Definícia.

V laboratórnej praxi je často potrebné pracovať s roztokmi, ktoré majú určitú hodnotu pH. Takéto roztoky sa nazývajú pufrovacie roztoky.

Tlmiace roztoky- roztoky, ktorých pH sa po pridaní do nich prakticky nemení veľké množstvá kyseliny a zásady alebo po zriedení.

Tlmiace roztoky môžu byť štyroch typov:

1. Slabá kyselina a jej soľ. Napríklad acetátový tlmivý roztok CH3COOH + CH3COONa (pH = 4,7).

2... Slabá zásada a jej soľ. Napríklad tlmivý roztok amoniaku NH 4 OH + NH 4 Cl (pH = 9,2).

3. Roztok dvoch kyslých solí. Napríklad roztok fosfátového pufra NaH2P04 + Na2HP04 (pH = 8). V tomto prípade hrá soľ úlohu slabej kyseliny.

Aminokyselinové a proteínové pufre.

Mechanizmus akcie.

Pôsobenie tlmivých roztokov je založené na skutočnosti, že ióny alebo tlmiace molekuly viažu ióny H + alebo OH - do nich vnesené kyseliny alebo zásady, pričom vznikajú slabé elektrolyty. Napríklad, ak sa kyselina chlorovodíková pridá do acetátového tlmivého roztoku CH3COOH + CH3COON, dôjde k reakcii:

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

CH3COO- + H+ = CH3COOH

Ióny CH 3 COO - interagujúce s katiónmi H + kyseliny chlorovodíkovej tvoria molekuly kyseliny octovej, H + sa v roztoku nehromadí, preto sa ich koncentrácia prakticky nemení, a preto sa nemení hodnota pH roztoku.

Keď sa do acetátového tlmivého roztoku pridá zásada (napríklad NaOH), dôjde k reakcii:

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H20

CH3COOH + OH- = CH3COO- + H20

Katióny H + kyseliny octovej sa spájajú s iónmi OH - alkalických kovov za vzniku vody. Koncentrácia kyseliny klesá. Namiesto spotrebovaných katiónov H + sa v dôsledku disociácie kyseliny octovej CH 3 COOH opäť objavia katióny H + a obnoví sa ich predchádzajúca koncentrácia a hodnota pH roztoku sa nemení.

Kapacita vyrovnávacej pamäte.

Akýkoľvek tlmivý roztok si prakticky udržuje konštantné pH len dovtedy, kým sa nepridá určité množstvo kyseliny alebo zásady, to znamená, že má určitú vyrovnávacia nádrž.

Kapacita vyrovnávacej pamäte - Toto je limitné množstvo (mol) silnej kyseliny alebo zásady, ktoré možno pridať do 1 litra tlmivého roztoku tak, aby sa jeho pH nezmenilo viac ako o jednu.

Varenie.

Pufrovacie vlastnosti sú veľmi slabé, ak sa koncentrácia jednej zložky 10-krát alebo viackrát líši od koncentrácie druhej. Preto sa roztoky pufrov často pripravujú zmiešaním roztokov s rovnakou koncentráciou oboch zložiek alebo pridaním vhodného množstva činidla do roztoku jednej zložky, čo vedie k vytvoreniu rovnakej koncentrácie konjugovanej formy.

Na prípravu amoniakovej tlmivej zmesi zmiešajte 100 ml roztoku NH 4 Cl s hmotnostným zlomkom 10 % a 100 ml roztoku NH4 OH s hmotnostným podielom 10 % a výslednú zmes rozrieďte destilovanou vodou na 1 liter.

Aplikácia.

Tlmiace roztoky sú široko používané v chemickej analýze, biochemická analýza na vytvorenie a udržanie určitej hodnoty pH média počas reakcií.

Napríklad ióny Ba2+ sa oddelia od iónov Ca2+ precipitáciou s Cr2072-dichromátovými iónmi v prítomnosti acetátového tlmivého roztoku; Pri stanovení mnohých katiónov kovov pomocou Trilonu B komplexometriou sa používa tlmivý roztok amoniaku.

Tlmiace roztoky zabezpečujú konzistenciu biologických tekutín a tkanív. Hlavné pufrovacie systémy v tele sú hydrokarbonát, hemoglobín, fosfát a proteín. Okrem toho je činnosť všetkých vyrovnávacích systémov vzájomne prepojená. Vodíkové ióny prijímané zvonku alebo vznikajúce v procese metabolizmu sú viazané jednou zo zložiek tlmivých systémov. Pri niektorých ochoreniach však môže dôjsť k zmene hodnoty pH krvi. Posun hodnoty pH krvi do kyslej oblasti z normálnej hodnoty pH 7,4 je tzv acidóza, do alkalickej oblasti - alkalóza. Acidóza sa vyskytuje pri ťažkých formách diabetes mellitus, dlhšej fyzickej práci a zápalových procesoch. Alkalóza sa môže vyskytnúť, ak je poškodenie obličiek alebo pečene závažné, alebo ak je zhoršené dýchanie.

Biologické tekutiny, tkanivá a orgány.

To je vyjadrené pomerne konštantnými hodnotami pH biologických médií (krv, sliny, žalúdočná šťava atď.) a schopnosťou tela obnoviť normálne hodnoty pH, keď je vystavený protolitom. Podpora systému protolytická homeostáza, zahŕňa nielen fyziologické mechanizmy (pľúcna a renálna kompenzácia), ale aj fyzikálno-chemické: pufrovanie, iónovú výmenu a difúziu.

Zabezpečenie stálosti pH krvi a iných orgánov a tkanív je jednou z najdôležitejších podmienok normálnej existencie organizmu. Toto ustanovenie sa dosahuje prítomnosťou mnohých regulačných systémov v tele, z ktorých najdôležitejšie sú nárazníkové systémy. Posledne menované zohrávajú hlavnú úlohu pri udržiavaní KOR v tele.

Okrem toho je materiál na túto tému potrebný pre štúdium nadväzujúcich tém predmetu (potenciometria, vlastnosti roztokov IUD a pod.) a odborov ako biochémia, mikrobiológia, histológia, hygiena, fyziológia, v praktickej činnosti a. lekára pri posudzovaní druhu a závažnosti porušení CRC.

Tlmiace roztoky sa volajú roztoky, ktoré si po zriedení alebo pridaní malého množstva silnej kyseliny alebo zásady zachovávajú nezmenené hodnoty pH. Protolytické tlmiace roztoky sú zmesi elektrolytov obsahujúcich ióny rovnakého názvu.

Existujú hlavne dva typy roztokov protolytických pufrov:

Kyslé t.j. pozostávajúce zo slabej kyseliny a prebytku s ňou konjugovanej zásady (soľ tvorená silnou zásadou a aniónom tejto kyseliny). Napríklad: CH 3 COOH a CH 3 COONa - acetátový pufor

CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO - nadbytok konj.

zásaditá kyselina

CH 3 COONa → Na + + CH 3 COO -

Základné, t.j. pozostávajúce zo slabej zásady a nadbytku konjugovanej kyseliny (t.j. soli tvorené silnou kyselinou a katiónom tejto zásady). Napríklad: NH 4 OH a NH 4 Cl - čpavkový pufor.

NH 3 + H 2 O ↔ OH - + NH 4 + nadbytok konjug.

kyslá zásada

NH4CI -> Cl- + NH4+

Rovnica nárazníkového systému sa vypočíta pomocou Henderson-Hasselbachovho vzorca:

pH = pK + log, pOH = pK + log,

kde pK = -lgKD.

C - molárna alebo ekvivalentná koncentrácia elektrolytu (C = V N)

Mechanizmus účinku nárazníkov

Zoberme si to na príklade acetátového tlmivého roztoku: CH 3 COOH + CH 3 COONa

Vysoká koncentrácia acetátových iónov je spôsobená úplnou disociáciou silného elektrolytu - octanu sodného a kyselina octová v prítomnosti aniónu s rovnakým názvom existuje v roztoku v takmer neionizovanej forme.

1. Po pridaní malého množstva kyseliny chlorovodíkovej sa ióny H + naviažu s konjugovanou bázou CH 3 COO - prítomnou v roztoku do slabého elektrolytu CH 3 COOH.

