Буферная емкость. Буферные системы в организме человека, их роль в поддержании гомеостаза рН. Буферные системы крови

 

Буферная емкость –количество молей эквивалента сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить к одному литру буферного раствора, чтобы изменить значение его Рн на единицу. Измеряется количеством моль эквивалента кислоты или основания, добавление которого к 1л буферного раствора рН на единицу.

Буферная емкость является количественной мерой буферного действия раствора. Буферный раствор имеет максимальную буферную емкость при pH = pK кислоты или основания, образующей смесь при соотношении ее компонентов, равном единице. Чем выше исходная концентрация буферной смеси, тем выше ее буферная емкость. Буферная емкость зависит от состава буферного раствора, концентрации и соотношения компонентов.

Нужно уметь правильно выбрать буферную систему. Выбор определяется необходимым интервалом pH. Зона буферного действия определяется силовым показателем кислоты (основания) ±1 ед.

При выборе буферной смеси необходимо учитывать химическую природу ее компонентов, так как вещества раствора, к которым добавляется буферная система, могут образовывать нерастворимые соединения, взаимодействовать с компонентами буферной системы.

Буферные растворы имеют большое значение для протекания реакций в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН (химический гомеостаз) поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной, фосфатной и белковой. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).

Буферная система представляет собой смесь слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием (например, уксусной кислоты СН₃СООН и ацетата натрия CH₃COONa), или смесь слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой (например, смесь гидроокиси аммония NH₄OH и хлористого аммония NH₄Cl). Величина рН буферного раствора зависит от величины константы диссоциации слабой кислоты или слабого основания и от соотношения концентраций компонентов, образующих буферную систему.
Буферные системы играют большую роль в сохранении постоянства рН в жидкостях и тканях организма.

Кровь содержит 4 основные буферные системы.

1. Гидрокарбонатная.На ее долю приходится 50% емкости. Она работает главным образом в плазме и играет центральную роль в транспорте СО₂.

2. Белковая. На ее долю приходится 7% емкости.

3. Гемоглобиновая, на нее приходится 35% емкости. Она представлена гемоглобином и оксигемоглобином.

4. Гидрофосфатная буферная система - 5% емкости. Гидрокарбонатная и гемоглобиновая буферные системы выполняют центральную и чрезвычайно важную роль в транспорте СО₂ и установлении pH. В плазме крови pH 7,4. СО₂ - продукт клеточного метаболизма, выделяющийся в кровь. Диффундирует через мембрану в эритроциты, где реагирует с водой с образованием Н₂СО₃. Соотношение устанавливается равным 7, и pH будет 7,25.

Основания также связываются буферным раствором крови и выделяются с мочой, главным образом в виде одно- и двузамещенных фосфатов.

В клиниках всегда определяют резервную щелочность крови.

 

Задание 13

Основные понятия термодинамики: термодинамическая система, термодинамические параметры, функции состояния. Классификация термодинамических систем. Понятие о внутренней энергии и энтальгии. Первый закон термодинамики. Классификация термодинамических процессов.

Термодинамика –наука, изучающая все виды энергии и процессы их взаимных превращений. Объект изучения – термодинамическая система.

Термодинамическая система – тело или группа тел, выбранных для изучения термодинамическими методами. Все тела, не входящие в термодинамическую систему, называют окружающей средой.

Поверхность раздела – реальная или воображаемая поверхность, отделяющая систему от окружающей среды.

Термодинамическими величинами называют физические величины, используемые для описания состояний и процессов в термодинамических системах. Термодинамика рассматривает эти величины как некоторые макроскопические параметры, присущие системе или процессу в системе, но не связывает их со свойствами системы на микроскопическом уровне рассмотрения.

Фу́нкциясостоя́ния — функция, определяющая состояние системы:

· Термодинамическая функция состояния.

· Волновая функция в квантовой механике.

Классификация термодинамических систем:

1.По числу фаз (гомогенные (1 фаза): H₂O; гетерогенные (несколько фаз): все живые организмы).

2.По возможности обмена с окружающей средой теплом и энергией (открытые (обмен массой и энергией): все живые организмы; закрытые (обмен энергией): запаянная ампула; изолированные (-): термос, сосуд Дюара.

Классификация ТД процессов:изотермический (температура – константа), изобарный (давление), изохорный (объем).

Внутренняя энергия –энергия системы, представляющая собой сумму всех энергий внутри и межмолекулярных взаимодействий. Она не включает кинетическую и потенциальную энергии.

Энтальпи́я — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.

Первое начало термодинамики — один из трёх основных законов термодинамики, представляет собой закон сохранения энергии для термодинамических систем.

Формулировка.Энергия не исчезает, а может быть преобразована из одной формы – другой.

.

Основной работой, совершенной системой – работа расширения (работа против внешнего мира).

Задание 14

Тепловые эффекты химических реакций. Первый закон Гесса и следствия из него. Термодинамические расчеты для энергетической характеристики биохимических процессов и оценки калорийности продуктов питания.

Термохимияизучает тепло ТД реакции.

СТО – теплота образования одного моля вещества в стандартных условиях из простых веществ.

СТЗ – теплота сгорания одного моль вещества при стандартных условиях, ведущих к образованию высших оксидов.

