЫЕ ВОПРОСЫ ТЕМЫ:

1. Кислотно-основное равновесие в растворах.

2. Диссоциация воды.  Ионное произведение  воды.  Водородный показатель и методы его определения.

3. Буферные системы: определение, классификация и механизм действия. Расчет буферных систем.

4. Определение буферной емкости системы. От каких факторов она зависит?

5. Буферные системы крови.  Механизм кислотно-щелочного рав­новесия в организме человека.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО РАВНОВЕСИЯ

Согласно ионной теории КИСЛОТЫ - соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы во­дорода Н+:

НАи ↔ Н+ + Аи-

ОСНОВАНИЯ - соединения, которые при электролитической диссо­циации в водном растворе образуют ионы гидроксила ОН-:

KtОН ↔ Kt+ + ОН-

 

Рассматривая кислотно-основные равновесия в водных растворах в дальнейшем будем считать их приближающимися к идеальным раство­рам, т.е. активностью ионов пренебрегаем (а → с).

Тогда в соответствии с законом действующих масс:

                    [Н+] . [Аи-]

                     К (НАи) =                                                                (1)

                    [НАи]

                       [Kt+] . [ОН-]

                    К (KtОН) =                                                                (2)

                      [KtОН]

Вода проявляет как слабые кислотные, так и основные свойства (амфолит):                                  Н2О ↔ Н+ + ОН-,

                    [H+] . [ОН-]

тогда                                  К (Н2О) =                                                                   (3)

                    [Н2О]

При 25оС К(Н2О) = 1,8.10-10 (может быть вычислен по элект­ропроводности воды). Можно считать, что С (Н2О) - величина посто­янная и равна 55,58 моль/л. Следовательно:

К(Н2О) .2О] = 1,8.10-1 . 55,58 = 10-14

Обозначим К (Н2О).2О] = КW, где КW - ионное произведение воды - величина постоянная при данной температуре не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ.  С  повышение  температуры  увеличивается,  с понижением - уменьшается.

          КW = [Н+] . [ОН-] = 10-14 (при 25оС)                                  (4)

КW дает возможность рассчитать концентрацию Н+ при известной концентрации ОН- и наоборот.

Для чистой воды (среда нейтральная):

 


+] = [ОН-] = KW  = 10-7 моль/л

Если [Н+] выше 10-7 моль/л, а [ОН-], соответственно, ниже, то среда кислая и наоборот.

При расчетах [Н+] удобнее выражать через ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗА­ТЕЛЬ рН - отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе:                  рН = -lg Н+,

соответственно,                   рОН = - lg[ОН-]     и     рН + рОН = 14                     (5)

Величиной рН пользуются для характеристики разбавленных вод­ных растворов.  рН < 7 - среда кислая; рН = 7 - нейтральная; рН > 7 - щелочная.

Для приблизительного определения рН среды служат кислот­но-основные ИНДИКАТОРЫ - слабые органические кислоты или основа­ния, ионные и молекулярные формы которых имеют различную окраску, указывающую на рН среды. Например, в растворе индикатора метило­вого оранжевого устанавливается равновесие:

НInd ↔ Н+ + Ind+,

                                                          красный                     желтый

смещающееся в зависимости от рН среды.

Похожие материалы

Информация о работе

Предмет:
Химия
Тип:
Методические указания и пособия
Размер файла:
76 Kb
Скачали:
0