CH 3 COO‾ + H + ↔ CH 3 COOH (1)

Rovnica (1) ukazuje, že silná kyselina HCl je nahradená ekvivalentným množstvom slabej kyseliny CH3COOH. Množstvo CH 3 COOH sa zvyšuje a podľa riediaceho zákona V. Ostwalda sa znižuje stupeň disociácie. V dôsledku toho sa koncentrácia iónov H + v pufri zvyšuje, ale veľmi nevýznamne. pH sa udržiava konštantné.

Keď sa do tlmivého roztoku pridá kyselina, pH sa určí podľa vzorca:

pH = pK + lg

2. Keď sa do tlmivého roztoku pridá malé množstvo alkálie, reaguje s CH 3 COOH. Molekuly kyseliny octovej budú reagovať s hydroxidovými iónmi za vzniku H 2 O a CH 3 COO ‾:

CH 3 COOH + OH ‾ ↔ CH 3 COO‾ + H 2 O (2)

V dôsledku toho je alkália nahradená ekvivalentným množstvom slabo zásaditej soli CH3COONa. Množstvo CH 3 COOH klesá a podľa zrieďovacieho zákona V. Ostwalda sa stupeň disociácie zvyšuje v dôsledku potenciálnej kyslosti zostávajúcich nedisociovaných molekúl CH 3 COOH. V dôsledku toho sa koncentrácia iónov H + prakticky nemení. pH zostáva konštantné.

Keď sa pridá zásada, pH sa určí podľa vzorca:

pH = pK + lg

3. Keď sa tlmivý roztok zriedi, pH sa tiež nemení, pretože disociačná konštanta a pomer zložiek zostávajú nezmenené.

Teda pH pufra závisí od: disociačné konštanty a pomery koncentrácie zložiek. Čím vyššie sú tieto hodnoty, tým vyššie je pH pufra. pH tlmivého roztoku bude najvyššie, keď sa pomer zložiek rovná jednej.

Na kvantitatívnu charakterizáciu vyrovnávacej pamäte sa zavádza pojem vyrovnávacia nádrž.

Veľkosť: px

Začnite zobrazovať zo stránky:

Prepis

2 Hlavné otázky: 1. Pufrové systémy, zloženie a mechanizmus ich účinku 2. Acetátové, fosfátové, amoniakové, hydrokarbonátové, hemoglobínové tlmivé roztoky 3. Výpočet pH tlmivých roztokov. 4. Nárazníková kapacita a faktory, ktoré ju ovplyvňujú 5. Hodnota vyrovnávacích systémov pre chémiu a biológiu, medicínu a farmáciu

3 V procese metabolizmu v našom tele sa uvoľňuje veľa kyseliny chlorovodíkovej, pyrohroznovej a mliečnej. Ale v organizme je prísne zachovaný. Konštantnosť pH biologických médií je udržiavaná nielen pomocou fyziologických mechanizmov (pľúcna a renálna kompenzácia), ale aj pomocou fyzikálno-chemického pufrovacieho pôsobenia, iónovej výmeny a difúzie. Udržiavanie acidobázickej rovnováhy na danej úrovni je na molekulárnej úrovni zabezpečené pôsobením tlmivých systémov.

4 Roztoky, ktoré udržujú konštantnú hodnotu pH po pridaní malého množstva silných kyselín a zásad, ako aj po zriedení, sa nazývajú protolytické pufrovacie systémy. Schopnosť niektorých roztokov udržať koncentráciu vodíkových iónov nezmenenú sa nazýva tlmivý účinok, čo je hlavný mechanizmus protolytickej homeostázy. Tlmivé roztoky sú zmesi slabej zásady alebo slabej kyseliny a ich solí. V tlmivých roztokoch sú podľa teórie Bronsteda Lowryho hlavnými „aktívnymi“ zložkami donorové akceptorové protóny.

5 Tlmivé roztoky možno pripraviť dvoma spôsobmi: 1. Čiastočná neutralizácia slabého elektrolytu silným elektrolytom: CH 3 COOH (nadbytok) + NaOH; NaOH (nadbytok) + HCl 2. Zmiešaním roztokov slabých elektrolytov s ich soľami (alebo dvoma soľami): CH 3 COOH a CH 3 COONa; NH3 a NH4CI; NaH2P04 a Na2HP04

6 Príčinou vzniku novej kvality tlmivého pôsobenia v roztokoch je spojenie viacerých protolytických rovnováh B (zásada) + H + HB + (kyselina koprová) HA (kyselina) H + + A - (konjugovaná zásada) Konjugovaná kys. -páry báz HB + / Vi HA / A - sa nazývajú pufrovacie systémy, ktoré sú zlúčenými rovnováhami procesov ionizácie a hydrolýzy.

7 Protolytické pufrovacie systémy pozostávajú z: dvoch zložiek. I. slabý konjugát. kyslá zásada II. konjugát so slabou bázou. kyselina Jedna zo zložiek viaže H + silnej kyseliny, druhá OH - silnej alkálie.

8 KLASIFIKÁCIA NÁRAZNÝCH SYSTÉMOV I. Kyslé pufrovacie systémy. Sú zmesou slabej kyseliny HA (donor protónov) a jej solí A - (akceptorprotón). q acetát: CH 3 COOH + CH 3 COONa CH CH 3 3 COOH COO q hydrouhličitan: Slabá kyselina Konjugovaná zásada H 2 CO HCO 3 3

9 II. Základné nárazníkové systémy. Sú zmesou slabej zásady (akceptor protónov) a jej soli (donorový protón). Amoniakálny tlmivý systém: zmes slabej zásady NH 3 H 2 O (akceptor protónov) a jej silnej elektrolytickej soli NH + 4 (donor protónov). Nárazníková zóna prirn 8,2-10,2 NH 4 NH OH + 4 Slabá zásada Konjugovaná kys.

10 III. Soľné pufrovacie systémy. KH 2 PO 4 + K 2 HPO 4 intracelulárne NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4 mimo bunky Systém hydrofosfátového pufra (zóna pôsobenia pufra pH 6,2 8,2). Je to zmes slabej kyseliny Н 2 РО - 4 (donor protónov) a eesolinro 2-4 (akceptorprotón) Н 2РО НРО Slabá kyselina Konjugovaná zásada

11 IV. Aminokyselinové a proteínové pufrovacie systémy. Tlmivý účinok týchto tlmivých systémov sa začína prejavovať, keď sa k nim pridá určité množstvo kyseliny alebo zásady. Vznikne zmes dvoch foriem bielkovín: a) slabá "proteínová kyselina" + soľ tejto slabej kyseliny b) slabá "proteínová zásada" + soľ tejto slabej zásady

12 Výpočet pH pufrovacích systémov (Henderson-Hasselbachova rovnica) Na príklade acetátového pufrového roztoku zvážte výpočet pufrových systémov. CH COOH CH COONa Octan sodný sa prakticky 3 úplne rozloží na ióny: CH 3 COONa CH 3 COO - + H + 3 kyselina octová disociuje len v malej miere: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Aplikujte zákon hromadného pôsobenia na Disociačná rovnica kyseliny octovej:

13 V prítomnosti octanu sodného je disociačná rovnováha kyseliny octovej výrazne posunutá doľava v súlade s Le Chatelierovým princípom. Takmer všetka kyselina v takomto roztoku je nedisociovaná a len malé množstvo z nej disociuje, pričom vytvára ióny H + a poskytuje kyslý roztok. Preto sa rovnovážna koncentrácia nedisociovanej kyseliny v tomto roztoku prakticky rovná jej celkovej koncentrácii, t.j. C (CH3COOH) rovnaké. C (kyselina). Koncentrácia acetátových iónov v tlmivej zmesi je prakticky rovnaká ako počiatočná koncentrácia soli: C (CH 3 COO -) C (soľ).

