Билет Основные понятия термодинамики. Термодинамические системы определение, классификация Термодинамика

Название	Билет Основные понятия термодинамики. Термодинамические системы определение, классификация Термодинамика
Дата	12.01.2020
Размер	1.01 Mb.
Формат файла
Имя файла	Bilet.docx
Тип	Документы #103728
страница	10 из 14

1 ... 6 7 8 9 10 11 12 13 14

14. Роль концентрации водородных ионов в биологических процессах. Понятие о кислотно-основном состоянии организма (КОС): нормы pН крови, представление об ацидозе и алкапоз и возможные причины их развития

Роль концентрации водородных ионов в биологических процессах.
Постоянство концентрации водородных ионов является одной из существенных констант внутренней среды организмов. Так, pH крови человека составляет 7,36.
Как известно, каждый ион играет особую роль в различных биологических процессах, однако водородные ионы занимают особое положение среди других. Концентрация водородных ионов является одной из важных констант внутренней.
Роль концентрации водородных ионов в биологических процессах. Развитие внутренней среды организмов в большой степени связано с концентрацией водородных ионов. Специфика процессов, протекающих в тканях, и активность этих процессов (особенно ферментативных) в большой степени зависят от pH. Изменение интервала pH может изменить направление ферментативного процесса. Так, например, тканевые катепсины в нейтральной среде катализируют синтез белка, а при кислой реакции его расщепляют.
Понятие о кислотно-основном состоянии организма: рН крови, ацидоз, алкалоз, щелочной резерв крови

В поддержании кислотно-основного гомеостаза (баланс оптимальных концентраций кислотных и основных компонентов физиологических систем) участвуют все буферные системы организма. Действия их взаимосвязаны и находятся в состоянии равновесия. Наиболее связан со всеми буферными системами гидрокарбонатный буфер. Нарушения в любой буферной системе сказываются на концентрациях его компонентов, поэтому изменение параметров гидрокарбонатной буферной системы может достаточно точно характеризовать КОС организма.

КОС крови в норме характеризуется следующими метаболическими показателями:

рН плазмы 7,4±0,05;

[НСО₃^-]=(24,4±3) моль/л ― щелочной резерв кови;

рСО₂=40 мм рт.ст.- парциальное давление СО₂ над кровью.

Из уравнения Гендерсона-Гассельбаха для гидрокарбонатного буфера очевидно, что при изменении концентрации или парциального давления СО₂ происходит изменение КОС крови.

Поддержание оптимального значения реакции среды в различных частях организма достигается благодаря согласованной работе буферных систем и органов выделения. Сдвиг реакции среды в кислую сторону называют ацидоз, а в оснóвную – алкалоз. Критическими значениями для сохранения жизни являются: сдвиг в кислую сторону до 6,8, а в оснóвную – 8,0. По происхождению ацидоз и алкалоз могут быть дыхательными или метаболическими.

Метаболический ацидоз развивается вследствие:

а) повышенной продукции метаболических кислот;

б) в результате потери гидрокарбонатов.

Повышенная продукция метаболических кислот происходит при:

1. сахарном диабете I типа, длительном, полном голодании или резком сокращении доли углеводов в рационе;

2. лактатацидозе (шок, гипоксия, сахарный диабет II типа, сердечная недостаточность, инфекции, отравление алкоголем).

Повышенная потеря гидрокарбонатов возможна с мочой (почечный ацидоз), или с некоторыми пищеварительными соками (панкреатический, кишечный).

Дыхательный (респираторный) ацидоз развивается при гиповентиляции лёгких, которая, независимо от вызвавшей её причины, приводит к росту парциального давления СО₂ более 40 мм рт. ст. (гиперкапния). Это бывает при заболеваниях органов дыхания, гиповентиляции легких, угнетении дыхательного центра некоторыми препаратами, например, барбитуратами.

Метаболический алкалоз наблюдается при значительных потерях желудочного сока вследствие повторной рвоты, а также в результате потери протонов с мочой при гипокалиемии, при запорах (когда накапливаются щелочные продукты в кишечнике; ведь источником бикарбонат-анионов является поджелудочная железа, протоки которой открываются в 12-перстную кишку), а также при длительном приеме щелочной пищи и минеральной воды, соли которой подвергаются гидролизу по аниону.

Дыхательный (респираторный) алкалоз развивается вследствие гипервентиляции лёгких, приводящей к избыточному выведению СО₂ из организма и понижению его парциального давления в крови менее 40 мм. рт. ст. (гипокапния). Это бывает при вдыхании разреженного воздуха, гипервентиляции легких, развитии тепловой одышки, чрезмерного возбуждения дыхательного центра вследствие поражения головного мозга.

