Выберите один правильный ответ. 1. Заболевание, не вызывающее метаболический ацидоз:
1. Заболевание, не вызывающее метаболический ацидоз:
1) сахарный диабет
2) почечная недостаточность
3) неукротимая рвота
4) сердечно-сосудистая недостаточность
2. Показатель, не относящийся к показателям КОС:
1) содержание глюкозы 2) ВЕ 3) рН 4) Рсо2
3.При компенсированном метаболическом ацидозе меняются показатели КОС:
1) рН ¯, Вк , ВЕ
2) рН , Вк , ВЕ ¯
3) рН ¯, Вк ¯, ВЕ ¯
4) рН ¯, Вк ¯, ВЕ ¯
4. Рн крови больного равен 7,5; Рсо2 = 46 мм рт. ст.; ВЕ = +5 ммоль/л. Состояние КОС:
1) метаболический декомпенсированный алкалоз
2) метаболический декомпенсированный ацидоз
3) респираторный алкалоз
4) респираторный ацидоз
5.Активная кислотность желудочного сока 0,01 н. Она соответствует значению рН:
1) 1 2) 2 3) 2,5 4) 3
6.Кислым буфером является система:
1) СН3СООН + СН3СООNa 2) HCl + NaCl
3) H2SO4 + K2SO4 4) NH4OH + NH4Cl
7. На титрование 2,5 мл крови пошло 3,25 мл 0,1М раствора гидроксида натрия, рН0=5, рН1=6,3. Буферная емкость крови по щелочи равна:
1) 0,05 моль/л 3) 0,25 моль/л
2) 0,5 моль/л 4) 0,1 моль/л
8. рН буферного раствора, содержащего 0,01 моль/л NH4OH и 0,1 моль/л NH4Cl, рК (NH4OH) = 4,8 равен:
1) 5,8 3) 8,2
2) 4,8 4) 6,8
9. Буферной системой крови является система:
1) H2CO3 + Na2CO3 3) СН3СООН + СН3СООNa
2) H2CO3 + NaHCO3 4) H3PO4 + Na3PO4
10. Алкалоз – это:
1) снижение Рн крови
2) повышение концентрации Н+
3) увеличение выработки основных продуктов в организме
4) увеличение выработки кислых продуктов в организме
11. Причиной возникновения респитаторного алкалоза является:
1) сахарный диабет 3) щелочная пища
2) пневмония 4) разрежение воздуха
12. Максимальную буферную емкость системы имеют при:
1) рН = РКа 2) рН > РКа
3) рН <Рка 4) эти параметры не взаимосвязаны
13. При гипервентиляции легких:
1) щелочной резерв крови уменьшается, Рн мочи увеличивается
2) щелочной резерв крови уменьшается, Рн мочи уменьшается
3) щелочной резерв крови увеличивается, Рн мочи увеличивается
4) щелочной резерв крови увеличивается, Рн мочи уменьшается
14. Соль слабой кислоты, входящей в состав кислотных буферных систем, является:
1) акцептором электронов 3) акцептором протонов
2) донором протонов 4) донором электронов
15. Для расчета Рн буферных систем используют уравнение:
1) Вант-Гоффа 3) Менделеева-Клайперона
2) Гендерсона-Хассельбаха 4) Михаэлис-Ментен
16. Физиологическое значение Рн поддерживается при соотношении компонентов фосфатной буферной системы, равном:
1) Н2РО4-/ HРO4-2= 4:1 3) HРO4-2/Н2РО4- = 4:1
2) HРO4-2/Н2РО4- = 18:1 4) HРO4-2/Н2РО4- = 1:18
17. Максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза в плазме крови вносит буферная система:
1) гидрокарбонатная 3) белковая
2) гидрофосфатная 4) гемоглобиновая
18. Какие свойства проявляет NaH2PO4 в гидрофосфатной буферной системе:
1) восстановительные 3) основные
2) окислительные 4) кислотные
19. Изоэлектрические точки большинства белков плазмы крови лежат в слабокислой среде, (рН = 4,9-6,3), поэтому в крови в основном работает:
1) катионный белковый буфер
2) анионный белковый буфер
3) форма компонентов буфера не зависит от Рн
4) белки находятся в состоянии цвитер-иона
20. Буферная емкость при разбавлении растворов:
1) уменьшается, вследствие уменьшения концентрации всех компонентов системы
2) увеличивается, т.к. возрастает степень диссоциации электролитов
3) не изменяется, т.к. соотношение концентрации компонентов остается постоянным
4) постоянно, т.к. количество компонентов системы остается неизменным
СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью. (А.Беккерель, 1896 г.). Последовавшее за этим установление природы α-, β-, и γ-лучей, образующихся при радиоактивном распаде (Э.Резерфорд, 1899—1903 гг.), открытие ядер атомов (Э.Резерфорд, 1909—1911 гг.), определение заряда электрона (Р.Милликен, 1909 г.) позволили Э.Резерфорду в 1911 г. предложить одну из первых моделей строения атома.
Модель Резерфорда (1911) - планетарная модель. Теория Бора. В 1913 г. как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца. Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния, например с энергией Е1, в другое — с энергией Е2, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. Квантовая модель строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены и дополнены. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом. В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:
1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна, подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции.
2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот.
3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, (≈ 90%) называют атомной орбиталью (АО). На схемах атомная орбиталь обычно изображается как ячейка: О или ˆ.
4. Энергия испускается и поглощается телами отдельными порциями – квантами.
5. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.
Сформулированные выше положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, — квантовой механики. Наибольший вклад в развитие этой теории внесли Л. Де Бройль, В.Гейзенберг, Э.Шредингер, П.Дирак. Впоследствии каждый из этих ученых был удостоен Нобелевской премии.
Квантовые числа электронов:Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (ml) и спинового (ms). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое – вокруг собственной оси.
Главное квантовое число (n)oпределяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 …) и соответствует номеру периода. Например: Элемент кадмий Cd расположен в пятом периоде, значит n = 5. В его атоме электроны раcпределены по пяти энергетическим уровням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); внешним будет пятый уровень (n = 5).
Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n – 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l – подуровнем.
Для
l=0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера, максимальное количество электронов равно 2.
L=1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель, максимальное количество электронов равно 6.
L=2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формы, максимальное количество электронов равно 10.
f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной формы, максимальное количество электронов равно 14.
Магнитное квантовое число (ml) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от –l до +l, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве.
Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m = 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве.
Для p- орбитали (l = 1) – три равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1.
Для d- орбитали (l = 2) – пять равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2.
Таким образом, на s- подуровне – одна, на p- подуровне – три, на d- подуровне – пять, на f- подуровне – 7 орбиталей.
Спиновое квантовое число (ms) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и –1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения.