25. Растворы однородные гомогенные системы, термодинамически устойчивые, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. В растворе различают растворитель и растворённое вещество
 Скачать 161.56 Kb.
|
 25. Растворы- однородные гомогенные системы, термодинамически устойчивые, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. В растворе различают растворитель и растворённое вещество, хотя с точки зрения термодинамики все составляющие раствора одинаковы. Растворителем принято считать то вещество, которое содержится в растворе в большем количестве. Самым распространённым растворителем на Земле является вода. Изотонические: если полупроницаемой мембраной разделены два раствора, обладающих одинаковым осмотическим давлением, то проникновение растворителя через мембрану не наблюдается. Плазма крови. Гипертонические: раствор, обладающий большим осмотическим давлением, чем другой, сравниваемый с ним раствор. Гипотонический: если осмотическое давление первого раствора меньше, чем другого, взятого за стандарт. Вода как растворитель: 1. Хорошо растворяет ионные и многие полезные соединения ( диэлектрик) 2. Образует полярные связи с полярными функциональными группами 3. Вызывает гидролиз веществ По агрегатному состоянию растворы могут быть: ― жидкими (жидкие растворы можно получить растворением газа в жидкости, например, газированная вода является раствором оксида углерода (IV) в воде; жидкости в жидкости, например, раствор спирта в воде; твердого вещества в жидкости, например, раствор соли в воде и т.д.). ― газообразными (примером газообразных растворов является воздух, состоящий из кислорода, азота, оксида углерода, благородных газов и водяного пара; молекулы этих веществ ведут себя как молекулы газа, то есть воздух является гомогенной системой); ― твёрдыми (к таким растворам относится большинство металлических сплавов; сталь, например, представляет собой кристаллический раствор углерода в железе). По физическим свойствам (например, электропроводность): а) неэлектролиты (раствор глюкозы); б) электролиты (физиологический раствор). По количеству растворенных частиц: a) насыщенные (устойчивы - имеет место равновесие между раствором и твердым веществом) ∆G = 0. б)ненасыщенные ∆G < 0. в)пересыщенные ∆G > 0; система неустойчива, при встряхивании из них образуются насыщенные растворы и выделяется избыток растворённого вещества. Классификация растворов: 1.Низкомолекулярные ( М менее 5000 г/моль) 2.Высокомолекулярные (М более 5000 г/моль) Биологическая роль растворов: Многие биологические среды-растворы (кровь, лимфа, слюна, моча, спинно-мозговая жидкость). Все они являются растворами солей, белков, углеводов, липидов в воде; все биохимические реакции протекают в растворах; Биологические жидкости способствуют усвоению питательных веществ, лекарственных веществ; растворы переносят питательные вещества ко всем органам и тканям организма; с помощью растворов происходит выведение продуктов метаболизма из организма Вода в организме человека: В организме взрослого человека содержится до 60% воды, из которой 30% -внутри клеток, 20% -внеклеточная жидкость, состоящая из плазмы крови, межклеточной жидкости, внутриглазной жидкости, спинномозговой жидкости и жидкого содержимого желудочно-кишечного тракта. Многие биологические среды-растворы (кровь, лимфа, слюна, моча, спинномозговая жидкость). Все они являются растворами солей, белков, углеводов, липидов в воде; все биохимические реакции протекают в растворах; Биологические жидкости способствуют усвоению питательных веществ, лекарственных веществ; растворы переносят питательные вещества ко всем органам и тканям организма; с помощью растворов происходит выведение продуктов метаболизма из организма Термодинамика процесса растворения: При растворении твёрдого вещества в жидкости происходят процессы: разрушение кристаллической решётки ( эндотермический процесс)- 1; взаимодействие частиц растворённого вещества с молекулами растворителя ( экзотермический процесс)- 2 Результирующая этих двух процессов определяет тепловой эффект процесса растворения в целом: если на разрушение кристаллической структуры растворяемого вещества затрачивавается энергии больше( 1), чем выделяется при гидратации (2), то процесс растворения будет эндотермическим( произойдёт увеличение энтальпии системы) Если энергия, выделяющаяся при гидратации( 2), больше энергии, необходимой для разрушения кристаллической структуры растворяемого вещества( 1 ), то процесс растворения будет экзотермическим ( произойдёт уменьшение энтальпии системы) 26. Под растворимостью понимают способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Растворимость зависит от:
