Буферное действие - основной механизм протолитического гомеостаза организма. Буферные системы, буферные растворы, их состав. Классификация буферных систем.

Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Элементы теории растворов сильных электролитов Дебая- Хюккеля. Ионная сила, ее математическое выражение. Понятие об активности. Коэффициент активности.

Коллигативные свойства – не зависящие от природы частиц свойства, а зависящие только от концентрации частиц в растворе.

Коллигативными свойствами разбавленных растворов являются: скорость диффузии, осмотическое давление, давление насыщенного пара растворителя над раствором, температура кристаллизации раствора, температура кипения.

Между активностью и аналитической концентацией ионов существует связь:

a = f-C, [6]

где f - коэффициент активности, зависящий от концентрации (обычно f < 1); а - активность, моль/л; С - концентрация электролита, моль/л.

В разбавленных растворах сильных электролитов f = 1, тогда а = с.

Активность иона зависит от напряженности существующего в растворе электрического поля, которое количественно характеризуется ионной силой ра­створа I:

1 = 0,5£С-2²., [7]

где с_{ - молярная концентрация иона в растворе, моль/л; Z - заряд иона.

Ионная сила - величина аддитивная: каждый электролит вносит свой вклад в величину I независимо от других. Для разбавленных растворов коэффициент активности можно рассчитать по уравнению Дебая-Хюккеля:

\gf=-0,5z²^I [8]

Поскольку в растворах слабых электролитов ионная сила низкая, для них, как и для разбавленных расторов сильных электролитов, а^с.

Все биологические жидкости представляют собой водные растворы с боль­шим значением ионной силы, которая создается сильными электролитами.

Электролиты в организме..Осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей и перфузионных растворов Понятия изо-, гипо-, гипертонический раствор. Понятие об изоосмии. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Плазмолиз. Цитолиз.

Цитолиз.

Под осмолярностью (осмоляльностью) понимают активную концентрацию частиц, не проникающих через идеальную полупроницаемую мембрану. Едини­цы измерения в системе СИ: осмолярности - моль/л, осмоляльности - моль/кг.

Осмолярность – концентрация растворенных веществ, которая выражается в осмолях на 1 л раствора.

Осмоляльность – концентрация растворенно вещества, которая выражается в осмолях на 1 кг раствора.

Изотонический раствор – раствор, осмотическое давленние которого равно осмотическому давлению данного раствора

Гипотонический раствор – раствор, осмотическое давление которого ниже нормального.

Гипертонический раствор – раствор. осмотическое давлние которого выше нормального.

Изоосмия – физиологическая константа организма, обеспечивающая механизм саморегуляции.

Плазмолиз – явление, возникшее в результате экзоосмоса вода диффундирует из клетки в плазму и происходит сжатие и сморщивание оболочки клетки.

Цитолиз — процесс разрушения клеток эукариот, выражающийся в виде их полного или частичного растворения под действием лизосомальных ферментов.

При соприкосновении с гипертоническим раствором наблюдается выход молекул воды из клетки через плазматическую мембрану - эндоосмос или плаз­молиз. В большинстве случаев плазмолиз является обратимым процессом: плаз-молизированные клетки, помещенные в чистую воду набухают, восстанавливая жизнедеятельность. Такой процесс называют деплазмолизом.

25.Основные положения теории кислот и оснований Бренстеда- Лоури: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара. амфолиты.

26. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов. Математическое выражение рН, его значение в кислой, щелочной, нейтральной средах. Биологическая роль водородного показателя.

27.Основные положения теории кислот и оснований Льюиса. Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях (теория ЖМКО).

Кислота Льюиса – любое хим.соединение, молекула,ион, являющийся акцептором электронной пары и таким образом способное принимать пару электронов соединения донора (основания Льюиса) на незаполненную орбиталь с образованием соединения аддукта.

Основание Льюиса – основанием считается любая частица (атом, молекула или анион) способная отдавать электронную пару для образования ковалентной связи. Т.е по Льюису кислота является акцептором пары электронов, а основание -донором.

28. Ионизация слабых кислот и оснований. Константа кислотности и основности. Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре. Амфолиты. Изоэлектрическая точка.

29.Протолитические реакции. Типы протолитических реакции (нейтрализации, гидролиза, ионизации). Примеры. Конкуренция за протон: изолированное и совмещенное протолитические равновесия. Общая константа совмещенного протолитического равновесия.

Гидролиз солей: по катиону Zn +H2O=ZnOH+H кислота +основание =с.о+с.к

Гидролиз солей по аниону: HS+H2O=H2S+OH основание + кислота =с.к+с.о

. Реакции нейтрализации:H2CO3+H2O=HCO3+H3O кислота +основание = с.о +с.к

1)между слабыми электролитами NH3+CH3COOH=NH4+ +CH3COO-

2) слабыми и сильными NH3+H3O+(кислота) = NH4+ + H2O(основание)

3)сильными H3O(кислота)+OH=H2O+H2O

Реакции ионизации:

CH3COOH + H2O(основание) ↔ H3O+(кислота) + CH3COO-

Буферное действие - основной механизм протолитического гомеостаза организма. Буферные системы, буферные растворы, их состав. Классификация буферных систем.

Механизм действия буферных систем (на примере гидрокарбонатного буфера).

Буферная система – протолитическая равновесная система, способная сохранять практически постоянное значение рН при добавлении небольшого количества кислоты или основания.

Согласно протолитической теории кислоты и основания могут быть трех типов: нейтральные, анионные и катионные. Анионные основания и кислоты представляют собой отрицательно заряженные ионы, например: HSO4-, HPO42-, HS- (кислоты); OH-, Cl-, NO3- (основания).

В роли катионных оснований и кислот выступают положительно заряженные ионы, например: NH4+, H3O+ (кислоты); H2N-NH3+, H2N-(CH2)2-NH3+ (основания).