1 Лекция 2 для студентов 1 курса, обучающихся по специальности 060202-Стоматология Лектор: ст. преподаватель Руковец Татьяна Анатольевна Красноярск, 2014. - презентация

1 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

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

3 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

4 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

5 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

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

7 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 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 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.

10 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

11 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 ¨

12 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:

13 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)

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

15 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

16 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)

17 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

18 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

19 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

20 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

21 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

22 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

23 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

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

25 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

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

27 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

28 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

29 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 ]

30 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

31 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 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 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

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

35 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

36 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

37 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

38 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

39 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)

40 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

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

42 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).

43 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)

44 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

45 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

46 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.

47 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

48 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.

49 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

50 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

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

52 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.

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

54 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.

55 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)

56 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)

57 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,

58 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

59 СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ 59