1 Лекция 2 для студентов 1 курса, обучающихся по специальности Стоматология Лектор: ст. преподаватель Руковец Татьяна Анатольевна Красноярск, 2014 Кафедра биологической химии с курсами медицинской, фармакологической и токсикологической химии Буферные растворы

Рассмотреть теоретические основы протолитического гомеостаза в организме и причины его нарушения. Показать теоретические подходы для диагностики и коррекции ацидемии и алкалиемии. Цель лекции

1. Актуальность темы. 2. Понятия и типы буферных. растворов, механизм их действия. 3. Приготовление буферных растворов. 4. Кислотно-основное равновесие в организме и его нарушения. 5. Выводы. 3 План лекции

Сохранение постоянства кислотности жидких сред имеет для жизнедеятельности человеческого организма первостепенное значение. Даже небольшие изменения концентрации ионов водорода в крови и межтканевых жидкостях ощутимо влияют на биологическую активность ферментов и гормонов, а также на величину осмотического давления в этих жидкостях. Решающую роль в регулировании рН играют буферные системы. Актуальность

В медицинской практике часто возникает необходимость в приготовлении буферных растворов, способных поддерживать постоянное значение рН: – для введения этих растворов в организм; – для моделирования в лабораторных условиях биопроцессов; – в клиническом анализе и т.д. Актуальность

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ – это растворы, рН которых мало меняется при добавлении сильных кислот и оснований, а также при разбавлении водой. ПОНЯТИЕ БУФЕРА

По составу буферные растворы делят на три типа: Кислотный буфер – образован слабой кислотой и её солью СН 3 СООН СН 3 СООNa Н 2 СО 3 NaНСО 3 Основный буфер – образован слабым основанием и его солью, NH 3 NH 4 Cl 7 Ацетатный буфер Бикарбонат ный буфер Аммиачный буфер Солевой буфер Солевой буфер – образован двумя солями, одна из которых выполняет роль слабой кислоты, а другая – сопряженного ей основания,например, NaH 2 PO 4 Na 2 HPO 4 Фосфатный буфер

8 Приготовить такие буферные растворы можно просто путём сливания двух соответствующих растворов. При этом будут совмещаться два равновесия: Диссоциация слабого электролита (1) СН 3 СООН СН 3 СОО - + Н + (1) Гидролиз по его сопряженному иону (2): СН 3 СООNa СН 3 СОО - + Na + CH 3 COO - + НОН СН 3 СООН + НО - (2)

9 Благодаря совмещению равновесий ДОБАВЛЕНИЕ РАСТВОРА СОЛИ к буферу не приведет к смещению равновесия реакции диссоциации уксусной кислоты влево. Этому препятствует НО, который появляется при гидролизе соли по аниону. ДОБАВЛЕНИЕ КИСЛОТЫ к буферу не приведет к смещению равновесия реакции гидролиза соли влево, Этому препятствуют Н +, образующийся при диссоциации слабой кислоты.

БУФЕР – это сопряженная кислотно-основная пара, компоненты которой находятся в соотношении 1:1 или один из компонентов этой пары может преобладать над другим в 10 раз. 10

СН 3 СООН / СН 3 СОО - Н 2 СО 3 / НСО 3 - Н 2 РО 4 - / НРО 4 2- NН 4 / NН 3 11 ¨ + Сопряженные кислотно-основные пары АН/А - или + ВН/В ¨

Кислота в ней не должна быть слишком сильной (рК а < 3), так как в этом случае нельзя пренебречь диссоциацией кислоты; Кислота в ней не должна быть и слишком слабой (рК а > 11), так как в этом случае нельзя пренебречь гидролизом соли (ведь очень слабой кислоте будет соответствовать очень сильное сопряженное основание, по которому идет гидролиз). 12 Ограничения, накладываемые на буферную систему:

рН б = рК а (к-та/осн.) +g Это обобщенное уравнение для любого буфера, как кислотного, так и основного. рН буферного раствора зависит: от природы сопряж. кислотно-основной пары (через её рК а ) от температуры от соотношения равновесных молярных концентраций основания и кислоты 13 [ основание ] [ кислота] рН буфера (уравнение Гендерсона-Гассельбаха)

СН 3 СООН / СН 3 СОО - NН 4 / NН 3 14 Н+Н+ - ОН ¨ + Н+Н+ н ОН Механизм действия буфера

