Количественная характеристика кислот и оснований по теории Бренстеда – Лоури.



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Количественная характеристика кислот и оснований по теории Бренстеда – Лоури.



Пример 1:

СН3СООН + НОН ↔ СН3СОО- + Н3О+

кислота основание сопряж. основание сопряж. кислота

Поскольку этот процесс обратим, то он характеризуется равновесием:

Кс = [СН3СОО-]·[Н3О+] / [СН3СООН]·[НОН]

Кс · [Н2О] = [СН3СОО-]·[Н3О+] / [СН3СООН]

Ка = [СН3СОО-]·[Н+] / [СН3СООН] – константа кислотности

Чем больше константа кислотности, тем сильнее кислота, например: Ка (СН3СООН) = 1,75·10-5 ; Ка 2СО3) = 4,7·10-7.

Так как величины констант кислотности очень малы, то удобнее использовать не абсолютные значения констант кислотности, а их отрицательные логарифмы – показатели кислотности - рКа.

рКа = -lg Ка

рКа (СН3СООН) = -lg 1,75·10-5 = 4,76

рКа2СО3) = -lg 4,7·10-7 = 6,33

Чем больше показатель кислотности, тем слабее кислота и наоборот.

Пример 2: ..

NH3 + HOH ↔ NH4+ + OH-

основание кислота сопряж. кислота сопряж. основание

Кс = [NH4+]·[ОH-] / [NН3]·[НОН]

Кс · [НОН] = [NH4+]·[ОH-] / [NН3]

Кв = [NH4+]·[ОH-] / [NН3] – константа основности.

Чем выше константа основности, тем сильнее основание. Так как величины констант основности очень малы, то удобнее использовать не абсолютные значения констант основности, а их отрицательные логарифмы – показатели основности – рКв.

рКв = -lg Кв

Чем меньше показатель основности, тем сильнее основание и наоборот.

№ 77.Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели, рН биологических жидкостей.

Кw = [ОН-]·[Н+] – ионное произведение воды.

Кw = 1·10-14 моль/л.

В воде [H+] = [ОН-] = 1·10-7 моль/л; 10-1 ÷ 10-5 – кислая среда, 10-5 ÷ 10-7 – слабокислая среда, 10-7 – нейтральная среда, 10-7 ÷ 10-9 – слабощелочная среда, 10-9 ÷ 10-14 – щелочная среда.

На практике чаще пользуются не абсолютным значением ионного произведения воды, а отрицательным логарифмом равновесной концентрации ионов водорода или гидроксид ионов.

рН = -lg [H+]; рОН = -lg [ОН-]

рН + рОН = 14

Если для водных растворов рН = 1 ÷ 5 – кислая среда; рН = 5 ÷ 7 – слабокислая среда; рН = 7 – нейтральная среда; рН = 7 ÷ 9 – слабощелочная среда; рН = 9 ÷ 14 – щелочная среда.

Внутренняя среда организма характеризуется постоянством концентрации ионов водорода. Это явление называют изогидрия. Например: рН крови = 7,1 ÷ 7,2; желудочного сока = 0,9 ÷ 1,1; пузырной желчи = 5,4 ÷ 6,9; грудного молока = 6,6 ÷ 6,8; слезной жидкости = 7,4.

№ 78.Расчет рН и рОН сильных и слабых электролитов. Изменение рН органов и тканей при различных заболеваниях. Ацидоз. Алкалоз. Способы их устранения.

рНслабой кислоты = ½ рКа – ½ lg С(fэ)кислоты

рНслабого основания = 14 – ½ рКв + ½ lg С(fэ)основание

Изменения рН приводит к нарушению деятельности ферментов, регуляции осмотического давления и может приводить даже к гибели клеток. Сдвиг рН в кислую сторону, называется ацидоз, а в щелочную – алкалоз. Так при сахарном диабете (кетоацидоз) наблюдается ацидоз, а при потери кислоты в случае неукротимой рвоты - алкалоз. Постоянство рН внутренних сред организма поддерживается работой почек, легких, печени – физиологический механизм, но основную роль играет химический механизм – за счет буферных систем.

Если в организме происходит сдвиг рН, то необходимо проводить коррекцию кислотно-основного равновесия. При ацидозе применяют 4% раствор гидрокарбоната натрия внутривенно. При алкалозе вводят от 5 до 15 мл 5% раствора аскорбиновой кислоты.

№ 79.Буферные системы. Механизм буферного действия систем I и II типа. Расчет рН буферных систем.

