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.
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Протолитическая теория кислот и оснований
Механизм буферного действия
Механизм буферного действия
Водородный показатель среды буферных растворов
Зона буферного действия
Буферная емкость
Ацидоз
Респираторный ацидоз
Респираторный ацидоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Респираторный алкалоз
Буферные системы крови
Регуляция кислотно-основного состояния
5.85M
Category: chemistrychemistry

Лекция-презентация Буферные системы (1)

1.

ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
Кафедра химии
Буферные растворы
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.

Протолитическая теория кислот и
оснований
Arrhenius, 1884 г. (ТЭД):
кислота

это
электролит,
диссоциирующий
с
образованием
протона H+; основание

с
образованием
гидроксид-аниона OH-.
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.

3.

Протолитическая теория кислот и
оснований
Lewis
1875 – 1946
1923 г.
1923 г.

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. Протолитическая теория кислот и оснований

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

6. Протолитическая теория кислот и оснований

Физиологически важные кислоты:
• угольная кислота (H2CO3)
• фосфорная кислота (H3PO4)
• пировиноградная кислота (C3H4O3)
• молочная кислота (C3H6O3)
Молочная к-а
Пировиноградная
к-та
6
Фосфорная кислота

7. Протолитическая теория кислот и оснований

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

8. Протолитическая теория кислот и оснований

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

9. Протолитическая теория кислот и оснований

Физиологически важные основания:
• Гидрокарбонат-ион (HCO3- )
• Гидрофосфат-ион (HPO4-2 )
Гидрофосфат
9

10. 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)
+
NH 4
NH
+
H
3
Кислота (2)
Кислота (1) Основание (2)

11.

Протолитическая теория кислот и оснований

12. Протолитическая теория кислот и оснований.

4.
Сильной
сопряженной
кислоте
соответствует
слабое
сопряженной
основание, и наоборот:
+
HCl
H + Cl
сильная к-та
слабое осн-е
+
CH3COOH
CH 3COO + H
слабая к-та
сильное основание

13. Протолитическая теория кислот и оснований.

5. Кислоты-протолиты делят на 3 класса:
a) нейтральные HNO3
+
+
H + NO3
+
H + NH 3
b) катионные
NH4
c) анионные
+
2
HSO4
H
+
SO
4

14.

Протолитическая теория кислот и оснований.
Основания-протолиты также делятся на
3 класса:
a) нейтральные
NH3 + Н+
b) катионные
FeOH+
c) анионные
Сl-, CH3COO-
СН3СОО- + Н+
СН3СООН
NH4+

15.

Протолитическая теория кислот и оснований.
6.
Амфолиты

протолиты,
способные как принимать, так и
отдавать протоны:
+
H 2O
H + OH
Кислота
Основание
+
H2O + H
H 3O
+
Основание
Кислота
Кис
лота
Осно
вание
Сопряж.
осн-е
Сопряж.
К-та

16. Константа кислотности.

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

17. Протолитическая теория кислот и оснований

Пример:
+
CH3COOH + H 2O
CH 3COO + H 3O
[CH 3COO ] [ H 3O ]
К равн
[CH 3COOH ] [ H 2O]

18. Протолитическая теория кислот и оснований

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
частиц продуктов протонного переноса, тем
больше значение Ка, а значит, тем сильнее
кислота-протолит, и наоборот.

19. Протолитическая теория кислот и оснований

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

20. Протолитическая теория кислот и оснований

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

21.

Буферные системы
Постоянство кислотности сред, наряду с
физиологическими механизмами поддерживается
буферными системами организма.
Буферными называют системы,
состоящие из двух сопряженных
компонентов, способных до определенного
предела противодействовать изменению
рН среды при добавлении к ним небольших
количеств кислоты и щелочи, а также при
разбавлении раствора или
концентрировании.

22.

Классификация буферных систем

23.

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.

24.

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- ).

25.

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

26.

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

27.

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.

28. Механизм буферного действия

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

29.

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.

30. 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.

31.

Механизм буферного действия
Таким образом, постоянство pH
поддерживается за счет того, что избыток
свободных ионов H+ или OH- связывается
одним из компонентов буферной системы в
малодиссоциирующее соединение.

32.

