Кислотно-основні рівноваги в біологічних системах. (Лекція 2) презентация

Содержание

1. Кислотно-основні рівноваги в біологічних системах. (Лекція 2)
3. Ступінь дисоціації концентрація молекул, що розпались
4. Константа дисоціації Кд
5. Закон розведення Оствальда: ступінь дисоціації слабкого бінарного електроліту зростає при розведенні розчину.
6. a(X)– активність йонів X; f –
7. Йонна сила розчину μ - кількісна характеристика
8. Дисоціація води H+ + H2O ⇄ H3O+,
9. Молярна концентрація [H+]∙[OH‾] =
10. Водневий показник pH = -lg[H+]. Гідроксидний показник
11. Зміщення значення рН крові в кислий бік
12. Буферними називають розчини, які мають властивість досить
13. Кислотний
14. Основний
15. рівняння Гендерсона-Гассельбаха для кислотного буферного розчину : рівняння Гендерсона-Гассельбаха для основного буферного розчину :
16. Білкові буферні системи
17. Гідрогенкарбонатна (бікарбонатна) буферна система H2CO3 ⇄ HCO3‾
18. СО2 + Н2О ⇄ Н2СО3 ⇄
19. NaH2PO4 → Na+ + H2PO4‾ Na2HPO4
20. В клітині : КН2РО4 и
21. Гемоглобінова буферна система в еритроцитах HHb +
23. Буферна ємність (В) - кількість молей еквіваленту
24. 1. Максимальну буферну ємність мають буферні розчини,

Ступінь дисоціації концентрація молекул, що розпались на іони; загальна концентрація розчинених молекул. Ступінь дисоціації зростає при розведенні розчину, при підвищенні температури розчину.

Главная
Биология
Кислотно-основні рівноваги в біологічних системах. (Лекція 2)

Слайд 1Лекція № 2 Кислотно-основні рівноваги в біологічних системах доцент, к.х.н. Олена Олегівна Костирко

Слайд 2

Слайд 3Ступінь дисоціації
концентрація молекул, що розпались на іони;

загальна концентрація розчинених

молекул.

Ступінь дисоціації зростає при розведенні розчину,
при підвищенні температури розчину.

Слайд 4Константа дисоціації Кд

Слайд 5Закон розведення Оствальда: ступінь дисоціації слабкого бінарного електроліту зростає при розведенні

розчину.

Слайд 6a(X)– активність йонів X;
f – коефіцієнт активності;
c(X) – молярна

концентрація йонів X.

Для дуже розведених розчинів сильних електролітів f = 1, тоді a (X) = c (X).

Слайд 7Йонна сила розчину μ - кількісна характеристика електростатичної взаємодії йонів.

Дорівнює напівсумі

добутків моляльності кожного з іонів (b(X)) на квадрат його елементарного заряду (Z2).

Слайд 8Дисоціація води
H+ + H2O ⇄ H3O+, катіон гідроксонію

2H2O ⇄ H3O+ + OH‾.

Н2O ⇄ H+ + OH‾

Константа дисоціації води:

= 1,8∙10-16 моль/л ( 298 K );

Слайд 9Молярна концентрація

[H+]∙[OH‾] = 1,8∙10-16моль/л∙55,56моль/л = 1∙10-14 моль2/л2.
K H2O = [H+]∙[OH‾]

= 10-14 моль2/л2 (298 K)

йонний добуток води

Слайд 10Водневий показник
pH = -lg[H+].
Гідроксидний показник
рОН = -lg[OH‾].
pH + pOH = 14.
[H+]∙[OH‾]

= 10-14 моль2/л2

рН = 7 нейтральне середовище;
рН < 7 кисле середовище;
рН > 7 лужне середовище.

В чистій воді:

моль/л.

Слайд 11Зміщення значення рН крові в кислий бік від нормальної величини рН

= 7,4 називається ацидозом,
а в лужний бік — алкалозом.

Слайд 12Буферними називають розчини, які мають властивість досить стійко зберігати сталість рН

при розведенні, а також протидіяти зміні рН при додаванні помірних кількостей сильної кислоти або лугу

кислотні буфери (CH3COOH + CH3COONa);

основні буфери (NH3·H2O + NH4Cl);

білкові амфолітні буфери.

Слайд 13Кислотний Оцтовий буферний

розчин

CH3COOH ⇄ CH3COO‾ + H+.
CH3COONa → CH3COO‾ + Na+.

