- •Предисловие
- •План лекций
- •Содержание лекций по курсу химии
- •Тематический план лабораторных и практических занятий
- •7.3 Основная литература (о.Л.)
- •Рейтинговая система по курсу «химия» (1 семестр)
- •Автоматический зачет выставляется при общем рейтинге не менее 80 баллов Рейтинг модулей:
- •Модуль №1 Основы химической термодинамики и кинетики, свойства растворов, редокс-процессы занятие № 1
- •Теоретические вопросы:
- •Основные уравнения химической термодинамики и химического равновесия
- •Обучающие задачи:
- •Задачи для самостоятельного решения:
- •Тестовые вопросы
- •Занятие №2 Методические указания дляч студентов
- •Окислительно – восстановительные реакции
- •Cоставление уравнений окислительно – восстановительных реакций
- •Электролиз
- •Электрохимическая коррозия металлов
- •Обучающие задачи
- •Задания для самостоятельного решения.
- •13) При электролизе воды на аноде выделилось 11,2 л (н.У.) кислорода. Объем водорода, выделившегося на катоде равен ____ л (н.У.)
- •15) Максимальное значение эдс (при одинаковых концентрациях солей) будет у гальванического элемента Ме|Me(no3)2||Cu(no3)2|Cu, если стандартный потенциал второго металла равен ___в.
- •Занятие № 3
- •Теоретические вопросы:
- •Основные уравнения по теме: «Растворы. Коллигативные свойства растворов»
- •Обучающие задачи:
- •Решение:
- •Задачи для самостоятельного решения.
- •Тестовые вопросы
- •Занятие № 4
- •Теоретические вопросы:
- •«Протолитические реакции. Буферные растворы»
- •Обучающие задачи
- •Тестовые вопросы
- •Буферные системы крови
- •Уменьшение мощности буферных систем
- •Занятие № 5
- •Теоретические вопросы
- •Основные уравнения по теме: «Химическая кинетика и катализ»
- •Обучающие задачи
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Тестовые вопросы
- •Упражнения для самостоятельного выполнения:
- •Тестовые вопросы
- •Занятие № 7
- •Теоретические вопросы:
- •Обучающие задачи и упражнения
- •Упражнения для самостоятельной работы
- •Тестовые вопросы
- •Занятие № 8
- •Теоретические вопросы:
- •Обучающие задачи и упражнения
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Тестовые вопросы
- •Занятие № 9
- •Торетические вопросы:
- •Основные уравнения
- •Обучающие задачи.
- •Задачи для самостоятельного решения:
- •Тестовые вопросы
- •5. Изотерму адсорбции описывают уравнением:
- •6. Какое определение подходит для характеристики поверхностно-активных веществ (пав)?
- •7. Что понимают под дифильностью структуры пав ?
- •8. Какое определение подходит для катионактивных пав
- •9. Что понимается под поверхностной активностью?
- •11. Среди приведенных соединений выберите поверхностно-активное вещество
- •12. Каким образом ориентированы молекулы фосфолипидов в биологических мембранах
- •Занятие № 10
- •Теоретические вопросы:
- •Обучающие задачи:
- •Зачади для самостоятельного решения:
- •Тестовые вопросы
- •Модуль № 3 Низкомолекулярные биорегуляторы и биологически активные высокомолекулярные соединения (строение, свойства, участие в функционировании живых систем)
- •Требования к оформлению реферата
Буферные системы крови
Особенно большое значение буферные системы имеют в поддержании кислотно-основного равновесия организма. Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех живых организмов, как правило, характеризуются постоянным значением рН, которое поддерживается с помощью различных буферных систем. Значение рН большей части внутриклеточных жидкостей находится в интервале от 6,8 до 7,8.
Кислотно-основное равновесие в крови человека обеспечивается водородкарбонатной, фосфатной и белковой буферными системами.
Нормальное значение рН плазмы крови составляет 7,4±0,05. Этому соответствует интервал значений активной кислотности [H+] от 3,7 до 4,0х10-8 моль/л. Так как в крови присутствуют различные электролиты - НСО3-, Н2СО3, Н2РO4--, НРO42--, белки, аминокислоты, это означает, что они диссоциируют в такой степени, чтобы активность а(Н+) находилась в указанном интервале.
