Протолитическая теория кислот и оснований
Основные положения теории:
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований.
Протолитическая теория кислот и оснований.
Константа кислотности.
Константа кислотности.
Константа кислотности.
Протолитическая теория кислот и оснований.
Классификация буферных систем
Классификация буферных систем
Классификация буферных систем
Классификация буферных систем
Классификация буферных систем
Классификация буферных систем
Механизм буферного действия
Механизм буферного действия
Механизм буферного действия
Механизм буферного действия
Водородный показатель среды буферных растворов
Водородный показатель среды
Водородный показатель среды
Водородный показатель среды
Водородный показатель среды
Водородный показатель среды
Водородный показатель среды
Водородный показатель среды
Водородный показатель среды
Водородный показатель среды
Зона буферного действия
Зона буферного действия
Буферная емкость
Буферная емкость
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Ацидоз
Регуляция кислотно-щелочного состояния
Респираторный ацидоз
Респираторный ацидоз
Респираторный ацидоз
Респираторный ацидоз
Респираторный ацидоз
Респираторный ацидоз
Респираторный ацидоз
Респираторный ацидоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
Буферные системы крови
4.43M
Categories: medicinemedicine biologybiology chemistrychemistry

Буферные растворы. (Лекция 5)

1.

ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ
УНИВЕРСИТЕТ
КАФЕДРА ХИМИИ
Лекция 5. Буферные системы
1. Протолитическая теория кислот и оснований.
2. Классификация буферных систем.
3. Механизм буферного действия.
4. Водородный показатель среды буферных
растворов.
5. Буферная емкость.
6. Буферные системы крови.
Лектор: доктор биологических наук, профессор,
зав. кафедрой химии Ирина Петровна Степанова

2.

ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ
ОБУЧАЮЩАЯ: сформировать знания о
составе, механизме действия, расчете
водородного показателя буферных системах.
РАЗВИВАЮЩАЯ: расширить кругозор
обучающихся на основе интеграции знаний,
развить логическое мышление.
ВОСПИТАТЕЛЬНАЯ: содействовать
формированию у обучающихся устойчивого
интереса к изучению дисциплины.

3.

Протолитическая теория кислот и оснований
Arrhenius 1884 г. (ТЭД):
кислота
это
электролит,
диссоциирующий
с
образованием протона
H+; основание – с
образованием
гидроксид-аниона OH-.
Lewis, 1923 г.
Brønsted
and
Lowry 1923 г.
Положения ТЭД справедливы только
для
водных
растворов
и
не
объясняют поведения веществ в
неводных средах. Например: хлорид
аммония (NH4Cl) в водном растворе
ведет себя как соль, а в жидком
аммиаке проявляет свойства кислоты
– растворяет металлы с выделением
водорода. Как основание ведет себя
азотная кислота, растворенная в
безводной серной кислоте.

4. Протолитическая теория кислот и оснований

Основные положения теории:
1.Кислота – частица (молекула или ион),
отдающая протон в данной реакции, т.е.
донор H+.

5. Основные положения теории:

1.Кислота – частица (молекула или ион),
отдающая протон в данной реакции, т.е.
донор H+.

6. Протолитическая теория кислот и оснований

1.Кислота – частица (молекула или ион),
отдающая протон в данной реакции, т.е.
донор H+.
OH
-
H+
H+
OH-
H+
O
HH+
OH

7. Протолитическая теория кислот и оснований

1.Кислота – частица (молекула или ион),
отдающая протон в данной реакции, т.е.
донор H+.
OH
-
H+
H+
OH-
H+
O
HH+
OH

8. Протолитическая теория кислот и оснований

Физиологически важные кислоты:
– Угольная кислота (H2CO3)
– Фосфорная кислота (H3PO4)
– Пировиноградная кислота (C3H4O3)
– Молочная кислота (C3H6O3)
Эти кислоты растворяются в жидкостях
организма.
Молочная к-а
Пировиноградная
к-та
8
Фосфорная кислота

9. Протолитическая теория кислот и оснований

2. Основание – частица (молекула или ион),
присоединяющая протон в данной реакции,
т.е. акцептор H+.

