Занятие № 6 Тема: «Кислотно-основное равновесие в организме. Водородный показатель биологических жидкостей. Буферные растворы».

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 9 из 9

1. Актуальность темы:

       Поддержание кислотно-основного и электролитного равновесия в тканях, биологических жидкостях крайне важно для нормального функционирования организма. Изменение электролитного состава приводит к изменению реакции среды биологических жидкостей. Во-первых, ионы Н⁺ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения. Во-вторых, ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго определенном интервале значений рН (например, фермент пепсин, участвующий в расщеплении пищи в желудке, активен только при рН = 1,5). В-третьих, даже небольшие изменения концентрации ионов Н⁺ ощутимо влияют на величину осмотического давления в этих жидкостях. Поддержание постоянного рН в крови и тканевых жидкостях регулируется с помощью нескольких буферных систем. Одним из способов диагностики заболеваний является определение рН желудочного сока, крови, мочи.

2. Цель обучения:

  Знать основные положения теории электролитической диссоциации; понятие о сильных и слабых электролитах; понятие о буферных растворах; механизм действия буферных растворов; буферные системы организма. Уметь решать расчетные задачи по вычислению концентрации ионов водорода и рН растворов сильных и слабых электролитов; решать расчетные задачи на вычисление рН буферных растворов; буферной ёмкости.

3. Вопросы для обсуждения:

1. Диссоциация воды. Ионное произведение воды.

2. Водородный показатель. Шкала рН. рН биологических жидкостей. Ацидоз, алкалоз.

3. Теория кислот и оснований Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса.

4. Типы протолитических реакций: нейтрализации, гидролиза, ионизации.

5. Гидролиз солей, типы гидролиза. Степень и константа гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

6. Роль гидролиза в биохимических процессах.

7. Буферные растворы. Классификация и химический состав.

8. Механизм буферного действия (гидрокарбонатного, фосфатного, ацетатного, аммиачного).

9. Расчёт pH буферных растворов. Уравнения Гендерсона–Хассельбаха для кислотного и основного буферных растворов.

10. Буферная ёмкость. Определение. Формулы для расчёта. Факторы, влияющие на буферную ёмкость.

11. Буферные системы крови. Понятие о кислотно-основном равновесии.

4. Ситуационные задачи:

№ задачи	Эталоны ответов:
1.	NaOH → Na+   + OH- [OH-] = C ∙ α = 0.1моль-ион/л [Н+] = 10-14 = 10-13                                           рН= -lg10-13 = 13         10-1
2.	CH3COOH → H+ + CH3COO- [H+] = C ∙ α = 0.01 ∙ 0.042 = 4.2 ∙ 10-4                   pH = -lg 4.2 ∙ 10-4 = 4 – lg4.2 = 3.38
3.	HA → H+ + A- [H+] = C ∙ α; [H+] = 0.2 ∙ 0.03 = 6 ∙ 10-3 [OH-] = 1∙10-14 = 1.7∙10-12                                   pOH = -lg 1.7∙10-12 = 12-lg1.7 = 11.78        6∙10-3
4.	А) ; =4.74 б) При добавлении раствора NaOH: Изменение pH составляет 4.78-4.74=0.04 В) При разбавлении в 15 раз: При разбавлении буферного раствора pH не изменется.
5.
6.
7.	В соответствии с уравнением Гендерсона-Хассельбальха:

1. Выполнить тестовые задания (письменно):

6. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):

7. Вспомогательные материалы по самоподготовке:

Приложение 1

Таблица трехзначных десятичных логарифмов