1. Principle equilibriums in chemistry and life science
Konstantin GERMAN
Chair Head of Natural and Biomedical Sciences,
Moscow Medical Institute REAVIZ
www.slideshare.net

2. ЛЕКЦИЯ № 6:
ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ
РАВНОВЕСИЙ И ПРОЦЕССОВ В
ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ
Зав. кафедрой естественных наук
Константин Эдуардович
Герман

3. ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РАВНОВЕСИЙ И
ПРОЦЕССОВ В ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ (план лекции)
 Протолитические равновесия и процессы.
 Буферное действие - основной механизм протолитического
гомеостаза организма.
 Гетерогенные равновесия и процессы.
 Реакции, лежащие в основе образования неорганического
вещества костной ткани гидроксифосфата кальция.
 Реакции, лежащие в основе образования конкрементов: уратов,
оксалатов, карбонатов.
 Лигандообменные равновесия и процессы. Металлоферменты.
 Редокс-равновесия и процессы . Уравнение Нернста - Петерса.

4. ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ
•
•
Для описания реакций между
электролитами,
сопровождающихся
изменением кислотноосновных свойств реагирующих
веществ, пользуются
преимущественно
протолитической теорией.
Суть протолитических
реакций заключается в
переносе протона от одной
молекулы или иона к другой.
• Кислота − молекула или ион −
донор протонов.
• Основание − молекула или ион
− акцептор протонов.
•
•
Согласно протолитической теории,
все кислоты делятся на 3 типа:
− нейтральные кислоты: НСl,
H2SO4; НСl<=>Н+ + Сl-;
•
− катионные кислоты,
представляющие положительные
ионы:
NH4+, H3O+; NH4+ <=> NH3 + H+;
•
Н3О+ <=> H2O + H+ ;
•
[Al(H2O)6]3+ +H2O <=> [Al(H2O)5OH]2+
+H3O+
•
− анионные кислоты,
представляющие отрицательные
ионы:
HSO4−, H2PO4−, HPO42−;
•
−
2−

5. Подобная классификация имеется
и для оснований:
• − нейтральные основания: NH3,
H2O, C2H5OH;
NH3 + H+
<=> NH4+ ;
• − анионные основания:
С1−, СН3СОО−, ОН−;
СН3СОО−
+ Н+ <=> СН3СООН
• − катионные основания,
представляют собой
положительные ионы.

6. Амфолиты
• Амфолиты - кислоты или основания,
способные и к отдаче и к присоединению
протона:
• HSO3−+ Н2О <=> H3О+ + SO32− ;
• HSO3−+ Н2О <=> H2SO3 + ОНк-та
осн.
• Н2О + Н2О <=> H3O+ + ОНк-та
осн.

7. • Процесс передачи протона
от кислоты к основанию
называется протолизом, а
ионно-молекулярное
равновесие, наступающее
после передачи протона −
протолитическим или
кислотно-основным.
• К протолитическим
процессам относятся
процессы диссоциации,
ионные реакции в
растворах, реакции
гидролиза.
• Молекула или ион,
отличающиеся по составу
на один протон,
называются сопряжённой
кислотно − основной
парой:
• NH4+| NH3;
• HC1| C1− и др.
• В водных растворах
кислот и оснований
всегда имеются две
сопряжённые пары, одну
из которых образует
растворитель.

8. Понятия “кислота” и “основание” − относительны, потому
что одни и те же вещества могут проявлять как
кислотные, так и основные свойства в зависимости от
партнёра по равновесию в растворе.

9. Мерой способности кислот и оснований отдавать и
принимать протоны служат константы ионизации Кa и Кb.
Так, в водном растворе для кислоты НВ функцию основания
выполняет вода:
• Для основания В, например NH3 в водном растворе, вода
выполняет функцию кислоты, а ВН+− сопряжённую
основанию кислоту:

10. Константы кислотности и основности в сопряжённой паре
для водного раствора связаны между собой:
Ка .Кb = Кw
т.е. чем сильнее кислота, тем слабее основание и
наоборот.
рКa + рКb = 14 (при 298 К), где рКа = -lgKa и рКb = -lgKb .
Например, для аммиака константы Ка и Кb cвязаны
соотношением:
У Аррениуса константа диссоциации основания ВОН <=> В+ +
ОН−, где В+ обычно означает металл:

11. Аммиак
• Гидроксид аммония − слабое основание, диссоциирует лишь
частично:
NH3 + H2O <=> NH4OH <=> NH4+ + OH−.
• Полярная молекула аммиака в водном растворе гидратируется,
как и любая другая полярная молекула, образуя гидратный
комплекс NH3. (H2O)x, где аммиак непосредственно соединяется с
протоном или с молекулами воды
Протолитические равновесия смещены в сторону образования более
слабых кислот и оснований. Это равновесие можно рассматривать как
конкуренцию различных по силе оснований за протон.
Так, в частности, более сильные электролиты подавляют ионизацию
более слабых электролитов, например: NH4C1 и NH4OH;

12. Расчёт водородного показателя среды (рН)
• В кислых растворах [Н+] > 10-7, поэтому их рН < 7.
• Ионное произведение воды в водных растворах
остаётся постоянным, поэтому можно определить
концентрацию [ОН-], пользуясь выражением
• [ОН-] = КW / [H+] = 10-14/[H+]
• или
• рОН = рКW − рH = 14 − рН

13. Шкала рН

14. Гидролиз солей.
• Гидролизом солей называют
• Растворы солей,
реакции обмена между
образованных слабыми
молекулами воды и ионами
кислотами и сильными
соли с образованием слабых
основаниями,
электролитов.
гидролизуются по аниону
и имеют щелочную
• При этом образуется
среду.
некоторый избыток ионов Н+
или ОН−; и рН раствора −
отличен от нейтрального (от 7). • Например, в растворе
ацетата натрия:
• Водные растворы солей,
образованных сильными
электролитами, имеют рН = 7.

15. Пример : Ацетат натрия
•
В растворе ацетата натрия часть ацетатных ионов, образованных этой
солью, соединяется с водой, образуя малодиссоциируемую уксусную
кислоту и гидроксидные ионы:
•
В растворе ацетатный ион обладает основными свойствами. По протолитической теории Бренстеда − Лаури, ацетатный ион является настолько же
сильным основанием, как аммиак, а ион аммония может рассматриваться
как слабая кислота, подобная уксусной.
Константа равновесия для гидролиза (Kh) ацетатного иона определяется
таким же выражением, как и для диссоциации любого основания, где
неизменная концентрация воды включена в константу равновесия
•
Расчёт рН раствора этой соли проводят по формуле
рН·= 7 + 0,5·рКа + 0,5·lg a(В−),
где a(В−) − активная концентрация аниона, численно равная или кратная
концентрации соли; Ка - константа ионизации кислоты

16. Водные растворы солей, образованных сильными
кислотами и слабыми основаниями, гидролизуются
по катиону и имеют кислую среду. Константа
гидролиза Кh, связана тогда с соответствующей
константой
диссоциации
основания
Кb
соотношением:
• Расчёт рН раствора, в этом случае, проводят
по формуле:
• рН = 7− 0,5·рКb − 0,5·lg а(HВ+) ,
• где а(НВ+) − концентрация катиона, в том
числе и гидратированного иона металла; Кb
- константа ионизации основания.

17. Если гидролизу подвергается и катион, и анион соли,
например у ацетата аммония NH4CH3COO, то
• В этом случае, концентрация ионов водорода не
зависит от концентрации гидролизующейся соли:

18. Степень гидролиза h − количественная
характеристика глубины
протекания гидролиза:
• Степень гидролиза связана
с константой гидролиза и
• где Сh − равновесная
исходной концентрацией
концентрация
гидролизующихся ионов
гидролизованных ионов;
аналогичным закону
• Co − исходная
Оствальда соотношением
концентрация соли
подвергшейся гидролизу.
• h = Сh /Co,
Если h. << 1, и (1− h.) ≈ 1
тогда Кh = h2.Со, откуда

19. Константы кислотности и основности
•
К равновесию, которое
устанавливается в растворе слабого
электролита между молекулами и •
ионами, можно применить законы
химического равновесия и записать
выражение константы равновесия.
• Например, для электролитической
диссоциации (протолиза) уксусной
кислоты, протекающей под
действием молекул воды,
• СН3СООН + Н2О ↔ Н3О+ + СН3СОО–
•
константа равновесия имеет вид
Константа
протолитического
равновесия,
определяющая полноту
протекания протолиза
слабой кислоты при
данной температуре,
называется константой
кислотности

20. Аналогично для протолиза слабого основания
NH3·HOH ↔ NH4+ + OH–
существует
константа основности, определяющая полноту
протекания протолиза слабого основания при
данной температуре
Здесь в числителе дроби стоят равновесные
концентрации ионов - продуктов диссоциации,
а в знаменателе - равновесная концентрация
недиссоциированных молекул

21. Для растворов, в которых диссоциация электролита очень
мала, уравнение закона Оствальда упрощается
• Поскольку в таких случаях α <<, то величиной α в
знаменателе уравнения для Кк,ω можно
пренебречь. При этом уравнение принимает вид:
• Кк,0 = α2св или
• Это уравнение наглядно показывает связь,
существующую между концентрацией слабого
электролита и степенью его диссоциации:
• степень диссоциации возрастает при
разбавлении раствора

22. Амфолиты (от греч. amphoteros — и тот и другой, lytos—растворимый)
— амфотерные электролиты, т. е. вещества, молекулы которых содержат
одновременно и кислотные, и основные группы, и поэтому в водных
растворах диссоциируют и как кислоты с отщеплением водородных
ионов Н +, и как основания с отщеплением гидроксильных ионов ОН-.
•
•
•
К амфолитам относятся биологически важные вещества: аминокислоты (см.),
пептиды (см.), белки (см.) и др. Кислотные свойства этих веществ обусловлены
наличием в них карбоксильных групп СООН, а основные свойства — содержанием
аминогрупп NH2.
Амфолиты в растворе находятся в виде диполярных ионов (амфионов), несущих
одновременно положительные и отрицательные заряды, и в виде нейтральных
молекул, находящихся в состоянии равновесия с диполярными ионами.
Суммарный заряд диполярного иона в нейтральной среде определяется
соотношением количества кислотных и основных групп и степенью их
диссоциации.
Значение рН среды, в которой молекулы амфолитов электронейтральны,
называют изоэлектрической точкой и обозначают pI
•
.
Для А. с преобладающими кислотными свойствами pI лежит в кислотной области
(pI<7); для А., у которого более выражены основные свойства, pI находится в
щелочной области (pI>7).