10. Протолитическая теория кислот и оснований

Основание – частица (молекула или
ион), присоединяющая протон в данной
реакции, т.е. акцептор H+.

11. Протолитическая теория кислот и оснований

Основание – частица (молекула или
ион), присоединяющая протон в данной
реакции, т.е. акцептор H+.
OH
-
H+
H+
OH-
H+
O
HH+
OH

12. Протолитическая теория кислот и оснований

Физиологически важные основания:
– Гидрокарбонат-ион (HCO3- )
– Гидрофосфат-ион (HPO4-2 )
Гидрофосфат
12

13. Протолитическая теория кислот и оснований

3. Кислота и основание связаны в
сопряженную пару протолитов, частицы
которой отличаются по составу на один
передаваемый протон (H+):
кислота
основание + Н+
Например:
Основание (1)
+
¾¾
®
NH 4 + ¬¾
NH
+
H
¾
3
Кислота (2)
Кислота (1) Основание (2)

14.

Протолитическая теория кислот и оснований
Кислота
Основание
Кислота
Основание

15. Протолитическая теория кислот и оснований.

4.
Сильной
сопряженной
кислоте
соответствует
слабое
сопряженной
основание и наоборот:
+
¾¾
®
HCl ¬¾
¾ H + Cl
сильная к-та
слабое осн-е
+
¾¾
®
CH 3COOH ¬¾
¾ CH 3COO + H
слабая к-та
сильное основание

16. Протолитическая теория кислот и оснований.

5. Кислоты-протолиты делят на 3 класса:
+
¾¾
®
HNO 3 ¬¾
А) нейтральные
¾ H + NO 3
В) катионныеNH 4
+
¾¾
®
¬¾
¾ H + NH 3
+
С) анионные HSO 4
-
+
2¾¾
®
¬¾
¾ H + SO 4

17.

Протолитическая теория кислот и оснований.
Основания-протолиты также делятся на 3
класса:
A)Нейтральные
B) Катионные
C) Анионные
СН3СОО- + Н+
NH3 + Н+
NH4+
FeOH+
Сl-, CH3COOСН3СООН

18.

Протолитическая теория кислот и оснований.
6.
Амфолиты

протолиты,
способные как принимать, так и
отдавать протоны:
+
¾¾
®
H 2O ¬¾
H
+
OH
¾
Кислота
Основание
+ ¾¾
+
®
H 2O + H ¬¾
¾ H 3O
Основание
Кислота
Кис
лота
Осно
вание
Сопряж.
осн-е
Сопряж.
К-та

19. Константа кислотности.

7. Количественно сила кислот-протолитов
характеризуется вероятностью переноса
протона от кислоты к воде как основанию и
оценивается
величиной
константы
кислотности (Ка).
Ка характеризует момент химического
равновесия в процессе переноса протона и
определяется
на
основании
закона
действующих масс.

20. Константа кислотности.

Пример:
+
&
&
¾¾
®
CH 3COOH + H 2O ¬¾
¾ CH 3COO + H 3O
К равн
+
[CH 3COO ] [ H 3O ]
[CH 3COOH ] [ H 2O]
-

21. Константа кислотности.

Перемножим обе части уравнения на постоянную
величину молярной концентрации воды:
+
[CH 3COO ] [ H 3O ] [ H 2O ]
К равн [ H 2O ]
,
[CH 3COOH ] [ H 2O ]
-
+
[CH 3COO ] [ H 3O ]
К равн [ H 2O ]
,
[CH 3COOH ]
-
К a K равн H 2O
Таким образом, чем выше концентрация
сопряженных частиц продуктов протонного
переноса, тем больше значение Ка, а значит тем
сильнее кислота-протолит.

22. Протолитическая теория кислот и оснований.

На практике используют показатель
константы кислотности (pKa):
pK a = - lgK a
Чем меньше значение pKa, тем сильнее
кислота.

23.

Например:
1) Ka(HCl)=103
pKa(HCl) = -3 (сильная кислота)
2) Ka(CH3COOH) = 1,75∙10-5
pKa= 4,75 ( слабая кислота)
Протолитическая
теория позволила
выявить разницу в
силе минеральных
кислот,
а
также
объяснить
кислотно-основные
свойства
органических
веществ.
0.1 M HCl
0.1 M CH3COOH

24.

