Теория кислот и оснований. Протолитические равновесия. Буферные системы крови
Теория кислот и оснований. Протолитические равновесия. Буферные системы крови.
Сведения о происхождения представлений о кислотах и основаниях. Понятия «кислота» и «основание» сформировались в XVII веке, а представления о природе кислот и оснований начали формироваться в конце XVIII в. По предположению А. Лавуазье кислотные свойства связывались с наличием в составе вещества атомов кислорода. Известные тогда минеральные и органические кислоты содержали кислород. Это предположение быстро показало свою несостоятельность, так как учёные Г. Дэви и Ж. Гей. Люссак выявили ряд кислот не содержащих кислорода (например, галогеноводороды, синильные кислоты), в то время, как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств.
С начала XIX века кислотами стали считать вещества, способные к взаимодействию с металлам с выделением водорода. Примерно в это же время Й. Берцелиус выдвинул идею, объясняющую кислотноосновные свойства веществ их электрической «дуалистической» природой. К кислотам он относил электроотрицательные оксиды неметаллов и некоторых металлов (например, хрома, марганца. ), а электроположительные оксиды металлов считал основаниями. Это значит, что Берцелиус рассматривает кислотность или основность как функциональное, а не абсолютное свойство соединения. Берцелиус впервые сделал попытку количественной оценки и предсказания силы кислот и оснований.
ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ На практике наиболее часто имеют дело с протолитическими равновесиями, т. е. реакциями, связанными с переносом протона (реакции нейтрализации, гидролиза и диссоциации). Для рассмотрения протолитических равновесий коротко остановимся на теории кислот и оснований. Протолит проявляет в данном растворителе свойства кислоты если акцепторные свойства к протону выражены у него слабее чем у растворителя, в этом случае перенос протона имеет направление от протолита к растворителю. И, наоборот, протолит проявляет в данном растворителе свойства основания, если акцепторные свойства к протону у него выражены сильнее чем у растворителя; перенос протона имеет направление от растворителя к протолиту.
Теория электрической диссоциации Аррениуса. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса в 1887 году дала возможность описать кислотноосновные свойства исходя из продуктов ионизации электролита. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионы (например ионы водорода и металлов). Отрицательно заряженные ионы называются анионами( ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы). Ионы в растворе, как и молекулы растворителя находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.
Теория электролитической диссоциации Аррениуса- Оствальда. Согласно теории электролитической диссоциации, кислоты — это вещества, образующие в водном растворе гидратированные катионы водорода Н+ (ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка; основания в водном растворе диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксиданионов ОН−. Следовательно в результате кислотно-основного взаимодействия происходит реакция нейтрализации с образованием соли и воды.
Протолитическая теория кислот и оснований Брёнстеда-Лоури. Протолитическая теория кислот и оснований была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лоури. В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии. Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, приcоединяющие протоны. Кислоты и оcнования получили общее название протолитов.
Протолитическая теория кислот и оснований Брёнстеда-Лоури. Cущностью кислотно-оcновного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, cама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, cтановится кислотой. Таким образом, в любом кислотноосновном взаимодействии учаcтвуют две пары кислот и оснований, названные Бренcтедом сопряженными: А 1 + В 2 А 2 + В 1.
Протолитическая теория кислот и оснований Брёнстеда. Лоури. Протолит проявляет в данном растворителе свойства кислоты если акцепторные свойства к протону выражены у него слабее чем у растворителя, в этом случае перенос протона имеет направление от протолита к растворителю. И, наоборот, протолит проявляет в данном растворителе свойства основания, если акцепторные свойства к протону у него выражены сильнее чем у растворителя; перенос протона имеет направление от растворителя к протолиту.
