Материал к экзамену по химии. Основные понятия термодинамики
 Скачать 1.97 Mb.
|
|
Медико-биологическое значение гидролиза Роль гидролиза: Реакции гидролиза подвергаются самые различные вещества. Так в процессе пищеварения высокомолекулярные вещества (белки, жиры, полисахариды и др.) подвергаются ферментативному гидролизу с образованием низкомолекулярных соединений (соответственно, аминокислот, жирных кислот и глицерина, глюкозы и др.). Без этого процесса не было бы возможным усвоение пищевых продуктов, так как высасываться в кишечнике способны только относительно небольшие молекулы. Так, например, усвоение полисахаридов и дисахаридов становится возможным лишь после полного их гидролиза ферментами до моносахаридов. Точно так же белки и липиды гидролизуются до веществ, которые лишь потом могут усваиваться. Энергия, необходимая для жизнедеятельности, высвобождается вследствие гидролиза АТФ. Билет 20. Гетерогенные реакции в растворах электролитов. Константа растворимости. Условия образования и растворения осадков. Гетерогенные реакции в растворах электролитов Гетерогенные реакции - это химические реакции с участием веществ, находящихся в различных фазах и составляющих в совокупности гетерогенную систему. В растворах с труднорастворимыми электролитами образуется гетерогенная система, состоящая из осадка и насыщенного раствора над ним. В таких системах между насыщенным раствором и осадком устанавливается динамическое равновесие. Иначе говоря, динамическое равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твёрдой фазой вещества и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе AgCl имеет место равновесие: AgCl(тв) Ag+(р) + Cl-(p) Константа растворимости Концентрация твёрдой фазы из уравнения для выражения константы равновесия исключается как постоянная. Вследствие этого константа равновесия определяется только произведением концентраций ионов в растворе и называется константой или произведением растворимости: Ks = [Ag+][Cl-] Условия образования и растворения осадков. Электролит выпадает в осадок, когда стехиометрическое произведение концентраций его ионов в растворе больше константы растворимости:  Осадок электролита растворяется, когда стехиометрическое произведение концентрацией составляющих его ионов в растворе становится меньше константы растворимости:  Билет 21. Понятие о кислотно-основном состоянии организма. Кислотно-основные буферные растворы. Состав, механизм действия буферных растворов. Буферная емкость. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая, протеиновая. Понятие о кислотно-основном состоянии организма Одним из основных свойств живых организмов является кислотно-основной гомеостаз – постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов. От указанного соотношения зависят активность ферментов и, следовательно, интенсивность и направленность метаболических процессов, проницаемость мембран и чувствительность рецепторов клеток, физико-химические свойства их коллоидов и межклеточных структур и т. д. Изменения рН среды, характеризующей кислотно-основной баланс, могут вести к нарушениям физиологических процессов. Поэтому величина рН является одной из самых жестких констант: рН капиллярной крови здорового человека колеблется в пределах 7,35-7,45. Это постоянство обеспечивается буферными системами (бикарбонатной, фосфатной, белковой), функциями легких, почек, печени, желудка, кишечника, интегрированными деятельностью нервной системы. Нарушения кислотно-основного состояния (ацидозы и алкалозы) могут быть различного происхождения, в т.ч. могут возникать вследствие либо избыточного, либо недостаточного поступления в организм «кислых» и «щелочных» пищевых продуктов. Смещение рН крови в кислую область от нормальной величины 7,4 называется ацидозом, в щелочную область – алкалозом. Кислотно-основные буферные растворы. Буферный раствор – это раствор, содержащий протолитически равновесную систему, способную поддерживать практически постоянным значение рН при его разбавлении или добавлении небольших количеств сильных кислот или оснований. Буферный раствор состоит из кислоты и основания, которые между собой не взаимодействуют (сопряжённая кислота и основание) Буферные системы бывают кислотные и основные. Кислотные буферные системы содержат слабую кислоту (донор протонов) и соль этой кислоты (акцептор): пример – ацетатная буферная система (CH3COOH/CH3COO-). Основные буферные системы содержат слабые основания (акцептор) и соль этого основания (донор). Пример – аммиачная буферная система (NH3*H2O/NH4+) Состав, механизм действия буферных растворов Наиболее распространены водные кислотно-основные буферные растворы Они содержат слабую кислоту НА и сопряженное с ней основание А, например СН3СООН и СН3СОО-, NH4+ и NH3. В таких системах осуществляется равновесие (на примере ацетатного буфера): CH3COOH (кислотный компонент) H+ + CH3COO- CH3COONa CH3COO- (основный компонент) + Na+ CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- Механизм действия При добавлении сильной кислоты: CH3COO- + H+ CH3COOH При добавлении избытка сильного основания CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O Равновесие фосфатного буфера: HPO42- + H2O H2PO4- + OH- Буферная емкость Буферная емкость – это количество кислоты или щёлочи (моль-эквивалента), добавление которых к 1 л буферного раствора изменяет рН на 1.   Буферная ёмкость зависит от концентраций компонентов (чем выше концентрация, тем больше буферная ёмкость). Кислотная буферная ёмкость – определяет концентрацию буферного основания. Основная буферная ёмкость – определяет концентрацию буферной кислоты. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха. С помощью этого уравнения можно определить водородный показатель буферного раствора. Для кислотной буферной системы:  Для основной буферной системы:  |