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов. Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q_v(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q_p( изобарный процесс).В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Различают такие типы тепловых эффектов:

- Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

- Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

- Стандартная энтальпия сгорания

- Стандартная энтальпия растворения

- Стандартная энтальпия нейтрализации

Закон Гесса –основной закон термохимии, который формируется следующим образом. Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания. Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий. Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.

Принципиально термодинамический расчет химических реакций можно проводить двумя путями. Конкретные термодинамические расчеты химических реакций требуют, естественно, знания в явном виде соответствующих термодинамических функций. Для большинства индивидуальных веществ термодинамические функции имеются в виде таблиц. Здесь не будут поясняться методы, используемые для их определения. Ограничимся поэтому только некоторыми общими замечаниями.

Изучение изменений внутренней энергии при химических превращениях имеет большое значение для развития теоретических основ химии, так как является одним из основных путей для изучения энергии отдельных химических связей в молекуле и количественного познания прочности этих связей и реакционной способности молекул. Кроме того, изменения внутренней энергии при реакции являются необходимыми исходными величинами для термодинамических расчетов химических реакций, имеющих большое значение для химических исследований и в химико-технологической практике.

Задание 15

Второй закон термодинамики. Понятие энтропии. Энтропия как мера неупорядоченности вселенной. Термодинамические потенциалы. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца. Критерии направленности процессов.

Второе начало термодинамики — физический принцип, накладывающий ограничение на направление процессов, которые могут происходить в термодинамических системах.

Второе начало термодинамики запрещает так называемые вечные двигатели второго рода, показывая, что коэффициент полезного действия не может равняться единице, поскольку для кругового процесса температура холодильника не может равняться абсолютному нулю (невозможно построить замкнутый цикл, проходящий через точку с нулевой температурой). Второе начало термодинамики является постулатом, не доказываемым в рамках классической термодинамики. Оно было создано на основе обобщения опытных фактов и получило многочисленные экспериментальные подтверждения.

Формулировка.Невозможно осуществить переход тепла от более холодного тепла к более горячему, не выполняя при этом работы.

Энтропи́я — функция состояния термодинамической системы, определяющая меру необратимого рассеивания энергии. Энтропия может интерпретироваться как мера неопределённости (неупорядоченности) некоторой системы. Другой интерпретацией этого понятия является информационная ёмкость системы. В широком смысле, в каком слово часто употребляется в быту, энтропия означает меру неупорядоченности системы; чем меньше элементы системы подчинены какому-либо порядку, тем выше энтропия.

Цель введения термодинамических потенциалов — использование такого набора естественных независимых переменных, описывающих состояние термодинамической системы, который наиболее удобен в конкретной ситуации, с сохранением тех преимуществ, которые даёт применение характеристических функций с размерностью энергии. В частности, убыль термодинамических потенциалов в равновесных процессах, протекающих при постоянстве значений соответствующих естественных переменных, равна полезной внешней работе.

Свободная энергия Гиббса — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида: Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)

Эне́ргияГельмгоцьца — термодинамический потенциал, убыль которого в квазистатическом изотермическом процессе равна работе, совершённой системой над внешними телами.

Критерий направления процесса. Для решения вопроса о возможности протекания реакции необходим количественный критерий принципиальной осуществимости процесса. С помощью такого критерия можно определить, насколько далеко идет процесс нельзя ли добиться увеличения степени превращения если данное вещество не реакционноспособно, то можно ли создать условия, при которых оно может взаимодействовать с другими веществами как влияют на течение процесса температура, давление, разбавление инертным газом, варьирование концентрации реагентов можно ли заставить изучаемую реакцию протекать в обратном направлении. В механике большое значение имеет принцип стремления потенциальной энергией к минимуму. Тенденция тела к перемещению сверху вниз определяется разностью уровней в его начальном и конечном положениях независимо от траектории падения. Движение прекращается, когда гравитационный потенциал достигает минимума. Произведение массы тела на изменение гравитационного потенциала равно работе падения тела, которая от пути перемещения не зависит.

Задание 16

Основные понятия химической кинетики. Скорость химической энергии, факторы ее определяющие. Кинетические уравнения. Константа скорости химической реакции. Понятие о порядке реакции. Кинетические уравнения нулевого, первого и второго порядков.

Химическая кинетика –наука, изучающая скорость химической реакции и факторы её определяющие.

Скорость химической реакцииопределяется как количество молей вещества, реагирующих в единицу времени единица объем.

Факторы, определяющие скорость реакции:

1. Концентрация реагирующий веществ

2. Температура

3. Наличие катализаторов

Увеличение концентрации реагирующих веществ увеличивает скорость реакции.

Кинетическое уравнение выражает зависимость скорости химической реакции от концентраций компонентов реакционной смеси. Для простой гомогенной реакции скорость пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ и кинетическое уравнение записывается в виде:

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрировании каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, от катализатора, но не зависит от их концентрации.

Порядок реакции - это сумма показателей степеней у концентрации реагентов в уравнении закона действующих масс. Устанавливается экспериментально. Может равняться нулю или иметь дробное значение. Если химические реакции проходят в одну стадию, то порядок и молекулярность совпадают. Различают реакции нулевого, первого, второго и третьего порядков.

Задание 17