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

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 25^оС 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) ^. [Н₂О] = 1,8^.10^{-1 .} 55,58 = 10^-14

Обозначим К (Н₂О)^.[Н₂О] = К_W, где К_W - 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.

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

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

Для чистой воды (среда нейтральная):

[Н⁺] = [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.