Скачать презентацию ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 7 Скачать презентацию ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 7

Тема 7. Буферные растворы.ppt

  • Количество слайдов: 111

ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 7. Буферные системы 1. Протолитическая теория кислот ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 7. 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

Протолитическая теория кислот и оснований Arrhenius 1884 г. (ТЭД): кислота это электролит, диссоциирующий с 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 (NH 4 Cl) 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.

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

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

Протолитическая теория кислот и оснований 1. Кислота – частица (молекула или ион), отдающая протон Протолитическая теория кислот и оснований 1. Кислота – частица (молекула или ион), отдающая протон в данной реакции, т. е. донор H+. H+ OH - H+ OH

Протолитическая теория кислот и оснований 1. Кислота – частица (молекула или ион), отдающая протон Протолитическая теория кислот и оснований 1. Кислота – частица (молекула или ион), отдающая протон в данной реакции, т. е. донор H+. H+ OH - H+ OH

Протолитическая теория кислот и оснований Физиологически важные кислоты: – Угольная кислота (H 2 CO Протолитическая теория кислот и оснований Физиологически важные кислоты: – Угольная кислота (H 2 CO 3) – Фосфорная кислота (H 3 PO 4) – Пировиноградная кислота (C 3 H 4 O 3) – Молочная кислота (C 3 H 6 O 3) Эти кислоты растворяются в жидкостях организма. Молочная к-а Пировиноградная к-та 7 Фосфорная кислота

Протолитическая теория кислот и оснований 2. Основание – частица (молекула или ион), присоединяющая протон Протолитическая теория кислот и оснований 2. Основание – частица (молекула или ион), присоединяющая протон в данной реакии, т. е. акцептор H+.

Протолитическая теория кислот и оснований Основание – частица (молекула или ион), присоединяющая протон в Протолитическая теория кислот и оснований Основание – частица (молекула или ион), присоединяющая протон в данной реакии, т. е. акцептор H+.

Протолитическая теория кислот и оснований Основание – частица (молекула или ион), присоединяющая протон в Протолитическая теория кислот и оснований Основание – частица (молекула или ион), присоединяющая протон в данной реакии, т. е. акцептор H+. H+ OH - H+ OH

Протолитическая теория кислот и оснований Физиологически важные основания: – Гидрокарбонат-ион (HCO 3 - ) Протолитическая теория кислот и оснований Физиологически важные основания: – Гидрокарбонат-ион (HCO 3 - ) – Гидрофосфат-ион (HPO 4 -2 ) Гидрофосфат 11

Протолитическая теория кислот и оснований 3. Кислота и основание связаны в сопряженную пару протолитов, 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 + Например: Основание (1) Кислота (2) Кислота (1) Основание (2)

Протолитическая теория кислот и оснований Кислота Основание Протолитическая теория кислот и оснований Кислота Основание

Протолитическая теория кислот и оснований. 4. Сильной сопряженной кислоте соответствует слабое сопряженной основание и Протолитическая теория кислот и оснований. 4. Сильной сопряженной кислоте соответствует слабое сопряженной основание и наоборот: сильная к-та слабое осн-е сильное основание

Протолитическая теория кислот и оснований. 5. Кислоты-протолиты делят на 3 класса: А) нейтральные В) Протолитическая теория кислот и оснований. 5. Кислоты-протолиты делят на 3 класса: А) нейтральные В) катионные С) анионные

Протолитическая теория кислот и оснований. Основания-протолиты также делятся на 3 класса: A) Нейтральные NH Протолитическая теория кислот и оснований. Основания-протолиты также делятся на 3 класса: A) Нейтральные NH 3 + Н+ B) Катионные Fe. OH+ C) Анионные СН 3 СОО- + Н+ NH 4+ Сl-, CH 3 COOСН 3 СООН

Протолитическая теория кислот и оснований. 6. Амфолиты – протолиты, способные как принимать, так и Протолитическая теория кислот и оснований. 6. Амфолиты – протолиты, способные как принимать, так и отдавать протоны: Кислота Основание Кислота Кис лота Осно вание Сопряж. осн-е Сопряж. К-та

Константа кислотности. 7. Количественно сила кислот-протолитов характеризуется вероятностью переноса протона от кислоты к воде 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.

Константа кислотности. Пример: Константа кислотности. Пример:

Константа кислотности. Перемножим обе части уравнения на постоянную величину молярной концентрации воды: Таким образом, Константа кислотности. Перемножим обе части уравнения на постоянную величину молярной концентрации воды: Таким образом, чем выше концентрация сопряженных частиц продуктов протонного переноса, тем больше значение Ка, а значит тем сильнее кислота-протолит.

Протолитическая теория кислот и оснований. На практике используют показатель константы кислотности (p. Ka): Чем Протолитическая теория кислот и оснований. На практике используют показатель константы кислотности (p. Ka): Чем меньше значение p. Ka, тем сильнее кислота.

Например: 1) Ka(HCl)=103 p. Ka(HCl) = -3 (сильная кислота) 2) Ka(CH 3 COOH) = Например: 1) Ka(HCl)=103 p. Ka(HCl) = -3 (сильная кислота) 2) Ka(CH 3 COOH) = 1, 75∙ 10 -5 p. Ka= 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 CH 3 COOH

Буферные системы Постоянство кислотности сред, наряду с физиологическими механизмами поддерживается буферными системами организма. Буферными 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 р. Н среды при добавлении к ним небольших количеств кислоты и щелочи, а также при разбавлении раствора или концентрировании.

Классификация буферных систем Буферный раствор Классификация буферных систем Буферный раствор

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

Классификация буферных систем Кислые буферные системы состоят из слабой кислоты и сопряженного с ней 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: СН 3 СООН – слабая кислота; СН 3 СООNa – растворимая соль (содержит сопряженное сильное основание СН 3 СОО- ).

Классификация буферных систем Карбонатная буферная система: Н 2 СО 3 Na. НСО 3 Фосфатная Классификация буферных систем Карбонатная буферная система: Н 2 СО 3 Na. НСО 3 Фосфатная буферная система: Na. Н 2 РО 4 Na 2 НРО 4 Белковая буферная система: Белок-Н или Prot-Н Белок-Na Prot-Na

Классификация буферных систем Основные буферные системы состоят из слабого основания и сопряженного с ним Классификация буферных систем Основные буферные системы состоят из слабого основания и сопряженного с ним избытка кислоты, создаваемого солью этого основания. Например, аммиачная буферная система: NН 4 ОН – слабое основание; NН 4 Сl –растворимая соль (содержит сопряженную сильную кислоту NН 4+).

Классификация буферных систем Буферные системы в растворенном состоянии образуют буферные растворы. Буферные растворы, в 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.

Механизм буферного действия можно рассмотреть на примере ацетатной буферной системы: СН 3 СООН СН Механизм буферного действия можно рассмотреть на примере ацетатной буферной системы: СН 3 СООН СН 3 СОО- + Н+ СН 3 СООNa СН 3 СОО- + Na+

Механизм буферного действия При добавлении сильной кислоты, например HCl, в реакцию с ней вступает Механизм буферного действия При добавлении сильной кислоты, например HCl, в реакцию с ней вступает компонент буферной системы, выполняющий роль сопряженного основания: СН 3 СОО– + Н+ → СН 3 СООН СН 3 СООNa + НСl → СН 3 СООН + Na. Сl То есть, избыток ионов Н+ связывается в малодиссоциирующее соединение – слабую кислоту – СН 3 СООН.

Механизм буферного действия При добавлении сильного основания, например Na. ОН, в реакцию с ним Механизм буферного действия При добавлении сильного основания, например Na. ОН, в реакцию с ним вступает компонент буферной системы – слабая кислота: СН 3 СООН + ОН- → СН 3 СОО- + Н 2 О СН 3 СООН + Na. ОН → СН 3 СООNa + Н 2 О, То есть, избыток ионов ОН– связывается в малодиссоциирующее соединение – Н 2 О.

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

Водородный показатель среды буферных растворов В основе расчета p. H буферных систем лежит закон Водородный показатель среды буферных растворов В основе расчета p. H буферных систем лежит закон действующих масс для кислотно-основного равновесия. Вывод этого уравнения можно показать на примере ацетатной буферной системы: СН 3 СООН СН 3 СООNa СН 3 СОО- + Н+, СН 3 СОО- + Na+.