23. БУФЕРНОЕ ДЕЙСТВИЕ - ОСНОВНОЙ МЕХАНИЗМ
ПРОТОЛИТИЧЕСКОГО ГОМЕОСТАЗА ОРГАНИЗМА
•
•
Буферными называют растворы, рН
которых практически на изменяется от
добавления к ним небольших
количеств сильной кислоты или
щелочи, а также при разведении.
Простейший буферный раствор – это
смесь слабой кислоты и соли, имеющей
с этой кислотой общий анион
(например, смесь уксусной кислоты
СН3СООН и ацетата натрия СН3СООNa),
либо смесь слабого основания и соли,
имеющей с этим основанием общий
катион (например, смесь гидроксида
аммония NH4OH с хлоридом аммония
NH4Cl).
•
•
•
•
•
Буферное действие растворов
обусловлено наличием кислотноосновного равновесия общего
типа:
Воснование + Н+ = ВН+сопряженная кислота
или
НАкислота = Н+ + А-сопряженное основание
Сопряженные кислотноосновные пары В /ВН+ и А- /НА
называют буферными
системами.
Кислотно-основной гомеостаз : Способность живых организмов
поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов.
Обусловлен наличием нескольких буферных систем, входящих в
состав этих тканей.

24. Классификация кислотноосновных буферных систем.
Буферные системы могут быть четырех типов:
1. Слабая кислота и ее анион А- /НА
2. Слабое основание и его катион В/ВН+
3. Анионы кислой и средней соли или двух
кислых солей
4. Ионы и молекулы амфолитов
Буферное действие раствора обусловлено смещением
кислотно-основного равновесия за счет связывания
добавляемых в раствор ионов Н+ и ОН- в результате
реакции этих ионов и компонентов буферной системы с
образованием малодиссоциированных продуктов

25. Примеры буферных систем
Слабая кислота и ее анион А- /НА:
• ацетатная буферная система
СН3СОО-/СН3СООН в растворе
СН3СООNa и СН3СООН, область
действия рН 3, 8 - 5, 8.
• Водород-карбонатная система
НСО3-/Н2СО3 в растворе NaНСО3 и
Н2СО3, область её действия - рН 5, 4 7, 4.
Анионы кислой и средней соли или двух
кислых солей:
• карбонатная буферная система СО32/НСО3- в растворе Na2CO3 и NaHCO3,
область ее действия рН 9, 3 - 11, 3.
• фосфатная буферная система
НРО42-/Н2РО4- в растворе Nа2НРО4 и
NаН2РО4, область ее действия рН 6, 2 - 8, 2.
Слабое основание и его катион В/ВН+:
• аммиачная буферная система
NH3/NH4+ в растворе NH3 и NH4Cl,
область ее действия - рН 8, 2 - 10, 2.
Ионы и молекулы амфолитов:
• Аминокислотные буферные системы
• Белковые буферные системы

26. Расчет буферных систем
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха
•
•
•
для буферных систем 1-го типа:
рН = рКа + lg[с (соль) /с (кислота)]
1. рН буферных растворов зависит от
отрицательного действия логарифма
константы диссоциации слабой
кислоты рКа или основания рКв и от
отношения концентраций
компонентов КО-пары, но практически
не зависит от разбавления раствора
водой.
Следует отметить, что постоянство рН
хорошо выполняется при малых
концентрациях буферных растворов.
При концентрациях компонентов
выше 0, 1 моль/ л необходимо
учитывать коэффициенты активности
ионов системы.
•
•
•
2. Значение рКа любой кислоты и
рКв любого основания можно
вычислить по измеренному рН
раствора, если известны молярные
концентрации компонентов.
Кроме того, уравнение ГендерсонаГассельбаха позволяет рассчитать
рН буферного раствора, если
известны значения рКа и молярные
концентрации компонентов.
3. Уравнение ГендерсонаГассельбаха можно использовать и
для того, чтобы узнать, в каком
соотношении нужно взят
компоненты буферной смеси,
чтобы приготовить раствор с
заданным значением рН.

27. Способность буферного раствора сохранять рН по мере
прибавления сильной кислоты или приблизительно на
постоянном уровне далеко небеспредельна и ограничена
величиной так называемой буферной емкости
• Т. е. это величина,
• За единицу буферной
характеризующая
емкости обычно принимают
способность буферного
емкость такого буферного
раствора
раствора, для изменения рН
противодействовать
которого на единицу
смещению реакции среды
требуется введение сильной
при добавлении сильных
кислоты или щелочи в
кислот или сильных
количестве 1 моль
оснований
эквивалента на 1л раствора..

