Презентация на тему: Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Протолитическая теория кислот и оснований
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Расчет рН кислот и оснований
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Буферные системы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Буферная емкость
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Буферные системы крови
Кислотно-основное состояние организма (КОС)
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы
1/23
Средняя оценка: 4.0/5 (всего оценок: 50)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (655 Кб)
1

Первый слайд презентации: Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы

Изображение слайда
2

Слайд 2

Теория электролитической диссоциации Аррениуса пригодна лишь для водных растворов, в неводных растворителях она несостоятельна. Например, NH 4 Cl, ведущий себя как соль в водном растворе, при растворении в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, растворяя металлы с выделением водорода: NH 3 2NH 4 Cl + Ca = 2NH 3 + CaCl 2 + H 2. Мочевина CO(NH 2 ) 2, растворяясь в безводной уксусной кислоте, проявляет свойства основания, в жидком аммиаке – свойства кислоты, а ее водные растворы – нейтральны. В связи с этим была выдвинута протолитическая теория, позволившая расширить класс кислот и оснований.

Изображение слайда
3

Слайд 3: Протолитическая теория кислот и оснований

( Теория Бренстеда-Лоури) Кислота – молекула или ион, способные отдавать Н + (протон). Кислота – донор протонов. Основание - молекула или ион, способные присоединять Н + (протон). Основание – акцептор протонов.

Изображение слайда
4

Слайд 4

Протонная теория объясняет кислотные и оснoвные свойства веществ происходящими между ними процессами протолиза - обмена протонами. Реакция обратима, что приводит всю систему в состояние протолитического равновесия.

Изображение слайда
5

Слайд 5

Амфолитами являются: вода; гидроксиды ( Zn, Al, Pb, Sn, Cr) ; гидроанионы многоосновных кислот (НСО 3 -, НРО 4 2-, Н 2 РО 4 - ); аминокислоты

Изображение слайда
6

Слайд 6

Жидкие протонсодержащие растворители вступают в обратимую реакцию автопротолиза. Например, для воды: 2Н 2 О = Н 3 О + + ОН - или упрощенно Н 2 О = Н + + ОН - Состояние равновесия в этом случае характеризуется ионным произведением воды K w : K w = [OH - ] х [H 3 O + ] При 25 о С K w = 10 -14 и [OH - ] = [H 3 O + ] = 10 -7 моль/л Содержание катионов оксония [H 3 O + ] и гидроксид-ионов [OH - ] удобно выражать через водородный показатель рН и гидроксидный показатель рОН.

Изображение слайда
7

Слайд 7

Водородный показатель рН – это отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов: рН = - lg c н+. Аналогично, рОН – это отрицательный десятичный логарифм активности ионов ОН - : рОН = - lg c он-. Логарифмируя уравнение К W = [Н + ] [ОН - ], получаем: - lg c н+ + (- lg c он- ) = - lg К W = - lg 10 -14 или рН + рОН = 14. Шкала кислотности воды составляет 14 единиц. рН нейтрального раствора равно 7. При рН < 7 - кислая среда, При рН > 7 - щелочная среда.

Изображение слайда
8

Слайд 8

Растворенные в воде вещества выполняющие по отношению к ней функции кислоты или основания, называют протолитами в водном растворе. Если протолит HA (молекула или ион) - кислота, то обратимая реакция протолиза имеет вид: HA + H 2 O ↔ A - + H 3 O + (1), а состояние протолитического равновесия (1) характеризуется константой кислотности K а : K а = ( [A - ] х [H 3 O + ] ) / [HA] Значение K а определяет силу кислоты в водном растворе. 10 -1 < K a < 10 -1 сильные к-ты слабые к-ты

Изображение слайда
9

Слайд 9

Если протолит A - (молекула или ион) - основание, то обратимая реакция протолиза имеет вид: A - + H 2 O ↔ HA + OH - (2), а состояние протолитического равновесия (2) характеризуется константой основности K b : K b = ( [HA] х [OH - ] ) / [A - ] Значение K b определяет силу основания в водном растворе. 10 -1 < K b < 10 -1 сильные осн-я слабые осн-я

Изображение слайда
10

Слайд 10

Для каждой сопряженной пары кислота/основание значения K а и K b связаны соотношением: K a х K b = K w Соотношение справедливо только в области разбавленных (от 0,0005 до 0,1 моль/л) водных растворов. В растворах с концентрацией более 0,1 моль/л K w зависит от количества растворенного вещества.