Водородный показатель среды Константа кислотности кислотно-основного равновесия диссоциации уксусной кислоты равна: Отсюда: Водородный показатель среды Константа кислотности кислотно-основного равновесия диссоциации уксусной кислоты равна: Отсюда:

Водородный показатель среды Согласно принципу Ле Шателье-Брауна, присутствие в растворе СН 3 СООNa создается Водородный показатель среды Согласно принципу Ле Шателье-Брауна, присутствие в растворе СН 3 СООNa создается избыток ацетат-ионов СН 3 СОО- и кислотноосновное равновесие диссоциации уксусной кислоты СН 3 СООH сдвинуто влево. В результате из 10 тысяч молекул СН 3 СООH диссоциирует только одна. Поэтому: [СН 3 СООН] = [кислота], [СН 3 СООNa] = [СН 3 СОО-] = [соль]

Водородный показатель среды Уравнение принимает вид: Уравнение в логарифмической форме: Водородный показатель среды Уравнение принимает вид: Уравнение в логарифмической форме:

Водородный показатель среды Водородный показатель среды

Водородный показатель среды Водородный показатель среды

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

Водородный показатель среды Рабочие формулы уравнения Гендерсона. Гассельбаха: Водородный показатель среды Рабочие формулы уравнения Гендерсона. Гассельбаха:

Водородный показатель среды Водородный показатель среды

Водородный показатель среды Задача 1. Рассчитайте р. Н ацетатной буферной системы, состоящей из 100 Водородный показатель среды Задача 1. Рассчитайте р. Н ацетатной буферной системы, состоящей из 100 см 3 раствора уксусной кислоты с концентрацией 1 моль/дм 3 и 200 см 3 раствора ацетата натрия с концентрацией раствора 0, 5 моль/дм 3, Ка СН 3 СООН = 1, 75· 10 -5. Решение: р. Ка = - lg (1, 75 · 10 -5) = 4, 75. р. Н = 4, 75 + lg (200 · 0, 5)/(100 · 1) = 4, 75 + lg 1 = 4, 75.

Зона буферного действия Способность буферных растворов противодействовать резкому изменению р. Н прибавлении к ним Зона буферного действия Способность буферных растворов противодействовать резкому изменению р. Н прибавлении к ним кислоты или щелочи является ограниченной. Буферное действие прекращается, если буферное соотношение превышает 10/1 или становится меньше 1/10. Тогда, lg 10 = 1; lg 0, 1 = -1.

Зона буферного действия – интервал значений p. H, в пределах которого буферная система сохраняет Зона буферного действия – интервал значений p. H, в пределах которого буферная система сохраняет свои свойства: p. H = p. Kа ± 1. Пример: для ацетатного буфера

Буферная емкость Величину, характеризующую способность буферной системы противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот 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 дм 3 буферного раствора, чтобы изменить его р. Н на единицу.

Буферная емкость V(X) – объем кислоты или основания, см 3. V 1 – объем Буферная емкость V(X) – объем кислоты или основания, см 3. V 1 – объем исходного буферного раствора, см 3. – молярная концентрация эквивалента кислоты или основания, мольдм-3, Δр. Н – изменение p. H.

Буферная емкость Если V 1 = 1 дм 3, Δр. Н = 1, тогда Буферная емкость Если V 1 = 1 дм 3, Δр. Н = 1, тогда Величина буферной емкости зависит от природы и концентрации буферных компонентов. Она возрастает по мере увеличения концентрации буферных компонентов и приближения буферного соотношения к единице.

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

Буферные системы крови Кровь содержит шесть буферных систем. Буферные системы крови: 1. Гемоглобиновая: HHb Буферные системы крови Кровь содержит шесть буферных систем. Буферные системы крови: 1. Гемоглобиновая: HHb H+ + Hb. KHb K+ + Hb 2. Оксигемоглобиновая: HHb. O 2 H+ + Hb. O 2 KHb. O 2 K+ + Hb. O 2 -

Гемоглобин Гемоглобин

Буферные системы крови В сумме эти две системы обладают 75% буферной емкости крови. Они 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 p. H внутри эритроцитов и в крови целом.

