5. Сильной кислоте соотвествует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте – сильное сопряженное основание.

НАПРИМЕР : HCI ======= H+ + CI-

Сильная сопряж.к-та слабое сопряж.основание

CHтриCOOH ======= H+ + CHтриCOO-

Слабая сопряж.к- та сильное сопряж. основание

Поэтому вода относится к амфолитам – это молекулы или ионы спос. “ + “ и

“ – “ – протон, однако молекулы воды может и присоединить протон выступающий в роли основания.

Кислотность веществ обычно определяется по отношению к воде как к основанию. Количественно она оценивается константой равновесия (Кр) протолитической реакции,заключающейся в переносе протона от кислоты к основанию, т.е. к воде

Уксусная кислота + вода = сопряженное основание уксусной кислоты + сопряженная кислота,ион гидроксония.

Константа равновесия этой реакции \слайд\.

Произведение концентрации воды и константы равновесия протолитической реакции есть величина постоянная и называется константой кислотности и обозначают Ка = Кр умножить на воду.

Чем больше величина Ка,тем сильнее кислота. В практической работе обычно используют показатель константы,равный отрицательному десятичному логарифму этой величины.

РКа = - Ig Ka

НАПРИМЕР : для уксусной кислоты Ка = 1,75 на 10 минус пятой

рКа = - Ig 1,75 на десять минус пятой = 4,75.

Очевидно,что чем меньше рКа,тем сильнее кислота, и наоборот. Для сильных кислот величины рКа отрицательны. \ Дана таблица \

Для сопряженных кислотных остатков получаем ряд усиления основных свойств:

Протолитическая теория позволила выяснить различие среди сильных кислот и оснований,объяснить кислотно-основные свойства органических соединений,механизм действи буферных растворов и др.

Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях.

Известны соединения,которые не могут ни отдать ,ни принимать протоны, однако обладают свойствами протонных кислот и оснований. Так, например они изменяют окраску индикатора. Их поведение объясняется теорией Льюиса(1923 г.)

По этой теории :

1. кислоты – частицы (молекулы,ионы), способные присоединять электронную пару (акцепторы электр.пар). К ним относятся катионы металлов , водорода,аммония и т.д. Вещества кислотного характера Льюис называл электрофильными.

2. Основания – частицы,имеющие свободные электронные пары способные к их отдаче ( доноры электронной пары ). Это либо анионы ( гидроксила,хлора,брома),либо полярные молекулы ( воды,аммиака ) и они являются нуклеофильными частицами. В зависимости от размеров частиц и их способности к поляризации ( т.е. смещение электронного облака) различают жесткие и мягкие кислоты и основания.

Жесткие кислоты –ионы металлов,подобные протону,имеют малые размеры и с трудом поляризуются ( водород,натрий,калий,железо,кобальт и др)

Мягкие кислоты – ионы тяжелых металлов,имеют большие размеры и легко поляризуются ( медь,золото,серебро и др.).

Жесткие основания – содержат атомы с большой величиной электроотрицательности ( вода,аммиак).

Мягкие основания – содержат атомы с небольшой величиной электроотрицательности ( цианид ,сульфид,тиопроизводные органические соединения).

Общее правило гласит,что устойчивые соединения образуют при взаимодействии между жесткой кислотой и жестким основанием или мягкой кислотой и мягким основанием.

Ионы металлов,имеющие большое биолгическое значение являются жеткими или примыкают к ним это : ( натрий,калий, кальций,марганец,железо,кобальт и т.д.).

Важнейшие компоненты клетки относятся к жестким элементам это : ( водород, кислород,углерод,азот,фосфор). Другими словами,живая система является жесткой.

В то же время,токсические тяжелые металлы ( свинца,ртути и т.д.) ,вызывающие загрязнение окружающей среды и отравление организма,являются мягкими.

Принципы теории жестких и мягкихкислот и оснований позволяют объяснить также явления , как отравление организма ионами тяжелых металлов,образование минералов в природе и некоторых жругие факты.

Б У Ф Е Р Н Ы Е С И С Т Е М Ы .

Одним из важных свойств внутренней среды живых организмов является постоянство рН. Это необходимо для сохранения оптимальных условий обменных процессов,происходящих в организме. Способность биологических и тканей сохранять постоянство рН обусловлена буферными системами.

Буферными называются такие системы которые состоят из двух сопряженных компонентов,способных до определенного предела противодействовать изменению рН раствора при добавлении к ним либо кислоты,либо щелочи,либо воды.

В состав буферных систем входит два электролита – слабый и сильный. Роль слабого электролита выполняет либо слабое основание,либо слабая кислота. По названию слабого электролита дается название всей буферной системе.

Роль сисльного электролита выполняет соль буферной кислоты или буферного основаня.

С точки зрения протолитической теории кислыми называются буферные системы,которые состоят из слабой кислоты и сопряженного с ней избытка основания,создаваемого солью этой кислоты.

