Презентация на тему: ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ

Реклама. Продолжение ниже
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.
1/36
Средняя оценка: 4.1/5 (всего оценок: 35)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (4076 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации

ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
2

Слайд 2

В 1923г датский ученый Бренстед и английский ученый Лоури разработали протонную ( протолитическую ) теорию кислот и оснований, согласно которой кислота – это атом, молекула или ион, способные отдавать протон водорода (Н + ), донор протонов, а основание - это атом, молекула или ион, способные принимать протон водорода, акцептор (Н + ) протонов.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
3

Слайд 3

Кислотные свойства соединений проявляются лишь в присутствии оснований, а основные свойства лишь в присутствии кислот. От кислоты к основанию переходит Н + - такие реакции называются протолитическими, а равновесия в системе с переносом Н + называются протолитические равновесия.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
4

Слайд 4

Кислота, отдавая Н +, превращается в основание, которое называется сопряженным. Н + СН 3 СООН + Н 2 О ↔ СН 3 СОО - + Н 3 О + кислота основание с.о с.к

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
5

Слайд 5

Три типа кислот и оснований: Нейтральные : кислоты ( HCl, H 2 SO 4, H 3 PO 4 ) основания ( NH 3, H 2 O, C 2 H 5 OH) Катионные : кислоты ( NH 4 +, H 3 O +, ) основания(- NH 3 +,  NH 2 + ) Анионные: кислоты ( HSO 4 -, H 2 PO 4 - ) основания ( Cl -, СН 3 СОО -, ОН - )

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
6

Слайд 6

Типы протолитических реакций: Автопротолиз, сольволиз ( самоионизация ) Н 2 О + Н 2 О ↔ ОН - + Н 3 О + к о с.о. с.к. СН 3 СООН+СН 3 СООН↔СН 3 СОО - +СН 3 СООН 2 + к о с.о с.к ацетат ион ион ацетония

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
7

Слайд 7

Реакции ионизации НС N + Н 2 О ↔ Н 3 О + + С N - к о с.к с.о NH 3 + Н 2 О ↔ NH 4 + + ОН - о к с.к с.о

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8

Реакции нейтрализации ОН - + Н 3 О + ↔ Н 2 O + Н 2 O о к с.к с.о Реакции гидролиза: NH 4 + + Н 2 O ↔ NH 3 + Н 3 О + к о с.о с.к СН 3 СОО - + Н 2 O ↔ СН 3 СООН + ОН - о к с.к с.о

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
9

Слайд 9

Протолитические кислотно-основные равновесия могут иметь место не только в Н 2 O, но и в других растворителях, например в жидком аммиаке: СН 3 СООН + NH 3 ↔ СН 3 СОО - + NH 4 + к о с.о с.к в безводном Н F : С 2 Н 5 ОН + Н F ↔ С 2 Н 5 ОН 2 + + F - о к с.к с.о Недостаток теории Брендстеда-Лоури : не применима к веществам, не содержащим Н + (галогенидам бора, алюминия, кремния, олова).

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
10

Слайд 10

Поэтому более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса, согласно которой: Кислота - вещество, принимающее электронные пары - акцептор электронов; Основание - вещество, поставляющее электроны для образования химической связи - донор электронов. Взаимодействие между ними заключается в образовании химической донорно-акцепторной связи. А↑↓ + В ↔ А↑↓В основ кисл ОН - ↑↓ + Н + ↔ НО↑↓Н

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
11

Слайд 11

Н \ Н \ Н - N : + Н CI → Н - N : Н CI Н / Н / основ. кислота Н 3 С \ Н 3 С - N : + BCI 3 → (Н 3 С) 3 N : BCI 3 Н 3 С / основ. кислота Теория Льюиса рассматривает разные химические процессы: реакцию нейтрализации, взаимодействия аминов с галогенами бора, комплексообразование.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
12

Слайд 12

К основанием Льюиса относятся CI - ; NH 3 ; амины, кислородсодержащие органические соединения R 2 CO. К кислотам Льюиса : галогениды бора, алюминия, кремния, олова. Рассмотренные теории ионизации кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
13