14 Do rovnice disociačnej konštanty kyseliny octovej dosadíme celkovú koncentráciu kyseliny a soli, získame K d = C C k you.lgcd = pk kyselina, potom + = K d C C k you soľ

15 ph = pk vám lg С С vám soli alebo ph = pk vám + log С С kyslé soli Táto rovnica sa nazýva Henderson-Hesselbachova rovnica. Toto je základná rovnica, ktorá sa používa na opis acidobázickej rovnováhy v biologických systémoch.

16 Po podobnom závere pre hlavné vyrovnávacie systémy: poh ph = = 14 pk zásadité pk + zásadité log С log С (soli) (zásady) С С (soli) (zásady) povaha slabého elektrolytu (pk (kyselina) , pk (báza), na pomere koncentrácií soli a kyseliny (zásada) a teploty.

17 Treba poznamenať, že pufrovacie systémy účinne udržujú pH v rozsahu: pk (kyseliny) ± 1 pre kyslé systémy; 14 (pk (základy) ± 1) pre základné systémy. Mechanizmus pôsobenia nárazníkových systémov. 1. Riedenie. Pri zriedení vodou sa koncentrácia kyseliny a soli vodou znižuje a rovnaký počet krát sa nemení pomer lg C (soľ) / C (kyselina), preto sa pH tlmivého roztoku prakticky nemení. Okrem toho pk kyseliny alebo pk zásady je nezávislý od riedenia. 2.Pridávanie kyselín a zásad. Keď sa do acetátového tlmivého roztoku pridá malé množstvo silného kyslého iónu + (vzniknutého počas disociácie).

18 sú viazané nasýtenými iónmi, ktoré sú prítomné v nadbytku, pričom vznikajú slabo disociujúce molekuly CH 3 COOH. Stupeň disociácie CH 3 COOH je malý a koncentrácia [H +] sa prakticky nemení, pH tlmivého roztoku sa zníži, ale nevýznamne. CH 3 COOH CH 3 COONa + HCl CH 3 COOH + NaCl x x x tlmivý roztok phfl ph = pk vám + log C С soli vám x + x

19 Po pridaní malého množstva NaOH sa ióny OH - neutralizujú kyslou zložkou tlmivého roztoku za vzniku molekúl vody. CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + H 2 O xxx CH 3 COONa pufor Výsledkom je, že pridaná silná zásada je nahradená ekvivalentným množstvom slabo konjugovanej zásady CH 3 COO -, čo ovplyvňuje reakciu média na menší rozsah. pH tlmivého roztoku sa zvyšuje, ale nie výrazne.

20 pH pH = pk Vám + log C С soľ Vám + x x Príklad: porovnajte zmenu pH pri prechode 0,01 mol chlorovodíka cez 1 liter: Acetátový tlmivý roztok obsahujúci 0,1 mol/l soli a kyseliny ; v Destilovaná voda Počiatočná hodnota pH tlmivého roztoku sa rovná pH = rxn 3 COOH = 4,75, od r. C to you = C soľ Po pridaní HCl: pH = 4,75 + log 0,1 0,01 0,1 + 0,01 pH = 4,66; ΔрН = 4, = 0,09 jednotiek pH

21 v ph = 7 pre destilovanú vodu. Po prechode cez 0,01 mol HCl ph = -lg 0,01 = 2; ΔрН = 7 2 = 5 jednotiek pH Schopnosť pufrovacieho roztoku udržiavať pH ako silnú kyselinu alebo silnú zásadu je pridaná na približne konštantnej úrovni, nie je ani zďaleka neobmedzená a je obmedzená hodnotou takzvanej pufrovacej kapacity.

22 KAPACITA tlmivého roztoku Kapacita tlmivého roztoku (B) je počet mólov silnej kyseliny alebo ekvivalentu alkálie, ktoré sa musia pridať do 1 litra tlmivého roztoku, aby sa jeho pH posunulo o jeden. Pufrovacia kapacita systému sa určuje vo vzťahu k pridanej kyseline (v kyseline) alebo zásade (v zásade) (v zásade) a vypočíta sa podľa vzorcov: V kyseline. = CH (HA) ph - ph 0 V (HA), V (b.p.) H V hl. =, ph - ph V (B) V (b.p.), kde V (HA), V (B) - objemy pridanej kyseliny alebo zásady, l; Cn = (HA), Cn (B) molárne koncentrácie ekvivalentu kyseliny a zásady; V (b.r.) - objem počiatočného tlmivého roztoku, l; pH asi, ph - hodnoty pH tlmivého roztoku pred a po pridaní kyseliny alebo zásady; ph-ph o - rozdiel modulo. C (B) 0

23 Pufrovacia kapacita vo vzťahu ku kyseline (In acid) je určená koncentráciou (počet ekvivalentov) vlastností zložky borovica; tlmivá kapacita vo vzťahu k dotyku (v zásade) je určená koncentráciou (počet ekvivalentov) zložky a kyslými vlastnosťami v tlmivom roztoku.

24 Kapacita pufra závisí od pomeru zložiek a ich koncentrácie a) pomer zložiek soľ kyselina 90 mmol 10 mmol = = = mmol HCl + 10 mmol HCl = = log4 = 0,60 log0,67 = -0,17 = 0,67 Kapacita pufra je maximálne, keď sa pomer zložiek rovná jednej, pričom B main = B kyselina, arn = pk

B) koncentrácia zložiek. Čím vyššia je koncentrácia, tým väčšia je kapacita pufra. soľ kyselina 20 mmol 50 = 1 = 1 20 mmol HCl + 10 mmol HCl = 0,33 = 0, log0,33 ​​= 0,48 log0,67 = -0,17

26 Použitie akéhokoľvek pufrovacieho systému je obmedzené na určitú oblasť pH: pre kyslé systémy = pk kyselina ± 1; pre bázické systémy pH = 14 - (pk báza ± 1). ZÁVER: tlmivá kapacita závisí hlavne od pomeru koncentrácií zložiek a ich absolútnych koncentrácií, a teda od riedenia. Pufrové systémy na konštantnú hodnotu pH krvi tekuté médiá Telo je podporované tlmiacimi systémami: hydrokarbonát, hemoglobín, fosfát, proteín. Pôsobenie všetkých pufrovacích systémov v organizme je vzájomne prepojené, čo zabezpečuje biologickým tekutinám konštantnú hodnotu pH. U ľudí a zvierat sa pufrovacie systémy nachádzajú v krvi (plazma a erytrocyty), v bunkách a medzibunkových priestoroch iných tkanív.

27 Pufrové systémy krvi sú reprezentované tlmivými systémami plazmy a tlmivými systémami erytrocytov. Pufrové systémy krvnej plazmy Hydrokarbonát 35% Proteín. 7% Fosfát 2% pH = 7,4 44% Úloha druhého je zanedbateľná. Tvoria 44 % tlmivej kapacity krvi. Pufrové systémy erytrocytov pH = 7,25 hemoglobín 35 % hydrokarbonát 18 % 56 % Systém organických fosfátov 3 % Ich podiel tvorí 56 % tlmivej kapacity krvi.

28 SYSTÉM HYDROkarbonátového pufra Bikarbonátový pufrovací systém predstavuje 53 % celkovej pufrovacej kapacity krvi (35 % v plazme, 18 % v erytrocytoch). Je takmer nemožné priamo merať koncentráciu kyseliny uhličitej v krvi. Preto namiesto zadávania koncentrácie oxidu uhličitého do Hendersonovej-Hasselbachovej rovnice má táto rovnica nasledujúci tvar: pH = 6,1 + log kde pk = log (n 2 CO 3) = 6,1

29 Parciálny tlak oxidu uhličitého CO 2 sa prakticky meria v krvi Koncentrácia CO 2 rozpusteného v plazme sa vypočíta vynásobením konštanty rozpustnosti CO 2. Ak je vyjadrená v kilopascaloch (kPa), prúdová konštanta je 0,23, ak je v mm. rt. čl. 0,03. Ak je teda Р СО 2 vyjadrené v kPa, rovnica má nasledujúci tvar: рн = 6,1 + log Parciálny tlak СО 2 v krvnej plazme je normálne ~ 5,3 kPa (40 mm Hg), čo zodpovedá koncentrácii CO 2 ~ 1,2 mmol/l.