ПЛАЗМА КРОВИ. Водородкарбонатная буферная система НСО3-/Н2СО3 состоит из угольной кислоты Н2СО3 и сопряженного основания НСО3-. Это наиболее важная буферная система крови. Ее особенность состоит в том, что один из компонентов -угольная кислота - образуется при взаимодействии растворенного в плазме СО2 с водой:
СО2(р) + H2O Н2СО3
Константа равновесия этой реакции:
[H2CO3]
К =
[ СО2]р
где [CO2] p - концентрация растворенного CO2. Между СО2 в альвеолах и водородкарбонатным буфером в плазме крови, протекающей через капилляры легких, устанавливается цепочка равновесий:
+Н2О
Атмосфера(1) [ СО2]г (2) [ СО2]р (3) Н2СО3 Н+ + НСО3-
-Н2О
воздушное пространство легких плазма крови
В соответствии с уравнением Гендерсона-Гассельбаха рН водородкарбонатного буферного раствора определяется отношением концентрации кислоты Н2СО3 и соли NaНСО3: рН = рКа1(Н2СОз) + lg С(NаНСOз)/с(Н2СОз )
Согласно цепочке равновесии содержание Н2СОз определяется концентрацией растворенного CO2 , которая по закону Генри пропорциональна парциальному давлению CO2 в газовой фазе [СО2]р = КГр (CO2). В конечном счете оказывается, что с(H2СОз) пропорциональна р(СО2), и выражение принимает вид:
рН = 6,36 +lg с(NаНСОз) - lg р(СО2), где 6,36 - отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации угольной кислоты рКа (Н2СОз) с поправкой на константу Генри; р(СО2) - пропорциональное давление CO2 в альвеолярных легких.
Водороднокарбонатная буферная система действует как эффективный буфер в рН = 7,4. При поступлении в кровь кислоты - доноров Н+ равновесие 3 смещается влево по принципу Ле-Шателье в результате того что Н+ связываются с НСОз- в молекулы Н2СОз. При этом концентрация Н2СОз повышается, а концентрация НСОз- соответственно понижается. Повышение концентрации Н2СОз в свою очередь приводит к смещению равновесия 2 влево. Это вызывает распад Н2СОз и увеличения концентрации CO2 , растворенного в плазме. В результате смещается равновесие 1 влево и давление CO2 в легких растет. Избыток CO2 выводится из организма. В результате описанных процессов водородкарбонатная система крови быстро приходит в равновесие с СО2 в альвеолах и эффективно обеспечивает поддержание постоянства рН плазмы крови. Ее буферная емкость по кислоте составляет Вk = 40 ммоль/л плазмы крови, а буферная емкость по щелочи Вщ =1-2 ммоль/л плазмы крови.
Фосфатная буферная система HPО42-/H2PО4- состоит из слабой кислоты H2PО4- и сопряженного основания НРО42-. В основе ее действия лежит кислотно- основное равновесие:
Н2РО4- H+ + НР042-
Фосфатная буферная система способна сопротивляться изменению рН в интервале 6,2-8,2 т.е. обеспечивать значительную долю буферной емкости крови. Из уравнения Гендерсона-Гассельбаха для этой буферной системы следует, что в норме при 7,4 отношение концентрации соли (НРО4-2) и кислоты (H2PО4-) примерно составляет 3,5:
рН = 7,4 = 6,86 +lg с(НР042-)/с(Н2Р04-), где 6,86 = рКа(H2PО4-)
Отсюда lg с(НР042-)/с(Н2Р04-) = 7,4 - 6,86 = 0,54 и c(HP042-)/c(H2P04-) = 3,5.
Фосфатная буферная система имеет более высокую емкость по кислоте, чем по щелочи. Вк=1-2 ммоль/л, Вщ=0,5 ммоль/л. Поэтому фосфатная система участвует в нейтрализации как кислых так основных продуктов метаболизма. В связи с малым содержанием фосфатов в плазме крови она менее мощная, чем водороднокарбонатная буферная система.
Белковая буферная система состоит из «белка-соли» и «белка-основания». Соответствующие кислотно-основное равновесие в среде, близких к нейтральным, смещено влево и «белка-основания» преобладает.
R
- CH - COO-
+ H+
R - CH - COO-
NH2
NH3+
белок основание
белок соль
Буферная емкость аминокислот плазмы крови незначительна как по кислоте, так и по щелочи. Это связанно с тем, что почти все аминокислоты имеют значение рКа, очень далекое от рКа=7. Поэтому при физиологическом значении их мощность мала. Практически только одна аминокислота-гистидин (рКа=6) обладает значительным буферным действием, при значениях близких к рН плазмы крови.
Таким образом, мощность буферных систем плазмы крови уменьшается в направлении