27. Зависимость растворимости газов от давления выражена законом Генри: количество газа, растворённого при данной температуре в определённом объёме жидкости, прямо пропорционально давлению газа: С = К *Р С- концентрация газа в насыщенном растворе(моль/л) Р- давление газа над раствором; К – постоянная Генри Закон Генри: справедлив лишь для разбавленных растворов при небольшом давлении и отсутствие химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и молекулами растворителя. Закон Генри является частным случаем более общего закона Дальтона: растворимость каждого из компонентов газовой смеси при постоянной температуре пропорциональна парциальному давлению компонента над жидкостью и не зависит от общего давления смеси и индивидуальности других компонентов. Закон Дальтона: Р(i) = Р( общ) X Р(i) –парциальное давление компонента Р(общ)- общее давление газовой смеси X-мольная доля данного компонента. Законы Генри и Дальтона лежат в основе процесса обмена газов между организмом человека и окружающей средой и позволяют установить причины некоторых заболеваний(например, декомпрессивных заболеваний- кессонной болезни ,у водолазов, лётчиков и представителей других профессий). Причины декомпрессивного состояния: Декомпрессионная болезнь возникает вследствие образования в крови пузырьков газа из-за резкого перехода барометрического давления к нормальному. 28. Насы́щенный пар — это пар, находящийся в термодинамическом равновесии с жидкостью или твёрдым телом того же состава Давление насыщенного пара – такое давление, при котором жидкость находится в равновесии со своим паром. В результате естественного процесса испарения над жидкостью образуется пар, давление которого можно определить с помощью манометра. Эндотермический процесс парообразования обратим: одновременно с ним протекает экзотермической процесс конденсации. При определённой температуре устанавливается равновесие. Равновесное состояние системы жидкость – пар при данной температуре характеризуется давлением насыщенного пара( величина постоянная для каждого растворителя и является его термодинамической характеристикой). Если в равновесную систему жидкость-пар поместить нелетучее вещество , его переход в паровую фазу исключён. В результате этого концентрация растворителя уменьшится, его мольная доля станет меньше 1.
Понижение давления пара будет тем значительнее, чем больше введено вещества и чем меньше мольная доля растворителя (закон Рауля-1886г): давление пара раствора, содержащего нелетучее растворённое вещество, прямо пропорционально мольной доле растворённого вещества. В прямой зависимости от давления насыщенного пара находятся температуры кипения и замерзания растворов. Температурой кипения жидкости является та температура, при которой давление её паров становится равным внешнему давлению Понижение давления пара растворителя над раствором означает необходимость повышения температуры раствора для восстановления нарушенного равновесия жидкость - пар. На основании всего этого Рауль установил: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора(2 закон Рауля): 29. Диффузия- самопроизвольный процесс выравнивания концентрации, идущий из раствора с большей концентрацией растворённых частиц в раствор с меньшей их концентрацией. Скорость диффузии возрастает с повышением температуры, градиента концентрации, понижением вязкости растворителя и размера частиц. Закон Фика: скрость диффузии вещества пропорциональна площади поверхности, через которое переносится вещество, и градиенту концентрации этого вещества. Роль диффузии: путём диффузии происходит насыщение крови кислородом Диффузия и организм человека: Путём диффузии происходит насыщение крови кислородом. Концентрация кислорода в венозной крови приближается к нулю, следовательно, градиент концентрации кислорода между атмосферой и кровью очень большой, что приводит к активному поглощению кислорода ( закон Фика). Площадь поверхности альвеол лёгких очень велика ( 80 м2), поэтому кислород активно растворяется в плазме и переходит в эритроциты. 30. ОСМОС- преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией растворённых частиц в раствор с большей их концентрацией. С точки зрения термодинамики движущей силой осмоса является стремление системы к выравниванию концентрации, т.к. при этом энтропия системы возрастает, а энергия Гиббса уменьшается, значит осмос – самопроизвольный процесс. Давление, которое необходимо создать, чтобы остановить осмос, называется осмотическим давлением. В 1887г Вант-Гофф установил закон, согласно которому: осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое производило бы растворённое вещество, если бы оно находилось в газообразном состоянии при той же температуре и занимало бы тот же объём. Pосм=CRT Уравнение Мендеева-Клайперона(для идеального раствора): Pv=nRt n/V=C Виды растворов: 1. Изотонические растворы: если полупроницаемой мембраной разделены два раствора, обладающие одинаковым осмотическим давлением, проникновение растворителя через мембрану не наблюдается. Плазма крови. 