30 Parciálny tlak CO 2 v krvnej plazme je normálne ~ 5,3 kPa (40 mm Hg), čo zodpovedá koncentrácii CO 2 ~ 1,2 mmol/l. Koncentrácia bikarbonátových iónov v extracelulárnej tekutine pri Р СО 2 = 5,3 kPa sa rovná 24 mmol / l. Pomer v extracelulárnej tekutine [HCO - 3] / [CO 2] (obe hodnoty v mmol / l) je 20: 1. Podľa Hendersonovej-Hasselbachovej rovnice tento pomer zodpovedá pH krvnej plazmy rovnajúcej sa 7,4: pH = 6,1 + log24 / 1,2 = 6,1 + log20 = 6,1 + 1,3 = 7,4 Teda aktívna reakcia arteriálnej plazmy krvi u zdravých ľudí zodpovedá pH = 7,40.

31 Keďže v krvi je viac hydrogénuhličitanov ako, pufrovací systém krvi je oveľa vyšší pre kyseliny ako pre zásady. Má to skvelé biologický význam odkedy v procese látkovej premeny vzniká viac kyselín ako zásad. Koncentrácia určuje rezervnú alkalitu krvi. Alkalická zásoba krvi je určená objemom oxidu uhličitého, ktorý absorbuje 100 cm 3 krvi pri kontakte so zmesou plynov s obsahom 5,5 % CO 2 pri tlaku 40 mm Hg, čo zodpovedá tlaku oxidu uhličitého v pľúca. V krvi je alkalická rezerva 50-65% (objemovo) CO2.

32 Zníženie pomeru:< 20 является причиной ацидоза. Различают газовый инегазовый ацидоз. Ацидоз газовый возникает при высокой концентрации СО 2 во вдыхаемом воздухе, заболевании органов дыхания (пневмония), угнетение дыхательного центра (анестетики, седативные препараты). Негазовый ацидоз возникает при накоплении нелетучих продуктов обмена, при ожогах и воспалительных процессах. Повышение соотношения [НСО 3- ]/ [СО 2 ]>20 vedie k alkalóze.

33 Plynová alkalóza Pneumónia, astma Následok hyperventilácie, aj pri intenzívnej ventilácii pľúc (znížená koncentrácia CO 2). Neplynná alkalóza Strata veľkého množstva HCl pri zvracaní Vylučovanie veľkého množstva H + pri užívaní diuretík Podávanie veľkého množstva NaHCO 3 Dlhodobý príjem minerálnej vody s veľkým množstvom sódy. alkálie

34 Hlavné klinické prejavy acidózy a alkalózy Acidóza: Inhibícia centrálneho nervového systému, pri pH pod 7 dosahuje inhibícia taký stupeň, pri ktorom sa stráca orientácia; osoba upadne do kómy; Zvýšené dýchanie s cieľom odstrániť oxid uhličitý ako adaptívna reakcia Alkalóza: Nadmerná excitácia nervový systém, ktorý je sprevádzaný tetonickými (konvulzívnymi) kontrakciami; smrť môže nastať v dôsledku tetonickej kontrakcie dýchacích svalov

35 Korekcia acidobázického stavu organizmu. Ako núdzová pomoc pri acidóze sa používa intravenózna infúzia roztokov hydrogénuhličitanu sodného, ​​pri jej podaní sa však v dôsledku neutralizácie uvoľňuje CO2, čo znižuje účinnosť prípravku. Táto nevýhoda je zbavená trisamínu, ktorý viaže prebytočné protóny: H 2 N-C (CH 2 OH) 3 + H + H 3 N + -C (CH 2 OH) 3. Laktát sodný sa používa aj ako prostriedok na úpravu acidózy. Na odstránenie javov alkalózy sa ako jedno z dočasných opatrení používa roztok kyseliny askorbovej.

36 Zmena pH je možná aj v iných prostrediach tela, napríklad v rôznych častiach tráviaceho traktu, najmä v žalúdku. Pri nízkej kyslosti žalúdočnej šťavy sa predpisuje zriedená kyselina chlorovodíková, pri zvýšenej rôzne antacidové prípravky: zásaditý uhličitan horečnatý Mg (OH) 2 4 MgCO 3 H 2 O, oxid horečnatý, uhličitan vápenatý a kalmagin (granule obsahujúce zásaditý uhličitan horečnatý a hydrogénuhličitan sodný )... Farmakologický účinok všetkých uvedených látok je založený na p-neutralizácii

37 Hemoglobínový tlmivý systém Hemoglobínový tlmivý systém sa nachádza iba v erytrocytoch. Jeho mechanizmus účinku je spojený s pridávaním a uvoľňovaním kyslíka. V tomto ohľade hemoglobín (Hb) oxidoval HHBO 2 a redukoval formy HHB. ННв + О 2 ННвО 2 Н + + HbO - 2 kyselina ННв Н + + Нв kyselina konjugovaná zásada Mechanizmus účinku na základe reakcií: konjugovaná zásada

38 HbO - 2+ H + HHbO 2 HHb + O 2 zásada HHbO 2 kyselina HHb + OH HbO H 2 O + OH HB + H 2 O kyselina Hb + H + HHb zásada silná zásada spôsobuje ochrannú reakciu pufrovacieho systému udržať konštantná hodnota pH média, ktorá sa vysvetľuje väzbou pridaného H + a OH a tvorbou nízkodisociujúcich elektrolytov.

39 Systém hemoglobínového pufra v tele funguje efektívne iba v kombinácii s hydrokarbonátovým systémom. 1. Krvná plazma V krvnej plazme v dôsledku hydrokarbonátového tlmivého systému dochádza k množstvu reakcií, v dôsledku ktorých vzniká oxid uhličitý. H 2 CO 3 + OH - H 2 O + HCO 3 - HCO 3 + H + H 2 CO 3 CO 2 H 2 O Z krvnej plazmy CO 2 difunduje do erytrocytov, kde enzým karboanhydráza katalyzuje jeho interakciu s vodou, pričom vzniká kyselina uhličitá. 2. Erytrocyty H 2 O + CO 2 H 2 CO 3

40 V erytrocytoch sa koncentrácia hydrogénuhličitanových iónov zvyšuje podľa schémy: HB - + H 2 CO 3 HHb + HCO - 3 Vzniknuté bikarbonátové ióny difundujú do extracelulárnej tekutiny. Venózna krv sa vracia do pľúc, hemoglobín reaguje s kyslíkom a vzniká oxyhemoglobín. 3. Pľúca Oxyhemoglobín reaguje s hydrokarbonátovými iónmi ННв + О 2 ННвО 2; ННвО 2 + НСО 3- НвО 2- + Н 2 СО 3 Н 2 СО 3 Н 2 О + СО 2 Z pľúc sa СО 2 odstraňuje do atmosféry v dôsledku pľúcnej ventilácie. Toto je v princípe mechanizmus udržiavania acidobázickej rovnováhy.

41 Proteínové pufrovacie systémy Proteínové pufrovacie systémy sú amfolytické, pretože sú zložené z α aminokyselín obsahujúcich skupiny s kyslými vlastnosťami (COOH a NH + 3) a zásaditými vlastnosťami (COO a NH 2). Mechanizmus účinku takéhoto tlmivého systému možno znázorniť takto: kyslý tlmivý systém a) ​​H 3 N + R COOH + OH H 3 N + R COO + H 2 O proteínová kyselina b) H 3 N + R COO + H + H 3 N + R proteínová soľ kyseliny COOH (konjugovaná zásada)

42 zásaditý tlmivý systém a) ​​H 2 NR COO + H + H 3 N + R COO proteínová báza b) H 3 N + R COO + OH H 2 NR COO + H 2 O proteínová soľ bázy (konjugovaná kyselina) kde R je makromolekulárny zvyšok veverička. Úloha proteínov krvnej plazmy v homeostáze vodíkových iónov je veľmi malá. Fosfátový tlmivý systém Fosfátový tlmivý systém sa nachádza v krvi aj v bunkovej tekutine iných tkanív, najmä obličiek.