Буферные системы крови 3. Белковая буферная система: Prot H H+ + Prot Na Na+ Буферные системы крови 3. Белковая буферная система: Prot H H+ + Prot Na Na+ + Prot. Эта 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.

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

Буферные системы крови H+ ионы притягиваются к отрицательным зарядам. H+ H+ - - -+ Буферные системы крови H+ ионы притягиваются к отрицательным зарядам. H+ H+ - - -+ - H+ - - -- + ++ ++ + - - - ++ + + -- + + +++ + + - - - - H+ H+ H+ - H+ H+

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

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

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

Буферные системы крови 5. Карбонатная буферная система Н 2 СО 3 Н+ + НСО Буферные системы крови 5. Карбонатная буферная система Н 2 СО 3 Н+ + НСО 3 – Na. HCO 3 Na+ +HCO 3– Характеризует кислотно-щелочной резерв крови, который измеряется объемом СО 2, химически связанным со 100 мл плазмы крови, насыщенной газом с парциальным давлением СО 2 53, 3 к. Па. Действует в плазме крови и в эритроцитах. Имеет незначительную буферную емкость (В = 40 ммоль/л плазмы крови), но играет первостепенную роль в регуляции дыхания.

Буферные системы крови HCO 3 - + H+ H 2 CO 3 HCO 3 Буферные системы крови HCO 3 - + H+ H 2 CO 3 HCO 3 -

Буферные системы крови H+ H 2 CO 3 HCO 3 - Буферные системы крови H+ H 2 CO 3 HCO 3 -

Буферные системы крови Кислотно-щелочное (кислотно-основное) состояние организма оценивают с помощью уравнения Гендерсона. Гессельбаха, выведенного Буферные системы крови Кислотно-щелочное (кислотно-основное) состояние организма оценивают с помощью уравнения Гендерсона. Гессельбаха, выведенного для гидрокарбонатного буфера крови. р. Ка (крови) = 6, 11. р. Н (крови здорового человека) = 7, 34 -7, 36.

Буферные системы крови В крови Н 2 СО 3 полностью разлагается на СО 2 Буферные системы крови В крови Н 2 СО 3 полностью разлагается на СО 2 и Н 2 О, поэтому [Н 2 СО 3] = [СО 2], а [Na. HCO 3] = [HCO 3 -]. Рабочая формула для организма человека: Измерив р. Н с помощью прибора (р. Н-метра), можно рассчитать по этому уравнению величину буферного отношения, которая для нормы:

Буферные системы крови Физиологическая норма –p. H = 7, 34 -7, 36 –PCO 2 Буферные системы крови Физиологическая норма –p. H = 7, 34 -7, 36 –PCO 2 = 4, 7 -5, 3 к. Па

Буферные системы крови При задержке СО 2 в крови, буферное отношение станет: , т. Буферные системы крови При задержке СО 2 в крови, буферное отношение станет: , т. е. кислотно-щелочное равновесие смещается в сторону повышения кислотности. Возникает состояние ацидоза. Если р. Н крови <7, 34 , то говорят о некомпенсированном ацидозе. Если р. Н крови находится в пределах 7, 34 -7, 36, то ацидоз компенсированный.

Буферные системы крови Ацидоз H+ p. H H+ OHH+ H+ H+ + H+ H Буферные системы крови Ацидоз H+ p. H H+ OHH+ H+ H+ + H+ H + + H+ H H+ H+ H+ H+

Буферные системы крови Если из организма очень быстро выводится СО 2, то В этом Буферные системы крови Если из организма очень быстро выводится СО 2, то В этом случае кислотно-основное равновесие смещается в сторону подщелачивания с развитием алкалоза. Если р. Н крови >7, 36, то алкалоз некомпенсированный. При р. Н 7, 34 -7, 36 алкалоз компенсированный.

Буферные системы крови Алкалоз H+ OH- p. H H+ H+ H+ H+ Буферные системы крови Алкалоз H+ OH- p. H H+ H+ H+ H+

Буферные системы крови Алкалоз H+ p. H OH- OHOHOH OH - OHOH OH OH- Буферные системы крови Алкалоз H+ p. H OH- OHOHOH OH - OHOH OH OH- OHOH OHOH OH- OHOHOH-

Буферные системы крови Таким образом, кислотно-щелочное состояние крови определяется величиной p. H, концентрацией ионов Буферные системы крови Таким образом, кислотно-щелочное состояние крови определяется величиной p. H, концентрацией ионов HCO 3 - и давлением СО 2 в крови.