Слайд 13

Ионизация воды. Водородный и гидроксильный показатели. Константа автопротолиза. Вода ведет себя как амфолит, согласно теории Бренстера-Лоури Н 2 O+Н 2 O↔Н 3 О + +ОН - + 56,5КДж/моль К равн = [Н 3 О + ]  [ОН - ] / [Н 2 O] 2 = 1,8  10 -16 моль/л Н 2 O-слабый электролит, поэтому [Н 2 O] = const К равн [Н 2 O]= [Н 3 О + ]  [ОН - ] – закон действующих масс Ионное произведение: К(Н 2 O) = К w = [ Н 3 О + ]  [ОН - ] где К(Н 2 O) - const (константа автопротолиза ) К(Н 2 O) = 1·10 -14

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
14

Слайд 14

Возьмем 1кг (л) воды [Н 2 O]=1000г/18г/моль=55,5моль/л К(Н 2 O) = 1,86  10 -16  55,5=1·10 -14 В чистой воде [Н 3 О + ] = [ОН - ] = 1·10 -7 - раствор нейтральный В присутствии посторонних электролитов это равенство не соблюдается, а [Н 3 О + ] и [ОН - ] можно рассчитать: [Н 3 О + ] = К(Н 2 O)/[ОН - ]; [ОН - ] = К(Н 2 O ) /[Н 3 О + ] Если [Н 3 О + ] > [ОН - ], то реакция среды в растворе кислая [Н 3 О + ] >1  10 -7, а для случая, когда[Н 3 О + ] < [ОН - ] щелочная [Н 3 О + ] < 1  10 -7

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15

Для удобства расчетов используют значение: рН = - l g [Н 3 О + ] - водородный показатель рОН = - lg [ОН - ] -гидроксильный показатель т.к. К (Н 2 O ) = 1∙10 -14 Прологарифмируем и умножим на -1: - l g К(Н 2 O) = - l g[Н 3 О + ] – l g[ОН - ] - l g 1  10 -14 = - l g[Н 3 О + ] - l g[ОН - ] 14 = pH + pOH рН определяют с помощью индикаторов, более точное определение с помощью потенциометров. рН < 7 (среда кислая), рН > 7 (среда щелочная), рН = 7 (среда нейтральная)

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
16

Слайд 16

Расчет рН сильных электролитов. В растворах сильных электролитов рН кислот и оснований зависит от концентрации кислоты и основания: [Н + ] = C(1/z кислоты) [ОН - ] = C(1/z основания) Например, рассчитать рН 0,1 моль/л р- ра НС l : [Н + ] = C( НС l ) = 0,1 моль/л рН = - l g 0,1 = 1 рОН = 14 – рН = 14 – 1 = 13 Рассчитать рН 0,01 моль/л р- ра N аОН : [ ОН - ] = C( N аОН ) = 0,01 моль/л рОН = - l g 0,01 = 2 рН = 14 – рОН = 14 – 2 = 12

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
17

Слайд 17

В растворах слабых кислот: НА ↔ Н + + А - или НА + Н 2 О ↔ А - + Н 3 О + - l g[ Н 3 О + ]= -1/2· l gК (НА )- 1/2 · l gC (1/ zНА ) рН = 1/2 · рК(НА) - 1/2 · l gC (НА) Например, чему равен водородный показатель 0,1моль/л р- ра НС N ? рН = 1/2 · рК(НС N ) - 1/2 · l gC ( НС N ) рН = 1/2·9,3 - 1/2 · l g 0,1 = 4,65 + 0,5 = 5,15

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
18

Слайд 18

Расчет рН слабых оснований: В + Н 2 О ↔ ВН + + ОН - рОН = 1/2рК(В)- 1/2 l gC (1/ z В) рН = 14 - рОН рН = 14 - 1/2рК(В) + 1/2 l gC (1/z В) Например, чему равен водородный показатель 0,01моль/л р- ра гидроксида аммония? N Н 3 + Н 2 О ↔ N Н 4 ОН + ОН - рН = 14 - 1/2рК( N Н 3 ) + 1/2 l g C( N Н 3 ) рН = 14 - 1/2·4,76 + 1/2 l g 0,01 = 14 – 2,38 – 1 = 10,62