При ацидозах в качестве экстренной меры используют внутривенное вливание 4 – 8 % гидрокарбоната натрия, 3,66%- ного раствора трисамина Н₂NC(CH₂OH)₃ или 11 % лактата натрия. Последний, нейтрализуя кислоты, не выделяет СО₂, что повышает его эффективность.

Алкалозы корректируются сложнее, особенно метаболические (связанные с нарушением систем пищеварения и выделения). Иногда используют 5 % раствор аскорбиновой кислоты, нейтрализованный бикарбонатом натрия до рН 6 – 7.

Щелочной резерв - это количество бикарбоната (NaHCО₃) (точнее объем СО₂, который может быть связан плазмой крови). Эту величину лишь условно можно рассматривать как показатель кислотно-щелочного равновесия, так как, несмотря на повышенное или пониженное содержание бикарбоната, при наличии соответствующих изменений Н₂СО₃ рН может оставаться совершенно нормальным.

Так как компенсаторные возможности посредством дыхания, первоначально используемые организмом, ограничены, решающая роль в поддержании постоянства переходит к почкам. Одной из основных задач почек является удаление из организма Н⁺-ионов в тех случаях, когда вследствие каких-либо причин в плазме наступает сдвиг в сторону ацидоза.
Ацидоз не может быть скорригирован, если не будет удалено соответствующее количество Н⁺-ионов. Почки используют при этом 3 механизма:

1. Обмен ионов водорода на ионы натрия, которые, соединяясь с образующимися в канальцевых клетках анионами НСО₃, полностью подвергаются обратному всасыванию в виде NaHCO₃,

Предпосылкой выделения Н⁺-ионов с помощью этого механизма является активируемая карбоангидразой реакция СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃, причем Н₂СО₃ распадается на ионы Н⁺ и НСО₃^-. При этом обмене ионов водорода на ионы натрия происходит обратное всасывание всего отфильтрованного в клубочках бикарбоната натрия.

2. Выделение с мочой ионов водорода и обратное всасывание ионов натрия происходит также путем превращения в дистальных отделах канальцев щелочной соли фосфата натрия (Na₂HPО₄) в кислую соль дифосфата натрия (NaHaPO₄).

3. Образование солей аммония: аммиак, образующийся в дистальных отделах почечных канальцев из глутамина и других аминокислот, способствует выделению Н⁺-ионов и обратному всасыванию ионов натрия; происходит образование NH₄Cl вследствие соединения аммиака с HCl.
Интенсивность образования аммиака, необходимого для нейтрализации сильной НСl, тем больше, чем выше кислотность мочи.

_{16) Спирты и фенолы. Многотомные спирты.}
_{Однотомные спирты}_{получают}

_{1) Гидратацией алкенов в кислой среде}

_{2) Гидролизом галогенпроизводных}

_{3) Восстановлением карбонильных соединений}

_{4) Взаимодействием первичных админов с азотистой кислотой.}

_{Однотомные фенолы}_{могут быть получены взаимодействием ароматических сульфокислот с гидроксидами щелочных металлов.}

_{Медико-биологическое значение и применение в народном хозяйстве.}
_{Этиловый спирт в больших количествах вызывает состояние, близкое к наркозу, используется для приготовления настоек и обеззараживающего средства}

_{Метиловый спирт - сильный яд, в пищеварительном тракте образует формальдегид и муравьиную кислоту}

_{ФЕНОЛЫ применят как дезинфицирующие средства.}

_{ФЕНОЛ или карболовая кислота - первый антисептик введенный в хирургию, может вызвать ожог кожи, широко используется для производства пластмасс, лекарственных средств.}

_{Многотомные спирты}

_{Этиленгликоль}C₂H₆O₂ _{- токсичная жидкость}

_{Глицерин}C3H8O3 - нетактичная вязкая бесцветная жидкость сладкого вкуса
_{Получение многотомных спиртов}
1. Каталитическая гидратация оксида этилена (получение этиленгликоля):

2. Взаимодействие дигалогенпроизводных алканов с водными растворами щелочей:

3. Из синтез-газа:

2CO + 3H₂ ^{250°,200МПа,kat} → CH₂(OH)-CH₂(OH)