Регуляция кислотно-щелочного состояния Регуляция кислотно-щелочного состояния

Буферные системы крови Поскольку в регуляции кислотно-щелочного состояния крови принимают участие легкие и почки, 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 СО 2 в артериальной крови 4, 7 -5, 3 к. Па. 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.

Буферные системы крови Буферные системы крови

Буферные системы крови CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H+ Буферные системы крови CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H+ + HCO 3 - Респираторный ацидоз Респираторный алкалоз

Респираторный ацидоз p. H H+ CO 2 H+ + + H H+ + H+ Респираторный ацидоз p. H H+ CO 2 H+ + + H H+ + H+ H+ + H H H + H+ H + + H+ H H H+ + H+ H+ H+ H+

Респираторный ацидоз • Гиповентиляция легких • Характеризуется уменьшением p. H и увеличением CO 2 Респираторный ацидоз • Гиповентиляция легких • Характеризуется уменьшением p. H и увеличением CO 2 CO CO 2 2 p. H CO 2 CO CO 2 2 CO 2 p. H CO 2 76 CO 2

Респираторный ацидоз H 2 CO 3 HCO 3 - HCO 3(Na+) HCO 3(K+) HCO Респираторный ацидоз H 2 CO 3 HCO 3 - HCO 3(Na+) HCO 3(K+) HCO 3 - 1 : 20 (Mg++) (HCO 3 -)2 (Ca++) (HCO 3 -)2 Физиологическая норма , p. H 7, 34 -7, 36.

Респираторный ацидоз CO 2 CO 3 H CO 2 O 3 H 2 C Респираторный ацидоз CO 2 CO 3 H CO 2 O 3 H 2 C 1 : 10 CO 2 задерживается в крови, p. H < 7, 34 CO 2

Респираторный ацидоз H 2 CO 3 O 3 HC H 2 CO 3 1 Респираторный ацидоз H 2 CO 3 O 3 HC H 2 CO 3 1 : HCO 3+ H+ 15 Реакция мочи кислая Почки компенсируют ацидоз за счет: • сохранения HCO 3 - -ионов; • увеличения экскреции ионов H+.

Респираторный ацидоз Экскреция ионов водорода почками в норме Перитубулярные капилляры K+ Тубулярная жидкость Na+ Респираторный ацидоз Экскреция ионов водорода почками в норме Перитубулярные капилляры K+ Тубулярная жидкость Na+ H+ 80 Клетки почечных канальцев K+

Респираторный ацидоз Экскреция ионов водорода почками при ацидозе Клубочек Капсула Шумлянского. Боумена Проксимальные и Респираторный ацидоз Экскреция ионов водорода почками при ацидозе Клубочек Капсула Шумлянского. Боумена Проксимальные и дистальные извитые канальцы Нефрон K+ H+ 81 Na+

Респираторный ацидоз H 2 CO 3 HCO 3 - ПЕЧЕНЬ Лактат HCO 3 - Респираторный ацидоз H 2 CO 3 HCO 3 - ПЕЧЕНЬ Лактат HCO 3 - 1 : 20 Применение в терапии раствора молочной кислоты приводит к повышению HCO 3 --ионов и восстановлению кислотно-щелочного равновесия.

Респираторный алкалоз OHp. H CO 2 OH OHOH OH - OHOH OH OH- OHOH Респираторный алкалоз OHp. H CO 2 OH OHOH OH - OHOH OH OH- OHOH OHOH OH- OHOHOH-

Респираторный алкалоз • Гипервентиляция легких. • Характеризуется увеличением p. H и снижением CO 2 Респираторный алкалоз • Гипервентиляция легких. • Характеризуется увеличением p. H и снижением CO 2 84 CO 2 CO 2 CO 2

Респираторный алкалоз H 2 CO 3 HCO 3 - HCO 3(Na+) HCO 3(K+) HCO Респираторный алкалоз H 2 CO 3 HCO 3 - HCO 3(Na+) HCO 3(K+) HCO 3 - 1 : 20 (Mg++) (HCO 3 -)2 (Ca++) (HCO 3 -)2 Кислотно-щелочное равновесие, p. H = 7, 34 -7, 36