Изображение слайда
11

Слайд 11: Расчет рН кислот и оснований

Кислоты сильные слабые рН = - lg С к-та рН = - lg ( α  С к-та ) или рН = ½ (рК a – lg С к-та ), где рК a = - lg К а Основания сильные слабые рН = 14 + lg С осн рН = 14 + lg ( α  С осн ) или рН = 14 - ½ (рК b – lg С осн ), где рК b = - lg К b

Изображение слайда
12

Слайд 12

Изображение слайда
13

Слайд 13: Буферные системы

Буферными называют растворы, способные сохранять значение рН при разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. К таким растворам относят: Растворы, содержащие слабую кислоту и соль этой кислоты и сильного основания (СН 3 СООН + СН 3 СОО Na ); Растворы, содержащие слабое основание и соль этого основания и сильной кислоты ( NH 4 OH + NH 4 Cl ); Растворы, содержащие соли многоосновных кислот ( Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4 ). Растворы амфолитов (аминокислот, белков). Буферные системы

Изображение слайда
14

Слайд 14

Механизм поддержания рН Рассмотрим ацетатный буферный раствор: СН 3 СООН  СН 3 СОО - + Н + ; СН 3 СОО Na  СН 3 СОО - + Na +. + Н + : СН 3 СОО - + Н +  СН 3 СООН + ОН - : СН 3 СООН + ОН -  СН 3 СОО - + Н 2 О

Изображение слайда
15

Слайд 15

рН буферных растворов рассчитывается по формулам Гендерсона – Гассельбаха : Для кислого буфера: Для основного буфера:

Изображение слайда
16

Слайд 16: Буферная емкость

Величину, характеризующую способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочи, называют буферной ёмкостью раствора. Буферная ёмкость (В) - количество моль эквивалентов сильной кислоты или щелочи, добавление которой к 1 л буферного раствора изменяет рН на единицу. Буферная емкость по кислоте (моль/л или ммоль/л):

Изображение слайда
17

Слайд 17

Буферная ёмкость зависит от: природы добавляемых веществ и компонентов буферного раствора. исходной концентрации компонентов буферной системы. Чем больше количества компонентов кислотно-основной пары в растворе, тем больше буферная ёмкость этого раствора. 3) соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно и от рН.

Изображение слайда
18

Слайд 18

Максимальная буферная емкость, т.е. наибольшая способность этой системы противостоять изменению рН, соответствует значению рН = рК. При этом С соли /С к-та = 1. Интервал рН = рК  1, называется зоной буферного действия системы. Это соответствует интервалу соотношения С соли /С к-ты от 1/10 до 10/1.

Изображение слайда
19

Слайд 19: Буферные системы крови

Нормальное значение рН плазмы крови 7,40  0,05. Буферная система крови Относительный вклад, % (нахождение) Гидрокарбонатная 53 (плазме и эритроцитах) Гидрофосфатная 5 (плазме и эритроцитах) Гемоглобиновая 35 (эритроцитах) Белковая 7 (плазме) Механизм действия разбирается на практическом занятии

Изображение слайда
20

Слайд 20: Кислотно-основное состояние организма (КОС)

Для оценки состояния буферных систем и выяснения причин сдвигов КОС предложены следующие показатели, которые определяются с помощью микрометода Аструпа: В а - буферная емкость по кислоте: крови – 0,05 моль/л; плазмы – 0,03 моль/л; сыворотки – 0,025 моль/л; рН - концентрация водородных ионов - в норме 7,35-7,45. рСО 2 - парциальное давление СО 2 - в норме 40 ± 5 мм. рт. ст, SB — стандартный бикарбонат, содержание НСОз - в крови при стандартных условиях — в норме 24,4 ± 3 ммоль/л. ВВ — буферные основания, общее содержание в крови всех буферных оснований — в норме 42 ± 3 ммоль/л. BE — избыток (или дефицит) буферных оснований, показывает изменение ВВ по сравнению с нормой — в норме ±3 ммоль/л.

Изображение слайда
21

Слайд 21

Изображение слайда
22

Слайд 22

Изображение слайда
23

Последний слайд презентации: Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы

Коррекция КОС 1. Выявление причин их возникновения: нарушение процессов дыхания (респираторный ацидоз или алкалоз) или процессов пищеварения и выделения (метаболический ацидоз или алкалоз). 2. При ацидозе: 4,5% NaHCO 3, V = ½ BE · m тела(кг) или V = m тела(кг) · t ост. сердца(мин) лучше 3,66 % р-р трисамина или 11% р-р лактата натрия. 3. При алкалозе: 5% р-р аскорбиновой кислоты.

Изображение слайда