Гидрокарбонатная буф.сист
CO2+H2O=H2CO3=H+ + HCO3-
Донором протонов H+ явл. Угольная кислота, а акцептором явл. Гадрокарбонат-ион.
Содержится как в крови так и в клеточной жидкости других тканей (особенно в почках).
В норме ph крови =7,4+-0,05
Константа равновесия обратима р-ции d представляет собой константу диссоциации H2СО3 по 1 ступени:
Ka1= =7,95*
Найдем соотношение гидрокарбонатной и молекул.форм углекислоты,приняв конц. ионов водорода за 3,98*10-8
Из полученного соотношения следует что гидрокарб. буф.сист. так же имеет большую емкость по кислоте чем по основанию.
Гидрофосфатная буф.сист.Содержится как в крови так и в клеточной жидкости других тканей (особенно в почках). В клеточной жидкости представлена в виде солей калия (H2PO4+K2HPO4)а в плазме крови-в виде солей натрия (NaH2PO4+Na2HPO4)В качестве донора протонов (кислоты)вступают дигидрофосфат ионы H2PO4- в кач. Оснований (акцепторы протонов) HPO42-. Эти 2 аниона образуют сопряженную кислотноосновную пару.
H2PO4- H++HPO42-(d)Константа равновесия обратима р-ции d представляет собой константу диссоциации H3PO4 по второй ступени: Ka2= =1,58* (7)Из уравнения (7) выразим соотношение фосфатных форм (с учетом конц. Ионов H+ в плазме крови уравнение (5)
= =
Из полученного соотношения (8) следует что фосфатная буф.сист. так же имеет большую емкость по кислоте чем по основанию (в 4 раза). В Случае появления во внутриклеточной жидкости избытка ионов H+ протекает реакция Образовавшийся дигидрофосфат ион H2PO4- выводится почками при этом pH мочи понижается, что имеет место при избыточном употреблении мяса. При употреблении растительной пищи во внутриклеточной жидкости образуется избыток гидроксильных ионов OH-, которые нейтрализуются по реакции Образующийся гидрофосфат ионы так же выводятся почками,при этом pH мочи возрастает. Поэтому кислотность мочи изменяется в широком пределе (4,8-7,5)
Гемоглобиновая буферная система.ГБС-важнейшая система в эритроцитах. В качестве доноров протонов вступают 2 слабые к-ты HHb и HHbO2(гемог,оксигемоглобиновая). В качестве акцепторов протонов выступают сопряженные им основания-анионы этих кислот.
HHb↔ ,pK=8,2(K)
HHbO2↔ ,pK=6,96 Из пространственных силовых показателей видно,что HHb является более слабой к-ой,поэтому при наличии избытка ионов H+ их акцептором в первую очередь будет вступать анион Hb- (в следствии равновесия в системе смещается в сторону образования более слабого электролита)
При избытке гидроксильных ионов OH- они в первую очередь будут нейтрализоватьсяоксигемоглобином как более сильной к-той HHbO2+
Гемаглобиновая буф.сист. участвует в важнейших физиологических процессах одновременно:дыхание,транспорт кислорода в ткани, поддержание постоянства pH в эритроцитах и плазме крови. Эффективное функционтрование гемоглоб.буф.систвозможно только в сочетании с другими буф.сист.
Ацидоз.Алкалоз.
Все буф.сист. в организме характеризуются в соотношении Т.е все буф.сист обладают повышенной емкостью по кислоте. Что соответствует метаболизму генов. Ацидоз-уменьшение Ba физиологической системы в сравнение снормой.
Алколоз-увеличениеBa(Кислотнобуф.емкость)
Ацидоз(алкалоз) может быть экзогенного и эндогенного характера.В случае экзогенного ацидоза к-ты ввод. в орг. из вне (пища и т.д).В случ. эндогенного-нарушение протолитического баланса наступает в следствии наруш скорости синтеза и вывода к-ты и оснований.В зависимости от глубины патолог.изменений различают комплементарный и некомплементарный ацидоз(алколоз). При комплементарном несмотря на отклонение от нормы кислотно-буф емкости pH крови ост. В пределах 7,35-7,45. При некомплементарном ацинозе.ph снижается до значений 6,8-7,35,при алкалозе pH крови повыш до 7,35-7,9. Снижение ph называется-ацидемией,повышение-алколимией. Отклон pH от нормы 0,6-летальный исход.При ацидозе в кач экстренной формы используют внутреннее вливание NaHCO3-100-200мл 4% р-ра. Для устранения алкалоза использ. 5% р-р аскорбиновой к-тф частично нейтрализованной гидрокарбонатом Na до pH 6-7
Билет 16
1. Энтропия. Второй закон термодинамики. (постулат Планта): Энергия Гиббса.
Все химические процессы можно разделить на 2 типа:
Протекающие самопроизвольно (окисление металлов)
Не протекающие самопроизвольно
Самопроизвольным, или спонтанным, является процесс, который совершается в системе без затраты работы извне и который уменьшает работоспособность системы после своего завершения.
Критерии самопроизвольной протекании реакции является:
Энтальпический фактор – как правило самопроизвольно протекают процессы, идущие с выделением тепла.
Энтропийный фактор – в самопроизвольных процессах неупорядоченность системы возрастает.
Энтропия – термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности системы. Энтропия может быть охарактеризована числом микросостояний:
Числом мгновенных координат и скоростей молекул, образующих химическую систему, так как это число огромно, то для количественной характеристики берется логарифм от числа микросостояний.
В этом случае энтропия равна: [ ] (1)
Где R – газовая постоянная равна 8,31 Дж/моль∙К;
W – число микросостояний.
В отличии от внутренней энергии и энтальпии, которые измерить абсолютно невозможно, энтропию можно измерить непосредственно, что вытекает из 3 закона термодинамики (постулат Планта):
Энтропия индивидуального кристаллического вещества при абсолютном нуле равна нулю: S0=0.
Постулат планка справедлив только для индивидуальных веществ, кристаллы которых идеально построены
обладают газы. При усложнении молекул(повышении числа атомов) энтропия также возрастает.
Энтропия вычисленная при стандартных условиях (T=298 К, 25 ̊С, р=1 атмосфере) называется стандартной энтропией S0 (табличные данные).
Изменения энтропии в ходе реакции находится по аналогии с изменениями энтальпии:
(2)
Энтропия простых веществ ≠0