Занятие № 5 Тема: «Кислотно-основное равновесие в организме. Водородный показатель биологических жидкостей. Буферные растворы».

 

1. Актуальность темы:

       Поддержание кислотно-основного и электролитного равновесия в тканях, биологических жидкостях крайне важно для нормального функционирования организма. Изменение электролитного состава приводит к изменению реакции среды биологических жидкостей. Во-первых, ионы Н⁺ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения. Во-вторых, ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго определенном интервале значений рН (например, фермент пепсин, участвующий в расщеплении пищи в желудке, активен только при рН = 1,5). В-третьих, даже небольшие изменения концентрации ионов Н⁺ ощутимо влияют на величину осмотического давления в этих жидкостях. Поддержание постоянного рН в крови и тканевых жидкостях регулируется с помощью нескольких буферных систем. Одним из способов диагностики заболеваний является определение рН желудочного сока, крови, мочи.

2. Цель обучения:

  Знать основные положения теории электролитической диссоциации; понятие о сильных и слабых электролитах; понятие о буферных растворах; механизм действия буферных растворов; буферные системы организма. Уметь решать расчетные задачи по вычислению концентрации ионов водорода и рН растворов сильных и слабых электролитов; решать расчетные задачи на вычисление рН буферных растворов; буферной ёмкости.

3. Вопросы для обсуждения:

1. Диссоциация воды. Ионное произведение воды.

2. Водородный показатель. Шкала рН. рН биологических жидкостей. Ацидоз, алкалоз.

3. Теория кислот и оснований Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса.

4. Типы протолитических реакций: нейтрализации, гидролиза, ионизации.

5. Гидролиз солей, типы гидролиза. Степень и константа гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

6. Роль гидролиза в биохимических процессах.

7. Буферные растворы. Классификация и химический состав.

8. Механизм буферного действия (гидрокарбонатного, фосфатного, ацетатного, аммиачного).

9. Расчёт pH буферных растворов. Уравнения Гендерсона–Хассельбаха для кислотного и основного буферных растворов.

10. Буферная ёмкость. Определение. Формулы для расчёта. Факторы, влияющие на буферную ёмкость.

11. Буферные системы крови. Понятие о кислотно-основном равновесии.

4. Ситуационные задачи:

№ задачи	Текст задания:
1.	Рассчитать [H+] и рН раствора гидроксида натрия, С=0,1 моль/л, α=100%
2.	Рассчитать [H+] и рН раствора уксусной кислоты, С=0,01 моль/л, α=0,042
3.	Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2 М растворе равна 0,03. Вычислить значение [H+], [ОH-] и рОН для этого раствора.
4.	Вычислить pH буферного раствора, приготовленного из 200 мл раствора CH3COOH (с=0,1 моль/л) и 100 мл CH3COONa (c=0,2 моль/л). Как изменится pH этого раствора при добавлении к нему 10 мл раствора NaOH (с=0,1моль/л) и при разбавлении в 15 раз?
5.	Рассчитать pH буферного раствора, приготовленного из 200 мл раствора NH4Cl (c=0,1 моль/л) и 150 мл NH3•H2O (c=0,25 моль/л)
6.	К 100 мл крови добавили 25 мл раствора HCl (c=0,05моль/л), при этом значение pH изменилось от 7,36 до 6,9. Рассчитать буферную ёмкость крови по кислоте.
4.	Вычислить pKa молочной кислоты, если pH раствора в 1 литре которого содержится 0,01 моль молочной кислоты и 0,0139 моль лактат-иона (анион молочной кислоты) равен 4,0.

№ задачи	Эталоны ответов:
1.	NaOH → Na+   + OH- [OH-] = C ∙ α = 0.1моль-ион/л [Н+] = 10-14 = 10-13                                           рН= -lg10-13 = 13         10-1
2.	CH3COOH → H+ + CH3COO- [H+] = C ∙ α = 0.01 ∙ 0.042 = 4.2 ∙ 10-4                   pH = -lg 4.2 ∙ 10-4 = 4 – lg4.2 = 3.38
3.	HA → H+ + A- [H+] = C ∙ α; [H+] = 0.2 ∙ 0.03 = 6 ∙ 10-3 [OH-] = 1∙10-14 = 1.7∙10-12                                   pOH = -lg 1.7∙10-12 = 12-lg1.7 = 11.78        6∙10-3
4.	А) ; =4.74 б) При добавлении раствора NaOH: Изменение pH составляет 4.78-4.74=0.04 В) При разбавлении в 15 раз: При разбавлении буферного раствора pH не изменется.
5.
6.
7.	В соответствии с уравнением Гендерсона-Хассельбальха:

 

 

1. Выполнить тестовые задания (письменно):

