77. Буферные системы, классификация, механизм их действия. Расчет рН буферных систем. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха. Буферная емкость.

Буферными растворами называют растворы, рН которых не изменяется при добавлении небольших количеств кислот или щелочей, а также при разбавлении их водой. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури (1923) объясняет механизм буфер-ного действия. Согласно этой теории, кислота – это донор протонов. Различают: кислоты–молекулы (CH₃COOH), кислоты-катионы (NH₄⁺), кислоты–анионы (H₂PO₄^-) . Каждая кислота сопряжена со свом основанием. Основание – это акцептор протонов. Cопряженные пары кислот и оснований NH₄⁺ ↔ NH₃+ H⁺ Cопряженные пары кислот и оснований H₂PO₄^- ↔HPO₄^2- + H^+. Буферный раствор содер-жит кислоту и сопря-женное с ней основание. Именно поэтому он способен нейтрализовы-вать как добавленную кислоту, так и добавлен-ное основание. Уравнение Гендерсона- Гассельбаха позволяет рассчитать рН буферного раствора:

Буферная емкость раствора (В, ммоль/л) - это количества сильных кислот или щелочей, при при-бавлении которых к 1 л буферного раствора, про-исходит изменение рН на единицу.

Сн·V

В = ----------------- ,

|рН - рНо| ·Vбр где Сн - нормальность добавляемых кислот или щелочей, моль/л, V – их объем, мл, Vбр - объем буферного раствора, л. Буферная емкость зависит: 1) от концентрации: чем концентрированнее раствор, тем больше его буферная емкость; 2) от соотношения концентраций компонентов

[комп. 1]

В_max при ----------- = 1

[комп. 2]

Чем больше буферная емкость раствора, тем лучше он поддерживает кислотно - основное равновесие. Характеристиками биологических буферных систем являются: B_к – буферная емкость по кислоте, B_щ – буферная емкость по щелочи. Как правило, B_к > B_щ

78. Буферные системы крови. Гидрокарбонатная буферная система. Гемоглобиновая буферная система. Гидрофосфатная буферная система. Белковая буферная система. Сравнительная характеристика емкости буферных систем крови. Понятие о кислотно-щелочном равновесии крови. Ацидоз и алкалоз.

Из буферных систем организма наибольшей емкостью характеризуются буферные системы крови, которые распределены между эритроцитами и плазмой.

В организме человека в спокойном состоя-нии ежесуточно об-разуется количество кислоты, эквивалент-ное 2,5 л HCl (конц). Гидрокарбонатный (водокарбо-натный) буфер: H₂CO₃/HCO₃^{- .} СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ ↔ НСО₃^-+ Н^+. Механизм буферного действия: Н⁺ + НСО₃^- ↔ Н₂СО_3, ОН^- + Н₂СО₃ ↔ НСО₃^- + Н₂О. Избыток гидрокарбоната создает щелочной резерв крови, Вк = 40 ммоль/л; Вщ = 1-2 ммоль/л. Гидрокарбонатный буфер связан со всеми буферными системами вне- и внутри-клеточных жидкостей. Всякие изменения в них сказываются на концентрации составля-ющих данного буфера. Анализируя содержа-ние НСО₃^- в крови можно диагностиро-вать наличие дыха-тельных и метаболи-ческих нарушений. 2. Гидрофосфатная буферная система Н₂PO₄^-/HPO₄^2- .В_к = 1-2 ммоль/л; В_щ = 0,5 ммоль/л

Низкая буферная емкость объясняется низкой концент-рацией ионов в крови. Однако эта система играет решающую роль в других биологических жидкостях: в моче, соках пищевари-тельных желез, а также во внутриклеточных жидкос-тях. 3.Гемоглобин-оксигемоглобин: ННb/Нb^-. ННb - слабая кислота

(Ка = 6,37·10^-9) Н⁺ + НВ^- ↔ННb. ОН^- + ННb ↔ Hb^- + H₂O. HHb + O₂ ↔HHbO₂ (Ка = 1,17·10^-7) HHbO₂/ HbO₂^- . H⁺ + HbO₂^- ↔ HHbO_{2 ,}OH^- + HHbO₂ ↔HbO₂^- + H₂O. Буферная система гемоглобин-оксигемоглобин обеспечивает 75% буферной емкости крови.

