ТОП 10:

Кислотность водных растворов и биологических жидкостей



 

Кислотность является важной характеристикой, как водных растворов, так и биологических жидкостей. Она определяется соотношением концентраций ионов Н+ и ОН-.

Для характеристики кислотности используется водородный показатель (рН):

рН = - lg[H+]для слабых электролитов,

рН = - lg аН+для сильных электролитов,

где [H+] — молярная концентрация катионов водорода, моль/л

аН+ — активность катионов водорода.

Реже для характеристики реакции среды используется гидроксильный показатель (рОН):

рОН = - lg[OH-]для слабых электролитов

рОН = - lg аOH- для сильных электролитов,

где [ОН-] — молярная концентрация гидроксид-ионов,

аОН‾‾ — активность гидроксид-ионов, моль/л.

Для одного раствора рН + рОН = 14

Используя уравнение: КW = [H+] [OH-] = 10-14, рассчитаем концентрации ионов внейтральном растворе:

[H+] = [OH-] = = 10-7моль/л

Соответственно рН = - lg 10-7 = 7

рOН = -lg 10-7 = 7

В кислой среде: [H+] > [OH-] рН < 7, рОН > 7

В щелочной среде: [H+] < [OH-] pH > 7, pOH < 7

Рисунок 13. — Шкала рН

 

Водородный показатель является важной характеристикой биологических жидкостей человека.

Таблица 5 — Кислотность биологических жидкостей человека

 

Биологические Жидкости Среднее значение Возможные колебания
Кровь (плазма) 7,36 7,25-7,44
Спинномозговая жидкость 7,6 7,35-7,80
Желудочный сок 1,65 0,9-2,0
Моча 5,8 5,0-6,5
Слюна 6,75 5,6-7,9
Пот 7,4 4,2-7,8
Кожа 6,8 6,2-7,5

 

Для биологических жидкостей характерен кислотно-основной гомеостаз (постоянство значений рН), обусловленный действием биологических буферных систем. Нарушение гомеостаза чрезвычайно опасно для здоровья человека. Наиболее опасными видами нарушения кислотно-основного равновесия в организме являются:

· ацидоз — увеличение кислотности крови,

· алкалоз— увеличение щелочности крови.

Опасность изменения кислотности связана: (1) со снижением активности ферментов и гормонов, активных лишь в узком диапазоне рН; (2) с изменением осмотического давления биологических жидкостей; (3) с изменением скорости биохимических реакций, катализируемых катионами Н+.

Изменение рН крови на 0,3 единицы вызывает тяжелое коматозное состояние, а при изменении кислотности на 0,4 единицы возможен летальный исход.

Для коррекции ацидоза используют внутривенное введение 4%-ного раствора натрий гидрокарбоната NaHCO3:

HCO3- + H+ H2CO3

NaHCO3 является антацидным (гипоцидным) препаратом. Антацидными называются лекарственные препараты, снижающие кислотность биологических жидкостей.

Одним из способов коррекции алкалоза является внутривенное введение растворов аскорбиновой кислоты (5% или 15%).

К основным методам определения кислотности растворов следует отнести:

1. Кислотно-основное титрование.

2. Кислотно-основные индикаторы.

3. Потенциометрический метод.

 

Буферные растворы

 

Буферными называют растворы, рН которых не изменяется при добавлении небольших количеств кислот или щелочей, а также при разбавлении их водой.

Механизм буферного действия можно объяснить при помощи основных положений протолитической теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури (1923). Согласно этой теории, кислота — это донор протонов, а основание – их акцептор.

С точки зрения протолитической теории различают:

· кислоты–молекулы (CH3COOH),

· кислоты-катионы (NH4+),

· кислоты–анионы (H2PO4-).

Кислота отдает протон и превращается в сопряженное с ней основание. Ниже приведены примеры нескольких сопряженных пар:

СH3COOH CH3COO- + H+

Кислота Сопряженное

основание

 

NH4+ NH3 + H+

Кислота Сопряженное

основание

 

H2PO4- PO42- + H+

Кислота Сопряженное

основание

Буферный раствор содержит как кислоту, так и сопряженное с ней основание. Именно поэтому он способен нейтрализовывать как добавленную кислоту, так и добавленное основание.

Классификация буферных растворов

1) Слабая кислота/ ее соль

Например, ацетатный буфер: СН3СООН/СН3СООNa

Механизм буферного действия:

Нейтрализация добавленной кислоты:

НCl + CH3COONa CH3COOH + NaCl

Нейтрализация добавленной щелочи

NaOH+ CH3COOH CH3COONa + H2O

2) Слабое основание/его соль

Например, аммиачный буфер: NН3/NН4Сl

Механизм буферного действия:

Нейтрализация добавленной кислоты:

НCl + NH3 NH4Cl

Нейтрализация добавленной щелочи

NaOH+ NH4Cl NH3 + NaCl + H2O

3) Две кислые соли

Например, гидрофосфатный буфер: NаН2PO4/Nа2НPO4

Механизм буферного действия:

Нейтрализация добавленной кислоты:

НCl + Na2HPO4 NaH2PO4+ NaCl

Нейтрализация добавленной щелочи

NaOH+ NаH2PO4 → Na2HPO4 + H2O

4) кислая соль/средняя соль

Например, гидрокарбонатный буфер: NаНСO3/Nа2СO3

Механизм буферного действия:

Нейтрализация добавленной кислоты:

НCl + Na2СO3 NaHСO3+ NaCl

Нейтрализация добавленной щелочи

NaOH+ NаHСO3 Na2СO3 + H2O

 

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха позволяет рассчитать рН буферного раствора:

рН = рКа ,

где рКа = – lg Ka

Важной хапактеристикой растворов является их буферная емкость. Буферная емкость раствора (В, ммоль/л) — это количества сильных кислот или щелочей, при прибавлении которых к 1 л буферного раствора, происходит изменение рН на единицу:

где Сн — нормальность добавляемых кислот или щелочей, моль/л

V — их объем, мл

Vбр — объем буферного раствора, л.

Буферная емкость зависит: (1) от концентрации раствора: чем концентрированнее раствор, тем больше его буферная емкость; (2) от соотношения концентраций компонентов:

Чем больше буферная емкость раствора, тем эффективнее он поддерживает кислотно-основное равновесие.

Характеристиками биологических буферных систем являются буферная емкость по кислоте (Bк) и буферная емкость по щелочи (Bщ). Как правило, Bк > Bщ. Это объясняется тем, что в организме человека количество кислотных метаболитов значительно превышает количество метаболитов щелочных. Например, в теле человека в спокойном состоянии ежесуточно образуется такое количество кислоты, которое эквивалентно 2,5 л концентрированной соляной кислоты HCl.

 

Буферные системы крови

Из буферных систем организма наибольшей емкостью характеризуются буферные системы крови. Они распределены между эритроцитами и плазмой (рисунок 14).

Рисунок 14. — Буферные системы крови

Гидрокарбонатный (водокарбонатный) буфер: H2CO3/HCO3-

Его образование описывается схемой:

СО2 + Н2О Н2СО3 НСО3- + Н+

Механизм буферного действия можно представить следующим образом:

Н+ + НСО3 Н2СО3

ОН- + Н2СО3 НСО3- + Н2О

В крови отношение концентрация угольной кислоты и гдрокарбонат-иона составляет:

Избыток гидрокарбоната создает щелочной резерв крови. Для данного буфера Вк = 40 ммоль/л, а Вщ = 1-2 ммоль/л.

Гидрокарбонатный буфер связан со всеми буферными системами вне- и внутриклеточных жидкостей. Всякие изменения в них сказываются на концентрации составляющих данного буфера. Анализируя содержание НСО3- в крови можно диагностировать наличие дыхательных и метаболических нарушений.

Гидрофосфатная буферная система: Н2PO4-/HPO42-

Механизм ее буферного действия рассмотрен в разделе 7.2. Для этого буфера Вк = 1-2 ммоль/л, а Вщ = 0,5 ммоль/л. Его низкая буферная емкость объясняется низкой концентрацией ионов в крови. Однако эта система играет решающую роль в других биологических жидкостях: в моче, соках пищеварительных желез, а также во внутриклеточных жидкостях.

Гемоглобин-оксигемоглобин: ННb/Нb-

Гемоглобин ННb — это слабая кислота (Ка = 6,37·10-9), обратимо диссоциирующая в водном растворе:

ННb Н+ + Нb-

Механизм буферного действия гемоглобина описывается следующими уравнениями:

Н+ + Нb- ННb

ОН- + ННb Hb- + H2O.

В эритроцитах гемоглобин окисляется до оксигемоглобина:

HHb + O2 HHbO2

Оксигемоглобин так же является слабой кислотой (Ка = 1,17·10-7), поэтому в состав оксигемоглобинового буфера входят HHbO2 и анион HbO2- .

Механизм буферного действия оксигемоглобина описывается следующими уравнениями:

H+ + HbO2- HHbO2

OH- + HHbO2 HbO2- + H2O.

Буферная система гемоглобин-оксигемоглобин обеспечивает 75% буферной емкости крови.

Белковая буферная система (альбумины, глобулины).

Белки являются амфотерными полиэлектролитами, существующими в виде биполярных ионов:

Механизм буферного действия:

(а) нейтрализация кислот:

(б) нейтрализация оснований:

Вк (альбуминов) = 10 ммоль/л, а Вк (глобулинов) = 3 ммоль/л. Белковые буферы содержатся не только в крови, но практически во всех биологических жидкостях.

 

 

Лекция 8

Электрохимия

План

8.1. Термодинамика окислительно-восстановительных реакций.

8.2. Устройство и принцип действия гальванических элементов.

8.3. Потенциометрические методы анализа.

 

Электрохимия — это раздел химической науки, изучающий электрохимические процессы. Электрохимическими называются процессы:

а) протекающие в растворе под воздействием электрического тока (электролиз);

б) протекающие в растворе и приводящие к возникновению электрического тока во внешней цепи (гальванический элемент).

Большинство электрохимических процессов являются окислительно-восстановительными (ОВР).

 







Последнее изменение этой страницы: 2016-06-23; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 34.237.76.91 (0.014 с.)