28. Буферная емкость зависит от соотношения концентраций
компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН
буферного раствора.
• При рН = рКа отношение с
(соль)/ с (кислота) = 1, т. е. в • Буферная емкость
растворе имеется одинаковое
раствора возрастает
количество соли и кислоты.
по мере увеличения
При
таком
соотношении
концентрации его
концентраций рН раствора
компонентов и
изменяется
в
меньшей
степени, чем при других, и,
приближения
следовательно,
буферная
соотношения HAn/
емкость максимальна при
KtAn или KtOH/ KtAn к
равных
концентрациях
единице
компонентов
буферной
системы и уменьшается с
отклонением
от
этого
соотношения.

29. Рабочий участок буферной системы, т. е. способность
противодействовать изменению рН при добавлении кислот
и щелочей, имеет протяженность приблизительно одну
единицу рН с каждой стороны от точки
рН = рКа.
• Вне этого интервала буферная емкость
быстро падает до 0. Интервал рН = рКа± 1
называется зоной буферного действия.
• Общая буферная емкость артериальной
крови достигает 25, 3 ммоль/ л;
• у венозной крови она несколько ниже и
обычно не превышает 24, 3 ммоль/ л.

30. Кислотно-щелочное равновесие и главные
буферные системы в организме человека
•
Организм человека
располагает тонкими
механизмами координации
происходящих в не
физиологических и
биохимических процессов и
поддержания постоянства
внутренней среды
(оптимальных значений рН и
уровней содержания
различных веществ в
жидкостях организма,
температуры, кровяного
давления и т. д.).
• Эта координация названа, по
предложению В. Кеннона
(1929), гомеостазисом (от греч.
"гомео" - подобный; "стазис" постоянство, состояние).
• Она осуществляется путем
гуморальной регуляции (от
лат. "гумор" - жидкость),
• т. е. через кровь, тканевую
жидкость, лимфу и т. д. с
помощью биологически
активных веществ (ферментов,
гормонов и др.) при участии
нервных регулирующих
механизмов.

31. Гуморальные и нервные компоненты тесно
взаимосвязаны между собой, образуя единый
комплекс нейро-гуморальной регуляции.
•
•
Примером гомеостазиса является
стремление организма к сохранению
постоянства температуры, энтропии,
энергии Гиббса, содержания в крови и
межтканевых жидкостях различных
катионов, анионов, растворенных
газов и др., величины осмотического
давления и стремление
поддерживать для каждой из его
жидкостей определенную
оптимальную концентрацию ионов
водорода.
Сохранение постоянства кислотности
жидких сред имеет для
жизнедеятельности человеческого
организма первостепенное значение,
потому что:
•
•
•
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;
в-третьих, даже небольшие
изменения концентрации
ионов водорода в крови и
межтканевых жидкостях
ощутимо влияют на величину
осмотического давления в этих
жидкостях.

32. Нередко отклонения рН крови от нормального для
нее значения 7,36 всего лишь на несколько сотых
приводят к неприятным последствиям.
• При отклонениях
• Впрочем, в некоторых
порядка 0,3 единицы в
случаях, при
ту или другую сторону
ослабленном
может наступит
иммунитете, для этого
тяжелое коматозное
оказывается
состояние, а
достаточными и
отклонения порядка
отклонения порядка
0,4 единицы могут
0,1 единицы рН.
повлечь даже
смертельный исход.

33. Особенно большое значение буферных систем имеют в поддержании
кислотно-основного равновесия организма. Внутриклеточные и
внеклеточные жидкости всех живых организмов, как правило,
характеризуются постоянным значением рН, которое поддерживается с
помощью различных буферных систем. Значение рН большей части
внутриклеточных жидкостей находится в интервале от 6,8 до 7,8.
• Кислотно-основное
• Так как в крови
равновесие в крови человека
присутствуют различные
обеспечивается
электролиты - НСО3-, Н2СО3,
водородкарбонатной,
фосфатной и белковой
НРО42-, Н2РО4-, белки,
буферными системами.
аминокислоты, это
• Нормальное значение рН
означает, что они
плазмы крови составляет 7,40±
диссоциируют в такой
0,05. Этому соответствует
степени, чтобы активность
интервал значений активной
кислотности а (Н+) от 3,7 до 4,0
а (Н+) находилась в
10-8 моль/л.
указанном интервале.

34. Бикарбонатная
буферная система
• Водородкарбонатная (гидро-,
бикарбонатная) буферная
система НСО3-/Н2СО3 плазмы
крови характеризуется
равновесием молекул слабой
угольной кислоты Н2СО3 с
образующимися при ее
диссоциации гидрокарбонатионами НСО3-(сопряженное
основание):
• НСО3- + Н+ = Н2СО3
• НСО3- + Н2О = Н2СО3 + ОН-
• В организме угольная
кислота возникает в
результате гидратации
диоксида углерода продукта окисления
углеводов, белков и
жиров. Причем процесс
этот ускоряется под
действием фермента
карбоангидразы:
• СО2(р) + Н2О = Н2СО3

35. В соответствии с уравнение Гендерсона-Гассельбаха (4) рН
водордкарбонатного буфера определяется отношением
концентрации кислоты Н2СО3 и соли NaНСО3.
• Согласно цепочке
равновесий содержание
Н2СО3 определяется
концентрацией
растворенного СО2, которая
пропорциональна
парциальному давлению
СО2 в газовой фазе (по
закону Генри): СО2р =
Кгр(СО2). В конечном счете
оказывается, что с(Н2СО3)
пропорциональна р(СО2).
• Водородкарбонатная
буферная система
действует как
эффективный
физиологический
буферный раствор
вблизи рН 7,4.