HCl→ H+ +Cl-

CH3COONa + HCl = CH3COOH +NaCl

CH3COO‾ + H+ = CH3COOH

NaOH → Na+ +OH-

CH3COOH + NaOH = CH3COONa +H2O

CH3COOH + OH‾ = CH3COO‾ + H2O

Додавання 0,01 моль НСl

Додавання 0,01 моль NaOH

Слайд 14Основний амонійний

буферний розчин

NH3∙H2O (NH4OH) NH4Cl

Додавання 0,01 моль НСl

NH3 ∙ H2O + HCl = NH4Cl + H2O

Додавання 0,01 моль NaOH

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O

Слайд 15рівняння Гендерсона-Гассельбаха для кислотного буферного розчину :
рівняння Гендерсона-Гассельбаха для основного буферного

розчину :

Слайд 16Білкові буферні системи

Слайд 17Гідрогенкарбонатна (бікарбонатна) буферна система
H2CO3 ⇄ HCO3‾ + H+.
Na HCO3→ HCO3‾ +

Na+.

HCl→ H+ +Cl-
NaHCO3 + HCl = CO2+NaCl + H2O

HCO3‾ + H+ = CO2+ H2O

NaOH → Na+ +OH-
H2CO3 + NaOH = NaHCO3 +H2O

H2CO3 + OH‾ = HCO3‾ + H2O

Слайд 18
СО2 + Н2О ⇄ Н2СО3 ⇄

=

= 7,4

- 6,1 = 1,3

19,95

Слайд 19NaH2PO4 → Na+ + H2PO4‾

Na2HPO4 → 2Na+ + HPO42-

HCl→ H+ +Cl-
Na2HPO4

+ HCl = NaH2PO4 +H2O

HPO42‾ + H+ = H2PO4‾

NaOH → Na+ +OH-
NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 +H2O

H2PO4‾ + OH‾ = HPO42‾ + H2O

Фосфатна буферна система

Слайд 20В клітині : КН2РО4 и К2НРО4.
В плазмі та

позаклітинному просторі: NaH2PO4 и Na2HPO4.

= 3,98

Слайд 21Гемоглобінова буферна система в еритроцитах
HHb + O2 ⇄ HHbО2.
HHb ⇄ H+

+ Hb‾
KtHb → Kt+ + Hb‾

HHbО2 ⇄ H+ + HbО2‾
KtHbО2 → Kt+ + HbО2‾.

оксигемоглобін

гемоглобін

Слайд 22

Слайд 23Буферна ємність (В) - кількість молей еквіваленту сильної кислоти або сильної

основи, які потрібно додати до одного літра буферного розчину, щоб змінити його рН на одиницю.

Слайд 241. Максимальну буферну ємність мають буферні розчини, що містять рівні концентрації

слабкої кислоти і солі, або слабкої основи і солі.

2. Буферна ємність розчину тим більша, чим вища концентрація компонентів буферної суміші.

3. В міру додавання до буферного розчину кислоти або лугу стійкість розчину до зміни рН поступово зменшується.

Скачать презентацию

Кислотно-основні рівноваги в біологічних системах. (Лекція 2) презентация

Содержание

Слайд 1Лекція № 2 Кислотно-основні рівноваги в біологічних системах доцент, к.х.н. Олена Олегівна Костирко

Слайд 2

Слайд 3Ступінь дисоціації
концентрація молекул, що розпались на іони;

загальна концентрація розчинених

Слайд 4Константа дисоціації Кд

Слайд 5Закон розведення Оствальда: ступінь дисоціації слабкого бінарного електроліту зростає при розведенні

Слайд 6a(X)– активність йонів X;
f – коефіцієнт активності;
c(X) – молярна

Слайд 7Йонна сила розчину μ - кількісна характеристика електростатичної взаємодії йонів.

Дорівнює напівсумі

Слайд 8Дисоціація води
H+ + H2O ⇄ H3O+, катіон гідроксонію

Слайд 9Молярна концентрація

[H+]∙[OH‾] = 1,8∙10-16моль/л∙55,56моль/л = 1∙10-14 моль2/л2.
K H2O = [H+]∙[OH‾]

Слайд 10Водневий показник
pH = -lg[H+].
Гідроксидний показник
рОН = -lg[OH‾].
pH + pOH = 14.
[H+]∙[OH‾]

Слайд 11Зміщення значення рН крові в кислий бік від нормальної величини рН

Слайд 12Буферними називають розчини, які мають властивість досить стійко зберігати сталість рН

Слайд 13Кислотний Оцтовий буферний

Слайд 14Основний амонійний

Слайд 15рівняння Гендерсона-Гассельбаха для кислотного буферного розчину :
рівняння Гендерсона-Гассельбаха для основного буферного

Слайд 16Білкові буферні системи

Слайд 17Гідрогенкарбонатна (бікарбонатна) буферна система
H2CO3 ⇄ HCO3‾ + H+.
Na HCO3→ HCO3‾ +

Слайд 18
СО2 + Н2О ⇄ Н2СО3 ⇄

=

= 7,4

Слайд 19NaH2PO4 → Na+ + H2PO4‾

Na2HPO4 → 2Na+ + HPO42-

HCl→ H+ +Cl-
Na2HPO4

Слайд 20В клітині : КН2РО4 и К2НРО4.
В плазмі та

Слайд 21Гемоглобінова буферна система в еритроцитах
HHb + O2 ⇄ HHbО2.
HHb ⇄ H+

Слайд 22

Слайд 23Буферна ємність (В) - кількість молей еквіваленту сильної кислоти або сильної

Слайд 241. Максимальну буферну ємність мають буферні розчини, що містять рівні концентрації

Обратная связь

Что такое ThePresentation.ru?