43 V bunkách je zastúpený KH 2 PO 4 a 2 HPO 4, v krvnej plazme a medzibunkovom priestore - NaH 2 PO 4 a Na 2 HPO 4. Hlavnú úlohu v mechanizme účinku tohto systému zohráva ión. H2PO-4: H2PO-4H+ + H2PO2-4 kyselina rez. báza Zvýšenie koncentrácie H + vedie k posunu reakcie doľava, t.j. k tvorbe kyseliny: HPO 2-4 H + + H 2 PO - 4 kyselina rez. základ Fosfátový tlmivý roztok krvi je v úzkom spojení s hydrogénuhličitanom. Н 2 СО 3 + НРО 2-4 Na НСО 3 + Н 2 РО - 4 v krvi v moči

44 Amónny pufrovací systém Vzniká v obličkách z glutamínu vplyvom glutaminázy pri reakcii oxidačnej deaminácie. NH 3 H + NH + 4 poh = pk + lg NH 4 OH + R COOH R COONH 4

45 Využitie BS v iných oblastiach Tlmiace roztoky pôdy zabraňujú nadmernému zvýšeniu kyslosti alebo zásaditosti, čím vytvárajú a udržiavajú podmienky pre život rastlín. Vytvoriť médium s určitou hodnotou pH vo vedeckom výskume v mnohých technologických výrobných procesoch. Na udržanie stálosti hodnôt elektrochemického potenciálu systémov sa používajú BS, ktorých pôsobenie je v rovnováhe.

Kľúčové otázky: 1. Pufrové systémy, zloženie a mechanizmus ich účinku 2. Acetátové, fosfátové, amoniakové, hydrokarbonátové, hemoglobínové tlmivé roztoky 3. Výpočet pH tlmivých roztokov. 4. Kapacita vyrovnávacej pamäte a faktory

NÁRAZNOVÉ SYSTÉMY. 1. Definícia, klasifikácia, zloženie nárazníkového systému. 2. Mechanizmus účinku vyrovnávacej pamäte. 3. Odvodenie vzorca pre pH pufrovacie systémy. 4. Vlastnosti pufrovacích systémov: vplyv na pomer pH

RUSKO NÁRODNÝ VÝSKUM LEKÁRSKA UNIVERZITA Všeobecná a bioorganická chémia Prednáškový kurz pre študentov lekárskych, detských, moskovských a zubných fakúlt Téma 6

PREDNÁŠKY 910. Nárazníkové systémy. 1 Pufrové systémy súbor niekoľkých látok v roztoku, ktoré ho dávajú tlmivé vlastnosti, t.j. schopnosť odolávať zmene aktívnej reakcie média (ph) po zriedení,

Federálna štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia vyššie vzdelanieŠTÁTNA POĽNOHOSPODÁRSKA UNIVERZITA VORONEŽ POMENOVANÁ PODĽA CISÁRA PETRA I. Katedra chémie Abstraktná správa o anorganických

Téma lekcie: RIEŠENIA NÁHRANÍ. Účel lekcie. Osvojiť si predstavy o zložení, klasifikácii a mechanizme pôsobenia nárazníkových systémov. Naučte sa použiť teoretický materiál na výpočet pH a pufra

Štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia vyššieho odborného vzdelávania "ŠTÁTNA LEKÁRSKA UNIVERZITA IRKUTSK" MZ Ruská federácia oddelenie

MINISTERSTVO ŠKOLSTVA A VEDY RUSKEJ FEDERÁCIE ŠTÁTNA UNIVERZITA NOVOSIBIRSK ŠPECIALIZOVANÉ VZDELÁVACIE A VEDECKÉ CENTRUM Chemická rovnováha v roztokoch Novosibirsk 01 KYSELINA ZÁKLADNÁ

4. Pojem tlmivých roztokov Definícia tlmivých systémov a ich klasifikácia Mnohé reakcie v roztoku prebiehajú správnym smerom len pri určitej koncentrácii iónov H +. Zmeniť to na to

Príklad .. Zostavte distribučný diagram pre roztok kyseliny fosforečnej v rozsahu pH 0,0. Vypočítajte molárne frakcie častíc pri pH =, 5, 9 ,. Rovnováha v roztoku kyseliny fosforečnej:

Federálna štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia vyššieho vzdelávania ŠTÁTNA AGRÁRNA UNIVERZITA VORONEŽ POMENOVANÁ PO CISÁROVI Petrovi I. Katedra chémie Abstraktná správa Biologická

HYDROLÝZA Všeobecné pojmy Hydrolýza je výmenná reakcia interakcie látok s vodou, ktorá vedie k ich rozkladu. Anorganické a organickej hmoty rôzne triedy.

2 3 ÚVOD Vysoký stupeň znalosti, akademická a sociálna mobilita, profesionalita odborníkov, pripravenosť na sebavzdelávanie a sebazdokonaľovanie je požiadavka dnešnej doby. Kvôli tomuto

MINISTERSTVO ZDRAVOTNÍCTVA UKRAJINY KHARKIV NÁRODNÝ NÁRODNÝ LEKÁRSKY UNIVERZITNÝ NÁRAZNÍKOVÝ SYSTÉM, ICH BIOLOGICKÁ ÚLOHA Pokyny pre samostatná prácaŽiaci 1. ročníka v odbore

Individuálne domáca úloha 5. VODÍKOVÝ UKAZOVATEĽ ŽIVOTNÉHO PROSTREDIA. HYDROLYZA SOLI TEORETICKÁ ČASŤ Elektrolyty sú látky, ktoré vedú elektrický prúd. Proces rozkladu látky na ióny pôsobením rozpúšťadla

Štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia vyššieho odborného vzdelávania MOSKVA ŠTÁTNA LEKÁRSKA ZUBNÁ UNIVERZITA Ministerstva zdravotníctva a sociálneho rozvoja

Seminár 1. Rovnováha v homogénnom systéme, acidobázická rovnováha, využitie v titrimetrii (autor Ph.D. Monogarova OV). Analytická chémia veda o určovaní chemického zloženia látok

Lekcia 5 VODÍKOVÝ INDIKÁTOR ŽIVOTNÉHO PROSTREDIA. HYDROLYZA SOLI Téma vyučovacích hodín 1. Úvodná kontrola na tému „Vodíkový indikátor prostredia. Hydrolýza solí“. 2. Seminár na tému „Metabolické reakcie elektrolytov. Vodík

Pufrové systémy krvi (z anglického buffer, buff na zmiernenie nárazu) fyziologické systémy a mechanizmy, ktoré zabezpečujú acidobázickú činnosť. 43765414836 Pufrové systémy, tlmivé roztoky, tlmivé zmesi, systémy,

LEKCIA 5 VODÍKOVÝ UKAZOVATEĽ ŽIVOTNÉHO PROSTREDIA. HYDROLYZA SOLI TEORETICKÁ ČASŤ Elektrolyty sú látky, ktoré vedú elektrický prúd. Proces rozkladu látky na ióny pôsobením rozpúšťadla sa nazýva elektrolytický

Všeobecná chémia Študent: Skupina: Termín dodania: Účel práce: Laboratórne práce 8 ELEKTROLYTOVÉ ROZTOKY Skúsenosti 1. Závislosť elektrickej vodivosti roztokov od stupňa disociácie elektrolytov Základné pojmy:

MINISTERSTVO VEREJNÉHO ZDRAVIA UKRAJINY

3 Roztoky elektrolytov Kvapalné roztoky sa delia na roztoky elektrolytov schopné viesť elektrický prúd a roztoky neelektrolytové, ktoré nie sú elektricky vodivé. V neelektrolytoch rozp

Prednáška 6 Acidobázické rovnováhy 1 Plán prednášky 1. Všeobecné vlastnosti chemickej rovnováhy. 2. Elektrolytická disociácia. Kyseliny a zásady podľa Arrheniusa. 3. Kyslosť roztokov. ph Konštanty

Hydrolýza. Súčin rozpustnosti Téma 11 Podmienky reakcie medzi elektrolytmi Reakcie v roztokoch elektrolytov sú reakcie medzi iónmi Predpoklad priebeh reakcií v roztokoch