СН 3 СОО + Н + СН 3 СООН СН 3 СООNa + НCl СН 3 СООН + NaCl СН 3 СООН + ОН НОН + СН 3 СОО СН 3 СООН + Na ОН НОН + Н 3 СCООNa NН 3 + Н + + NH 4 NН 3 + НCl NH 4 Cl + NH 4 + OH НОН + NН 3 NH 4 Cl + NaOH НОН + NН 3 + NaCl 15 Механизм действия буферных растворов

Используется уравнение Гендерсона –Гассельбаха, где равновесные молярные концентрации компонентов буфера выражены через их аналитические концентрации и объёмы: рН б = рК а (к-та/осн.) +g 16 С м · V (осн) С м · V (к-ты) Если С М (осн) = С М (к-ты), то уравнение примет более простой вид: V (осн) V (к-ты) Приготовление буферного раствора (по заданному рН)

рН – рК а = 17 g V (осн) V (к-ты) Δ рН V (осн) V (к-ты) = аntig Δ рН Отсюда можно вычислить отношение объемов компонентов буфера

Если знаем отношение объемов компонентов и объём всего буфера, то нетрудно доказать, что 18 V к = V (буфера) 1 + а g Δ рН V о = V (буфера) - V к Определение объемов компонентов буфера

Приготовить 50 мл аммиачного буфера с рН 8,8 из растворов двух его компонентов равной концентрации. Решение: 19 V ( + NH 4 / NH 3 ) 1 + а g Δ рН V( + NН 4 )= = а g(8,8-9,24) -0,44 Задача

аg - 0,44 =10 -0,44 = ,56 =3, V( NH 4 ) = = 36,76 мл V( NH 3 ) = 50 – 36,76 = 13,24 мл Ответ: V( NH 3 H 2 O ) =13,24 мл V( NH 4 Сl ) =36,76 мл ,36

БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ (В) – число молей эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которые нужно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить величину рН на единицу. БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ

Постоянство рН крови (7,36±0,04) обеспечивается буферными системами крови сопряженно с работой легких и почек. Буферные системы крови неравномерно распределены между плазмой и эритроцитами. 22 Буферные растворы организма

Гидрокарбонатный буфер H 2 CO 3 / HCO 3 – pK a 6,25 Фосфатный буфер H 2 PO 4 – / HPO 4 2 pK a 6,8 Белковый буфер HPt / Pt – работает сопряженно с бикарбонатной системой. 23 В плазме крови

# вероятнее всего, гистидиновый 24 N H N H + N H N.. pK a 7,0 Аминокислотный буфер

Гемоглобиновый буфер в двух вариантах: НHb / Hb – рК а 8,2 НHbО 2 / HbО 2 – рК а 6,95 (оксигемоглобиновый) # Гемоглобиновый-оксигемоглобиновый буфер составляет 75 % всей буферной емкости эритроцитов 25 В эритроцитах

Гидрокарбонатный буфер # работает сопряженно с гемоглобиновым Фосфатный буфер (незначительная буферная емкость) а) неорганические фосфатные буферные пары б) органические фосфатные буферные пары 26 В эритроцитах

В моче, межклеточной жидкости фосфатная буферная система будет играть более важную роль, чем в крови. Предполагают, что в тканях может существовать также аминокислотная и пептидная буферная система (дипептиды карнозин, ансерин). В почках может работать аммиачная буферная система, но в сопряжении с фосфатной и гидрокарбонатной. 27 В других тканях организма

Согласно уравнению Гендерсона-Гассельбаха, рН = рК а (Н 2 СО 3 / НСО 3 – ) + g = = 6,1 + g где S – коэффициент растворимости СО 2 в крови, равный 0,033 (коэфф.Будзена), P СО 2 – равновесное парциальное давление СО 2 28 [НСО 3 – ] [Н 2 СО 3 ] [НСО 3 – ] SP СО 2 Растворимая в воде часть СО 2 6,4 при 25 С 6,1 при 37 С Гидрокарбонатная буферная система

Знание этого уравнения совершенно необходимо для понимания того, как будут развиваться ацидозы и алкалозы. На основе этого уравнения можно также подсчитать, каким должно быть соотношение бикарбоната и угольной кислоты, чтобы обеспечить рН 7,4: 7,4 = 6,1 + g 29 [НСО 3 – ] [Н 2 СО 3 ]