36. • При поступлении в кровь
кислот - доноров Н+
равновесие в цепочке по
принципу Ле Шателе
смещается влево в
результате того, что ионы
НСО3- связывают ионы Н+ в
молекулы Н2СО3.
• При этом концентрация
Н2СО3 повышается, а
концентрация ионов НСО3соответственно
понижается.
• Повышение концентрации
Н2СО3, в свою очередь,
приводит к смещению
равновесия влево.
• Это вызывает распад
Н2СО3 и увеличении
концентрации СО2,
растворенного в плазме.
• В результате смещается
равновесие 1 влево и
повышается давление СО2
в легких. Избыток СО2
выводится из организма.

37. Роль молочной кислоты HLac
• Вследствие того, что
концентрация NaНСО3 в
крови значительно
превышает концентрацию
Н2СО3, буферная емкость
этой системы будет
значительно выше по
кислоте.
• Иначе говоря,
водокарбонатная
буферная система
особенно эффективно
компенсирует действие
веществ, увеличивающих
кислотности крови.
• К числу таких веществ,
прежде всего, относят
молочную кислоту HLac,
избыток которой
образуется в результате
интенсивной физической
нагрузки.
• Этот избыток
нейтрализуется в
следующей цепочке
реакций:
• NaНСО3 + HLac = NaLac +
Н2СО3 = Н2О + СО2(р)
СО2(г)

38. 2. Фосфатная буферная система НРО42-/Н2РО4• Фосфатная буферная система •
НРО42-/Н2РО4- состоит из слабой
кислоты Н2РО4- и
сопряженного основания
НРО42-.
Фосфатная буферная система
способа сопротивляться
изменению рН в интервале 6, 2
- 8, 2, т. е. обеспечивает
значительную долю буферной
емкости крови.
• В основе ее действия лежит • Из уравнения Гендерсонакислотно-основное
Гассельбаха (4) для этой
равновесие, равновесие
буферной системы следует, что
между гидрофофсфат- и
в норме при рН = 7, 4
дигидрофосфат-ионами:
отношение концентраций соли
• НРО42- + Н+ = Н2РО4(НРО42-) и кислоты (Н2РО4-)
составляет 1,6.
• НРО42- + Н2О = Н2РО4- + ОН-

39. Фосфатная буферная система
• Фосфатная буферная система имеет более высокую емкость
по кислоте, чем по щелочи. Поэтому она эффективно
нейтрализует кислые метаболиты, поступающие в кровь,
например молочную кислоту HLac:
• НРО42- + HLac = Н2РО4- + Lac• Однако различия буферной емкости данной системы по
кислоте и щелочи не столь велики, как у
водородкарбонатной: Вк = 1 -2 ммоль/ л; Вщ = 0, 5 ммоль/ л.
• Поэтому фосфатная система в нейтрализации как кислых, так
и основных продуктов метаболизма. В связи с малым
содержанием фосфатов в плазе крови она менее мощная,
чем бикарбонатная буферная система.

40. Буферная система
оксигемоглобин-гемоглобин
•
•
•
•
•
Буферная система оксигемоглобингемоглобин, на долю которой
приходится около 75% буферной
емкости крови,
характеризующаяся равновесием
между ионами гемоглобина Hb- и
самим гемоглобином HНb,
являющимся очень слабой кислотой
(КHНb = 6, 3 10-9; рКHНb = 8, 2).
• HbО2- + Н+ = HНbО2
Hb- + Н+ = HНb
Hb- + Н2О = HНb + ОН-
• HНb + О2 = HНbО2
а также между ионами
оксигемоглобина HbО2- и самим
оксигемоглобином HНbО2, который
является несколько более сильной,
чем гемоглобин, кислотой (КHНbО2 =
1. 12х 10-7; рКHНbО2 = 6, 95):
• HbО2- + Н2О = HНbО2 + ОН• Гемоглобин HНb,
присоединяя кислород,
образует оксигемоглобин
HНbО2
• и, таким образом, первые два
равновесия взаимосвязаны со
следующими двумя.

41. Белковая буферная система
Кислотно-основные свойства
H2N
CH
COO-
H+
OH-
H3N
R
ù åë î ÷í î é ðàñòâî ð
CH
-
COO
R
H2N
CH
H+
OH-
H3N
CH
COOH
R
COOH
ê è ñë û é ðàñòâî ð
R
41

42. Белковая буферная система
•
•
•
•
•
•
•
4. Белковая буферная система
состоит из "белка-основания" и
"белка-соли".
СООСООR - СН + Н+ = R - СН
NН2
N+Н3
белок-основание белок-соль
Соответствующее кислотноосновное равновесие в средах,
близких к нейтральным,
смещено влево и "белокоснование" преобладает.
•
•
Основную часть белков плазмы крови (90%)
составляют альбумины и глобулины.
Изоэлектрические точки этих белков (число
катионных и анионных групп одинаково,
заряд молекулы белка равен нулю) лежат в
слабокислой среде при рН 4,9 - 6,3, поэтому
в физиологических условиях при рН 7,4
белки находятся преимущественно в
формах "белок-основание" и "белок-соль".
Буферная емкость, определяемая белками
плазмы, зависит от концентрации белков,
их вторичной и третичной структуры и числа
свободных протон-акцепторных групп. Эта
система может нейтрализовать как
кислые, так и основные продукты.
Однако вследствие преобладания формы
"белок-основание" ее буферная емкость
значительно выше по кислоте и составляет
для альбуминов Вк = 10 ммоль/л, а для
глобулинов Вк = 3 ммоль/л.