Буферные системы
Постоянство кислотности сред, наряду с
физиологическими механизмами поддерживается
буферными системами организма.

25. Классификация буферных систем

Буферный
раствор

26. Классификация буферных систем

Способность буферных систем сохранять
постоянство pH называется буферным
действием.
По составу, с точки зрения протонной
теории, буферные системы делят на кислые
и основные.

27. Классификация буферных систем

Кислые буферные системы состоят из
слабой кислоты и сопряженного с ней
избытка сильного основания, создаваемого
солью этой кислоты.
Например: ацетатная буферная система:
СН3СООН – слабая кислота;
СН3СООNa – растворимая соль (содержит
сопряженное сильное основание СН3СОО- ).

28. Классификация буферных систем

Карбонатная буферная система:
Н2СО3
NaНСО3
Фосфатная буферная система:
NaН2РО4
Na2НРО4
Белковая буферная система:
Белок-Н или Prot-Н
Белок-Na
Prot-Na

29. Классификация буферных систем

Основные буферные системы состоят из
слабого основания и сопряженного с ним
избытка кислоты, создаваемого солью этого
основания.
Например, аммиачная буферная система:
NН4ОН – слабое основание;
NН4Сl –растворимая соль (содержит
сопряженную сильную кислоту NН4+).

30. Классификация буферных систем

Буферные системы в растворенном
состоянии образуют буферные растворы.
Буферные растворы, в
отличие от буферных систем,
могут быть
многокомпонентными.
Кровь относят к буферным
растворам.

31. Механизм буферного действия

Механизм буферного действия можно
рассмотреть на примере ацетатной
буферной системы:
СН3СООН
СН3СОО- + Н+
СН3СООNa
СН3СОО- + Na+

32. Механизм буферного действия

При добавлении сильной кислоты,
например HCl, в реакцию с ней вступает
компонент буферной системы, выполняющий
роль сопряженного основания:
СН3СОО– + Н+ → СН3СООН
СН3СООNa + НСl → СН3СООН + NaСl
То есть, избыток ионов Н+ связывается в
малодиссоциирующее соединение – слабую
кислоту – СН3СООН.

33. Механизм буферного действия

При добавлении сильного основания,
например NaОН, в реакцию с ним вступает
компонент буферной системы – слабая
кислота:
СН3СООН + ОН- → СН3СОО- + Н2О
СН3СООН + NaОН → СН3СООNa + Н2О,
То есть, избыток ионов ОН– связывается
в малодиссоциирующее соединение – Н2О.

34. Механизм буферного действия

Таким образом, постоянство pH
поддерживается за счет того, что
избыток свободных ионов H+ или OHсвязывается одним из компонентов
буферной системы в
малодиссоциирующее соединение.

35. Водородный показатель среды буферных растворов

В основе расчета pH буферных систем
лежит закон действующих масс для
кислотно-основного равновесия.
Вывод этого уравнения можно показать
на примере ацетатной буферной системы:
СН3СООН
СН3СООNa
СН3СОО- + Н+,
СН3СОО- + Na+.

36. Водородный показатель среды

Константа кислотности кислотно-основного
равновесия диссоциации уксусной кислоты
равна:
H CH COO
+
Ka
Отсюда:
-
3
CH 3COOH
CH 3COOH
+
H K
a
CH COO
-
3

37. Водородный показатель среды

Согласно принципу Ле Шателье-Брауна,
присутствие в растворе СН3СООNa создает
избыток ацетат-ионов СН3СОО- и кислотноосновное равновесие диссоциации уксусной
кислоты СН3СООH сдвинуто влево.
В результате из 10 тысяч молекул СН3СООH
диссоциирует только одна. Поэтому:
[СН3СООН] = [кислота],
[СН3СООNa] = [СН3СОО-] = [соль]

38. Водородный показатель среды

Уравнение принимает вид:
кислота
+
H Ka
соль
Уравнение в логарифмической форме:
[соль ]
- lg[ H ] - lg К а + lg
[кислота]
+
pH
- lg H
+
- lg К а pK а

39. Водородный показатель среды

[соль]
pH pK а + lg
[кислота ]
уравнение Гендерсона - Гассельбаха,
где pH - водородный показатель среды,
pK а - показатель кислотности слабой кислоты,
[соль]
- буферное соотношени е.
[кислота ]

40. Водородный показатель среды

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для
основных буферных систем:
[соль]
pH 14 - pK b - lg
,
[основание]
где pK b - показатель константы
основности слабого основания.