Водородный показатель среды буферных
растворов
Кислая среда
(С(H+) > С(OH-)
0
2
4
pH шкала
5
7
Щелочная среда
С(H+) < (СOH-)
9
10
12
14
Нейтральная
среда
Слабощелочная
среда
Сильнокислая
среда
Слабокислая
среда
Сильнощелочная
среда

33. 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
СН3СОО- + Н+,
СН3СООNa
СН3СОО- + Na+.

34.

Водородный показатель среды
Константа кислотности кислотно-основного
равновесия диссоциации уксусной кислоты
равна:
H CH COO
K
3
CH 3COOH
CH 3COOH
Отсюда:
H K
a
a
CH COO
3

35.

Водородный показатель среды
Согласно принципу Ле Шателье-Брауна,
присутствие в растворе СН3СООNa создается
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]

36.

Водородный показатель среды
Уравнение принимает вид:
кислота
H Ka
соль
Уравнение в логарифмической форме:
[соль]
lg[ H ] lg Ка lg
[кислота ]
lg H pH
lg Ка pK а

37.

Водородный показатель среды
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для
кислых буферных систем:
[соль]
pH pK а lg
,
[кислота ]
где pH водородный показатель среды,
pK а показатель кислотности слабой кислоты,
[соль]
буферное соотношение.
[кислота ]

38.

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.

39.

Водородный показатель среды
При разбавлении водой или
концентрировании меняются концентрации
компонентов в одинаковой степени,
соотношение же этих концентраций остается
постоянным, поэтому рН в определенных
пределах не меняется.

40.

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
эквивалент ов соли и кислоты, мольдм 3 ,
V соль , V кислота объемы соли и кислоты, см 3 ,
соответственно.

41.

Водородный показатель среды
1
C соль V соль
z
pH 14 pKb lg
, где
1
C основание V основание
z
1
1
C соль , C основание молярные концентрации
z
z
соли и основания, мольдм 3 ,
V соль , V основание объемы соли и основания, см 3 ,
соответственно.

42.

Водородный показатель среды
Задача 1. Рассчитайте рН ацетатной буферной
системы, состоящей из 100 см3 раствора
уксусной кислоты с концентрацией 1 моль∙дм-3
и 200 см3 раствора ацетата натрия с
концентрацией раствора 0,5 моль∙дм-3,
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.

43. 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.

44.

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

45. 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.

46.

Буферная емкость
Величину буферной емкости рассчитывают
по уравнению:
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 ) – молярная концентрация эквивалента
z
кислоты или основания, моль∙дм-3,
ΔрН – изменение pH.

47.

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.
Величина B возрастает по мере увеличения
концентрации буферных компонентов и
приближения буферного соотношения к
единице.

48.

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 6,4–7,8, межклеточной – 6,8-7,4.

49.

Биологическая роль буферных систем
Физиологические жидкости
Кислая среда
1
2
3
4
pH шкала
5
6
7
Щелочная среда
8
9
10
11

50.

Буферные системы крови
pH крови – 7,35-7,45
Кровь содержит шесть буферных систем.
Буферные системы плазмы крови
(pH 7,34-7,36):
гидрокарбонатная – 35%
белковая – 7%
44%
фосфатная – 2%
Буферные системы эритроцитов
(pH 7,25):
гемоглобиновая и оксигемоглобиновая – 35%
гидрокарбонатная – 18%
56%
система органических фосфатов – 3%

51.

Буферные системы крови
1. Гидрокарбонатная буферная система
Н2СО3
NaHCO3
Н+ + НСО3 –
Na+ +HCO3–
HCO3- + H+
H2CO3
H2CO3
HCO3-

52.

Буферные системы крови
Самая мощная и управляемая система
внеклеточной жидкости крови, обладает 53%
всей буферной емкости крови (Вплазмы крови =
40 ммоль∙дм-3). Играет первостепенную роль в
регуляции дыхания.
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.

53.

Буферные системы крови
Кислотно-основное состояние (КОС)
организма оценивают с помощью уравнения
Гендерсона-Гессельбаха, выведенного для
гидрокарбонатной буферной системы крови:
[ HCO3 ]
pH pK а lg
[ H 2CO3 ]
рКа (H2СО3 c поправкой на кровь) = 6,11.
рН (крови) = 7,35-7,45.

54.

