Реферат: Буферні системи

«Активна реакція середовища. Буферні системи організму»

План:

1.Вода як універсальний розчинник.

2. Поняття електролітичної дисоціації та сили електроліту.

3. Кислоти, луги та солі у водних розчинах.

4. Активна реакція середовища та водневий показник.

5.Поняття буферних властивостей. Механізм дії буферних систем.

Окрім механічних перенесень,частинки дисперсійної фази та дисперсій-ного середовища хімічно взаємодіють між собою. Дисперсійним середовищем більшості дисперсних систем організму є вода, яка складає біля 80 % ваги тіла. Молекула води складається з двох атомів водню ( мають по одному неспарено-му електрону ) та атома кисню який має два неспарених електрона.

_хх

Н ^{. х} О ^{х .} Н

^хх

Атоми зв′язані між собою двома ковалентними ( рівносильними , двохелектро-нними, двохцентровими ) полярними зв′язками:

_хх

Н - O - H

^хх

Кисень більш електронегативний ( сильніший ) атом і відтягує електронну гус-тину зв′язків на себе , набуваючи при цьому частково негативного заряду ( за-ряд електрона – ). Атоми водню, збіднені електронами, набувають часткового позитивного заряду.

^{+ – +}

H - O - H

Електростатичне відштовхування між однойменно зарядженими атомами, та наявність двох вільних пар електронів у атома кисню, обумовлює тетраедрич-ну будову молекул води в просторі, протилежні кінці якої заряджені різнойме-нно:

Н⁺

О^–

.. Н⁺

(–)

..

(–)

Молекула – кінці якої мають протилежні заряди називається диполем.

Дипольний момент –кількісна характеристика полярності молекули, являє со-бою добуток величини зарядів на відстань між ними :

= q L (D)

Дипольна будова приводить до того, що молекули води об′єднуються між со-бою з утворенням асоціатів (рідини) за рахунок водневих зв′язків :

Н—О ---Н: О—Н :О—Н:О—Н:О—Н:О—Н:О---Н

Н Н Н Н Н Н

При цьому, хімічні властивості води залишаються незмінними ( водневі зв′язки слабкі ), а фізичні властивості змінюються дуже. Зокрема значно зростає розчи-нююча здатність води. Взаємодіючи з молекулами інших полярних речовин во-да гідратує їх, розриваючи внутрішньомолекулярні зв′язки:

_{t = 1400} ⁰ C

NaCI Na⁺ + CI ^--

NaCI ^{t=20 C H} ₂ ^O Na⁺ + CI ^--

Процес розпаду речовин на іони під впливом розчинника називається дисоціа - цією.

Й они щомають позитивний заряд (недостачу електронів) називаються катіо - нами , ай они що мають негативний заряд (надлишок електронів) називаються аніонами.

Речовини які при розчиненні утворюють розчини що володіють іонною про-відністю називають електролітами.

Кількісною характеристикою процесу дисоціації є :

ступінь дисоціації – –характеризує сильні електроліти і є відношенням кіль-кості молекул що продисоціювали до їх загальної кількості.

К онстанта дисоціації –К_д –характеризує слабкі електроліти. Для речовини МА , щодисоціює за схемою

МА М ⁺ + А ^–

K_д = [ M⁺ ]^. [A^— ]/ [ MA] ^. 100 %

Чому різні фізичні величини виражають глибину дисоціації ?

1. Сильні електроліти дисоціюють майже повністю.В розчині практично не за-лишається молекул що не продисоціювали : NaCI Na⁺ + CI ^-- .

2. При дисоціації слабких електролітів, в розчині встановлюється динамічна рівновага між молекулами та йонами.Чим вище значення К_д тим в більшій мірі речовина розпалася на йони.

3. По силі електроліти класифікують на :

сильні – процент розпаду > 30 % H₂ SO₄ , HCI , NaCI

середньої сили – процент розпаду >3 % < 30 % CH₃ COOH , NH₄ OH

слабкі – процент розпаду < 3 % CH₃ CH(OH)COOH

Кислоти у водних розчинах дисоціюють (розпадаються) на катіони (протони ) воднюта аніони кислотного залишку:

HCI H⁺ + CI ^– = 100 % ; HF H⁺ +F ^– K_д =7.0 ^. 10 ^–4 ;

СН₃ СООН СН₃ СОО ^– + Н⁺ К_д =1.7^. 10^–5 ;HCNH⁺ + CN ^– K_д =6.2 ^. 10^—10

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто з різною силою:

Н₃ РО₄ Н⁺ + Н₂ РО₄ ^– К_д = 7.1^. 10 ^–3 ;

Н₂ РО₄ ^-- Н⁺ + НРО₄ ^2– К_д = 6.2^. 10 ^–8 ;

НРО₄ ^2-- Н⁺ + РО₄ ^3– К_д = 4.4 ^. 10 ^–13 .