43. Кислотно-основные свойства
H2NCHCOOH
R
не ионная форма;
идеализированная
аминокислота
H3NCHCOO
R
цвиттер-ион;
аминокислота в
твердом состоянии
43

44. Изоэлектрическая точка (рI)
Изоэлектрической точкой называется такое значение
pH, имеющее определенное значение для каждой
аминокислоты, при котором содержание диполярного
иона (цвиттер-иона) максимально
Isoelectric point
At pH values between the two pKa values, the zwitterion predominates, but coexists in
dynamic equilibrium with small amounts of net negative and net positive ions. At the exact midpoint
between the two pKa values, the trace amount of net negative and trace of net positive ions exactly
balance, so that average net charge of all forms present is zero. [38] This pH is known as the
isoelectric point pI, so pI = ½(pKa1 + pKa2).
The individual amino acids all have slightly different pKa values, so have different isoelectric points.
For amino acids with charged side-chains, the pKa of the side-chain is involved. Thus for Asp, Glu
with negative side-chains, pI = ½(pKa1 + pKaR), where pKaR is the side-chain pKa. Cysteine also has
potentially negative side-chain with pKa R = 8.14, so pI should be calculated as for Asp and Glu, even
though the side-chain is not significantly charged at neutral pH. For His, Lys, and Arg with positive
side-chains, pI = ½(pKaR + pKa2). Amino acids have zero mobility in electrophoresis at their
isoelectric point, although this behaviour is more usually exploited for peptides and proteins than
single amino acids. Zwitterions have minimum solubility at their isolectric point and some amino
44
acids (in particular, with non-polar side-chains) can be isolated by precipitation from water by

45. Эритроциты.
•
•
Во внутренней среде эритроцитов в норме
поддерживается постоянное рН, равное
7,25. Здесь также действуют
водородкарбонатная и фосфатная
буферные системы.
В эритроцитах белковая система
гемоглобин-оксигемоглобин играет
•
важную роль как в процессе дыхания
(транспортная функция по переносу
кислорода к тканям и органам и удалению
из них метаболической СО2), так и в
•
поддержании постоянства рН внутри
эритроцитов, а в результате и в крови в
целом.
•
Эта буферная система в эритроцитах
тесно связана с водородкарбонатной
системой.
Т. к. рН внутри эритроцитов 7,25, то
соотношение концентраций соли
(НСО3-) и кислоты (Н2СО3) здесь
несколько меньше, чем в плазме
крови.
Хотя буферная емкость этой системы
по кислоте внутри эритроцитов
несколько меньше, чем в плазме, она
эффективно поддерживает
постоянство рН.

46. Кислотно-щелочное равновесие (КЩР)
человеческого организма
•
В современной клинической •
практике кислотно-щелочное
равновесие (КЩР) организма
обычно определяют путем
исследования крови по
микрометоду Аструпа и
выражают в единицах ВЕ (от
лат. "би-эксцесс" - избыток
•
оснований). При нормальном
кислотно-щелочном состоянии
организма ВЕ = 0 (в аппарате
Аструпа этому значению ВЕ
отвечает рН 7,4).
При значениях ВЕ от 0 до 3 КЩС
организма считается
нормальным, при ВЕ = (6 - 9) тревожным, при ВЕ = (10 - 14) угрожающим, а при абсолютном
значении ВЕ, превышающим 14, критическим.
Для коррекции КЩР при ВЕ<0
(ацидоз) чаще используют 4%ный раствор гидрокарбонаната
натрия, который вводят
внутривенно. Необходимый
объем этого раствора в мл
рассчитывают по эмпирической
формуле v = 0,5mВЕ, где m масса тела, кг.

47. МИКРОМЕТОД АСТРУПА
•
•
•
•
Широкое распространение получили
Метод, позволяющий определить
аппараты под условным названием
основные показатели кислотно«Микро-Аструп» (например, «АВС»
основного состояния (КОС) в
фирмы «Радиометр», Дания,
минимальном количестве крови, равном отечественный АЗИВ). В этих аппаратах,
0,1 мл.
помимо определения КОС по
Метод основан на эквилибрации пробы микрометоду Аструпа, возможно
крови с двумя газовыми смесями,
определение парциального напряжения
содержащими определенную
газов крови — РCO2 (электродом
концентрацию С02.
Северингхауса) и РO2 (электродом
Кларка).
В результате могут быть получены
следующие показатели: рН, РCO2,
избыток или недостаток оснований в
цельной крови (BE), стандартные
бикарбонаты (SB), истинные
бикарбонаты (АВ), буферные основания
(ВВ), общая углекислота плазмы (ТCO2).
http://www.spontan.ru/spravochnik-pulmonologa/348-astrupa-mikrometod.html