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
19

Слайд 19

БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ Буферные системы - это равновесные системы, способные сохранять постоянное значение рН при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот и оснований, а также при разбавлении. Свойство растворов сохранять определенное значение рН называется буферным действием. К буферам 1 типа относятся протолитические системы растворов слабых кислот и их солей с сильными основаниями или, смеси растворов солей многоосновных кислот различной степени замещения.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
20

Слайд 20

Например, буферные смеси при молярном соотношении 1:1. НСООН + НСОО Na формиатная, рН=3,8 СН 3 СООН + СН 3 СОО Na ацетатная, рН=4,7 Na 2 НРО 4 + Na Н 2 РО 4 фосфатная, рН=6,6 Н 2 СО 3 + Na НСО 3 карбонатная, рН=6,4

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
21

Слайд 21

К буферам 2 типа относятся протолитические системы слабых оснований и их солей с сильными кислотами. Например, N Н 4 ОН + N Н 4 Cl аммиачная, рН=9,25 (при молярном соотношении 1:1) Буферным действием могут обладать растворы, состоящие из анионов разных слабых кислот, например, фосфат-цитратный буфер Na 2 НРО 4 - С 6 Н 8 О 7

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
22

Слайд 22

Способность буферных систем поддерживать постоянство рН при добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или сильного основания основана на том, что одна составная часть буферной системы может взаимодействовать с ионами (Н 3 О + ) добавляемой кислоты, а другая с ионами (ОН - ) прибавляемого основания. Вследствие этого буферная система способна сохранить постоянство величины рН.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
23

Слайд 23

МЕХАНИЗМ ДЕЙСТВИЯ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ Например: если к ацетатной буферной системе прилить сильную кислоту (Н Cl ;Н 2 S О 4 ), то произойдет реакция между ацетат ионами и ионом гидроксония кислоты, что можно выразить уравнением: СН 3 СОО Na + НС l → СН 3 СООН + NaCl СН 3 СОО - + Н 3 О + → СН 3 СООН + Н 2 О Сильная хлороводородная кислота замещается слабой уксусной кислотой, посылающей в раствор ничтожно малое количество ионов гидроксония.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
24

Слайд 24

При добавлении к ацетатной буферной смеси сильной щелочи ( Na ОН; КОН) пойдет реакция нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием: СН 3 СООН+ Na ОН→СН 3 СОО Na +Н 2 О СН 3 СООН+ОН - → СН 3 СОО - + Н 2 О В аммиачной буферной системе протекают следующие реакции: N Н 4 ОН + Н С l → N Н 4 С l + Н 2 О N Н 4 С l + K ОН → N Н 4 ОН + К Cl

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
25

Слайд 25

РАСЧЕТ РН БУФЕРНЫХ СИСТЕМ На примере ацетатной буферной системы: СН 3 СООН/СН 3 СОО Na СН 3 СООН+ Н 2 О → СН 3 СОО - + Н 3 О + В соответствии с законом действующих масс: К(СН 3 СООН ) Откуда, [Н 3 О + ] Уксусная кислота присутствует в буферном растворе в смеси с ацетатом натрия в виде недиссоциированных молекул, т.к. ацетат натрия подавляет ее диссоциацию. Поэтому концентрацию уксусной кислоты можно принять равной общей молярной концентрации кислоты в растворе, т.е. [ СН 3 СООН] = С (СН 3 СООН)

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
26

Слайд 26

Концентрацию анионов уксусной кислоты можно принять равной концентрации соли, т.к. [ СН 3 СОО-] = С(СН 3 СОО Na ), т.к. ацетат натрия сильный электролит, диссоциирующий в растворе полностью. Приняв эти обозначения получим : [Н 3 О + ] Логарифмируя полученное уравнение и заменяя знаки логарифма на обратные, запишем : - lg [Н 3 О + ]