2. Раствор, обладающий большим осмотическим давлением, чем другой, сравниваемый с ним раствор, называется гипертоническим. 3. Если осмотическое давление одного раствора меньше, чем другого, взятого за стандарт, то такой раствор называется гипотоническим. Полупроницаемые мембраны: Естественные- живого и растительного происхождения Искусственные- целлофан Роль осмоса и осмотического давления: · Регулирует поступление воды в клетки · Обеспечивает эластичность и упругость тканей · Сохранение определённой формы органов При введении в сосуды гипотонические растворы могут вызвать гемолиз эритроцитов. В связи с этим при необходимости внутривенного введения гипотонических растворов предварительно определяют осмотическую резистентность эритроцитов. При приеме внутрь растворы вызывают увеличение диуреза. В медицинской практике гипотонические растворы имеют ограниченное применение. Многие слышали такое понятие, как «изотонический раствор», его разновидности широко применяются в медицинской практике. Одним из самых известных считается раствор натрия хлорида. Именно он чаще всего используется при терапии и для профилактики болезней верхних дыхательных путей. Гемо́лиз — разрушение эритроцитов крови с выделением в окружающую среду гемоглобина. Различают физиологический и патологический гемолиз. В норме физиологический гемолиз завершает жизненный цикл эритроцитов (120 суток) и происходит в организме человека и животных непрерывно. Патологический гемолиз происходит под влиянием гемолитических ядов, холода, некоторых лекарственных веществ (у чувствительных к ним людей) и других факторов; Плазмолиз - отделение протопласта от оболочки при погружении клетки в гипертонический раствор. Плазмолиз характерен главным образом для растительных клеток, имеющих прочную целлюлозную оболочку. Животные клетки при перенесении в гипертонический раствор сжимаются. Изоосмия – постоянство осмотического давления биологических сред. Нарушение изоосмии оказывается губительным для организма гораздо раньше, чем наступает плазмолиз и лизис клеток. Понижение осмотического давления(избыток воды, потеря солей) вызывает рвоту, судороги, затемнение сознания. Повышение осмотического давления(потеря воды, избыток солей) вызывает отёки, в первую очередь в подкожной клетчатке. 31. Теория Дюбая-Хюккеля : ионы в растворах сильных электролитов окружены ионной атмосферой из противоионов, поэтому, если такой электролит поместить в электрическое поле, то ион будет двигаться в одном направлении, а его ионная атмосфера в другом, замедляя движение иона. Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Степень диссоциации - отношение числа продиссоциировавших молекул электролита в растворе к общему числу его молекул. α(альфа)=n/N n-число распавшихся молекул; N-общее число молекул Слабые электролиты- это такие электролиты, которые в растворах диссоциируют на ионы неполностью.Степень дис меньше 0. Отклонение поведения растворов электролитов от не электролитов: Законы Вант-Гоффа и Рауля справедливы для идеальных ра створов, т. е. таких, в которых нет химического взаимодействия между компонентами раствора, а также диссоциации или ассоциа ции молекул растворенного вещества. Опыт показал, что у раство ров, проводящих электрический ток (электролиты), более высокое, чем по закону Вант-Гоффа, осмотическое давление, они кипят при более высокой температуре и замерзают при более низкой, чем это следует из закона Рауля. Такими свойствами обладают растворы солей, кислот и оснований. i – изотонический коэффициент – показывает меру отклонения поведения растворов электролитов от не электролитов. i=��осм(э)��осм=дельта �� зам(э)дельта �� зам= дельта ��кип(э)дельта ��кип Закон Вант-Гоффа для растворов электролитов Pосм.эл=iCмRT Cм – молрная концентрация R = 8,31 Дж/моль*К Т-температура, К Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации соотношением : α(альфа) = ��−1��−1 n-число ионов, на которые распадается при дисссоциации молекула электролита Электролиты в организме человека: Наличием электролитов определяется осмотическое давление физиологических жидкостей Способность электролитов удерживать воду в виде гидрантов препятствует обезвоживанию Наличие в физиологических жидкостях электролитов влияет на растворимость белков, аминокислот, органических соединений Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита: i = 1 + (n -1), где n - количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.  