Кислотно-основні рівноваги в біологічних системах. (Лекція 2) презентация

Содержание

Слайд 1Лекція № 2 Кислотно-основні рівноваги в біологічних системах доцент, к.х.н. Олена Олегівна Костирко

Слайд 2

Слайд 3Ступінь дисоціації концентрація молекул, що розпались на іони; загальна концентрація розчинених

Слайд 4Константа дисоціації Кд

Слайд 5Закон розведення Оствальда: ступінь дисоціації слабкого бінарного електроліту зростає при розведенні

Слайд 6a(X)– активність йонів X; f – коефіцієнт активності; c(X) – молярна

Слайд 7Йонна сила розчину μ - кількісна характеристика електростатичної взаємодії йонів.Дорівнює напівсумі

Слайд 8Дисоціація водиH+ + H2O ⇄ H3O+, катіон гідроксонію

Слайд 9Молярна концентрація [H+]∙[OH‾] = 1,8∙10-16моль/л∙55,56моль/л = 1∙10-14 моль2/л2.K H2O = [H+]∙[OH‾]

Слайд 10Водневий показникpH = -lg[H+].Гідроксидний показникрОН = -lg[OH‾].pH + pOH = 14.[H+]∙[OH‾]

Слайд 11Зміщення значення рН крові в кислий бік від нормальної величини рН

Слайд 12Буферними називають розчини, які мають властивість досить стійко зберігати сталість рН

Слайд 13Кислотний Оцтовий буферний

Слайд 14Основний амонійний

Слайд 15рівняння Гендерсона-Гассельбаха для кислотного буферного розчину :рівняння Гендерсона-Гассельбаха для основного буферного

Слайд 16Білкові буферні системи

Слайд 17Гідрогенкарбонатна (бікарбонатна) буферна системаH2CO3 ⇄ HCO3‾ + H+.Na HCO3→ HCO3‾ +

Слайд 18СО2 + Н2О ⇄ Н2СО3 ⇄ = = 7,4

Слайд 19NaH2PO4 → Na+ + H2PO4‾Na2HPO4 → 2Na+ + HPO42- HCl→ H+ +Cl-Na2HPO4

Слайд 20В клітині : КН2РО4 и К2НРО4. В плазмі та

Слайд 21Гемоглобінова буферна система в еритроцитахHHb + O2 ⇄ HHbО2.HHb ⇄ H+

Слайд 22

Слайд 23Буферна ємність (В) - кількість молей еквіваленту сильної кислоти або сильної

Слайд 241. Максимальну буферну ємність мають буферні розчини, що містять рівні концентрації

Похожие презентации

Обратная связь

Что такое ThePresentation.ru?

Слайд 3Ступінь дисоціації
концентрація молекул, що розпались на іони;

загальна концентрація розчинених

Слайд 6a(X)– активність йонів X;
f – коефіцієнт активності;
c(X) – молярна

Слайд 7Йонна сила розчину μ - кількісна характеристика електростатичної взаємодії йонів.

Дорівнює напівсумі

Слайд 8Дисоціація води
H+ + H2O ⇄ H3O+, катіон гідроксонію

Слайд 9Молярна концентрація

[H+]∙[OH‾] = 1,8∙10-16моль/л∙55,56моль/л = 1∙10-14 моль2/л2.
K H2O = [H+]∙[OH‾]

Слайд 10Водневий показник
pH = -lg[H+].
Гідроксидний показник
рОН = -lg[OH‾].
pH + pOH = 14.
[H+]∙[OH‾]

Слайд 15рівняння Гендерсона-Гассельбаха для кислотного буферного розчину :
рівняння Гендерсона-Гассельбаха для основного буферного

Слайд 17Гідрогенкарбонатна (бікарбонатна) буферна система
H2CO3 ⇄ HCO3‾ + H+.
Na HCO3→ HCO3‾ +

Слайд 18
СО2 + Н2О ⇄ Н2СО3 ⇄

=

= 7,4

Слайд 19NaH2PO4 → Na+ + H2PO4‾

Na2HPO4 → 2Na+ + HPO42-

HCl→ H+ +Cl-
Na2HPO4

Слайд 20В клітині : КН2РО4 и К2НРО4.
В плазмі та

Слайд 21Гемоглобінова буферна система в еритроцитах
HHb + O2 ⇄ HHbО2.
HHb ⇄ H+