Респираторный алкалоз p. Hкрови > 7, 36 H 2 H 2 C 3 3 Респираторный алкалоз p. Hкрови > 7, 36 H 2 H 2 C 3 3 CO O 1 0. 5 HCO 3 : 20 = 7. 36 = 7, 36

Респираторный алкалоз CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 HCO 3 Респираторный алкалоз CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 HCO 3 0. 5 : 20 Учащенное дыхание снижает концентрацию CO 2, p. H > 7, 36. -

Респираторный алкалоз HCO 3 H 2 CO HCO 3 0, 5 3 : 15 Респираторный алкалоз HCO 3 H 2 CO HCO 3 0, 5 3 : 15 - Реакция мочи щелочная

Респираторный алкалоз Почки компенсируют алкалоз за счет: • сохранения ионов водорода; • увеличения элиминации Респираторный алкалоз Почки компенсируют алкалоз за счет: • сохранения ионов водорода; • увеличения элиминации гидрокарбонатионов. HCO 3+ H H+ H+ HCO 3+ HCO - H 3 H+ HCO 3 HCO 3+ H + HCO - H 3 H+

Респираторный алкалоз H 2 CO 3 0, 5 HCO 3 - : 10 Cl Респираторный алкалоз H 2 CO 3 0, 5 HCO 3 - : 10 Cl Раствор с ионами Cl- Проводится компенсационная терапия: HCO 3 - -ионы замещают ионами Cl-.

Буферные системы крови Метаболический ацидоз H+ p. H H+ H+ H+ H+ H+ H+ Буферные системы крови Метаболический ацидоз H+ p. H H+ H+ H+ H+ H+ H+ + + H+ H H H+ + H+ H+

Буферные системы крови CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H+ Буферные системы крови CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H+ + HCO 3 - Увеличение молочной к-ты Потеря HCl

Метаболический ацидоз H 2 CO 3 HCO 3 - HCO 3(Na+) HCO 3(K+) HCO Метаболический ацидоз H 2 CO 3 HCO 3 - HCO 3(Na+) HCO 3(K+) HCO 3 - 1 : 20 Физиологическая норма , p. H 7, 34 -7, 36. (Mg++) (HCO 3)2 (Ca++) (HCO 3 -)2

Метаболический ацидоз Снижение р. Н крови за счет чрезмерного увеличения H+ или уменьшения HCO Метаболический ацидоз Снижение р. Н крови за счет чрезмерного увеличения H+ или уменьшения HCO 3 -. CO 3 HHCO 3 - H 2 CO 3 1 : 10 20 = 7, 34 =

Метаболический ацидоз H H 2 CO 3 1 : CO 3 = 7, 34 Метаболический ацидоз H H 2 CO 3 1 : CO 3 = 7, 34 10 Содержание HCO 3 --ионов уменьшается из-за избыточного присутствия кетонов, хлоридов или органических ионов, р. Н < 7, 34

Метаболический ацидоз CO 2 + H 2 O HCO 3 - + H+ CO Метаболический ацидоз CO 2 + H 2 O HCO 3 - + H+ CO 3 H H 2 CO 3 0, 75 : 10 Наблюдается учащенное дыхание для снижения концентрации CO 2. HCO 3+ H+ Кислая реакция мочи Почки сохраняют HCO 3 --ионы и увеличивают экскрецию ионов H+ с мочой.

Метаболический ацидоз HCO 3 - H 2 CO 3 0, 5 : Лактат 10 Метаболический ацидоз HCO 3 - H 2 CO 3 0, 5 : Лактат 10 Раствор, содержащий молочную кислоту Терапия для восстановления метаболического равновесия: молочная кислота метаболизируется до HCO 3 --ионов в печени.