41. Водородный показатель среды

При разбавлении водой меняются
концентрации соли и кислоты в
одинаковой степени, соотношение
же этих концентраций остается
постоянным, поэтому при
разбавлении водой рН в
определенных пределах не меняется.

42. Водородный показатель среды

Рабочие формулы уравнения ГендерсонаГассельбаха:
1
C соль V соль
z
pH pK a + lg
, где
1
C кислота V кислота
z
1
1
C соль , C кислота молярные концентрации
z
z
эквивалентов соли и кислоты, мольдм -3 ,
V соль , V кислота - объемы соли и кислоты, см 3 ,
соответственно.

43. Водородный показатель среды

1
C соль V соль
z
pH 14 - pK b - lg
, где
1
C основание V основание
z
1
1
C соль , C основание - молярные концентрации
z
z
-3
эквивалентовсоли и основания , мольдм ,
V соль , V основание - объемы соли и основания , см 3 ,
соответственно.

44. Водородный показатель среды

Задача 1. Рассчитайте рН ацетатной буферной
системы, состоящей из 100 см3 раствора
уксусной кислоты с концентрацией 1 моль/дм3 и
200 см3 раствора ацетата натрия с
концентрацией раствора 0,5 моль/дм3,
Ка СН3СООН = 1,75· 10-5.
Решение: рКа = - lg (1,75 · 10-5) = 4,75.
рН = 4,75 + lg (200 · 0,5)/(100 ·1) = 4,75 + lg1 = 4,75.

45. Зона буферного действия

Способность буферных растворов
противодействовать резкому изменению рН
при прибавлении к ним кислоты или щелочи
является ограниченной.
Буферное действие прекращается, если
буферное соотношение превышает 10/1 или
становится меньше 1/10.
Тогда, lg10 = 1; lg0,1 = -1.

46. Зона буферного действия

Зона буферного действия – интервал значений
pH, в пределах которого буферная система
сохраняет свои свойства:
pH = pKа ± 1.
Пример: для ацетатного буфера
K а 1,75 10
-5
рК а - lg K а 4,76
pH 4,76 1

47. Буферная емкость

Величину, характеризующую способность
буферной системы противодействовать
смещению реакции среды при добавлении
кислот и щелочей, называют буферной
емкостью (B).
Буферную ёмкость можно определить по
кислоте или по основанию.
Буферная ёмкость показывает, сколько
моль-эквивалентов кислоты или щелочи
следует добавить к 1 дм3 буферного
раствора, чтобы изменить его рН на
единицу.

48. Буферная емкость

1
V ( X ) C( X )
z
B
pH V1
V(X) – объем кислоты или основания, см3.
V1 – объем исходного буферного раствора, см3.
1
C( X )
z
– молярная концентрация эквивалента
кислоты или основания, мольдм-3,
ΔрН – изменение pH.

49.

Буферная емкость
Если V1 = 1 дм3, ΔрН = 1, тогда
1
B V ( X ) C( X )
z
Величина буферной емкости зависит от
природы и концентрации буферных
компонентов.
Она возрастает по мере увеличения
концентрации буферных компонентов и
приближения буферного соотношения к
единице.

50. Буферные системы крови

Биологическая роль буферных систем
Буферные системы участвуют в
поддержании кислотно-основного гомеостаза.
Внутриклеточные и внеклеточные
жидкости живых организмов характеризуются
постоянством значений pH.
pH большей части внутриклеточных
жидкостей находится в интервале 6,8 -7,8 ( в
том числе плазмы крови 7,34 -7,36).

51. Буферные системы крови

Кровь содержит шесть буферных
систем.
Буферные системы крови:
1. Гемоглобиновая:
HHb
H+ + HbKHb
K+ + Hb2.Оксигемоглобиновая:
HHbO2 H+ + HbO2KHbO2
K+ + HbO2-

52.

