27. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Плазмолиз. Гемолиз.

Роль осмотических явлений в различных физиологических про­цессах чрезвычайно велика. Постоянство осмотического давления (изоосмия) тех или иных физиологических сред (плазма, внутри­клеточная жидкость, моча и др.) представляет собой фундамен­тальное физико-химическое требование гомеостаза. Осмотическое Давление плазмы крови человека составляет около 8 атмосфер. В плаз­ме, в частности, наиболее значимым компонентом является хлорис­тый натрий. На долю высокомолекулярных компонентов - белков - прихо­дится незначительная часть от общего давления, называемая онкотическим давлением. Величина онкотического давления кро­ви, вызываемого альбуминами и глобулинами, составляет только 0.03-0.04 атм. Стенка капилляров проницаема для воды и низкомолекулярных веществ, но не для белков. На артериальном конце капилляра соле­вой раствор вместе с питательными веществами переходит в меж­клеточное пространство. На венозном конце капилляра процесс идет в обратном направлении, так как венозное давление ниже онкотического давления. В результате в кровь переходят вещества, отдаваемые клетками. На клеточное осмотическое давление влияет обмен веществ. При распаде больших молекул осмолярность повышается; при син­тезе - снижается. Осмотические взаимоотношения ответственны за распределение воды в жидкостных пространствах организма. 

При нахождении клеток в сильно гипотоническом растворе они _набухают и разрываются. Такой распад клеток крови называют гемолизом. Обратное явление, при котором клетка сжимается, находясь в гипертонической среде, представляет плазмолиз. Основную задачу осморегуляции выполняют почки. Осмотиче­ское давление мочи в норме значительно выше, чем плазмы крови, что и обеспечивает активный транспорт из крови в почку. Осморегуляция осуществляется под контролем ферментативных систем. Нарушение их деятельности приводит к патологическим процессам.

28. Теория кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.

Теория кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Все они вводят определения кислот и оснований — двух классов веществ, реагирующих между собой. Задача теории — предсказание продуктов реакции между кислотой и основанием и возможности её протекания, для чего используются количественные характеристики силы кислоты и основания. Различия между теориями лежат в определениях кислот и оснований, характеристики их силы и, как следствие — в правилах предсказания продуктов реакции между ними. Все они имеют свою область применимости, каковые области частично пересекаются.

Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространенны в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теоретические представления о кислотах и основаниях имеют важное значение в формировании всех концептуальных систем химии и оказывают разностороннее влияние на развитие многих теоретических концепций во всех основных химических дисциплинах.

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами. Электролитами являются соли, кислоты и основания.

При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами;  например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами;   к   ним   принадлежат   ионы   кислотных   остатков,   гидроксид-ионы.  Диссоциация   НС1   и   NaCl  выразится уравнением:

HCl = H+  +   Cl+

NaCl =Na++ Cl+

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

В связи с этим электролиты можно разделить на две группы - сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним не применимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными  молекулами и ионами.

К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из кислот и оснований к ним относятся HNO3, HCIO4, НСI, HBr, HI, КОН, NaOH, Ba(OH)2  и  Са(ОН)2.

К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3, H2S,   HCN, H2SiО3и  NH4OH.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой ά и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН3СООН ά = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. рас­твора HCN ά = 10ˉ4 (или 0,01%).