- Лоури (кислота – донор протона, основание – акцептор
протона)Теория Г. Льюиса (кислота -акцептор пары электронов, основание донор пары электронов).
- Главная
- Разное
- Бизнес и предпринимательство
- Образование
- Развлечения
- Государство
- Спорт
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Религиоведение
- Черчение
- Физкультура
- ИЗО
- Психология
- Социология
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Что такое findslide.org?
FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.
Обратная связь
Email: Нажмите что бы посмотреть
Презентация на тему Кислотно-основные равновесия в водном растворе. Буферные растворы. (Лекция 3)
Содержание
- 2. Теории кислот и основанийЭлектролитическая теория С.АррениусаПротолитическая теория
- 3. Протолитическая теория Бренстеда - ЛоуриНА ↔ Н+
- 4. автопротолиз водыН2О + Н2О = Н3О+
- 5. Вывод ионного произведения водыкН2О =
- 6. Для удобства в расчетах пользуются величинами водородного
- 7. [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л рН
- 9. Кислотность раствора - [H+] рН = -
- 10. pH растворов сильных электролитов Сильные кислотыpH =
- 11. рН растворов слабых электролитоврН слабой кислотырН =
- 12. lg a = x
- 13. рН растворов слабых электролитоврН слабого основаниярОН =
- 14. Протоны – катализаторы многих биохимических реакцийАктивность ферментов
- 15. Буферные растворы растворы, рН которых сохраняется
- 16. Классификация
- 17. СОПРЯЖЕННЫЕ ПАРЫ КИСЛОТА–ОСНОВАНИЕ (В ВОДНОМ РАСТВОРЕ ПРИ КОМНАТНОЙ ТЕМПЕРАТУРЕ)
- 18. Механизм действияАцетатная буферная системаСН3СООNa
- 19. Вывод формул рН
- 20. Уравнение Гендерсона-Хассельбаха
- 21. приготовление БУФЕРНЫХ РАСТВОРОВ1. Смешивание готовых растворов
- 22. 2. Частичная нейтрализацияКислотный буферnк-ты =
- 23. БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬМЕРА СПОСОБНОСТИ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ ПРОТИВОСТОЯТЬ
- 24. БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ ЗАВИСИТ :От количества компонентов100
- 25. С соли > Ск-ты
- 26. Для приготовления буферного раствора с рН =
- 27. БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ ОРГАНИЗМА1.Минеральные бикарбонатная
- 29. Бикарбонатная буферная системаСостав(K) NaHCO3/H2CO3
- 30. [НСО3–]:[СО2] = 20:1
- 31. [НСО3–] Щелочной резерв крови Число мл
- 32. Фосфатная буферная системаСоставNa2HPO4/NaH2PO4
- 33. Сравнение мощности буферных систем кровиУМЕНЬШЕНИЕГидрокарбонатная > Белковая > Фосфатная > Аминокислотная
- 34. Кооперативное действие буферных систем организмаKдисс.HHb < Kдисс.H2CO3
- 35. В легких: 1. HHb + O2→
- 36. В тканях:1. HbO2ˉ → Hbˉ +
- 37. норма††††рН≈7.40некомпенсированныйацидозкомп.ацидозкомп.алкалознекомпенсированныйалкалознормаКомпенсированный и некомпенсированный ацидоз и алкалозЛечение5% раствор аскорбиновой кислоты.Лечение4% NaHCO3 или 11% лактат натрия3.66% трисаминН2NС(СН2ОН)3
- 41. Оцените кислотно-основное состояние крови больного на основании
- 42. Скачать презентацию
- 43. Похожие презентации
Теории кислот и основанийЭлектролитическая теория С.АррениусаПротолитическая теория Бренстеда - Лоури (кислота – донор протона, основание – акцептор протона)Теория Г. Льюиса (кислота -акцептор пары электронов, основание донор пары электронов).
![[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л рН = 7 нейтральная среда[H+] ‹](/img/tmb/15/1462621/41792e78fedaaaa3adf5a61c68346281-720x.jpg "Кислотно-основные равновесия в водном растворе. Буферные растворы. (Лекция 3)")
![Кислотность раствора - [H+] рН = - lg C Сильные кислоты](/img/tmb/15/1462621/e97ee26862c757ed7c87c2da81968733-720x.jpg "Кислотно-основные равновесия в водном растворе. Буферные растворы. (Лекция 3)")
![[НСО3–]:[СО2] = 20:1](/img/tmb/15/1462621/c25f4fd64a14ee73e88c410d90e0ab55-720x.jpg "Кислотно-основные равновесия в водном растворе. Буферные растворы. (Лекция 3)")
![[НСО3–] Щелочной резерв крови Число мл СО2, содержащееся в 100 мл](/img/tmb/15/1462621/2638c1f41f91b2a1c85a652cc47cc55c-720x.jpg "Кислотно-основные равновесия в водном растворе. Буферные растворы. (Лекция 3)")
Слайд 2
Теории кислот и оснований
Электролитическая теория С.Аррениуса
Протолитическая теория Бренстеда
Теория Г. Льюиса (кислота -акцептор пары электронов, основание донор пары электронов).