7,4 – 6,1 = g и отсюда = antig 1,3 = = 20 раз Таким образом, в плазме крови преобладает основный компонент бикарбонатного буфера. щелочной резерв крови - показатель функциональных возможностей буферной системы крови; представляет собой количество двуокиси углерода (в мл), которое может быть связано 100 мл плазмы крови, предварительно приведенной в равновесие с газовой средой, в которой парциальное давление двуокиси углерода составляет 40 мм ртутного столба.парциальное давление Избыток НСО 3 – – есть щелочной резерв организма. 30 [НСО 3 – ] [Н 2 СО 3 ] [НСО 3 – ] [Н 2 СО 3 ] Находим соотношение компонентов буфера

При поступлении Н + в кровь в работу включается в первую очередь бикарбонатная буферная система: Н + + НСО 3 – Н 2 СО 3 Н 2 О + СО 2 Вентиляция легких сдвигает равновесие вправо. Таким образом, легкие помогают удалять протоны Н+ 31 СО 2 выводится через легкие

32 Нарушения кислотно-основного равновесия Изменение рН на 0,2 – 0,3 единицы приводит к серьезным патологическим нарушениям. Сдвиг рН на 0,6 единиц является смертельным!!! изменяется структура белков и их функции запускается неферментативный катализ нежелательных органических реакций. Включение буферных систем в компенсацию возникших сдвигов в концентрации Н + самое быстрое (10 – 15 мин). Легочная вентиляция включается через 10 – 18 часов и приводит к стабилизации отношения [HCO 3 – ]/S·P CO 2 Почечная компенсация включается в течение 2–3 суток и связана с включением ряда дополнительных ферментативных процессов.

33 Состояние рНР СО 2, мм рт.ст. 1. Метаболический ацидоз Норма 7,36 ± 0,0440 7, Дыхательный алкалоз 3. Дыхательный ацидоз 7,4 >40

Характеризуется избытком нелетучей кислоты или дефицитом НСО 3 – Причины: Нарушение кровообращения Кислородное голодание Диарея Нарушение выделительной функции почек Диабет 34 Метаболический ацидоз

Характеризуется удалением молекул кислот или накоплением буферных оснований, включая содержание НСО 3 – Причины: Неукротимая рвота, удаление кислых продуктов из желудка Запор (накопление щелочных продуктов в кишечнике) Длит. прием щелоч. пищи и минерал.воды 35 Метаболический алкалоз

Характеризуется пониженной скоростью вентиляции легких по сравнению со скоростью образования СО 2. Причины: Заболевания органов дыхания Гиповентиляция легких Угнетение дыхательного центра некоторыми препаратами, например, барбитуратами 36 Респираторный ацидоз

Характеризуется повышенной скоростью вентиляции легких по сравнению со скоростью образования метаболического СО 2. Причины: Вдыхание разреженного воздуха Чрезмерное возбуждение дыхательного центра вследствие поражения мозга, Гипервентиляция легких Развитие тепловой одышки 37 Респираторный алкалоз

Прежде всего выясняются причины: нарушение процессов дыхания (респираторный ацидоз или алкалоз) или процессов пищеварения и выделения (метаболический ацидоз или алкалоз) Для устранения алкалоза иногда используют 5% раствор аскорбиновой кислоты, частично нейтрализованный гидрокарбонатом натрия до рН 6 – Коррекция нарушений КОР

При ацидозе в качестве экстренной мере используют: в/в вливание 4-8 % растворов гидрокарбоната натрия NaHCO 3 3,66% водный трисамин Н 2 NC(CH 2 OH) 3 11% лактат натрия. Последние средства, нейтрализуя кислоты, не выделяют СО 2, что повышает их эффективность. 39 Коррекция нарушений КОР (продолжение)

Термодинамика изучает законы, которые описывают энергетические превращения, сопровождающие физические, химические и биологические процессы. Система – тело или группа взаимодействующих тел, фактически или мысленно выделяемых из окружающей среды. Химическая термодинамика

Классификация систем (по однородности): Гомогенная система – это однородная система, в которой нет частей, различающихся по свойствам и разделенных поверхностями раздела (воздух, вода, истинные растворы).

Гетерогенная система – это разнородная система, состоящая из двух или более частей, отличающихся по свойствам, между которыми есть поверхность раздела (молоко, цельная кровь, живые системы, существующие на Земле).