Вк (альбуминов) = 10 ммоль/л, Вк (глобулинов) = 3 ммоль/л. Белковые буферы содержат-ся не только в крови, но практически во всех биоло-гических жидкостях. Буферные системы организма обеспе-чивают кислотно-основной гомеостаз человека. Для биологических жид-костей характерен кис-лотно-основной гомеостаз (постоянство значений рН), обусловленный действием биологических буферных систем. Наиболее опасными видами нарушения кислотно-основ-ного равновесия в организме: ацидоз – увеличение кислотности крови, алкалоз –увеличение щелочности крови.

Опасность изменения рН связана: 1) со снижением активности ферментов и гормонов, активных только в узком диапазоне рН; 2) с изменением осмотического давления биологических жидкос-тей; 3) с изменением скорости биохи-мических реакций, катализиру-емых катионами Н⁺. При изменении рН крови на 0,3 единицы может наступить тяжелое кома-тозное состояние, а 0,4 единицы - смертельный исход. Коррекция ацидоза - внутривенное введение 4%-ного раствора NaHCO₃: HCO₃^- + H⁺ ↔ H₂CO_{3 Антацидными (гипоцидными) называются лекарственные пре-параты, снижающие кислотность биологических жидкостей.} Коррекция алкалоза- внутривенное введение растворов аскорбиновой кислоты (5% или 15%). Повышение кислотности в ротовой полости связано с приемом пищи (особенно сладкой). При этом происходит разрушение зубной эмали (толщина которой всего 2 мм): Сa₅(PO₄)₃F(к) ↔ 5 Са²⁺ + 3 РО₄^3- + F^-. В норме равновесие смещено влево. При избыточной кислотности концентрация ОН^- уменьшается: Н⁺ + F^- ↔ НF. Равновесие смещается вправо.

79. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Роль гидролиза в биохимических процессах.

Гидролиз (гидролитическое разложение) – это реакция разложения сложных веществ на более простые вещества под воздействием воды. Гидролиз солей- это реакция ионного обмена между составными частями соли и воды, протекающая с изменением кислотности раствора

80. Окислительно-восстановительные реакции. Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций. Классификация окислительно-восстановительных реакций и их роль в организме.

Электрохимия – это раздел хими-ческой науки, изу-чающий электро-химические процес-сы.

Электрохимическими называются процессы: а) протекающие в растворе под воздействием электрического тока (электролиз); б) протекающие в растворе и приводящие к возникновению электрического тока во внешней цепи (гальванический элемент). Большинство электрохимических процессов являются окислительно-восста-новительными.ОВР – это реакции, протекающие с изме-нением степени окис-ления атомов, входя-щих в состав реагиру-ющих веществ.Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из допущения, что вещество состоит из ионов.

Типы ОВР 1.Межмолекулярные ОВР – окислитель и восстано-витель, разные вещества: К₂Cr₂O₇ + 6KI + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + K₂SO₄ + 4H₂O 2.Внутримолекулярные ОВР – атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одного вещества:2Cu(NO₃)₂ →2CuO + 4NO₂ + O₂ 3. Реакции диспропорциони-рования – атом одного хими-ческого элемента является и окислителем, и восстанови-телем: 3Cl₂ + 6KOH → 5KCl +KClO₃ + 3H₂O 2Н₂О₂ → 2H₂O + O₂

Большинство биохимичес-ких реакций являются окислительно-восстанови-тельными. Они играют важную роль в организме, выполняя две важнейшие функции: 1) пластическую – синтез сложных органических моле-кул; 2) энергетическую – выделение энергии при окислении сложных высокомолекулярных веществ: углеводов, жиров и белков. Энергоснабжение организма на 99% обеспечивается протеканием в нем ОВ процессов. Причем, 90% всей энергии выделяется при окислении углеводов и жиров, и лишь 10% – при окислении белков. Фармакологическое дейст-вие ряда лекарственных препаратов основано на их ОВ свойствах. Известно, что окислители обладают бактерицидными свойст-вами: I₂, H₂O₂, O₃, KMnO₄, HNO₃.

Na₂S₂O₃ – универсальное противоядие, применяемое при отравлениях тяжелыми метал-лами и хлором:

Pb(CH₃COOH)₂ + Na₂S₂O₃ + H₂O → PbS + Na₂SO₄ + 2CH₃COOH, Cl₂ + Na₂S₂O₃ + H₂O→2 HCl + S + Na₂SO₄