Слайд 3
Протолитическая теория Бренстеда - Лоури
НА ↔ Н+ +
А-
кислота основаниедонор протонов акцептор Н+
НА + Н2О ↔ Н3О+ + А-
к-та1 осн2 к-та2 осн1
сопряженная пара
В + Н2О ↔ ОН- + ВН+
осн1 к-та2 осн2 к-та1
сопряженная пара
Слайд 4
автопротолиз воды
Н2О + Н2О = Н3О+ +
ОН-
или упрощенно Н2О = Н+ + ОН-
Константа диссоциации:
кН2О =
Кислотность – [H + ]
Слайд 5
Вывод ионного произведения воды
кН2О =
=1.86 10 -16
[Н2О] = 1000/18= m /М=55,5 моль/л
[Н+][ОН-] = К [Н2О] = 10-14 = КН2О - ионное произведение воды .
КН2Опостоянно для воды и разбавленных растворов при постоянной температуре.
В чистой воде и нейтральных растворах:
[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л
Слайд 6 Для удобства в расчетах пользуются величинами водородного и
гидроксильного показателей рH и рОН,
pH - power Hydrogene
рН = 7
рН<7, рОН>7
рН>7, рОН<7
рН + рОН = 14
рН = – lg[H]
Шкала рН
рОН = – lg[OH]
Р – отрицательный логарифм (-lg)
Слайд 7 [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л рН = 7
нейтральная среда
[H+] ‹ 10-7 моль/л
рН › 7 щелочная среда
[H+]
› 10-7 моль/лрН ‹ 7 кислая среда
рН + рОН = 17
Слайд 9
Кислотность раствора - [H+]
рН = - lg
C
Сильные кислоты
С → С[H+] = С кислоты
(нормальная конц.)
рН = - lg [H+]
рН = - lg αС
Слабые кислоты
С – αС → αС
Кислотность:
Общая – С
Активная – αС= [H+]
Потенциальная - С – αС
Слайд 10
pH растворов сильных электролитов
Сильные кислоты
pH = -lg
CN
Сильные основания
МеОН → Ме+ + ОН-
[ОН-] = CN
(основания)pOH = -lg CN , рН = 14 - рОН
pH = 14 + lg CN
Слайд 11
рН растворов слабых электролитов
рН слабой кислоты
рН = -
lg αС
pH = ½ (pKa – lgC )
pKa
= -lgКacid
Слайд 13
рН растворов слабых электролитов
рН слабого основания
рОН = -
lg αС
pОH = ½ (pKв – lgC )
рН +
рОН = 14pH = 14 - ½ (pKв – lgC )
pKв = -lgКbase
Слайд 14
Протоны – катализаторы многих биохимических реакций
Активность ферментов и
гормонов зависит от рН
Изменение рН ведет к изменению осмотического
давленияПочему важно поддержание постоянного рН ?
Слайд 15
Буферные растворы
растворы, рН которых сохраняется при
разбавлении водой или добавлении сильной кислоты или сильного основания
+
1 капля щелочи – [H+] в миллион раз+ 1 капля кислоты - [H+] в 5000 раз
(от 10-7 до 5 х10-4)
В фосфатном буфере от 1.00х10-7
до 1.01х10-7
Слайд 18
Механизм действия
Ацетатная буферная система
СН3СООNa
СН3СОО- + Na+
Н+СН3СООН СН3СОО- + Н+ ОН-
+ 1 моль NaOH 1 моль
СН3СООН + ОН- СН3СОО- + Н2О
+1 моль HCL (сл. электролит )
СН3СОО- + Н+ СН3СООН
1 моль (сл. электролит)
Слайд 21
приготовление
БУФЕРНЫХ РАСТВОРОВ
1. Смешивание готовых растворов компонентов системы:
-для
кислотной буферной системы
pH = pKa + lg (Nc·Vc/Nк·Vк)
-для основной
буферной системыpH = 14 – pKв – lg(Nc·Vc/No·Vo)
Слайд 22
2. Частичная нейтрализация
Кислотный буфер
nк-ты = nщел
= nсоли
СН3СООН + NaOH = CH3COONa + H2O
(избыток)
pH
= pKa + lg Nщ·Vщ /(Nк·Vк –Nщ·Vщ)Основный буфер
NH4OH + HCL = NH4Cl + H2O
(избыток)
pH = 14 – pKв – lg Nк·Vк / (Nо·Vо - Nк· Vк)
Слайд 23
БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ
МЕРА СПОСОБНОСТИ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ ПРОТИВОСТОЯТЬ РЕАКЦИИ
СРЕДЫ ПРИ ДОБАВЛЕНИИ КИСЛОТ ИЛИ ОСНОВАНИЙ
ЕДИНИЦА ИЗМЕРЕНИЯ : МОЛЬ/Л*1рН
n
– число молЬ эквивалентов сильной кислоты или щелочи Vбуф. р- р а – объем буферного раствора ,л
∆рН – изменение рН в результате добавления сильной кислоты или щелочи
Слайд 24
БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ ЗАВИСИТ :
От количества компонентов
100 экв
сол/100экв к-ты = 1
+ 5 экв НСL: 95
/ 105 = 0.910 экв соли/ 10 экв к-ты = 1
+ 5 экв НСL: 5 /15 = 0.33
От соотношения количеств
50 экв соли \50 экв к-ты = 1
+ 10 экв NaOH:
60/ 40 = 1.5
80 экв соли 20 экв к-ты = 4
+ 10 экв NaOH: 90 /10 = 9
pH = pKa + lg Ссоли/Ск-ты
ЗОНА БУФЕРНОГО ДЕЙСТВИЯ СИСТЕМЫ:
рН = рК +- 1
Слайд 25 С соли > Ск-ты
Вк > Вщ
С соли < Ск-ты
Вк < ВщС соли = Ск-ты Вк=Вщ=Вмакс
pH = pKa + lg Ссоли/Ск-ты
Вмакс при рН = рКа
Для основного буфера:
Вмакс при рН = 14-рКb
Максимальная буферная емкость
Слайд 26 Для приготовления буферного раствора с рН = 7.36
и максимальной емкостью необходимо использовать буферный раствор:
1)
ацетатный рК = 4.75;2) фосфатный рК = 7.21;
3) бикарбонатный рК = 6.37.