НАПРИМЕР:, ацетатный буфер состоящий из уксусной кислоты и соли уксусной кислоты ацетата натрия.

Основная буферная система состоит из слабого основания и сопрояженного с ним избытка кислоты,который создается солью этого основания.

НАПРИМЕР : аммиачный буфер ( гидроксида аммония и хлорида аммония)

Буферные системы в растворенном состоянии образуют буферные раствры. Буферные растворы обладают всеми свойствами буферных систем. В отличие от буферных систем,буферные растворы могут быть много-компонентными,т.е. содержать в своем составе несколько буферных систем. В крови 6 буферных систем.

Механизм буферного действия – поддерживать постоянство рН заключается в том,что избыток ионов водорода и гидроксила,поступающих в водный раствор,связывается буферными компонентами в слабо-диссоциированные соединения.

Если в кислой буферной системе прибавить кислоту,то в реакцию вступает соль. Избыточные ионы водорода свяжут в слабодиссоциированную кислоту,при этом концентрация буферной соли уменьшится,а концентрация буферной кислоты увеличится.

НАПРИМЕР : буферная система ацетатная + соляная кислота

Ацетат натрия плюс соляная кислота равно уксусная кислота плюс натрий хлористый.

Согласно закону разведения Оствальда повышение концентрации уксусной кислоты понижает степень её диссоциации, поэтому в растворе концентрации ионов водорода увеличивается очень незначительно и также незначительно меняется рН.

Если к этой же буферной системе прибавить основание,то в реакцию вступает кислота. Избыточные ионы гидроксила связываются в слабый электролит воду.

Уксусная кислота + гидроксид натрия = ацетат натрия + вода.

рН почти на меняется.

Способность буферных растворов сохранять свои буферные свойства зависит от Кд и от концентрации буферных компонентов. Это выражается уравнением Гендерсона – Гассельбаха.

Вывод уравнения Гендерсона – Гассельбаха.

Рассмотрим для кислых буферных систем ацетатную буферную систему.

Из состава этой системы видно,что рН этой буферноц системы зависист от константы диссоциации уксусной кислоты ( слабый электролит )./слайд\

Пролагарифмируем обе части и умножить на (-1).В результате определим выражение для рН уксусной кислоты.

Для того,чтобы найти рН буферного раствора,надо учесть присутствие соли этого раствора.В присутствии соли диссоциация кислоты подавлена. Из 10000 её молекул диссоциирует только одна молекула.Поэтому равновесная концентрация кислоты практически равна общему содержанию кислоты в растворе. Учитывая это,запишем уксусная кислота = кислота,а концетр. Ацетат – ионов = соли,тогда можно записать рН для буферных систем

{ соль }

рН = рК + Ig ------------------ - это уравнение Гендерсона -

{ кислота } Гассельбаха.

Биологическое значение.

рН многих буферных систем организма колеблется в узком интервале. Строгое постоянство значения рН должно соблюдаться для крови,спинномозговой жидкости,печени и др.

Постоянство рн внутренних сред организма сложилось в процессе длительной эволюции.

В организме имеется много буферных систем,поскольку продуктами жизнедеятельности его являются углекислота и различные органические кислоты ( лимонная,молочная,пировиноградная и др.), которые вместе с содержащимися в клетке и тканях катионам калия и натрия образуют буферные растворы.

Аминокислоты и белки организма в силу своей амфотерности также проявляют буферные свойства.

Буферные свойства белков определяются их амфотерной природой. В аминокислотах кислотными свойствами обладают СООН и аммиак,т.к. они являются донорами протонов. Основными свойствами обладают группы NH два и СОО-, по скольку они являются акцепторами протонов.

Избыточное количество ионов водорода связывается анионами карбоксильных групп,а избыточное количество гидроксила связывается катионами аммиака в малодиссоциированную воду.\слайд\

Из этих уравнений виден механизм буферного действия аминокислот.

Буферные системы крови в порядке уменьшения их буферной емкости.

1) самой большой величиной буферной ёмкости обладает гемоглабиновая буферная система : ННв ======= Н+ + Нв-

КНв ------------- К+ + Нв-

Гемоглабинат К

Буферные свойства гемоглабина по своему механизму действия идентичны белковым системам:

Эта буферная система действует в эритроцитах,её буферная емкость составляет 75%,от общей буферной ёмкости крови.Обладает кислотными свойствами,состоит из гемоглабина ( слабая кислота ) и гемоглабина К (соль).

2)окси- гемоглабиновая : ННв кислород ====== водород + НвО два

КНв кислород ====== калий + НвО два минус

Оксигемоглабинат К.

Буферная система с такой же величиной буферной емкости.

Внутриклеточная буферная система,состоит из оксигемоглабиновой кислоты и её соли,оксигемоглобината калия.

РК = 6,92.