- •Содержание
- •Список условных обозначений
- •Предисловие
- •1. Способы выражения концентраций растворов
- •Задачи на нахождение массовой доли
- •Задачи на нахождение молярной концентрации
- •2. Теоретические основы биоэнергетики
- •2.1 Основные понятия термодинамики
- •2.2. Первый закон термодинамики
- •2.3. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса
- •2.4. Энтропия. II закон термодинамики
- •2.5. Энергия Гиббса как критерий самопроизвольности процесса
- •3.Кинетика химических реакций
- •3.2.Факторы, влияющие на скорость химических реакций
- •3.3. Основные свойства ферментов
- •3.4. Ферментативный катализ
- •4. Кислотно-основное равновесие
- •4.1. Кислотность и основность среды
- •4.2. Буферные системы организма
- •5.Комплексные соединения
- •Биогенные элементы
- •Окислительно-восстановительные процессы
- •Высокомолекулярные вещества (вмс)
- •8.1.Общие понятия, классификация высокомолекулярных соединений
- •8.2. Общая характеристика растворов высокомолекулярных соединений
- •Водные растворы белков
- •Набухание высокомолекулярных соединений
- •Вязкость растворов высокомолекулярных соединений
- •Осмотическое (онкотическое) давление в растворах вмс
- •8.7. Мембранное равновесие Доннана
- •8.8. Специфические свойства растворов вмс
- •Классификация и номенклатура органических соединений
- •9.1. Классификация органических соединений
- •9.2. Номенклатура органических соединений
- •10. Пространственное строение органических соединений
- •10.2. Стереоизомерия. Хиральные молекулы. Энантиомеры молекул с одним и более хиральными центрами
- •10.3. Диастереомерия
- •11. Амины
- •Химические свойства
- •12. Спирты. Фенолы
- •Химические свойства спиртов
- •13. Альдегиды, кетоны
- •Химические свойства
- •4. Восстановление и окисление оксосоединений.
- •14. Карбоновые кислоты
- •Представители карбоновых кислот.
- •1. Монокарбоновые кислоты:
- •2. Дикарбоновые кислоты:
- •Изомерия
- •Химические свойства
- •15. Гетерофункциональные соединения
- •15.1. Аминоспирты
- •15.2. Гидроксикислоты
- •15.3. Оксокислоты
- •15.4. Гетерофункциональные производные бензола
- •15.5. Аминокислоты
- •Химические свойства
- •15.6. Пептиды. Белки
- •16. Углеводы
- •16.1. Моносахариды
- •Цикло-оксо-таутомерия
- •16.2. Производные моносахаридов
- •16.3. Дисахариды
- •16.4. Полисахариды
- •17. Гетероциклические соединения
- •17.1. Пятичленные гетероциклические соединения c одним гетероатомом
- •17.2. Пятичленные гетероциклы с двумя гетероатомами
- •17.3. Шестичленные азотсодержащие гетероциклы с одним гетероатомами
- •17.4. Шестичленные азотсодержащие гетероциклы с двумя гетероатомами
- •17.5. Конденсированные гетероциклы
- •18. Нуклеиновые кислоты
- •18.1. Нуклеозиды
- •18.2. Нуклеотиды
- •18.3. Нуклеиновые кислоты
- •19. Липиды
- •19.1. Омыляемые липиды
- •19.2. Неомыляемые липиды
- •19.2.1. Терпены
- •19.2.2. Стероиды
- •Эталоны ответов.
- •Литература
4. Кислотно-основное равновесие
Одним из характерных свойств внутренней среды организма является гомеостаз - сохранение ряда биохимических и физиологических параметров на строго определенном уровне. Можно считать, что в состоянии гомеостаза организм находится в равновесии, т.е. биохимические и физиологические процессы являются равновесными. Одним из важнейших биохимических показателей равновесия процессов в организме является изогидрия - постоянство концентрации ионов водорода в разных отделов организма, следовательно, кислотно-основного равновесия, поддержание которого обеспечивается совместным действием ряда биохимических и физиологических механизмов.
4.1. Кислотность и основность среды
Рассмотрение механизмов, обеспечивающих изогидрию, основано на определении понятий кислоты и основания. В химии растворов применяют две основные теории кислот и оснований.
Теория электролитической диссоциации С.Аренниуса:
Кислоты - электролиты, образующие при диссоциации катионы водорода (Н+);
Основания - электролиты, образующие при диссоциации анионы гидроксила (ОН- ).
Протолитическая (протонная) теория Бренстеда - Лоури:
Кислоты - доноры протонов (Н+);
Основания - акцепторы протонов (Н+).
Вода является слабым электролитом, а значит плохо диссоциирует на ионы:
Н2О Н+ + ОН-
При 250С:
К(Н2О) = [H+] [OH-] = 10-14
К(Н2О) - константа автопротолиза называется ионным произведением воды.
В чистой воде: [H+] = [OH-] = 10 -7моль/л - нейтральная среда
Если [H+] > [OH-], то [H+] > 10-7моль/л - кислая среда
[H+] < [OH-], то [H+] < 10-7моль/л - щелочная среда.
Поскольку опелировать показателями степеней неудобно, Соренсен (1909г.) ввел понятие водородного показателя - отрицательного десятичного логарифма концентрации ионов водорода:
рН = - lg [H+]
Используют также гидроксильный показатель - отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксильных групп:
рОН = - lg [OH-].
При рН = 7 рОН = 7 - нейтральная среда
рН > 7 рОН < 7 - щелочная среда
рН < 7 рОН > 7 - кислая среда
(0-3 - сильнокислая, 4-7 - слабокислая, 7-10 - слабощелочная, 10-14 - сильнощелочная)
Ионное произведение воды часто выражают в логарифмической форме:
рН + рОН = 14.
Кислотность и основность раствора определяется концентрации ионов водорода, которую также называют активной реакцией среды. рН является мерой активной кислотности раствора.
Для растворов кислот и оснований, исходя из их особенностей, можно рассчитать значения рН их растворов. Для слабых кислот рН находится по формуле:
рН = ½ рК - ½ lg C,
где рК = - lgК называется показателем константы диссоциации слабой кислоты или основания, С - концентрация раствора.
Для слабых оснований рН находится по формуле:
рН = 14 - ½ рК + ½ lg C
Для сильных кислот рН находится по формуле:
рН = - lg (zC), где z – число ионов водорода
Для сильных оснований
рН = 14 + lg (zC), где z – число ионов гидроксила