Классификация систем (по характеру взаимодействия с окружающей средой): - Изолированная (отсутствует обмен энергией и веществом с окружающей средой) - Закрытая (обмен с окружающей средой энергией) - Открытая (обменивается с окружающей средой энергией, веществом и информацией) Живой организм – открытая система. СОСТОЯНИЯ СИСТЕМЫ: Термодинамическое равновесное состояние (постоянство всех свойств во времени без потоков вещества и энергии) Стационарное состояние (постоянство свойств во времени за счет непрерывного обмена веществом, энергией и информацией между системой и окружающей средой) Переходное состояние (изменение свойств системы во времени)

Процесс – это переход системы из одного состояния в другое, сопровождающийся изменением () хотя бы одного параметра, характеризующего данную систему. Изотермический процессТ = соnst, Т = 0 Изобарический процесср = соnst, р = 0 Изохорический процессV = соnst, V = 0 Жизнедеятельность человека протекает при изобарно – изотермических условиях (р, Т = соnst) = конечное значение – начальное значение

Энергия (Е) – количественная мера интенсивности различных форм перемещения и взаимодействия частиц в системе, включая перемещение системы и ее взаимодействие с окружающей средой. к Дж/моль Внутренняя энергия – полная энергия системы, равная сумме потенциальной и кинетической энергии всех частиц этой системы U = E кин + Е пот

Работа (А) – энергетическая мера направленных форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. Теплота (Q) – энергетическая мера хаотических форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. Энтропия (S) – термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности системы, т.е. неоднородности расположерния и движения ее частиц. S = Q/Т Информация (I) – мера организованности системы, т.е. упорядоченности расположения и движения ее частиц.

Энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных соотношениях. Для изолированных систем: U = 0 (внутренняя энергия постоянна) Для закрытых систем: Q = U + A (если к закрытой системе подвести теплоту Q, то эта энергия расходуется на увеличение внутренней энергии системы U и на совершение системой работы против внешних сил окружающей среды) Первый закон термодинамики

Энтальпия Энтальпия – термодинамическая функция, характеризующая энергетическое состояние системы при изобарно – изотермических условиях. Н = U + pV Q = H кон – Н нач = Н Энтальпия реакции Н р – количество теплоты, которое выделяется или поглощается при проведении химических реакций.

Экзотермические процессы сопровождаются выделением энергии из системы в окружающую среду. Н экзо < 0 Эндотермические процессы сопровождаются поглощением энергии системой из окружающей среды. Н эндо > 0

Энтальпия реакции (тепловой эффект реакции) зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути, по которому протекает реакция. ЗАКОН ГЕССА (1840) Н р = Н 1 = Н 2 + Н 3 = Н 4 + Н 5 + Н 6

Первое следствие из закона Гесса Энтальпия реакции равна разности алгебраической суммы энтальпий образования всех продуктов реакции и алгебраической суммы энтальпий образования всех исходных веществ.

Первое следствие из закона Гесса Нр = νj Н(Yj) - νi Н(Yi) Н(Yi), Н(Yj) – энтальпии образования исходных веществ Yi и продуктов реакции Yj. νi, νj – коэффициенты в уравнении реакции. ! Следствие позволяет вычислять энтальпии различных реакций, в т.ч. биохимических.

Второе следствие из закона Гесса Энтальпия прямой реакции численно равна энтальпии обратной реакции, но с противоположным знаком. Н = - Н

Второй закон термодинамики. Энергия Гиббса. В изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие необратимые процессы, при которых энтропия системы возрастает, т.е. S >0 Самопроизвольный процесс совершается в системе без затраты работы извне и уменьшает работоспособность системы после своего завершения.

Энергия Гиббса Энергия Гиббса – обобщенная термодинамическая функция состояния системы, учитывающая энергетику и неупорядоченность системы при изобарно – изотермических условиях. G = H – TS G = Gкон. - Gнач. G°р = νj G°(Xj) - νi G°(Xi)

Второй закон термодинамики для любых систем В системе при постоянной температуре и давлении самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса уменьшается, т.е. G < 0. самопроизвольно протекают все экзотермические реакции (Н 0)

Литература Основная: 1. Слесарев В.И. – Химия: Основы химии живого: Учебник для вузов. – 3-е изд., испр. – СПб: Химиздат. – – 784 с Дополнительная: Пузаков С.А. – Химия: Учебник, 2-е изд. испр. и доп. М.: ГЭОТАР-Медиа Медицина, – 624 с Артеменко А.И. – Справочное руководство по химии. – М.: Высшая школа,

Литература Электронные ресурсы: 1. Электронный каталог Крас ГМУ 2. Электронная библиотека по дисциплине химия: общая и неорганическая.-/ гл. ред. М.А. Пальцев.-М.: Русский врач, Ресурсы Интернет 58

СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ 59