Гемоглобин

53. Буферные системы крови

В сумме эти две системы обладают 75%
буферной емкости крови.
Они играют важную роль в процессе
дыхания - осуществляют транспортную
функцию по переносу кислорода к тканям и
органам.
Участвуют в поддержании постоянства pH
внутри эритроцитов и в крови целом.

54. Буферные системы крови

3. Белковая буферная система:
Prot H H+ + ProtProt Na Na+ + ProtЭта система может нейтрализовать как
кислые, так и основные продукты.
Буферная емкость, определяемая белками
плазмы, зависит от концентрации белков и
их природы, состава.
Буферная емкость по кислоте для
альбуминов составляет 10 ммоль· дм-3,
для глобулинов – 3 ммоль · дм-3.

55. Буферные системы крови

В макромолекуле белка многочисленными
отрицательные заряды сосредоточены на
внешней стороне, и положительные заряды в
щелях молекулы.
- - -+
-
- - --
+ ++
++ +
+ +
++
+
+
+
-+
- +
+
+++
+
+
+
+
+
- - - - - - -
-
-

56. Буферные системы крови

H+ ионы притягиваются к
отрицательным зарядам.
H+
H+
H+
H+
- - -+
-
H+
H+
H
+
H+
H+
H+
- - --
+ ++
++ +
+ +
++
+
+
+
-+
- +
+
+++
+
+
+
+
+
- - - - - - -
H+
H+
H+
H
+
-
H+
H+
-
H+
-
H+
H+
H+
H+

57. Буферные системы крови

OH- ионы притягиваются к положительным
зарядам.
OHOH-
OH-
OH-
OH-
OH-
- - -+
-
- - --
+ ++
++ +
+ +
+
+
- -+
+
+
-+
- +
+
+++
+
+
+
+
+
- - - - - - OH-
OH-
OH-
-
-
OH-
OH-
OH-

58. Буферные системы крови

H+
H+
OH-
H+
H+
OH-
- - -+
-
OH- H+
H+
- - --
+ ++
++ +
+ +
+
+
- -+
+
+
-+
- +
+
+++
+
+
+
+
+
- - - - - - -
H+OH
H+
OH-
OHH+
OH-
H+
H
+
H
+
+ HOH
H
+
-
OH
+
H
H+
-
H+
OH-
-
H+
OHH+
H
OH-
+
H+

59. Буферные системы крови

4. Система эфиров глюкозы и фосфорной
кислоты
O
Глюкоза P OH
ONa
O
Глюкоза P ONa
ONa
Глюкоз-эфирная буферная система
действует в клетке.

60. Буферные системы крови

5. Карбонатная буферная система
Н2СО3
Н+ + НСО3 –
NaHCO3 Na+ +HCO3–
Характеризует кислотно-щелочной резерв
крови, который измеряется объемом СО2,
химически связанным со 100 мл плазмы
крови, насыщенной газом с парциальным
давлением СО2 53,3 кПа.
Действует в плазме крови и в эритроцитах.
Имеет незначительную буферную емкость
(В = 40 ммоль/л плазмы крови), но играет
первостепенную роль в регуляции дыхания.

61. Буферные системы крови

HCO3- + H+
H2CO3
H2CO3
HCO3-

62. Буферные системы крови

H+
H2CO3
HCO3-

63. Буферные системы крови

Кислотно-щелочное (кислотно-основное)
состояние организма оценивают с помощью
уравнения Гендерсона-Гассельбаха,
выведенного для гидрокарбонатного
буфера крови.
-
[ HCO3 ]
pH pK а + lg
[ H 2CO3 ]
рКа ( для крови) = 6,11.
рН (крови здорового человека) = 7,34-7,36.

64.

Буферные системы крови
В крови Н2СО3 полностью разлагается на СО2 и
Н2О, поэтому [Н2СО3] = [СО2], а
[NaHCO3]
= [HCO3-].
Рабочая формула для организма
человека:
[ HCO3 ]
pH 6,11 + lg
[CO2 ]
Измерив рН с помощью прибора (рН-метра),
можно рассчитать по этому уравнению величину
буферного отношения, которая для нормы:
[ HCO3 ] 20
[CO2 ]
1

65.