Основи у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіону металу та аніону гідроксилу:

NaOH Na⁺ + OH ^– = 100% ;

Ca(OH)₂ Ca²⁺ + 2OH ^– = 30 % ;

NH₄ OH NH₄ ⁺ + OH ^– К_д = 1.79 ^. 10 ^–5 .

Солі у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіону металу та аніону кислотного залишку.

NaCI Na⁺ + CI ^– = 100 %

Na₂ SO₄ 2Na⁺ + SO₄ ^2– = 100 %

Майже всі солі є сильними електролітами, бо утворені за допомогою йонного зв′язку.

Отже : сила електроліту (глибина розпаду молекули) залежить від типу зв‘язку в молекулі, який визначається різницями електронегативностей елементів що його утворюють:

Розрізняють

Ковалентний неполярний Е.Н. = 0 – 0.9 Н₂ ; СІ₂ ; О₂

Ковалентний полярний Е.Н. = 0.9 –1.9 НСІ =0.9 ; HF =1.9

Й онний Е.Н. = 1.9 – 3.3. NaF = 3.1

Таблиця електронегативності деяких хімічних елементів

Елемент K Na Li Mg AL Si H C N CI Br I O F

E.H. 0.8 0.9 1.0 1.21.51.82.1 2.53.0 3.0 2.8 2.5 3.5 4.0

Молекули води маючи великі дипольні моменти, в невеликій кількості і самі розпадаються на йони згідно рівняння:

Н₂ О Н⁺ + ОН ^– або 2Н₂ О Н₃ О⁺ + ОН ^– .

Виходячи із значення константи дисоціації К_д =[H⁺ ]^. [OH^– ]/ [H₂ O] = 1.86^. 10 ^–16 можна зробити висновок, що вода слабкий електроліт ( із 55 млн. молекул во-ди, що містяться в одному літрі дисоціює тільки одна ). Отже , при постійній температурі концентрація недисоційованої форми величина постійна і стано-вить:

[ H₂ O] = 1000/18 = 55.56 (моль/літр), де 1000 г/л – маса одного літра води, 18 г/моль – маса одного моля води. З рівняння, що визначає константу дисоціації води отримуємо вираз добутку двох констант:К_д ^. [ H₂ O] = [H⁺ ] ^. [OH ^– ], який називають іонним добутком води.

1.86 ^. 10 ^{–16 .} 55.56 = [ H⁺ ] ^. [OH ^– ]

10 ^–14 = [ H⁺ ] ^. [ OH ^– ]

Іонний добуток води показує, що: зміна концентрацій одного йону не може проходити без зміни концентрації іншого; співвідношення концентрацій вільних водневих та гідроксильних йонів визна-чає активну реакцію розчину:вільні водневі йони визначають активну кислот-ність, а вільні гідроксильні йони визначають активну лужність середовища.

Розчини в яких [ H⁺ ] = [ OH ^– ] називають нейтральними;

Розчини в яких [H⁺ ] > [ OH ^– ] називають кислими ;

Розчини в яких [ H⁺ ]< [ OH ^– ] називають лужними.

Виходячи з рівняння дисоціації води та виразу іонного добутку можна вста-новити активну реакцію води:

Н₂ О Н⁺ + ОН ^–

[ H⁺ ] ^. [ OH ^– ] = 10 ^–14

Поскільки при дисоціації утворюється однакова кількість протонів водню та гідроксильних аніонів, то позначивши концентрацію протонів водню через Х , приймаємо і концентрацію гідроксильних аніонів теж рівну Х .

Маємо :

Х ² = 10 ^--14

X = [ H⁺ ] =[ OH ^-- ] = 10 ^--7

Отже :вода має нейтральну реакцію .

Поскільки значення молярної концентрації протонів водню та аніонів гідрокси-лу є числа з від‘ємними показниками ступеня, то в розрахунках користуватися ними незручно . Тому,нім . вчений Зьоренсен ввів поняття водневого показни-ка рН (potens hidrojen), що означає в дослівному перекладі « сила водню»:

Водневий показник являє собою десятковий логарифм концентрації водневих іонів з від‘ємним знаком: рН = – Lg [H⁺ ].