48. Astrup Micro equipment pH machine
(музей Radiometer Copenhagen)

49. Коррекция КЩР
• Если состояние ацидоза
возникло в результате
кратковременной
остановки сердца, то
объем 4%-ного раствора
NаНСО3 (v мл),
необходимый для
компенсации сдвига КЩР в
кислую область,
рассчитывают по формуле
v = m z, где z продолжительность
остановки сердца, мин.
• Коррекция КЩР при
алкалозе более сложна
и требует учета многих
привходящих
обстоятельств.
• В качестве одной из
временных мер
целесообразно
введение от 5 до 15 мл
5%-го раствора
аскорбиновой кислоты.

50. На предыдущих занятиях мы говорили о Произведениях
Растворимости.
Подавляющее большинство электролитов обладает
ограниченной растворимостью в воде.
Например – огромное количество минералов.
Существуют множество гетерогенных систем, в которых осадок
малорастворимого электролита находится в равновесии с
насыщенным раствором этого электролита.
ГЕТЕРОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ
И ПРОЦЕССЫ В РАСТВОРАХ

51. Равновесие между диссоциированными
ионами и твёрдым соединением
• При контакте малорастворимого вещества
ионного типа КmАn с полярными молекулами
воды часть ионов переходит в жидкую фазу
вплоть до достижения состояния равновесия.
• В растворе существует равновесие между
диссоциированными ионами и твёрдым
соединением , например:

52. Константа равновесия
гетерогенного процесса
• Константа равновесия гетерогенного процесса
определяется произведением активностей
ионов в растворе в степенях стехиометрических
коэффициентов и не зависит от концентрации
твёрдого компонента.

53. Так как растворимость малорастворимых солей мала, то
коэффициенты активности близки к единице и активности
ионов могут быть заменены концентрациями. Учитывая, что
а(ВaSO4(T)) = 1 , получим выражение для константы
растворимости Кs (произведение растворимости ПР):
• или в общем виде:
• Произведение
концентраций ионов
в насыщенном
растворе
малорастворимого
электролита −
величина постоянная
при неизменной
температуре.

54. Иодид меди
Cu2+ + 2I− → CuI2
CuI2 мгновенно разлагается на иод и нерастворимый CuII выделяя I2.[5]
2 CuI2 → 2 CuI + I2
• Разгон облаков
• Solubility product,
• Произведение
растворимости CuI :
• Ksp = 1 x 10−12 [1]

55. ГИПС - Gypsum
• CaSO4·2H2O =
= Ca2+ + SO42•

56. Растворимость
• Растворимость веществ связана с их константами
растворимости; в общем виде для КmАn получим:
• Таким образом, по известной константе растворимости и
концентрации одного из ионов можно рассчитать
концентрацию другого иона, достаточную для осаждения
электролита. Так, необходимым условием образования
осадка сульфата бария является выражение

57. Классификация растворов по
отношению к состоянию насыщения

58. Красные кристаллы меди.
Необходимы медный купорос, поваренная соль, стальная пластинка по форме
сечения ёмкости, где будут расти кристаллы меди и кружок из промокательной
бумаги в форме сечения.
Немного медного купороса на дно пузырька (желательно равномерно по
площади). Сверху насыпьте поваренной соли и закройте всё это
вырезанным кружком бумаги.
На неё положите железную
пластинку (или засыпьте
стальной стружкой). Всё это
вместе надо залить
насыщенным раствором
поваренной соли . Оставьте
ёмкость приблизительно на
неделю. За это время
вырастут иглоугольные
красные кристаллы меди.

59. •
Pb(NO3)2 + 2KBr (KI, KCl)
→ PbBr2↓(PbI2, PbCl2) + 2KNO3
•
Pb(NO3)2 + 2K2SO4 → PbSO4↓ +
2KNO3
•
BaCl2 + Na2S2O3 → BaS2O3↓ +
2NaCl
•
CaCl2 + 2NaOH → Ca(OH)2↓ +
2NaCl
•
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ +
2NaCl

61. Биомедицинская значимость темы
•
С общебиологической точки
зрения интерес, проявляемый
биологами и медиками к
гетерогенным равновесиям,
обусловлен в первую очередь
тем обстоятельством, что
клеточные мембраны
представляют собой
гетерогенные системы,
отдельные компоненты которых
могут находиться в жидкой и
твердой фазах. Специфические
функции биомембран в
значительной степени зависят от
фазового состояния и фазового
равновесия в этих клеточных и
субклеточных структурах.
•
Процессы образования и
растворения минеральных
компонентов костной ткани также
обусловлены сдвигами
гетерогенного равновесия в
организме. Дело в том, что
минеральные компоненты костной
ткани, основу которых составляет
гидроксифосфат кальция
Са5(РО4)3ОН, находятся в состоянии
химического равновесия с ионами
кальция и фосфата плазмы крови.
Смещение этого равновесия под
влиянием различных факторов
может приводить к нарушению
нормального хода обызвествления
остеоидной ткани, т.е. к развитию
рахита.