Prednáška 5 Protolytické rovnováhy v roztokoch solí (hydrolýza). Tlmiace roztoky. Rovnováha roztoku sedimentu. Produkt rozpustnosti. PROTOLYTICKÁ ROVNOVÁHA V SOĽNÝCH ROZTOKOCH HYDROLYZA interakcia

Čo sú ACID a BASE? ZÁKLADNÁ KYSELNÁ ROVNOVÁHA Život nie je boj proti hriechu, nie proti sile peňazí, ale proti vodíkovým iónom Arrhenius, 1894 Bronsted-Lowry, 1923 Lewis, 1923

1. Teoretický základ metóda 2. prednáška Acidobázická metóda Metóda je založená na neutralizačnej reakcii: H + + OH - H 2 O Metóda sa používa na kvantitatívne stanovenie kyselín a zásad, ako aj

Úlohy na skúšku z disciplíny "Všeobecná a anorganická chémia" Spôsoby vyjadrenia koncentrácie roztokov. Acidobázická titrácia. 1. V lekárskej praxi sa často používa 0,9% roztok NaCl

RUSKÁ EKONOMICKÁ UNIVERZITA pomenovaná po G. V. PLEKHANOVI Anorganická chémia TÉMA: Elektrolytická disociácia

1. Docentka Katedry všeobecnej a anorganickej chémie NUST „MISiS“, kandidátka chemických vied Marina Norairrovna Ter-Hakobyan 2. Biotop kyselín a zásad – voda Voda je najdôležitejšia Chemická látka na

18. Iónové reakcie v roztokoch Elektrolytická disociácia. Elektrolytická disociácia je rozklad molekúl v roztoku za vzniku kladne a záporne nabitých iónov. Úplnosť rozpadu závisí

1. Aký náboj má jadro atómu uhlíka? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Čo majú spoločné atómy 12 6C a 11 6C? 1) Hmotnostné číslo 2) Počet protónov 3) Počet neutrónov 4) Rádioaktívne vlastnosti

ÚLOHY I (KVALIFIKAČNEJ) KOREŠPONDENČNEJ ETAPA OLYMPIÁDY „MLADÉ TALENTY KAMYA. CHÉMIA „ŠKOLSKÝ ROK 2008/2009 Musíte odpovedať na úlohy v súbore odpovedí! V úlohách 1-19 musíte vybrať jednu alebo viac

Teoretické základy pre kurz "Štruktúrna biochémia" Lektorka Svetlana Bobková, doktorka chemických vied Téma: Štruktúra vody. Fyzikálne vlastnosti voda. Disociácia vody. Iónový produkt vody.

Roztoky (3) Rovnováhy v roztokoch elektrolytov. pH a PR Prednáška predmetu „Všeobecná a anorganická chémia“ pre 11. ročník SUNC Acidobázické rovnováhy v roztokoch Podľa Arrhenia: Elektrolyt sa nazýva kyselina,

Anorganická chémia Cieľ práce: Študent: Skupina: Termín práce: Laboratórne práce ELEKTROLYTOVÉ ROZTOKY Skúsenosti 1. Elektrická vodivosť roztokov silných a slabých elektrolytov Zákl.

ODDIEL II. ANALYTICKÁ CHÉMIA Úloha 1 (od PV Chulkina) 1. Pre zjednodušenie riešenia vyjadríme zloženie ammofosu pomocou jedného parametra a: a (nh) 2 HPO (1 a) (nh) H 2 PO. Molárna hmotnosť je M = 132a 115 (1 a)

Riešenie možnosti 2 1. Elektrónová konfigurácia aniónu O 2 (1s 2 2s 2 2p 6) má katióny Na, Mg 2. 2. Molová hmotnosť jednoduchej látky Jednoduchá látka kremík Si. M = p V m = 2,33 12,1 = 28 g/mol. 3.

Hydrolýza solí Prácu vykonal učiteľ najvyššej kategórie VB Timofeeva. Čo je hydrolýza Hydrolýza je proces metabolickej interakcie zložitých látok s vodou Hydrolýza Interakcia soli s vodou v dôsledku

VLASTNOSTI ROZTOKOV Roztoky sú homogénne (homogénne) systémy pozostávajúce z dvoch alebo viacerých zložiek (zložiek), ktorých množstvá sa môžu meniť v širokých medziach. Roztok pozostáva z rozp

Achinovič Olga Vladimirovna Náuka o riešeniach Roztoky sú Rozpúšťadlo je rozpustená látka - Príklad: Voda je rozpúšťadlo, ak rozpúšťate pevnú látku (glukózu) alebo plyn (CO 2). - Čo ak

Federálna agentúra pre vzdelávanie Yaroslav the Wise Novgorod State University Katedra chémie a ekológie Buffer s Metodické pokyny pre laboratórnu prácu Veliky Novgorod 2006

Negrebetsky 2008 2010 Prednáška 5 Procesy v riešeniach. Protolytické rovnováhy DÔLEŽITÉ POJMY Procesy v roztokoch 5.1 Negrebetsky 2008 2010 1. Rovnováhy vo vodných roztokoch. Hydratácia iónov. Polarita

PREDNÁŠKA 5 Plán prednášok :. Protolytické rovnováhy v roztokoch solí (hydrolýza soli) .. Skupinové činidlo pre tretiu analytickú skupinu a jeho mechanizmus účinku .. Skupinové činidlo pre druhú analytickú skupinu.

Problematika diferenciálneho zápočtu z lekárskej chémie pre študentov lekárskych a zubných fakúlt 1. Acidobázické rovnováhy a komplexácie v biologických roztokoch. 1. Biogénne

Riešenie možnosti 1 1. Elektrónovú konfiguráciu katiónu Al 3+ (1s 2 2s 2 2p 6) majú anióny F, O 2. 2. Molová hmotnosť jednoduchej látky Jednoduchá látka zlato Au. 3. CICH2CH2CH2CH2CH2CH3;

1 Teória. Iónovo-molekulárne rovnice iónomeničových reakcií Reakcie iónovej výmeny sa nazývajú reakcie medzi roztokmi elektrolytov, v dôsledku ktorých si vymieňajú svoje ióny. Iónové reakcie

Ministerstvo zdravotníctva Moldavskej republiky Štátna univerzita Lekárstvo a farmácia Nicolae Testemitanu Farmaceutická fakulta Katedra všeobecná chémia G. V. BUDU, S. V. MELNÍK ANALYTICKÁ

FEDERÁLNA AGENTÚRA PRE VZDELÁVANIE Štátna vzdelávacia inštitúcia vyššieho odborného vzdelávania "POLYTECHNICKÁ UNIVERZITA TOMSK" SCHVÁLENÁ Dekan HTF VM_Pogrebenkov 2007

Hlavné ustanovenia teórie elektrolytickej disociácie Faraday Michael 22. IX.1791 25.VIII. 1867 anglický fyzik a chemik. V prvej polovici 19. stor. zaviedol pojem elektrolytov a neelektrolytov. Látky

1. Hlavné vlastnosti vykazuje vonkajší oxid prvku: 1) síra 2) dusík 3) bárium 4) uhlík 2. Ktorý zo vzorcov zodpovedá vyjadreniu stupňa disociácie elektrolytov: 1) α = n \ n 2) V m = V \ n 3) n =

1 MODUL 1 VŠEOBECNÉ TEORETICKÉ ZÁKLADY ANALYTICKEJ CHÉMIE. TÉMA KVALITATÍVNEJ ANALÝZY: KYSELINO-BÁZICKÁ ROVNOVÁHA A ICH ÚLOHA V ANALYTICKEJ CHÉMII (V ANALYTIKE). NÁRAZNÉ SYSTÉMY 5. PREDNÁŠKA CIEĽ: TVAROVAŤ

1. Ktorý z nasledujúcich je najtypickejší nekov? 1) Kyslík 2) Síra 3) Selén 4) Telúr 2. Ktorý z uvedených prvkov má najväčšiu elektronegativitu? 1) Sodík

Ministerstvo školstva Ruskej federácie Východosibírska štátna technologická univerzita Komplexné testové úlohy zo všeobecnej a anorganickej chémie Metodický vývoj pre seba

1 Prednáška 14 Iónové reakcie Chemické reakcie v roztokoch elektrolytov sú redukované na výmenu iónov. Tieto reakcie sa vyznačujú veľmi vysokou rýchlosťou. V priebehu iónomeničových reakcií dochádza k oxidačným stavom

1 PREDNÁŠKA Plán prednášok: 1. Základné ustanovenia teórie roztokov elektrolytov. Celková (analytická) koncentrácia a aktivita iónov v roztoku, ich vzťah .. Rýchlosť chemickej reakcie a chemická rovnováha.