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
27

Слайд 27

- lg [Н 3 О + ] = рН = рК Для буферных систем 1 типа: Изменяя отношения концентрации кислоты и соли можно получить серию буферных систем с различной величиной рН.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
28

Слайд 28

Расчет рН буферной системы 2 типа. Для примера возьмем аммиачную буферную систему, представляющую собой смесь гидроксида аммония и хлорида аммония. Запишем уравнение константы основности для гидроксида аммония в аммиачной буферной системе: N Н 4 ОН/ N Н 4 С l N Н 3 + Н 2 О → N Н 4 + + ОН - К( N Н 4 ОН ) = [ N Н 3 ] = С( N Н 4 ОН) [ N Н 4 + ] = С( N Н 4 С l )

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
29

Слайд 29

К( N Н 4 ОН) = [ ОН - ] = Логарифмируем, умножаем на - 1: - lg [ОН - ] = - lg – lg рОН = р – lg рН = 14 - р + lg

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
30

Слайд 30

Расчет рН для буферных систем 2 типа: рН = 14 - р + lg Буферный раствор поддерживает рН только при условии, что количество прибавляемых к раствору сильной кислоты, сильного основания не превышает определенной величины. Предел, в котором проявляется буферное действие, называется БУФЕРНОЙ ЕМКОСТЬЮ.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
31

Слайд 31

Буферную емкость выражают количеством эквивалента сильной кислоты или сильного основания, которое следует добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы сместить рН на единицу. В = Где: В - буферная емкость, моль/л; С(1/ z х) - молярная концентрация эквивалента сильной кислоты или сильного основания, добавляемая к буферному раствору ; рН 1 - водородный показатель до добавления сильной кислоты или сильного основания; рН 2 - водородный показатель после добавления сильной кислоты или сильного основания.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
32

Слайд 32

БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ ОРГАНИЗМА Основная функция буферных систем - предотвращение значительных сдвигов рН путём взаимодействия буфера как с кислотой, так и с основанием. Действие буферных систем в организме направлено преимущественно на нейтрализацию образующихся кислот. Н + + буфер - <==> Н-буфер В организме одновременно существует несколько различных буферных систем. В функциональном плане их можно разделить на бикарбонатную и небикарбонатную. Небикарбонатная буферная система включает гемоглобин, различные белки и фосфаты. Она наиболее активно действует в крови и внутри клеток.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
33

Слайд 33

Буферные системы в живых организмах поддерживают постоянство рН в крови и тканях.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
34

Слайд 34

В организме человека за сутки образуется такое количество различных кислот, которое эквивалентно 2,0 - 3,0 литрам концентрированной хлороводородной кислоты. Тем не менее, благодаря наличию буферных систем организма неравномерно распределенных между эритроцитами и плазмой крови, рН крови остается постоянным ( 7,4  0,04 ). При смещении рН крови в кислую сторону от нормы, возникает – АЦИДОЗ, а в щелочную – АЛКАЛОЗ. Ацидоз возникает вследствие: голодания, сахарного диабета, при шоке при почечной недостаточности, при заболеваниях легких (пневмония, отек легких), при отравлении наркотиками и транквилизаторами.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
35

Слайд 35

Алкалоз - при кишечной непроходимости, рвоте, лихорадке. Для коррекции кислотно-основного равновесия при ацидозах назначают 4 % раствор гидрокарбоната натрия внутривенно. При алкалозе 5% раствор аскорбиновой кислоты. Сохранение постоянства рН обеспечивается наличием мощных буферных систем. Наиболее мощными буферными системами крови являются: гемоглобиновая буферная система, составляющая 75% всей буферной емкости крови, также фосфатная, карбонатная, белковая.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
36

Последний слайд презентации: ЛЕКЦИЯ: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ Р АСТВОРАХ

Спасибо за внимание!

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2