32. Слабые электролиты диссоциируют не полностью и в их растворах устанавливается равновесие между процессом диссоциации и обратным процессом: К процессу диссоциации слабых электролитов можно применить закон действующих масс и вывести константу диссоциации( константу равновесия): Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ. 33. Сильные электролиты не подчиняются закону разведения Оствальда, для них Кд не является постоянной величиной и зависит от концентрации раствора. Создаётся впечатление, что диссоциация в растворе происходит не полностью и в растворе имеется некоторое количество недиссоциированных молекул. Создаётся впечатление, что диссоциация в растворе происходит не полностью и в растворе имеется некоторое количество недиссоциированных молекул. Под активностью понимают эффективную концентрацию, в соответствие с которой он участвует в различных процессах. а =f С f –коэффициент активности а –активность С-концентрация электролита. Значение f для электролита зависит от интенсивности электрического поля и ионной силы раствора(I), которая представляет полу сумму произведений концентраций всех ионов на квадрат их заряда: ph= - lg��+ I =1/2 сумарная b( z)2 b – моляльная концентрация z – заряд иона ионная сила плазмы крови – 0,15моль/л 34. Массовая доля- показывает сколько растворенного вещества в граммах содержится в каждых 100г.раствора. Молярная концентрация (молярность)- показывает сколько р.в. в молях содержится в каждом литре раствора. Моляльная концентрация (моляльность)- показывает сколько р.в. в молях содержится в каждом кг растворителя. Мольная доля- показывает отношение р.в. в молях к общему кол-ву в молях всех веществ в растворе. Молярная концентрация эквивалента- показывает количество р.в. в молях эквивалента, содержащегося в каждом литре раствора. Под эквивалентом вещества Х понимают условную (реальную) частицу вещ-ва Х, которая может присоединять, замещать, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентной одному иону водорода в кислотно-основных реакциях, либо одному электрону в ОВР. 35. Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реагента (объем, масса и др.), израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Это анализ, основанный на титровании. Титрование - медленное прибавление (небольшими порциями) титрованного (стандартного, титранта, рабочего) раствора к анализируемому раствору до достижения точки эквивалентности - конца реакции. Титрованный раствор - это раствор с точно известной концентрацией. Титрант или рабочий раствор - это раствор, с помощью которого проводят титрование. Реакции, применяемые в титриметрическом анализе должны удовлетворять следующим основным требованиям: точка эквивалентности должна фиксироваться четко и точно; реакция должна протекать количественно, т.е. константа равновесия реакции должна быть достаточно велика; скорость аналитической реакции должна быть велика; реакция не должна осложняться протеканием побочных реакций; вещества, мешающие определению точки эквивалентности и протеканию основной реакции, должны отсутствовать. Классификация методов титриметрического анализа По характеру химические реакции, лежащие в основе определения веществ, относят к различным типам:
В связи с этим титриметрические определения подразделяются на следующие основные методы:
По способу или видам (приемам) титрования в зависимости от характера проводимых определений применяют следующие методы: прямое титрование; обратное титрование; косвенное или заместительное титрование. Прямое титрование В этом случае определяемое вещество непосредственно титруется раствором титранта. Для проведения анализа этим методом достаточно одного рабочего раствора. Этот метод очень удобен для реакций протекающих быстро, до конца и есть подходящий индикатор для фиксирования точки эквивалентности. Типичным примером таких реакций является титрование щелочи кислотой или наоборот: NaOH + HCl = NaCl + H2O Титрование по заместителю Этот метод считается косвенным, его применяют тогда, когда по какой либо причине трудно определить точку эквивалентности, например, при работе с неустойчивыми веществами, либо определяемый ион не взаимодействует непосредственно с рабочим (титрантом) раствором, либо реагирует с ним в нестехиометрических соотношениях и т.