₁₇₎_{Химические свойства спиртов}

_{1)Горение: C2H5OH + 3O2 2CO2 +3H2O + Q}

_{2)Реакции с щелочными и щелочноземельными металлами ("кислотные" свойства):Атомы водорода гидроксильных групп молекул спиртов, также как и атомы водорода в молекулах воды, могут восстанавливаться атомами щелочных и щелочноземельных металлов ("замещаться" на них).}

_{2Na + 2H—O—H 2NaOH + H2}

_{2Na + 2R—O—H 2RONa + H2}

_{3)Реакции с галогеноводородами:}

_{C2H5OH + HBr C2H5Br + H2O}

_{4)Внутримолекулярная дегидратация (t > 140oС, образуются алкены):}

_{C2H5OH C2H4 + H2O}

_{5)Межмолекулярная дегидратация (t < 140oС, образуются простые эфиры):}

_{2C2H5OH C2H5OC2H5 + H2O}

_{6)Окисление (мягкое, до альдегидов):}

_{CH3CH2OH + CuO CH3—CHO + Cu + H2O}

_{Это качественная реакция на спирты: цвет осадка изменяется с черного на розовый, ощущается своеобразный "фруктовый" запах альдегида).}

Билет № 15

Реакция среды в растворах слабых кислот и оснований. Константа диссоциации. Реакция среды в растворах солей. Закон разведения Оствальда

Слабые кислоты и основания, в отличие от сильных (диссоциирующих практически полностью), распадаются на ионы в очень небольшой степени. Поэтому, например, в растворе слабой кислоты, можно выделить:

общую кислотность – концентрация растворённой кислоты, которую можно определить титрованием раствором щёлочи до полной нейтрализации;
активную кислотность – концентрации свободных протонов в растворе;
потенциальную или резервную кислотность, заключённоую в недиссоциированных молекулах кислоты.

Аналогично, слабые основания обладают тремя видами щёлочности.

Кроме того, слабые электролиты подчиняются закону разведения Оствальда, согласно которому степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна корню квадратному из его концентрации:

α =

,

где К – константа диссоциации, С – молярная концентрация;

или прямо пропорциональна корню квадратному из его разведения:

α =

, где V – разведение

Как вы помните из курса средней школы, реакция среды в растворах солей определяется их способностью к гидролизу. Так, соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, подвергаясь гидролизу по аниону, смещают равновесие диссоциации воды в сторону образования гидроксид-анионов. Среда становится щелочной. Например:

СН₃СОО^- + Na⁺ + Н₂О → СН₃СООН + Na⁺ + ОН^-

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, подвергаясь гидролизу по катиону, смешает равновесие диссоциации воды в сторону образования протонов.

Например: NН₄⁺ + Сl^- + Н₂О → NН₄ОН + H⁺ + Cl^-
Слабые кислоты: H₂S, HF, CH₃COOH, HNO₂ (HnЭOm m-n<2)

Слабые основания: NH₄OH, Me(OH)n (Me-

, кроме щелочных и щелочно земельных).

Слабые кислоты и основания диссоциируют обратимо, равновесно, по ступеням, причём каждая последующая ступень протекает слабее предыдущей. Количественно диссоциацию слабых электролитов выражают с помощью α:

- степень электролитической диссоциации, Kд - константа диссоциации (константа равновесия). Константа диссоциации - вид константы равновесия, которая показывает склонность к диссоциации.

<<1 и Kд<1

Диссоциация протекает с участием полярных молекул Н₂О. Чем их больше, тем в большей степени протекает диссоциация.

Диссоциация слабой кислоты:

Диссоциация CH₃COOH происходит в 1 стадию:

CH₃COOH↔CH₃COO^-+Н⁺;

Дисоциация H₃AsO₄ протекает в 3 стадии:

1ст. H₃AsO₄↔H⁺+ H₂AsO₄^-

Кд₁= C(H₂AsO₄^-)×C(H⁺)/C(H₃AsO₄)=6×10^-3

2ст. H₂AsO₄↔H⁺+ HAsO₄^-2

Кд₂=1×10^-8

3ст. HAsO₄↔H⁺+ AsO₄^-3

Кg₃=3×10^-12

Кд₁> Кд₂ >Кд₃>

α₁> α₂> α₃

Диссоциация слабых оснований протекает аналогично

NH₄OH↔NH₄⁺+OH^-

Кд=1,7×10^-5

Закон разбавления Оствальда.

Закон:

-степень электролитической диссоциации слабых электролитов, увеличивается при разбавлении раствора.

;

Со – исходные вещества;

– продиссоциированные вещества

Со-

- не диссоциированные вещества;

1 ... 6 7 8 9 10 11 12 13 14