Слайд 27
БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ ОРГАНИЗМА
1.Минеральные
бикарбонатная
(K) NaHCO3/H2CO3
фосфатная Na2HPO4/NaH2PO4
2. Белковые
белковая
гемоглобиновая
3. Аминокислотные
Слайд 29
Бикарбонатная буферная система
Состав
(K) NaHCO3/H2CO3
Механизм действия
Атмосфера
СO2 (г) СO2 (р-р) H2СO3 H+ + HСO3-рН = pKa (H2СO3) + lg C(NaHCO3)/C(H2CO3) =
= 6,1 + lgC(HCO3-) – lg аp(CO2)
p – альвеолярное давление углекислого газа
Буферная емкость Вк = 40 ммоль/л Вщ = 1-2 ммоль/л
Воздушное пространство легких
Плазма крови
H2O
Слайд 30 [НСО3–]:[СО2] = 20:1
Вк
> ВщЭто отвечает особенностям метаболизма организма:
Н2СО3 – до 13 моль/ сутки
Серная, фосфорная, молочная и др. нелетучие
– от 0.03 до 0.08 моль/ сутки
рН крови
Слайд 31
[НСО3–] Щелочной резерв крови
Число мл СО2,
содержащееся в 100 мл крови
(главным образом в виде гидрокарбонатов
НСО3-) Норма:
50-70 % (по объему)
или 25-30 ммоль/л
Слайд 32
Фосфатная буферная система
Состав
Na2HPO4/NaH2PO4
HPO42-/H2PO4-
Механизм действия
HPO42- + H+
H2PO4- H2PO4- + OH- HPO42- + H2O
рН = pKa (H2PO4-) + lg C(HPO42-) / C(H2PO4-)
Буферная емкость Вк = 1-2 ммоль/л Вщ = 0.5 ммоль/л
Слайд 33
Сравнение мощности буферных систем крови
УМЕНЬШЕНИЕ
Гидрокарбонатная > Белковая >
Фосфатная > Аминокислотная
Слайд 34
Кооперативное действие
буферных систем организма
Kдисс.HHb < Kдисс.H2CO3
Kдисс.HHbO2
рК = 8.2
рК = 6.1 рК = 6.95Более сильная кислота вытесняет более слабую
из раствора ее соли
Более сильная угольная кислота вытесняет более слабую
гемоглобиновую, пополняя щелочной резерв крови
( концентрацию гидрокарбоната )
Механизм кооперативного действия гемоглобиновой и
бикарбонатной буферных систем тесно связан с дыхательной
функцией крови
Слайд 35
В легких:
1. HHb + O2→ HHbO2
2. HCO3ˉ +
HHbO2 → HbO2ˉ + H2O +CO2↑ Совместное действие бикарбонатной и гемоглобиновой буферных систем
Слайд 36
В тканях:
1. HbO2ˉ → Hbˉ + O2
CO2 + H2O = H2CO3
2. H2CO3 +
Hbˉ → HCO3ˉ +HHb Совместное действие бикарбонатной и гемоглобиновой буферных систем
Слайд 37
норма
†
†
†
†
рН≈7.40
некомпенсированный
ацидоз
комп.
ацидоз
комп.
алкалоз
некомпенсированный
алкалоз
норма
Компенсированный и некомпенсированный ацидоз и алкалоз
Лечение
5% раствор
аскорбиновой
кислоты.
Лечение
4% NaHCO3 или
11% лактат натрия
3.66% трисамин
Н2NС(СН2ОН)3
Слайд 41
Оцените кислотно-основное
состояние крови больного на основании следующих
показателей:
р(СО2) = 55 мм рт.ст.,
рНплазмы крови
= 7,20.Ацидоз
Алкалоз
Норма