Буферные системы крови (от англ. buffer, buff — смягчать удар) — физиологические системы и механизмы, обеспечивающие кислотно-основное равновесие в крови. Они являются линией защиты, препятствующей резким перепадам p. H внутренней среды живых организмов. Кровь представляет собой взвесь живых клеток в жидкой среде, химические свойства которой очень важны для их жизнедеятельности. У человека за норму принят диапазон колебаний p. H крови 7, 37 -7, 44 со средней величиной 7, 4. Буферные системы крови слагаются из буферных систем плазмы и клеток крови. Буферные системы крови: бикарбонатная буферная система; фосфатная буферная система; белковая буферная система;
Бикарбонатная буферная система. Мощнейшая и, вместе с тем, самая управляемая система внеклеточной жидкости и крови, на долю которой приходится около 10 % всей буферной ёмкости крови. Представляет собой сопряжённую кислотно-основную пару, состоящую из молекулы угольной кислоты H 2 CO 3, являющуюся источником протона и бикарбонат-аниона HCO 3−, выполняющего роль акцептора протона. Поддерживает р. Н на уровне 7, 4. Механизм действия данной системы заключается в том, что при выделении в кровь относительно больших количеств кислых продуктов водородные ионы Н+ взаимодействуют с ионами бикарбоната НСО 3–, что приводит к образованию слабодиссоциирующей угольной кислоты Н 2 СО 3. Снижение концентрации Н 2 СО 3 достигается в результате ускоренного выделения СО 2 через легкие в результате их гипервентиляции. Если в крови увеличивается количество оснований, то они, взаимодействуя со слабой угольной кислотой, образуют ионы бикарбоната и воду. При этом не происходит сколько-нибудь заметных сдвигов в величине р. Н. Кроме того, для сохранения нормального соотношения между компонентами буферной системы в этом случае подключаются физиологические механизмы регуляции кислотно-основного равновесия: происходит задержка в плазме крови некоторого количества СО 2 в результате гиповентиляции легких.
Фосфатная буферная система. Фосфатная буферная система представляет собой сопряженную кислотно -основную пару, состоящую из иона Н 2 РО 4– (донор протонов) и иона НРО 42– (акцептор протонов): Роль кислоты в этой системе выполняет однозамещенный фосфат Na. H 2 PO 4, а роль соли двузамещенный фосфат – Na 2 HPO 4. Фосфатная буферная система составляет всего лишь 1% от буферной емкости крови. Буферное действие фосфатной системы основано на возможности связывания водородных ионов ионами НРО 42– с образованием Н 2 РО 4– (Н+ + + НРО 42– —> Н 2 РО 4–), а также ионов ОН– с ионами Н 2 РО 4– (ОН– + + Н 2 Р О 4– —> HPO 42–+ H 2 O). Буферная пара (Н 2 РО 4––НРО 42–) способна оказывать влияние при изменениях р. Н в интервале от 6, 1 до 7, 7 и может обеспечивать определенную буферную емкость внутриклеточной жидкости, величина р. Н которой в пределах 6, 9– 7, 4. В крови максимальная емкость фосфатного буфера проявляется вблизи значения р. Н 7, 2. Фосфатный буфер в крови находится в тесном взаимодействии с бикарбонатной буферной системой. Органические фосфаты также обладают буферными свойствами, но мощность их слабее, чем неорганического фосфатного буфера.
Белковая буферная система. Белки образуют буферную систему благодаря наличию кислотно-основных групп в молекуле белков: белок–Н+ (кислота, донор протонов) и белок (сопряженное основание, акцептор протонов). Белковая буферная система плазмы крови эффективна в области значений р. Н 7, 2– 7, 4. Гемоглобиновая буферная система – самая мощная буферная система крови. Она в 9 раз мощнее бикарбонатного буфера; на ее долю приходится 75% от всей буферной емкости крови. Участие гемоглобина в регуляции р. Н крови связано с его ролью в транспорте кислорода и углекислого газа. Константа диссоциации кислотных групп гемоглобина меняется в зависимости от его насыщения кислородом. При насыщении кислородом гемоглобин становится более сильной кислотой (ННb. О 2). Гемоглобин, отдавая кислород, превращается в очень слабую органическую кислоту (ННb).
Белковая буферная система. Итак, гемоглобиновая буферная система состоит из неионизированного гемоглобина ННb (слабая органическая кислота, донор протонов) и калиевой соли гемоглобина КНb (сопряженное основание, акцептор протонов). Точно так же может быть рассмотрена оксигемоглобиновая буферная система. Система гемоглобина и система оксигемоглобина являются взаимопревращающимися системами и существуют как единое целое.
Белковая буферная система. Гемоглобин (ННb), попадая в капилляры легких, превращается в окси-гемоглобин (ННb. О 2), что приводит к некоторому подкислению крови, вытеснению части Н 2 СО 3 из бикарбонатов и понижению щелочного резерва крови. Перечисленные буферные системы крови играют важную роль в регуляции кислотно-основного равновесия. Как отмечалось, в этом процессе, помимо буферных систем крови, активное участие принимают также система дыхания и мочевыделительная система.
Список литературы: Учебник Глинка Н. Л «Общая химия» 1986 г Учебник Ленский А. С «Введение в бионеорганическую и биофизическую химию» 1989 г www. ximik. ru www. wikipedia. ru
Скачать презентацию Теория кислот и оснований Протолитические равновесия Буферные системы
Теория кислот и оснований. Буф.сист. крови.ppt