Буферные системы крови
Физиологическая норма
pH = 7,34-7,36
PCO2 = 4,7-5,3 кПа

66.

Буферные системы крови
При задержке СО2 в крови, буферное
[ HCO3 ] 20 ,
отношение станет:
[CO2 ]
1
т.е. кислотно-щелочное равновесие смещается в
сторону повышения кислотности.
Возникает состояние ацидоза.
Если рН крови <7,34 , то говорят о
некомпенсированном ацидозе.
Если рН крови находится в пределах 7,34-7,36,
то ацидоз компенсированный.

67. Ацидоз

Буферные системы крови
Ацидоз
H
+
pH
H+
OH
-
H
+
H+
+
H
H+
H+
+
H
H+
+
+
H
H
+
H+
+
H
H
+
+
H
+
+
H
H
H
+
+
+ H
H
H
+
+
H
H
+
+
H
H
+
H+ H+
H
+
H
H+
H+ H+

68.

Буферные системы крови
Если из организма очень быстро выводится
[
HCO
20
СО2, то
3 ]
[CO2 ]
1
В этом случае кислотно-основное равновесие
смещается в сторону подщелачивания с
развитием алкалоза.
Если рН крови >7,36, то алкалоз
некомпенсированный.
При рН 7,34-7,36 алкалоз компенсированный.

69.

Буферные системы крови
Алкалоз
H
OH-
pH
+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H
+
H+
H+
H+
H+
H
+
H+ H+
H+
H+

70.

Буферные системы крови
Алкалоз
OH
+
OH
H
pH
OHOH
OH
OH
OH
OH
OH OH - OHOH
OH
OH
- OH
OH
OH
OH
OH OH
OH
OH
OH
OH
OH
OH- OHOH
OH
OHOH- OH-

71.

Буферные системы крови
Таким образом, кислотно-щелочное
состояние крови определяется
величиной pH, концентрацией ионов
HCO3- и давлением СО2 в крови.

72. Регуляция кислотно-щелочного состояния

73.

Буферные системы крови
Поскольку
в
регуляции
кислотно-щелочного
состояния крови принимают участие легкие и почки, то
различают метаболический и респираторный ацидоз
и алкалоз. При нормальной вентиляции легких
давление СО2 в артериальной крови 4,7-5,3 кПа.
Респираторные
нарушения
кислотно-щелочного
равновесия крови клинически легко определяются, а
метаболические могут протекать бессимптомно. В
таких
случаях
необходим
дополнительный
лабораторный контроль.
Показатели, характеризующие кислотно-щелочное
состояние в детском возрасте, мало отличаются от
показателей взрослых людей.

74.

Буферные системы крови

75.

Буферные системы крови
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
Респираторный ацидоз
Респираторный алкалоз

76. Респираторный ацидоз

pH
H+
CO2
H+
+
H
+
H
+
H
+
H
+
+
+
+
H
H H +
H
+
H
H
+
+
H
+
+
H
H
H
+
+
+
H
+
H H
H
+
+
H
H
+
+
H
H
+
H+ H+
H
+
H
H+
H+ H+

77. Респираторный ацидоз

• Гиповентиляция легких
• Характеризуется уменьшением pH и
увеличением CO2
CO2
CO2
CO CO2
2
pH
CO2
COCO
2
2
CO2
CO2
pH
CO2
77
CO2
CO2
CO2

78. Респираторный ацидоз

H2CO3
H2CO3
HCO3
-
HCO3(Na+) HCO3(K+) HCO3-
1
:
20
(Mg++) (HCO3-)2
(Ca++) (HCO3-)2
Физиологическая норма
[ HCO3 ] 20 , pH 7,34-7,36.
[CO2 ]
1

79. Респираторный ацидоз

CO2
CO2
-
HCO 3
CO2
H 2CO 3
1
:
10
CO2 задерживается в крови, pH < 7,34
CO2

80. Респираторный ацидоз

H2CO3
O
C
3
H
H 2CO 3
1
:
HCO3HCO3+
H+
15
Реакция мочи -
Почки компенсируют ацидоз за счет:
кислая
•сохранения HCO3- -ионов;
•увеличения экскреции ионов H+.