Якщо [H⁺ ] = 10 ^–7 , то рН = – Lg [ 10 ^–7 ] = 7 ; [ H⁺ ] = 10 ^-11 то рН = 11 .

Отже :для нейтральних розчинів рН = 7 , для кислих розчинів рН 7, для луж-них розчинів рН > 7 .

Біохімічні процеси проходять при строго визначених значеннях рН. Зміна цих значень може не тільки прискорити чи загальмувати їх протікання, а і повністю змінити напрямки перебігу. Недивлячись на те, що проміжні продукти біохі-мічних процесів мають різні значення рН,в ході обмінних реакцій кардиналь-ної зміни активної реакції середовища не відбувається завдяки наявності в ор-ганізмі речовин, що володіють буферними властивостями .

Буферні властивості проявляються у зв‘язуванні надлишку вільних водневих чи гідроксильних йонів у малодисоційовані чи менш дисоційовані молекули.

Приклад: При бігові на довгі дистанції організм перебуває у стані кисневого голоду. В нор-мі вуглеводи розпадаючись до СО₂ та Н₂ О забезпечують м‘язи енергією розпаду АТФ. Проте при окисленні в умовах дефіциту кисню розпад вуглеводів проходить лише до стадії молоч-ної кислоти. Остання, будучи досить сильною кислотою К_д = 1.38 ^. 10 ^{-- 4} , відчутно закислює внутріклітинне середовище (порушує баланс між концентраціями протонів водню і гідрок-сильних аніонів у сторону збільшення концентрацій перших). Нервові рецептори фіксуючи зміну рН викликають відчуття болю. Через деякий час біль проходить внаслідок нормалізації клітинного та тканинного рН завдяки дії буферних систем.

В рівняннях описаний випадок виглядить слідуючим чином:

С₆ Н₁₂ О₆ 2 СН₃ СН(ОН)СООН

СН₃ СН(ОН)СООН СН₃ СН(ОН)СОО ^-- + Н ⁺ К_д = 1.38 ^. 10 ^–4

NaHCO₃ Na ⁺ + НСО₃ ^--

Н₂ СО₃ Н ⁺ + НСО₃ ^-- К_д = 5 ^. 10 ^--11

Із значнень констант дисоціації молочної та вугільної кислот видно, що протон водню, який утворюється при дисоціації молочної кислоти, зв‘язується гідрокарбонатним аніоном у вугі-льну кислоту, яка являється значно слабкішою (гірше дисоціює) ніж молочна кислота. В ре-зультаті кількість вільних водневих іонів зменшується, кислотність середовища стабілізуєть-ся.

Н⁺ + НСО₃ ^– Н₂ СО₃ Н₂ О + СО₂

Речовини , які володіють буферними властивостями (буферні системи ) явля-ють собою:

1. Суміші розчинів слабких кислот з розчинами їх солей від сильних основ (кислотні б.с. ).

2.Суміші розчинів слабких основ з розчинами їх солей від сильних кислот ( ос-новні б.с. ).

Серед кислотних буферних систем найбільше значення в організмі мають слідуючі:

Гідрокарбонатна: Н₂ СО₃ + NaHCO₃

Ацетатна: СН₃ СООН + СН₃ СООNa

Фосфатна: NaH₂ PO₄ + Na₂ HPO₄

Білкова: білок-кислота + білок-сіль,

асередосновних

Амонійна: NH₄ OH + NH₄ CI .

Буферна дія системи не безмежна, вона визначається буферною ємністю , яка кількісно характеризує здатність системи підтримувати буферну дію. Вимірює-ться кількістю сильної кислоти чи лугу, яку необхідно додати до 1 літру роз-чину щоб його рН змінилося на одиницю.

При розведенні чи концентруванні буферних розчинів, буферна дія зберігається, змінюється лише буферна ємність: при розведенні вона зменшується, при концентруванні– збільшується.

Систематичні тренування приводять до збільшення буферних ємностей орга-нізму.

Питання для самоконтролю

1. Електронна та просторова будова молекул води.

2. Характеристика електролітів, поняття ступеня та константи дисоціації.

3. Кислоти, основи, солі як електроліти.

4. Рівняння іонного добутку води, його наслідки.

5. Поняття водневого показника. Нейтральні, кислі та лужні розчини.

6. Характеристика та класифікація буферних систем.

7. Механізм дії буферних систем.