62. Ca5(PO4)3(OH)
Ca10(PO4)6(OH)2

63. Чешуйчатое строение

64. Влияние поступления фтора

65. Гетерогенные процессы в
организме
•
•
При различных патологических
состояниях в различных средах
организма может начаться
образование твердой фазы.
Например, образование мочевых
камней (оксалат кальция, фосфат
кальция, урат кальция) при
почечно-каменной болезни,
образование холестериновых
камней, билирубинокислого
кальция, карбоната кальция при
печеночно-каменной болезни,
отложение карбоната кальция в
стенке сосудов (кальциноз) и т.д.
• Глубокое понимание
закономерностей
образования и растворения
малорастворимых солей в
организме человека
необходимо будущему
врачу для осознанного
принятия необходимых
мер по профилактике и
лечению нарушений
минерального обмена при
различных заболеваниях

66. Хелатотерапия
•
•
Хелатотерапия – это выведение
токсичных частиц из организма,
основанное на хелатировании их
комплексонатами s–элементов.
Препараты, применяемые для
выведения инкорпорированных в
организме токсичных частиц,
называют детоксикантами (Lg).
Хелатирование токсичных частиц
комплексонатами металлов (Lg)
преобразуют токсичные ионы
металлов (Мт) в нетоксичные
(MтLg) связанные формы,
•
подходящие для изоляции
проникновения через
мембраны,транспорта и
выведения из организма.
Например, свободный ион свинца
относится к тиоловым ядам, а
прочный комплексонат свинца с
натриевой солью
этилендиаминтетрауксусной
кислоты малотоксичен.
Комплексоны и комплексонаты
переходных металлов обладают
высокой эффективностью
биологического действия,
малотоксичны. Они сохраняют в
организме хелатообразующий
эффект как по лиганду
(комплексону), так и по иону
металла.
Это обеспечивает
металлолигандный гомеостаз
организма. Поэтому применение
комплексонатов в медицине
обеспечивает детоксикацию

67. Производные ЭДТА,
ДТПА и ДТПФ
•
•
Введение в организм в больших
дозах препаратов опасно, так как
они связывают ионы кальция, что
приводит к нарушению многих
функций. Поэтому применяют
тетацин, CaNa2 ЭДТА, который
используют для выведения свинца,
кадмия, ртути, итрия, церия и др.
редкоземельных металлов и
кобальта.
• Тетацин водят в организм в виде 510% р-ра, основой которого
является физиологический раствор.
Близкий по структуре и составу к
препаратам ЭДТА является
натрий кальциевая соль
диэтилентриаминпентауксусной
кислоты (Na3 СаДТПА) –
пентацин и натрий кальциевая
соль
диэтилентриаминпентафосфоно
вой кислоты (NaCa2 ДТПФ) –
тримефацин. Их применяют при
острых и хронических
отравлениях свинцом,
радионуклидами, алюминием,
цинком, церием и др., а также
при выявлении носительства
этих радионуклидов.

68. 1st generation Tc imaging agents
Kidney imaging
• [99mTcO(glucoheptonate)2]-,
Glucoscan also known as
TechneScan or
Glucoheptate, is an early
kidney imaging agent.
• The structure is unknown,
believed to have the 5
coordinate Tc-structure
• No more in use
•
Tc-DTPA, DTPA =
diethylenetriaminepentaacetic acid,
has approval for use as a kidney
imaging agent.
• The 99Tc analogue is shown by EXAFS
to have polymeric structure. Contains
Tc in both +IV & +V oxidation state.
• It should differ
• from the KIT
99m
68

69. Tc-DTPA . . . M-DTPA
69

70. A SPECT/CT image of a 99m-Tc
complex in a mouse
Prof R Muschel, E Bernhard and Dr S Smart,
Gray Institute Oxford, 2008
70

71. • Комплексонаты весьма
эффективны для удаления
некоторых токсичных
анионов.
• Так,
этилендиаминтетраацетат
кобальта (II), образующий
смешаннолигандный
комплекс с CN-, может быть
рекомендован в качестве
антидота при отравлениях
цианидами.
При лечении ревматоидных
заболеваний также широко используют
дифосфонаты. Они особенно
эффективны в качестве
противоартритных средств в сочетании
с противовоспалительными средствами.
•
•
Фосфоросодержащие
комплексонаты являются мощными
ингибиторами
кристаллообразования фосфатов и
оксалатов кальция. В качестве
антикальцифицирующего
препарата при лечении
мочекаменной болезни
предложен ксидифон –
калийнатриевая соль ОЭДФ.
Дифосфонаты, кроме того, в
минимальных дозах увеличивают
включение кальция в костную
ткань, предупреждают
патологический выход его из
костей.

72. What to read : Ulderico Mazzi and others
7 great books of Proceedings series (1987 – 2010)
72

73. Что прочитать? on-line:
Japan – Russia - … International Symposiums 1993 –
2011 and … 2014
http://www.technetium-99.ru/history1.html
http://www.technetium-99.ru/IntSympTcRe-2011.pdf
73

74. Спасибо за внимание!