Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


Занятие № 5 Тема: «Кислотно-основное равновесие в организме. Водородный показатель биологических жидкостей. Буферные растворы».

⇐ ПредыдущаяСтр 7 из 7


 

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 Текст задания:
1. Рассчитать [H+] и рН раствора гидроксида натрия, С=0, 1 моль/л, α =100%
2. Рассчитать [H+] и рН раствора уксусной кислоты, С=0, 01 моль/л, α =0, 042
3. Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0, 2 М растворе равна 0, 03. Вычислить значение [H+], [ОH-] и рОН для этого раствора.
4. Вычислить pH буферного раствора, приготовленного из 200 мл раствора CH3COOH (с=0, 1 моль/л) и 100 мл CH3COONa (c=0, 2 моль/л). Как изменится pH этого раствора при добавлении к нему 10 мл раствора NaOH (с=0, 1моль/л) и при разбавлении в 15 раз?
5. Рассчитать pH буферного раствора, приготовленного из 200 мл раствора NH4Cl (c=0, 1 моль/л) и 150 мл NH3•H2O (c=0, 25 моль/л)
6. К 100 мл крови добавили 25 мл раствора HCl (c=0, 05моль/л), при этом значение pH изменилось от 7, 36 до 6, 9. Рассчитать буферную ёмкость крови по кислоте.
4. Вычислить pKa молочной кислоты, если pH раствора в 1 литре которого содержится 0, 01 моль молочной кислоты и 0, 0139 моль лактат-иона (анион молочной кислоты) равен 4, 0.
№ 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):

1.   По протолитической теории Аррениуса основания - это электролиты, диссоциирующие в растворе с образованием ионов:
  A HCOO–
  B ОН-
  C СО32-
  D Н+
     
2.   По протолитической теории Аррениуса кислоты - это электролиты, диссоциирующие в растворе с образованием ионов:
  A Н+
  B К+
  C Na+
  D ОН-
     
3.   Выделите электролиты:
  A сера, сахар
  B бензол, этилен
  C ацетат Na, циановодородная кислота
  D вода, глюкоза
     
4.   Ионная сила плазмы крови человека равна 0, 15 М; заменителем плазмы крови является:
  A 0, 7 м раствор глюкозы
  B 0, 15 м раствор карбоната натрия
  C 0, 9% раствор хлорида натрия
  D 9% раствор хлорида натрия
     
5.   Водородный показатель рН характеризует:
  A кислотность
  B ионную силу
  C образование осадка
  D вязкость
     
6.   Если рН раствора равен 8, то концентрация ионов ОН– равна:
  A lg 10-8
  B 10-6
  C 10-8
  D 10-2
     
7.   рН 0, 0001 н раствора КОН равен:
  A 12
  B 10
  C 11
  D 4
     
8.   При приеме внутрь раствора гидрокарбоната натрия рН желудочного сока:
  A уменьшается
  B увеличивается
  C не изменяется
     
9.   рН раствора при равных концентрациях больше у:
  A HCN
  B NaOH
  C NH4OH
  D НСl
     
10.   Процесс гидролиза – это:
  A растворение соли в воде
  B распад вещества на ионы
  C взаимодействие ионов соли с составными частями воды
     
11.   Следствием гидролиза является:
  A разбавление раствора
  B изменение активной концентрации ионов соли
  C образование слабого электролита (электролитов)
  D накопление ионов Н+ или ОН– в растворе
     
12.   Гидролизу соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, соответствует уравнение:
  A СН3СОО– + Н2О = СН3СООН + ОН–
  B NH4+ + H2O = NH4OH + H+
  C NH4+ + CH3COO– + H2O = NH4OH + CH3COOH
  D Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+
     
13.   Гидролизу соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, соответствует уравнению:
  A HCOO– + HOH = OH– + HCOOH
  B NH4+ + HOH = H+ + NH4OH
  C Al3+ + CH3COO– + HOH = AlOH2+ + CH3COOH
  D NH4+ + CN– + HOH = NH4OH + HCN
     