Буферные системы крови
В крови Н2СО3 полностью разлагается на
СО2 и Н2О, поэтому [Н2СО3] = [СО2], а
[NaHCO3] = [HCO3-].
Рабочая формула (с учетом поправки на
кровь):
[ HCO ]
pH 6 ,11 lg
3
[CO2 ]
[ HCO3 ]
В норме: 7 ,4 6 ,11 lg
[CO2 ]
[ HCO3 ] 20
[CO2 ]
1
Измерив рН с помощью прибора (рН-метра), можно
рассчитать величину буферного отношения.

55.

Буферные системы крови
Физиологическая норма
• pH = 7,35-7,45
• СCO2 = 1,2 ммоль∙дм-3
• PCO2 = 4,7-5,3 кПа

56.

Буферные системы крови
Если в ходе метаболизма уменьшается [HСO3-]
или задерживается
СО2 в крови, то:
[ HCO3 ] 20 . Кислотно-основное равновесие
[CO2 ]
1
смещается в сторону повышения кислотности.
Возникает состояние ацидоза.
Поскольку в регуляции кислотно-основного состояния
крови принимают участие легкие и почки, то различают
метаболический и респираторный ацидоз и алкалоз.
При уменьшении [HСO3-] наблюдается метаболический
ацидоз, при повышении [СO2] респираторный ацидоз.
При рНкрови 7,35 – ацидоз компенсированный,
рНкрови 7,25-7,34 – субкомпенсированный
рНкрови < 7,25 – декомпенсированный.

57. Ацидоз

Буферные системы крови
Ацидоз
H+
pH
H+
OHH+
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+

58.

Буферные системы крови
Если в ходе метаболизма повышается [HСO3-]
или из организма
очень быстро выводится СО2,
то: [ HCO3 ] 20 . В этом случае кислотно-основное
[CO2 ]
1
равновесие смещается в сторону
подщелачивания с развитием алкалоза.
При повышении [HСO3-] наблюдается метаболический
алколоз, при уменьшении [СO2] респираторный
алколоз.
При рНкрови 7,45 – алколоз компенсированный,
рНкрови 7,45-7,8 – субкомпенсированный.
рНкрови >7,8 – декомпенсированный.

59.

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

60.

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

61.

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

62. Респираторный ацидоз

Буферные системы крови
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+

63.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
• Гиповентиляция легких
• Характеризуется уменьшением pH и
увеличением давления CO2
pH
CO2
CO2
CO CO2
CO2
CO2
CO2
2
CO2CO2
CO2
pH
CO2
63
CO2
CO2

64.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
H2CO3
HCO3-
H2CO3
HCO3(Na+) HCO3(K+) HCO3-
1
:
20
(Mg++) (HCO3-)2
(Ca++) (HCO3-)2
Физиологическая
норма
[ HCO3 ] 20 , pH 7,35-7,45.
[CO2 ]
1

65.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
CO2
CO2
1
:
10
CO2 задерживается в крови, pH ˂ 7,35
CO2
CO2

66.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
H2CO3
HCO3HCO3+
H+
1
:
15
Реакция мочи кислая
Почки компенсируют ацидоз за счет:
• сохранения HCO3--ионов;
• увеличения экскреции ионов H+.

67.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
Экскреция ионов водорода почками в норме
Перитубулярные
капилляры
K+
Тубулярная
жидкость
Na+
H+
67
Клетки
почечных
канальцев
K+

68.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
Экскреция ионов водорода почками
при ацидозе
Клубочек
Капсула
ШумлянскогоБоумена
Проксимальные
и дистальные
извитые канальцы
Нефрон
K+
H+
68
Na+

69. Респираторный ацидоз

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
HCO3-
H2CO3
ПЕЧЕНЬ
Лактат
Лактат
HCO3-
1
:
20
Применение в терапии раствора молочной кислоты
приводит к повышению HCO3--ионов и восстановлению
кислотно-основное равновесия.

70. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный
алкалоз OHpH
CO2 OH
OH
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. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
• Гипервентиляция легких.
• Характеризуется увеличением pH и
снижением давления CO2.
CO2
71
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2

72. Респираторный алкалоз

H2CO3
HCO3-
H2CO3
HCO3(Na+) HCO3(K+) HCO3-
1
:
20
(Mg++) (HCO3-)2
(Ca++) (HCO3-)2
Кислотно-основное равновесие,
pH = 7,35-7,45

73. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
pHкрови > 7,45
HCO3-
H2CO3
0.51
:
7,45
== 7,4
20

74. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
CO2
Респираторный алкалоз
CO2 + H2O
0.5
:
20
Учащенное дыхание снижает концентрацию
CO2, pH > 7,45.

75. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
HCO3-
0,5
:
15
Реакция мочи щелочная

76. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
Почки компенсируют алкалоз за счет:
• сохранения ионов водорода;
• увеличения экскреции гидрокарбонат-ионов.
HCO3HCO3+
H
H+
HCO3
HCO3+
H
H+ H+
HCO3+
HCO - H
3
+ HCO3
H
H+
HCO3HCO3+
H
+
HCO - H
3
H+

77. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
HCO3-
H2CO3
0,5
:
10
Cl
Раствор с
ионами Cl-
Проводится компенсационная терапия:
HCO3- -ионы замещают ионами Cl-.

78.

Буферные системы крови
Респираторные нарушения кислотно-основного
равновесия крови клинически легко определяются, а
метаболические могут протекать бессимптомно. В
таких
случаях
необходим
дополнительный
лабораторный контроль.
Показатели, характеризующие кислотно-основное
состояние в детском возрасте, мало отличаются от
показателей взрослых людей.

79.

Буферные системы крови
2. Белковая буферная система:
Prot H H+ + ProtProt Na Na+ + ProtЭта система обладает 7-10% буферной
емкости крови, может нейтрализовать как
кислые, так и основные продукты.
Буферная емкость, определяемая белками
плазмы, зависит от концентрации белков и
их состава. Буферная емкость по кислоте
для альбуминов составляет 10 ммоль· дм-3,
для глобулинов – 3 ммоль · дм-3.

80.

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

81.

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+

82.

Буферные системы крови
OH- ионы притягиваются к положительным
зарядам.
OH-
OH-
OHOHOH-
OH-
OH-
- - -+ + -
- ++
++ +
+ +
+
+
- -+
+
+
-+
+
+
+++
+
+
+
+
+
- - - - - - OH-
OH-
OH-
OHOH-

83.

Буферные системы крови
H+
H+
OH-
H+OH
H+
OH-
H+
H+
OH-
- - -+ + -
H+
OH- H+
H+
H+
+ HOH
OH
+
H
- ++
++ +
+ +
+
+
- -+
+
+
-+
+
+
+++
+
+
+
+
+
- - - - - - OH-
H+
OH-
H+
H+
H+
H+
OH-
H+
OHH+
OH+
H
H+

84.

Буферные системы крови
3. Фосфатная буферная система
КH2PO4
К+ + H2PO4- – слабая кислота
Na2HPO4 2Na+ + HPO4 2- – сопряж. основание
Фосфатная буферная система обладает 5%
общей буферной емкостью крови, способна
сопротивляться изменению рН в интервале
6,2-8,2. Имеет более высокую емкость по
кислоте, чем по щелочи, поэтому эффективно
нейтрализует кислые метаболиты,
поступающие в кровь, например молочную
кислоту. Присутствует вне и внутри клетки,
где ее роль более выражена.

85.

Буферные системы крови
Na2HPO4 + H+
NaH2PO4 + Na+
H+
+Na2HPO4
+
+
Na
NaH2PO4

86.

Буферные системы крови
Фосфатная буферная система имеет
наибольшее значение в таких биологических
жидкостях, как моча, соки пищеварительных
желез, слюна.
-2
HPO4

87. Буферные системы крови

4. Гемоглобиновая:
HHb
H+ + HbKHb
K+ + Hb5. Оксигемоглобиновая:
HHbO2 H+ + HbO2KHbO2 K+ + HbO2В сумме эти две системы обладают 35%
буферной емкости крови. Играют важную
роль в процессе дыхания – осуществляют
транспортную функцию по переносу
кислорода к тканям и органам. Участвуют в
поддержании постоянства pH внутри
эритроцитов.

88.

Буферные системы крови
Гемоглобин

89.

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

90. Регуляция кислотно-основного состояния

Буферные системы крови
Регуляция кислотно-основного состояния
Буферные системы крови
ликвидируют сдвиг pH в
течение 30 с, легким
необходимо 1-3 мин, а
почкам – 10-20 часов.

91.

Благодарю за
Ваше внимание!
English     Русский Rules