Буферные системы крови Метаболический алкалоз OH- OHp. H OHOHOH OHOHOH- OHOH OHOH OH- OHOHOH- Буферные системы крови Метаболический алкалоз OH- OHp. H OHOHOH OHOHOH- OHOH OHOH OH- OHOHOH- OHH+ OH-

Метаболический алкалоз Желудочный сок содержит большое количество HCl. Во время экскреции HCl, содержание HCO Метаболический алкалоз Желудочный сок содержит большое количество HCl. Во время экскреции HCl, содержание HCO 3 - -ионов в плазме увеличивается. HCl K+ H+ HCO 3 Cl 99

Метаболический алкалоз HCO 3 - -ионы нейтрализуются HCl, поглощаемой плазмой из пищеварительного тракта. H+Cl. Метаболический алкалоз HCO 3 - -ионы нейтрализуются HCl, поглощаемой плазмой из пищеварительного тракта. H+Cl. HCl K+ HCO 3 H 2 CO 3 100

Метаболический алкалоз В случае потери H+ в виде HCl, HCO 3 --ионы не нейтрализуются Метаболический алкалоз В случае потери H+ в виде HCl, HCO 3 --ионы не нейтрализуются в плазме. Потеря HCl увеличивает содержание HCO 3 - -ионов в плазме и, следовательно, приводит к увеличению р. Н крови. HCl K+ HCO 3 --ионы не нейтрализуются. HCO 3101

Метаболический алкалоз При алкалозе наблюдается повышение р. Н за счет: сохранения CO 2 за Метаболический алкалоз При алкалозе наблюдается повышение р. Н за счет: сохранения CO 2 за счет уменьшения частоты дыхания, удержания почками H+. H+ CO 2 H+ H+ H+

Метаболический алкалоз H 2 CO 3 HCO 3 - HCO 3(Na+) HCO 3(K+) HCO Метаболический алкалоз H 2 CO 3 HCO 3 - HCO 3(Na+) HCO 3(K+) HCO 3 - 1 : 20 (Mg++) (HCO 3 -)2 (Ca++) (HCO 3 -)2 Физиологическая норма , p. H 7, 34 -7, 36.

Метаболический алкалоз H 2 CO HCO 3 3 1 : 40 - p. H Метаболический алкалоз H 2 CO HCO 3 3 1 : 40 - p. H > 7, 7 Содержание HCO 3 --ионов увеличивается из-за потери ионов хлора или избыточного приема Na. HCO 3.

Метаболический алкалоз HCO 3 - + H+ HCO 3 - H 2 CO 3 Метаболический алкалоз HCO 3 - + H+ HCO 3 - H 2 CO 3 CO 2 + H 2 O H+ + HCO 3 - 1, 25 : 30 Щелочная реакция мочи Почки компенсируют алкалоз за счет сохранения ионов H+ и увеличения экскреции HCO 3 --ионов.

Метаболический алкалоз H 2 CO 3 HCO 3 - Cl Раствор с ионами Cl- Метаболический алкалоз H 2 CO 3 HCO 3 - Cl Раствор с ионами Cl- 1, 25 : 25 Проводится компенсационная терапия: HCO 3 - -ионы замещают ионы Cl-.

Буферные системы крови 6) Фосфатная буферная система КH 2 PO 4 ↔ К+ + Буферные системы крови 6) Фосфатная буферная система КH 2 PO 4 ↔ К+ + H 2 PO 4 - - слабая кислота Na 2 HPO 4 ↔ 2 Na+ + HPO 4 2 - - сопряж. основание. Фосфатная буферная система способна сопротивляться изменению р. Н в интервале 6, 28, 2.

Буферные системы крови Na 2 HPO 4 + H+ Na. H 2 PO 4 Буферные системы крови Na 2 HPO 4 + H+ Na. H 2 PO 4 + Na+ Присутствует вне и внутри клетки, где ее роль более выражена. H+ +Na 2 HPO 4 +Na+ Na. H 2 PO 4

Буферные системы крови Na 2 HPO 4 + H+ Na. H 2 PO 4 Буферные системы крови Na 2 HPO 4 + H+ Na. H 2 PO 4 + 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+ +Na 2 HPO 4 +Na+ Na. H 2 PO 4

Буферные системы крови Фосфатная буферная система имеет наибольшее значение в таких биологических жидкостях, как 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 р. Н= 7, 25. Здесь также действуют все буферные системы крови, обеспечивающие кислотноосновной гомеостаз организма. HPO 4 -2

Благодарю за Ваше внимание! Благодарю за Ваше внимание!