81. Респираторный ацидоз

Экскреция ионов водорода почками в норме
Перитубулярные
капилляры
K+
Тубулярная
жидкость
Na+
H+
81
Клетки
почечных
канальцев
K+

82. Респираторный ацидоз

Экскреция ионов водорода почками при
ацидозе
Клубочек
Капсула
ШумлянскогоБоумена
Проксимальные
и дистальные
извитые канальцы
Нефрон
K+
H+
82
Na+

83. Респираторный ацидоз

H2CO3
HCO3
-
ПЕЧЕНЬ
Лактат
Лактат
HCO3-
1
:
20
Применение в терапии раствора молочной
кислоты приводит к повышению HCO3--ионов и
восстановлению кислотно-щелочного
равновесия.

84. Респираторный алкалоз

OHpH
CO2
OHOH
OH
OH
OH
OH
OH OH - OHOH
OH
OH
- OH
OH
OH
OH
OH OH
OH
OH
OH
OH
OH
OH- OHOH
OH
OHOH- OH-

85. Респираторный алкалоз

• Гипервентиляция легких.
• Характеризуется увеличением pH и
снижением CO2.
CO2
85
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2

86. Респираторный алкалоз

H2CO3
H2CO3
HCO3
-
HCO3(Na+) HCO3(K+) HCO3-
1
:
20
(Mg++) (HCO3-)2
(Ca++) (HCO3-)2
Кислотно-щелочное равновесие,
pH = 7,34-7,36

87. Респираторный алкалоз

pHкрови > 7,36
2 C3O
H2H
CO
3
0.51
HCO3HCO 3
:
20
7,36
== 7.36

88. Респираторный алкалоз

CO2
CO2 + H2O
H2 CO
HCO
3
3
0.5
:
20
Учащенное дыхание снижает концентрацию
CO2, pH > 7,36.
-

89. Респираторный алкалоз

HCO3H2 CO
HCO 3
3
0,5
:
15
Реакция мочи щелочная

90. Респираторный алкалоз

Почки компенсируют алкалоз за счет:
•сохранения ионов водорода;
•увеличения элиминации гидрокарбонат-ионов.
HCO3HCO3+
+
H
H
HCO3HCO3+
H
H+ H+
HCO3+
HCO - H
3
HCO3+
H
H+
HCO3HCO
3
H+
+
HCO - H
3
H+

91. Респираторный алкалоз

H2CO3
0,5
HCO3-
:
10
Cl
-
Раствор с
ионами Cl-
Проводится компенсационная терапия:
HCO3- -ионы замещают ионами Cl- .

92. Буферные системы крови

6) Фосфатная буферная система
КH2PO4 ↔ К+ + H2PO4 - - слабая кислота
Na2HPO4 ↔ 2Na+ + HPO4 2- - сопряж. основание.
Фосфатная буферная система способна
сопротивляться изменению рН в интервале 6,28,2.

93. Буферные системы крови

Na2HPO4 + H+
NaH2PO4 + Na+
Присутствует вне и внутри клетки, где ее роль
более выражена.
H
+
+Na2HPO4
+
+
Na
NaH2PO4

94. Буферные системы крови

Na2HPO4 + H+
NaH2PO4 + Na+
Фосфатная буферная система имеет более
высокую емкость по кислоте, чем по щелочи,
поэтому эффективно нейтрализует кислые
метаболиты, поступающие в кровь, например
молочную кислоту.
H
+
+Na2HPO4
+
+
Na
NaH2PO4

95. Буферные системы крови

Фосфатная буферная
система имеет наибольшее
значение в таких
биологических жидкостях, как
моча, соки пищеварительных
желез, слюна.
Во внутренней среде
эритроцитов в норме
поддерживается рН= 7,25.
Здесь также действуют все
буферные системы крови,
обеспечивающие кислотноосновной гомеостаз
организма.
HPO4
-2

96.

Благодарю за
Ваше внимание!
English     Русский Rules