Буферная система (БС) – это равновесная система, поддерживающая постоянство рН при добавлении небольшого количества кислоты или основания, разбавлении водой.

1 тип: это протолитические системы, состоящие из раствора слабой кислоты и избытка сопряженного с ней основания.

СН3СООН + НОН ↔ СН3СОО- + Н3О+

кислота основание сопряж. основание сопряж. кислота

СН3СООNa ↔ СН3СОО- + Na+

соль избыток сопряж. основания

Примеры буферных систем: СН3СООNa / СН3СООН – ацетатная; NaHCO3 /H2CO3 – бикарбонатная; Na2CO3 /H2CO3 – карбонатная; Na2HPO4 / NaH2PO4 – фосфатная; белковая; гемоглобиновая.

Механизм действия. Если в ацетатную буферную систему ввести некоторое количество кислоты, то она сразу же будет взаимодействовать с ацетатом натрия, образуя кислоту буферной системы и соль, которые не изменят рН среды.

СН3СООNa / СН3СООН + HCl → СН3СООН + NaCl

При добавлении щелочи гидроксид ионы будут взаимодействовать с кислотой, образуя соль буферной системы и воду, которые не изменят рН среды.

СН3СООNa / СН3СООН + NaОH → СН3СООNa + Н2О

Действие буферной системы будет определяться соотношением ее компонентов.

СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+

Кд = [СН3СОО-]·[Н+] / [СН3СООН]

+] = Кд · [СН3СООН] / [СН3СОО-]

-lg[Н+] = -lg Кд · -lg ([СН3СООН]/[СН3СОО-])

рН = рКа - lg ([СН3СООН]/[СН3СОО-])

рН = рКа - lg (Скислотысоли) = рКа + lg (Ссоли / Скислоты) – уравнение для расчета рН БС.

Буферная система может состоять из двух солей, но одна из них будет выполнять роль кислоты, например фосфатная БС - Na2HPO4 / NaH2PO4 – соль/кислота.

2 тип: это протолитические системы, состоящие из раствора слабого основания и избытка сопряженной с ним кислоты или соли сильной кислоты.

NH3 + HOH ↔ NH4+ + OH-

основание кислота сопряж. кислота сопряж. основание

NH4Cl ↔ NH4+ + Cl-

соль избыток сопр. кислоты

NH4ОН / NH4Cl – аммиачная БС, состоит из слабого основания и соли сильной кислоты.

Механизм действия. Если в аммиачную буферную систему ввести некоторое количество кислоты, то она сразу же будет взаимодействовать с основанием, образуя соль и воду, которые не изменят рН среды.

NH4ОН / NH4Cl + HCl → NH4Cl + Н2О

При добавлении щелочи гидроксид ионы будут взаимодействовать с солью, образуя основание и соль, которые не изменят рН среды.

NH4ОН / NH4Cl + NaОH → NH4ОН + NaCl

Действие буферной системы будет определяться соотношением ее компонентов.

NH4ОН → NH4+ + OH-

рН = 14 – рКв + lg (Соснованиясоли)

№ 80.Буферное действие. Буферная емкость. Расчет буферной емкости по кислоте и по основанию. Факторы, влияющие на буферную емкость.

Буферной ёмкостью – В – величина, характеризующая способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении сильных кислот или сильных оснований. Равна количеству вещества эквивалента сильной кислоты или сильного основания, которое нужно добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить значение рН на единицу.

Ва = n(fэ)кислоты / (Vбуферного раствора∙∆рН) = (С(fэ)кислоты∙Vкислоты) / (Vбуферного раствора∙(рН2 – рН1))

Вв = n(fэ)основания / (Vбуферного раствора∙∆рН) = (С(fэ)основания∙Vоснования) / (Vбуферного раствора∙(рН2 – рН1)).

Буферная емкость зависит от ряда факторов:

1. Чем больше количество компонентов кислотно-основной пары основание/сопряженная кислота в растворе, тем больше буферная емкость этого раствора.

2. БЕ зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буферного раствора.

№ 81.Буферные системы крови. Сравнительная буферная емкость буферных систем крови. Бикарбонатная, фосфатная, белковая, гемоглобиновая буферные системы. Механизм действия. Формулы для расчета.

В организме человека работают 4 основные буферные системы.

1. Гемоглобиновая В = 34∙10-3 моль/л.

2. Белковая В = 4,5∙10-3 моль/л.

3. Бикарбонатная В = 2,5∙10-3 моль/л.