ŠTÁTNA INŠTITÚCIA VYŠŠIEHO ODBORNÉHO VZDELÁVANIA "BIELORUSKO-RUSKÁ UNIVERZITA" Katedra "Technológie kovov" CHÉMIA Smernice na praktický výcvik študentov

PREDNÁŠKA 3 Plán prednášky: 1. Správanie silných a slabých jednosýtnych kyselín vo vodných roztokoch. 2. Správanie silných a slabých jednokyselinových zásad vo vodných roztokoch. 3. Správanie silných a slabých polybázických

Prednáška 14 Metabolické reakcie v roztokoch elektrolytov. Produkt rozpustnosti. Disociácia vody. Hydrolýza solí Základné pojmy: iónovo-výmenné reakcie, iónovo-molekulárne rovnice, súčin rozpustnosti

RIEŠENIA olympiády "BUDÚCNOSŤ KUZBASU" v chémii 1. Vykonajte premeny: Mg MgO MgSO 4 Mg (OH) 2 Mg (OH) Cl MgCl 2 Li Li 2 O LiOH LiH 2 PO 4 Li 2 HPO 4 Li 3 PO 4 La La203 La (OH) 2 N03 La (OH) 3

1 PREDNÁŠKA 5 KLINICKÁ PATOFYZIOLOGICKÁ PORUCHA KYSLO-BAZICKÉHO STAVU OBSAH 1. ÚVOD 2. VŠEOBECNÉ INFORMÁCIE O ACV 3. VÝZNAM KYSELSKEJ KONŠTANTY PRE TELO 4. ÚČINKY POSUNU PH + V TU A

CHÉMIA. VŠEOBECNÁ A ANORGANICKÁ CHÉMIA. HYDROLYZA SOLI HYDROLYZA SOLI Pri štúdiu vplyvu univerzálneho indikátora na roztoky niektorých solí si možno všimnúť nasledovné: Ako vidíme, médium prvého

Vodíkový index ph Indikátory Podstata hydrolýzy Druhy solí Algoritmus na zostavenie rovníc pre hydrolýzu solí Hydrolýza rôznych typov solí Metódy na potlačenie a zosilnenie hydrolýzy Testovací roztok B4 Vodík

1. Uveďte príklady využitia komplexačných reakcií v acidobázickej metóde analýzy. Napíšte reakčné rovnice. Používajú sa komplexačné reakcie acidobázickej metódy analýzy

Fáza na plný úväzok. 11. ročník Riešenia. Úloha 1. Zmes troch plyny A, B, C má hustotu vodíka 14. Časť 168 g tejto zmesi sa nechala prejsť nadbytkom roztoku brómu v inertnom rozpúšťadle

TITRAČNÁ KRIVKA je graf závislosti systémového parametra spojeného s koncentráciou titrovanej látky, titračného činidla alebo reakčného produktu od stupňa titračného procesu (napríklad od množstva

Zbierka úloh z chémie pre 9. triedu medicíny zostavila I.A. Moskovské vzdelávacie centrum 109 2012 Hmotnostný zlomok rozpustenej látky. 1. 250 g roztoku obsahuje 50 g chloridu sodného. Definujte

Klasifikovať jeho zloženie a charakter komponentov.

Uveďte prosím rozsah hodnôt pH, v rámci ktorých má tento systém pufrovaciu kapacitu.

Napíšte reakčné rovnice odrážajúce mechanizmus jeho pôsobenia (iónová forma).

Vysvetlite prečo čpavkový tlmivý systém nie je súčasťou krvi

1. Zloženie a povaha komponentov:

A) NH 4 OH (NH 3 x H 2 O) -hydroxid amónny, slabý elektrolyt

B) NH 4 C1 - soľ, chlorid amónny, silný elektrolyt.

Hydroxid amónny je slabý elektrolyt, v roztoku čiastočne disociuje na ióny:

NH40H<=>NH4+ + OH-

Keď sa do roztoku hydroxidu amónneho pridá chlorid amónny, soľ ako silný elektrolyt takmer úplne disociuje na ióny:

NH4C1> NH4+ + C1-

a potláča disociáciu bázy, ktorej rovnováha je posunutá smerom k reverznej reakcii.

1. Rozsah hodnôt pH, v rámci ktorého má uvažovaný systém pufrovaciu kapacitu, sa vypočíta podľa vzorca:

kde KB je disociačná konštanta NH 4 OH = 1,8 * 10 -5, Co je koncentrácia bázy, Cc je koncentrácia soli.

pH = 14-4,74 + log (Co/Cc) = 9,26 + log (Co/Cc). V závislosti od pomeru C 0 / Cc je rozsah pH 8,26-10,26.

1. Schopnosť tlmivého roztoku amoniaku udržiavať takmer konštantné pH roztoku je založená na skutočnosti, že zložky v nich obsiahnuté viažu ióny H+ a OH- zavedené do roztoku alebo vytvorené ako výsledok reakcie prebiehajúcej v tomto roztoku. . Keď sa do zmesi amoniakového pufra pridá silná kyselina, ióny H + sa naviažu na molekuly alebo hydroxid amónny a nezvýšia koncentráciu iónov H + a neznížia pH roztoku:

NH40H + H+ = NH4+ + H20

Keď sa pridá zásada, OH - ióny naviažu ióny NH4 +, čím vytvoria mierne disociovanú zlúčeninu a nezvýšia pH roztoku:

NH4+ + OH- = NH40H

1. Amoniakálny pufrovací systém nie je zahrnutý v krvnom zložení TOP RT, pretože rozsah hodnôt pH, v rámci ktorého bude mať pufrovaciu kapacitu, je v alkalickej oblasti (pH vyššie ako 8). Normálne pH krvnej plazmy je 7,40 ± 0,05, t.j. pod tlmivou oblasťou.

1. 3)Napíšte schéma reakcie interakcie etanálu s metylamínom.

Popíšte mechanizmus tejto reakcie.

odôvodniťúloha kyslého katalyzátora.

Vysvetlite možnosť reakcie hydrolýzy výsledného imínu v kyslom a zásaditom prostredí.

2. Mechanizmus tejto reakcie je nukleofilná adícia, po ktorej nasleduje eliminácia molekuly vody

3. Úloha kyslého katalyzátora - protonácia v štádiu a)

4. V prítomnosti zriedených kyselín sa imíny hydrolyzujú vodou za vzniku karbonylových zlúčenín a amínov, táto reakcia je opakom reakcie pri syntéze imínov:

V prítomnosti alkálií nedochádza k hydrolýze

Lístok 4.

Termodynamický systém (TM) - je to akýkoľvek skutočný objekt izolovaný od prostredia s cieľom študovať procesy výmeny energie a energie medzi jeho zložkami, ako aj medzi ním a životné prostredie pomocou termodynamických metód

Klasifikácia termodynamických systémov

3. Otvorené výmena hmoty aj energie s OS (organizmus, otvorená nádoba s vriacou vodou)

4. Zatvorené- vymieňa s OS iba energiu vo forme tepla alebo práce (plyn v uzavretej fľaši)

5. Izolovaný- nevymieňajte nič ani energiu. V prírode neexistujú absolútne izolovaní ľudia.

Prítomnosťou rozhrania vo vnútri vozidla

1.Homogénny- neexistuje žiadne rozhranie, všetky zložky sú vo vodnej fáze, všetky fyzikálne a chemické látky v ktorejkoľvek časti objemu sú rovnaké (zmes plynov)

2. Heterogénne-obsahuje rozhranie, oddeľujúce časti systému (fázy) sú rôzne podľa sv-you (krv)

možnosti- veličiny, ktoré určujú stav vozidla

Možnosť priameho merania

Hlavnými parametrami sú parametre, ktoré je možné merať pomocou vhodných prístrojov (m, V, C, hustota, objem)

Stavové funkcie - vnútorná energia E (U), entalpia (H); entropia (S); Gibbsova energia (G); voľná energia alebo Helmholtzova energia

Môžete definovať zmenu hodnôt funkcie stavu

∆X (X 2 -X 1), KDE X-U, H, S, G, H

Termodynamický stav-súbor hodnôt určitého počtu fyzických. hodnoty charakterizujúce všetky fyzické a hm sv-va systémy

Typy stavov:

Nerovnováha - parametre sa menia spontánne (pohár horúcej vody)

Rovnovážne parametre sa nemenia bez vonkajších vplyvov

Stacionárne = stálosť parametrov v dôsledku vonkajších parametrov (vlastné živým organizmom)

Proces-prechod systému z jedného stavu do druhého, sprevádzaný zmenami termodynamických parametrov.