1.		По протолитической теории Аррениуса основания - это электролиты, диссоциирующие в растворе с образованием ионов:
	A	HCOO–
	B	ОН-
	C	СО32-
	D	Н+
2.		По протолитической теории Аррениуса кислоты - это электролиты, диссоциирующие в растворе с образованием ионов:
	A	Н+
	B	К+
	C	Na+
	D	ОН-
3.		Выделите электролиты:
	A	сера, сахар
	B	бензол, этилен
	C	ацетат Na, циановодородная кислота
	D	вода, глюкоза
4.		Ионная сила плазмы крови человека равна 0,15 М; заменителем плазмы крови является:
	A	0,7 м раствор глюкозы
	B	0,15 м раствор карбоната натрия
	C	0,9% раствор хлорида натрия
	D	9% раствор хлорида натрия
5.		Водородный показатель рН характеризует:
	A	кислотность
	B	ионную силу
	C	образование осадка
	D	вязкость
6.		Если рН раствора равен 8, то концентрация ионов ОН– равна:
	A	lg 10-8
	B	10-6
	C	10-8
	D	10-2
7.		рН 0,0001 н раствора КОН равен:
	A	12
	B	10
	C	11
	D	4
8.		При приеме внутрь раствора гидрокарбоната натрия рН желудочного сока:
	A	уменьшается
	B	увеличивается
	C	не изменяется
9.		рН раствора при равных концентрациях больше у:
	A	HCN
	B	NaOH
	C	NH4OH
	D	НСl
10.		Процесс гидролиза – это:
	A	растворение соли в воде
	B	распад вещества на ионы
	C	взаимодействие ионов соли с составными частями воды
11.		Следствием гидролиза является:
	A	разбавление раствора
	B	изменение активной концентрации ионов соли
	C	образование слабого электролита (электролитов)
	D	накопление ионов Н+ или ОН– в растворе
12.		Гидролизу соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, соответствует уравнение:
	A	СН3СОО– + Н2О = СН3СООН + ОН–
	B	NH4+ + H2O = NH4OH + H+
	C	NH4+ + CH3COO– + H2O = NH4OH + CH3COOH
	D	Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+
13.		Гидролизу соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, соответствует уравнению:
	A	HCOO– + HOH = OH– + HCOOH
	B	NH4+ + HOH = H+ + NH4OH
	C	Al3+ + CH3COO– + HOH = AlOH2+ + CH3COOH
	D	NH4+ + CN– + HOH = NH4OH + HCN
14.		Гидролиз АТФ в организме – источник:
	A	ионов водорода
	B	воды
	C	белков
	D	энергии
15.		Буферные растворы – это система:
	A	поддерживающая постоянство рН при добавлении небольших количеств кислот, щелочей, при разбавлении
	B	изменяющая рН при добавлении сильных кислот, щелочей
	C	изменяющая рН при разбавлении
	D	не изменяющая рН при добавлении больших количеств сильных кислот, щелочей
16.		Выбрать из предлагаемых веществ возможные компоненты для приготовления буферных растворов:
	A	NaCl, HHb, NaHb, HCl
	B	NaHCO3, CO2∙H2O, NaH2PO4, Na2HPO4
	C	NaHCO3, CO2∙H2O, Na2SO4, H2SO4
	D	СН3СООNa, СН3СООН, NH4OH, NH4Cl
17.		От каких факторов зависит pH буферного раствора?
	A	От концентрации компонентов
	B	От соотношения концентрации компонентов
	C	От константы диссоциации слабого электролита
	D	От константы гидролиза соли
18.		рН крови в норме:
	A	1. 6,80-6,90
	B	2. 7,90-8,02
	C	7,36-7,42
	D	7,42-7,50
19.		В плазме крови (рН=7,36-7,40) присутствуют буферные растворы:
	A	белковый
	B	аммиачный
	C	фосфатный
	D	бикарбонатный (гидрокарбонатный)
20.		В эритроцитах (рН=7,25) находятся следующие буферные системы:
	A	гемоглобиновая
	B	аммиачная
	C	бикарбонатная
	D	фосфатная

6. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):

1.  Изобразить схемы гидролиза (в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде) следующих солей, указать характер среды в растворе:

а) Na₂S

 

б)  NH₄Cl

 

 

в) КNO₃

 

2. Рассчитать [H⁺] и рН раствора H₂SO₄, C_(H2SO4) = 0,01 моль/л, α = 100%

 

 

3. Определить pH раствора, в 1л которого содержится 0,1 г NaOH, α=100%.

 

4. Рассчитать рН желудочного сока, если массовая доля соляной кислоты в желудочном соке

равна 0,45%.

 

5. Рассчитать pH гидрокарбонатного буферного раствора, состоящего из 15 мл раствора

NaHСO₃, С = 0,1 моль/л и 50 мл раствора H₂СO₃, С = 0,02 моль/л. (pK_a = 6,35).

 

8. Рассчитать рН аммиачного буферного раствора, приготовленного при смешивании 200 мл   

раствора NН ₄CI, С _(NH4CI) = 0,1 моль/л и 100 мл раствора NН₄OH, С _(NH4ОН) = 0,2 моль/л

(pK_b(NH4ОН) = 4,75).

 

9. К 25 мл ацетатного буфера с рН 4,3 прибавили 5,0 мл 0,1M HCl, что привело к снижению рН до 3,7. Рассчитать буферную емкость по кислоте.

 

7. Вспомогательные материалы по самоподготовке:

Приложение 1

 

Таблица трехзначных десятичных логарифмов