4. Фосфатная В = 0,5∙10-3 моль/л.

Бикарбонатная БС - NaHCO3 / H2CO3. Эта система работает в легких. При действии кислоты или основания происходят следующие изменения:

NaHCO3 + HCl → H2CO3 + NaCl

H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H2O

pH = рКа(H2CO3) + lg (С(NaHCO3) / С(H2CO3))

рКа(H2CO3) = 6,36

7,2 = 6,36 + lg (20/1)

Фосфатная БС - Na2HPO4 / NaH2PO4. Работает в моче, желудочном соке.

Na2HPO4 + HCl → NaH2PO4 + NaCl

NaH2PO4 + NaOH → Na2HPO4 + H2O

pH = рКа(NaH2PO4) + lg (С(Na2HPO4) / С(NaH2PO4))

рКа(NaH2PO4) = 6,86

7,1 = 6,86 + lg (3/1)

Белковая БС состоит из протеина и сопряженного с ним основания. Буферная ёмкость определяется белками плазмы и зависит от концентрации белков.

COOH кислота COO- сопряженное основание

Pt .. ↔ Pt ..

NH2 основание NH3+ сопряженная кислота

белковое основание белковая соль

COOH COOH

Pt .. + HCl → Pt ..

NH2 NH3Cl

COO- COONa

Pt .. + NaOH → Pt .. + H2O

NH3+ NH2

рН = 14 – рКв + lg (Соснованиясоли)

Буферная ёмкость белковой буферной системы высока по кислоте, но мала по основанию.

Гемоглобиновая БС находится в эритроцитах. Эта система состоит из 4 компонентов и поэтому имеет самую большую буферную ёмкость:

ННв + Н2О ↔ Нв- + Н3О+

ННвО2 + Н2О ↔ НвО2- + Н3О+

ННв – гемоглобиновая кислота, ННвО2 – оксигемоглобиновая кислота.

Механизм действия. Разберем на процессах, происходящих в легочных и тканевых капиллярах. Когда венозная кровь попадает в легкие под большим парциальным давлением, то гемоглобиновая кислота взаимодействует с кислородом, образуя оксигемоглобиновую кислоту:

ННв + О2 → ННвО2

Оксигемоглобиновая кислота, как более сильная, взаимодействует с гидрокарбонат ионами, которые поступают в кровь из тканевых капилляров:

ННвО2 + НСО3- → НвО2- + Н2СО3

Суммарный процесс в легких:

ННв + О2 + НСО3- → НвО2- + Н2СО32О+СО2)

Артериальная кровь, обогащенная анионами оксигемоглобиновой кислоты, из легких разносится в капилляры тканей, где происходит высвобождение кислорода:

НвО2- → Нв- + О2

Угольная кислота, образовавшаяся в процессе дыхания, взаимодействует с анионом гемоглобиновой кислоты:

Нв- + Н2СО3 → ННв + НСО3-

Суммарный процесс:

НвО2- + Н2СО3 → ННв + НСО3- + О2

№82. Показатели кислотно-основного состояния: рН крови; рСО2; рО2 артериальной крови; стандартный бикарбонат плазмы крови; буферные основания; ВЕ(избыток оснований).

№84. Вычислите степень диссоциации и рН уксусной кислоты, если Ка (СН3СООН) = 1,8·10-5, С СН3СООН)= 0,18 моль/л.

№85. Определите концентрацию ионов водорода в плазме крови, если рН =7,3.

№86. Определите рН буферного раствора, который получен смешиванием 0,1 моль/л раствора NH4Cl и 0,1 моль/л раствора NH4OH в соотношении: а) 1:1, б) 1:4, в) 4:1. KВ(NH4OH) = 1,79·10-5.

№88. Буферная емкость по кислоте 0,05 моль/л, рассчитайте, какой объем хлороводородной кислоты концентрацией 0,1 моль/л необходимо добавить к 1 л крови, чтобы уменьшить ее рН с 7,35 до 7,1?

№ 91.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Строение комплексных соединений. Классификация и номенклатура. Получение комплексных соединений. Пространственная изомерия комплексных соединений.

Комплексные соединения – вещества, молекулы которых состоят из внутренней сферы (комплексных ионов) - центрального атома или иона металла (комплексообразователя), непосредственно связанного с определенным (координационным - кч) числом других молекул или ионов (лигандов), и внешней сферы – ионов противоположного знака. К[MeLn], [MeLn]A.



Последнее изменение этой страницы: 2016-04-18; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 100.26.179.251 (0.012 с.)