п. В этом методе используют исследуемое вещество, титрант и нестандартный раствор вспомогательного вещества. К определяемому веществу добавляют вспомогательное вещество (в избытке), вступающего с ним в реакцию, один из выделившихся продуктов реакции (заместитель) в количестве, эквивалентном исследуемому, оттитровывают рабочим раствором Например, при йодометрическом определении меди к анализируемому раствору добавляют заведомый избыток КI (вспомогательное вещество). Происходит реакция: 2Cu2+ + 4I- = 2CuI + I2 Выделившийся иод (заместитель) оттитровывают тиосульфатом натрия. I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 Расчеты в заместительном титровании ведутся как при прямом титровании. Обратное титрование (титрование по остатку) Применяют в тех случаях, когда основная реакция протекает не очень быстро и процесс обратимый или нет подходящего индикатора. В этом случае используются два титранта: основной и вспомогательный. К исследуемому раствору добавляют заведомо в избытке определенный объем основного рабочего раствора, реагирующего с исследуемым веществом в эквивалентном количестве. Остаток основного титранта, не всупивщего в реакцию с исследуемым веществом, оттитровывают вспомогательным титрантом. Например, широко применяют обратное титрование хлорид ионов в кислых растворах при тиоцианатометрическом осадительном титровании. К анализируемому раствору хлорида сначала добавляют заведомый избыток основного рабочего раствора нитрата серебра. При этом происходит реакция образования малорастворимого хлорида серебра: Ag+ + Cl- = AgCl Не вступившее в реакцию избыточное (остаток) количество вещества AgNO3 оттитровывают раствором тиоцианата аммония или калия (вспомогательного рабочего раствора): Ag+ + SCN- = AgSCN Содержание хлорида легко рассчитать, так как известно общее количество вещества серебра, введенное в раствор, и количество вещества AgNO3, не вступившее в реакцию с хлоридом Для расчётов используют закон эквивалентов, исходя из которого: С1(fэкв) V1 = С2(fэкв) V2 , где С1(fэкв)-молярная концентрация эквивалента рабочего ра-ра; V1-объём рабочего ра-ра; С2(fэкв)- молярная концентрация эквивалента исследуемого ра-ра; V2-объём исследуемого ра-ра Применение титриметрических методов анализа в медико-биологических исследованиях: · Данный метод может быть использован для: · определения рН биологических жидкостей; · определения концентрации катионов и анионов в биологических средах; · количественного определения свободного хлора в воде; · определения примесей органических веществ в воде и др. 36. Нейтрализации метод — это объемный (титриметрический) метод определения концентрации кислот (ацидиметрия) и щелочей (алкалиметрия) в растворах. При определении концентрации кислоты к точно отмеренному пипеткой объему исследуемого раствора постепенно приливают из бюретки рабочий раствор щелочи (обычно NaOH) известной концентрации, пока не изменится окраска индикатора, предварительно добавленного к титруемому раствору. Объем рабочего раствора, пошедший на взаимодействие с кислотой, отсчитывают по шкале бюретки. Определение концентрации щелочи производят аналогичным путем, только в качестве рабочего раствора в этом случае используют раствор кислоты (обычно HCl). При титровании слабой кислоты сильной щелочью в качестве индикатора применяют обычно фенолфталеин, а при титровании слабой щелочи сильной кислотой — метиловый оранжевый. При титровании сильной кислоты сильной щелочью можно применять любой из названных индикаторов. При выборе индикатора руководствуются правилом: значение рН в точке эквивалентности (рНэ) должно попадать в зону перехода цвета индикатора (т.е. рНэ ∋рТ±1) 37. Индикаторы, применяемые в методах оксидиметрии, различны. Часто это органические вещества, которые сами являются окислителями или восстановителями. Иногда это специфические реактивы, например, крахмал в иодометрии. Перманганатометрические определения производят без индикатора. Перманганатометрией называется такой вид оксидиметрии, в котором в качестве рабочего раствора применяют перманганат калия KMnO4. Он является сильным окислителем, особенно в кислой среде. В зависимости от кислотности среды при восстановлении KMnO4 получаются различные конечные продукты 38. 39. Поддержанию на постоянном уровне концентрации ионов водорода способствуют буферные растворы – растворы, рН которых не меняется при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот, щелочей, а также при разведении. Простейший буферный раствор- это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этой кислотой общий анион, либо смесь слабого основания и соли с общим катионом. 1 тип буферных растворов:
2 тип буферных растворов:
По более современной классификации БР делят на следующие группы : 1. БР, состоящие из слабой кислоты и её аниона - НА/A- (CH3COOH / CH3COO-) 2. БР, состоящие из слабого основания и его катиона – В/BH+( NH4OH / NH4+) 3. БР, состоящие из аниона кислой и средней соли, или из анионов двух кислых солей, например, фосфатная буферная система – Н2РО4-/HPO42- 4. БР, состоящие из ионов и молекул амфолитов. К ним относятся белковые БС, гемоглобиновая и оксигемоглобиновая БС. Так как любой БР содержит слабый электролит, к процессу его диссоциации можно применить закон действующих масс, например, для ацетатного БР: Так как концентрация ионов СН3СОО- велика из-за диссоциации соли, процесс диссоциации СН3СООН по принципу Ле -Шателье сдвинут влево, поэтому концентрация недиссоциированных молекул СН3СООН практически равна общей концентрации кислоты в БР, а концентрация ионов СН3СОО- равна концентрации соли в БР, поэтому: 40. Если к буферному раствору добавить сильную кислоту, то ионы водорода будут соединяться с анионами с образованием слабого электролита и реакция среды при этом не меняется: СН3СООNa + HCl = CH3COOH + NaCl СН3СОО- + H+ = CH3COOH Если к буферному раствору прибавить сильное основание, то ионы ОН- будут взаимодействовать с ионами Н+, которые содержатся в небольшом количестве, вследствие небольшой диссоциации кислоты. В результате образуется Н2О. Способность буферного раствора сохранять рН при добавлении сильных кислот или щелочей не беспредельна и ограничена величиной, называемой буферной ёмкостью. n(к.) В(к.) = ( рН0 –рН1) V(б.р.) Буферная ёмкость зависит от: · природы и общих концентраций компонентов буферного раствора, а также от соотношения их концентраций: · чем больше концентрация компонентов и · чем ближе отношение кислота/ соль к 1, тем больше буферная ёмкость. Буферные системы в живых организмах поддерживают постоянство рН в крови и тканях. Исследования показали, что в процессе обмена веществ в организме образуется большое количество кислых продуктов. Так, в организме человека за сутки образуется такое количество раз личных кислот, которое эквивалентно 20-30 л I н. сильной кислоты. Сохранение постоянства рН среды в организме обеспечивается наличием в нем мощных буферных систем. Большую роль при этом играют белковый, бикарбонатный и фосфатный буферы. Буферной системой крови являются бикарбонатный и фосфатный буферы: Н2С03 + NaHCO3; NaH2P04 + Na2НРО4 соответственно. Однако наиболее мощной буферной системой крови является гемоглобиновый буфер (75% всей буферной ёмкости крови), который удаляет из организма большое количество углекислоты 41. Водородкарбонатная(гидрокарбонатная): СО2 + Н2О = Н2СО3 Фосфатная буферная система: состоит из слабой кислоты Н2РО4- и сопряжённого основания НРО42-. В основе её действия лежит равновесие: Н2РО4- = НРО42- + Н+ Белковые буферные системы- состоят из остатков аминокислот, которые содержат -NH2 группы, имеющие слабый основный характер, и –СООН группы, со слабыми кислотными свойствами. Гемоглобиновая/оксигемоглобиновая БС, на долю которой приходится 75% буферной ёмкости крови. Гемоглобиновый буфер является разновидностью белковой БС и состоит из 2х форм гемоглобина: восстановленного ( ННb ) окисленного ( ННbO2 ) Нарушение в любой буферной системе сказывается на концентрациях составляющих гидрокарбонатной БС, поэтому изменение её параметров может достаточно точно характеризовать состояние дыхательных или метаболических нарушений, т.е. кислотно-основного состояния. Таким образом, благодаря буферному действию буферных систем происходит лишь небольшое снижение рН крови, т.е. сохраняется кислотно-основное состояние, несмотря на поступление в кровь значительных количеств кислот, т.к. в процессе усвоения пищи в организме генерируются значительное количество диоксида углерода (550- 775 г/cут), при взаимодействии которого с с влагой образуется угольная кислота в количестве, эквивалентном поступлению в кровь от 25 до 35 ммоль/ сут ионов Н+. Кислотно- основное состояние организма – неотъемлемая часть гомеостаза внутренней среды организма Смещение кислотно- основного равновесия крови в сторону повышения концентрации ионов Н+ (снижения рН) и уменьшения резервной щёлочности называется ацидозом, смещение его в сторону снижения концентрации ионов водорода ( повышение рН) и увеличение резервной щёлочности- алкалозом. · -дыхательный и · -метаболический ацидоз и алкалоз. Метаболический ацидоз характеризуется нарушением метаболизма и может наступить в результате следующих причин: - избыточное введение или образование в организме стойких кислот (поступление кетокислот при голодании и диабете, повышенное образование молочной кислоты при шоке; поступление кислот с пищей, питьём, медикаментами, в результате вдыхания загрязнённого воздуха и т.д.); - неполное удаление кислот( при почечной недостаточности); - избыточные потери НСО3- иона ( в результате поноса, колита, язвы кишечника) Метаболический алкалоз наступает вследствие: потери ионов Н+ (рвоте, кишечной непроходимости и др.); Увеличения концентрации НСО3- иона (при потере воды, введение солей органических кислот- молочной, уксусной ,лимонной, катаболизирующихся с поглощением ионов Н+ ). |