14.   Гидролиз АТФ в организме – источник:
  A ионов водорода
  B воды
  C белков
  D энергии
     
15.   Буферные растворы – это система:
  A поддерживающая постоянство рН при добавлении небольших количеств кислот, щелочей, при разбавлении
  B изменяющая рН при добавлении сильных кислот, щелочей
  C изменяющая рН при разбавлении
  D не изменяющая рН при добавлении больших количеств сильных кислот, щелочей
     
16.   Выбрать из предлагаемых веществ возможные компоненты для приготовления буферных растворов:
  A NaCl, HHb, NaHb, HCl
  B NaHCO3, CO2∙ H2O, NaH2PO4, Na2HPO4
  C NaHCO3, CO2∙ H2O, Na2SO4, H2SO4
  D СН3СООNa, СН3СООН, NH4OH, NH4Cl
     
17.   От каких факторов зависит pH буферного раствора?
  A От концентрации компонентов
  B От соотношения концентрации компонентов
  C От константы диссоциации слабого электролита
  D От константы гидролиза соли
     
18.   рН крови в норме:
  A 1. 6, 80-6, 90
  B 2. 7, 90-8, 02
  C 7, 36-7, 42
  D 7, 42-7, 50
     
19.   В плазме крови (рН=7, 36-7, 40) присутствуют буферные растворы:
  A белковый
  B аммиачный
  C фосфатный
  D бикарбонатный (гидрокарбонатный)
     
20.   В эритроцитах (рН=7, 25) находятся следующие буферные системы:
  A гемоглобиновая
  B аммиачная
  C бикарбонатная
  D фосфатная

6. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):

1.  Изобразить схемы гидролиза (в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде) следующих солей, указать характер среды в растворе:

а) Na2S

 

б)  NH4Cl

 

 

в) КNO3

 

2. Рассчитать [H+] и рН раствора H2SO4, C(H2SO4) = 0, 01 моль/л, α = 100%

 

 

3. Определить pH раствора, в 1л которого содержится 0, 1 г NaOH, α =100%.

 

4. Рассчитать рН желудочного сока, если массовая доля соляной кислоты в желудочном соке

равна 0, 45%.

 

5. Рассчитать pH гидрокарбонатного буферного раствора, состоящего из 15 мл раствора

NaHСO3, С = 0, 1 моль/л и 50 мл раствора H2СO3, С = 0, 02 моль/л. (pKa = 6, 35).

 

8. Рассчитать рН аммиачного буферного раствора, приготовленного при смешивании 200 мл   

раствора NН 4CI, С (NH4CI) = 0, 1 моль/л и 100 мл раствора NН4OH, С (NH4ОН) = 0, 2 моль/л

(pKb(NH4ОН) = 4, 75).

 

9. К 25 мл ацетатного буфера с рН 4, 3 прибавили 5, 0 мл 0, 1M HCl, что привело к снижению рН до 3, 7. Рассчитать буферную емкость по кислоте.

 

7. Вспомогательные материалы по самоподготовке:

Приложение 1

 

Таблица трехзначных десятичных логарифмов

  0 1 2 3 4 5 6 7 8 9
1 000 041 079 114 146 176 204 230 225 279
2 301 322 342 362 380 398 415 431 447 464
3 477 491 505 519 532 544 556 568 580 591
4 602 613 623 634 644 653 669 672 681 690
5 699 708 716 724 732 740 748 756 763 771
6 778 785 792 799 806 813 820 826 833 839
7 845 851 857 863 869 875 881 887 892 898
8 903 909 914 919 924 929 965 940 945 949
9 954 959 964 969 973 978 982 987 991 996

 

Пример расчета pH по [H+]: [H+]=5.3∙ 10-1 моль/литр

pH=-lg[H+]=-lg5, 310-1=-(0.724-1)=-(-0.276)=0.28

Приложение 2

 


⇐ Предыдущая1234567
Поделиться:



Последнее изменение этой страницы: 2019-10-03; Просмотров: 95; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2025 год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! (0.032 с.)
Главная | Случайная страница | Обратная связь