Klasifikácia-

podľa stálosti parametrov:

A) izochorický (v = konštantný)

B) Izobarický (tlak - konšt.)

C) izotermický (teplota = konštanta)

Podľa znamenia tepelného efektu: exotermické a endotermické

Výdajom energie: spontánny, nespontánny

Podľa povahy kurzu:-reverzibilné - prúdenie vpred a vzad cez rovnaké stupne, bez zmien v prostredí. životné prostredie.

Nezvratné - všetky procesy nemôžu prebiehať vpred a vzad cez jednu a tú istú fázu.

Mechanizmus tlmenia (napríklad tlmivý roztok amoniaku)

Uvažujme mechanizmus účinku pufrovacieho systému na príklade amoniakového pufrového systému: NH 4 OH (NH 3 x H 2 O) + NH 4 C1.

Hydroxid amónny je slabý elektrolyt, v roztoku čiastočne disociuje na ióny:

NH40H<=>NH4+ + OH -

Keď sa do roztoku hydroxidu amónneho pridá chlorid amónny, soľ ako silný elektrolyt takmer úplne disociuje na ióny NH 4 C1 > NH 4 + + C1 - a potláča disociáciu zásady, ktorej rovnováha sa posúva smerom k obrátenú reakciu. Preto C (NH4OH)? C (báza); a C (NH4+)? C (soľ).

Ak v tlmivom roztoku C (NH 4 OH) = C (NH 4 C1), potom pH = 14 - pKosn. = 14 + log 1,8,10-5 = 9,25.

Schopnosť tlmivých zmesí udržiavať takmer konštantné pH roztoku je založená na skutočnosti, že zložky v nich obsiahnuté viažu ióny H+ a OH- zavedené do roztoku alebo vytvorené ako výsledok reakcie prebiehajúcej v tomto roztoku. . Keď sa do zmesi amoniakového tlmivého roztoku pridá silná kyselina, ióny H + sa naviažu na molekuly amoniaku alebo hydroxidu amónneho a nezvýšia koncentráciu iónov H + a neznížia pH roztoku.

Keď sa pridá zásada, ióny OH - budú viazať ióny NH4 +, čím sa vytvorí slabo disociovaná zlúčenina a nezvýši sa pH roztoku.

Pufrovací účinok sa ukončí, akonáhle je jedna zo zložiek tlmivého roztoku (konjugovaná zásada alebo konjugovaná kyselina) úplne spotrebovaná.

Na kvantifikáciu schopnosti tlmivého roztoku odolávať vplyvom silných kyselín a zásad sa používa množstvo nazývané tlmivá kapacita. So zvyšujúcou sa koncentráciou pufra sa zvyšuje jeho schopnosť odolávať zmenám pH v dôsledku pridávania kyselín alebo zásad.

Vlastnosť roztokov udržiavať hodnotu pH v určitých medziach pri pridávaní malého množstva kyseliny alebo zásady sa nazýva pufrovanie. Tlmiace roztoky sa nazývajú tlmivé roztoky.

Pre prípad titrácie: kyselina šťaveľová a hydroxid draselný, zobrazte titračnú krivku, uveďte prípad titrácie, skok titrácie, bod ekvivalencie, použité indikátory

Titračný skok: pH = 4-10. Maximálna chyba v % je menšia ako 0,4.

Indikátory - tymolftaleín, fenolftaleín.

Reduktor, aké prvky periodický systém prvky môžu byť redukčnými činidlami a prečo?

Redukčné činidlo je látka, ktorá počas reakcie daruje elektróny, t.j. oxiduje.

Redukčnými činidlami môžu byť neutrálne atómy, záporne nabité ióny nekovov, kladne nabité ióny kovov v najnižšom oxidačnom stave, komplexné ióny a molekuly obsahujúce atómy v strednom oxidačnom stave.

Neutrálne atómy. Typickými redukčnými činidlami sú atómy s 1 až 3 elektrónmi na vonkajšej energetickej úrovni. Do tejto skupiny redukčných činidiel patria kovy, t.j. s-, d - a f-prvky. Nekovy ako vodík a uhlík tiež vykazujú redukčné vlastnosti. Pri chemických reakciách darujú elektróny.

Atómy s nízkym ionizačným potenciálom sú silné redukčné činidlá. Patria sem atómy prvkov prvých dvoch hlavných podskupín periodickej sústavy prvkov D.I. Mendelejev (alkalické kovy a kovy alkalických zemín), ako aj Al, Fe atď.

V hlavných podskupinách periodickej tabuľky sa redukovateľnosť neutrálnych atómov zvyšuje so zvyšovaním polomeru atómov. Takže napríklad v sérii Li - Fr bude slabším redukčným činidlom Li a najsilnejším - Fr, čo je vo všeobecnosti najsilnejšie redukčné činidlo zo všetkých prvkov periodickej tabuľky.

Záporne nabité ióny nekovov. Záporne nabité ióny vznikajú pripojením jedného alebo viacerých elektrónov k neutrálnemu nekovovému atómu:

Takže napríklad neutrálne atómy síry, jódu, ktoré majú 6 a 7 elektrónov na vonkajších úrovniach, môžu pripojiť 2 a 1 elektrón a premeniť sa na záporne nabité ióny.

Záporne nabité ióny sú silné redukčné činidlá, pretože za vhodných podmienok môžu darovať nielen slabo zadržané prebytočné elektróny, ale aj elektróny zo svojej vonkajšej úrovne. Navyše, čím aktívnejší je nekov ako oxidačné činidlo, tým je jeho redukčná schopnosť v stave záporného iónu slabšia. Naopak, čím menej aktívny je nekov ako oxidačné činidlo, tým aktívnejší je v stave záporného iónu ako redukčné činidlo.

Redukčná schopnosť záporne nabitých iónov pri rovnakom náboji sa zvyšuje so zväčšením polomeru atómu. Preto napríklad v skupine halogénov má ión jódu väčšiu redukčnú schopnosť ako ióny brómu a chlóru, zatiaľ čo fluór nevykazuje žiadne redukčné vlastnosti.

Kladne nabité ióny kovov v najnižšom oxidačnom stave. Kovové ióny v najnižšom oxidačnom stave sa tvoria z neutrálnych atómov v dôsledku návratu iba časti elektrónov z vonkajšieho obalu. Napríklad atómy cínu, chrómu, železa, medi a céru, ktoré interagujú s inými látkami, sa môžu najskôr vzdať minimálneho počtu elektrónov.

Kovové ióny v najnižšom oxidačnom stave môžu vykazovať redukčné vlastnosti, ak môžu mať stavy s vyšším oxidačným stavom.

V rovnici ORP usporiadajte koeficienty pomocou metódy elektronickej rovnováhy. Uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

K2Cr207 + 6FeS04 + 7H2S04 = K2S04 + Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + 7H20

1 Cr 2 +6 + 3е x 2 Cr 2 +3 oxidačné činidlo

6 Fe +2 - 1e Fe +3 redukčné činidlo

2KMnO4 + 5H2S + 3H2S04 = K2S04 + 2MnS04 + 5S + 8H20

2 Mn +7 + 5е Mn +2 oxidačné činidlo

5 S -2 - 2e S 0 redukčné činidlo