Сделай Сам Свою Работу на 5

Нормальное значение рН крови человека 7,35-7,45.





Различают два основных типа нарушений протолитического гомеостаза:

Ацидемия или ацидоз (если рН крови меньше 7,35), это аномальный физиологический процесс, связанный с избыточным поступлением кислот и потерей оснований.

Алкалиемия или алкалоз (если рН крови больше 7,45), это аномальный физиологический процесс, связанный с избыточным поступлением оснований и потерей кислот.

Ацидоз или алкалоз могут быть экзогенного и эндогенного характера.

Экзогенный ацидоз возникает при употреблении пищи с избыточным содержанием кислот (лимонной, бензойной, уксусной), а также лекарственных средств, биотрансформация которых в организме способствует понижению рН среды.

Экзогенный алкалоз в основном возникает при поступлении в организм лекарств или других веществ, способствующих повышению рН среды, например, соды, ацетата калия.

Эндогенный ацидоз или алкалоз возникает при нарушении протолитического баланса в организме вследствие нарушения соотношений скоростей синтеза и выведения тех или иных кислот или оснований.

В зависимости от глубины патологических изменений различают субкомпенсированный и декомпенсированный ацидоз (алкалоз).



При субкомпенсированном ацидозе рН крови сохраняет значение в пределах 7,35 -7,28 Субкомпенсированный алкалоз - повышение рН крови до 7,55; в этих случаях не требуются специальные меры коррекции.

Декомпенсированный ацидоз сопровождается уменьшением кислотной буферной емкости и снижением рН крови до 6,8; декомпенсированный алкалоз– увеличение до 7,8. В этих случаях необходимы экстренные меры коррекции рН крови.

При ацидозе в качестве экстренной меры используют внутривенное вливание растворов гидрокарбоната натрия NaHCO3, но лучше вводить водный раствор трисамина Н2NС(СН2ОН)3 или раствор лактата натрия, т.к. при использовании трисамина и лактата не выделяется СО2, что повышает их эффективность.

Коррекция при алкалозе более сложна и требует учета многих обстоятельств. В качестве одной из временных мер целесообразно введение раствора аскорбиновой кислоты, частично нейтрализованной гидрокарбонатом натрия до рН = 6,0 ‑ 7,0.

Протолитические процессы, протекающие в организме в норме и патологии.



Основные положения теории кислотно-основных равновесий позволяют понять сущность протолитических процессов, протекающих в организме и уяснить природу протолитического гомеостаза и причины его нарушений. А также показать теоретические подходы к диагностике и коррекции ацидемии и алкалиемии.

Совмещенные и изолированные протолитические равновесия.

Молекулы и ионы, являющиеся в рамках протолитической теории кислотами и (или) основаниями, называются протолитами.

Протолитические равновесия смещены в сторону образования более слабых кислот и оснований; и такие равновесия можно рассматривать как конкуренцию различных по силе оснований за протон.

Условно можно говорить об изолированных и совмещенных равновесиях.

А) Несколько одновременно существующих равновесий можно рассматривать как изолированные, если они независимы друг от друга и смещение положения химического равновесия в одном из них не влечет за собой изменения равновесия в другом.

Б) Если же в одновременно существующих равновесиях имеется несколько тождественных частиц, то говорят о совмещенных (сопряженных, конкурирующих) равновесиях. В этом случае, изменение положения равновесия в одном из них влечет за собой изменения и в других.

На практике это выглядит следующим образом: более сильные основания подавляют ионизацию более слабых оснований при их одновременном присутствии в растворе; и точно так же сильные кислоты уменьшают степень ионизации слабых кислот.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз солей - это протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, в результате которого образуются малодиссоциирующие молекулы или ионы (слабые электролиты).



Соли – это продукт реакции кислоты и основания, поэтому любую соль можно характеризовать по типу кислоты и основания, её составляющих.

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HMnO4, HClO4

Сильные основания (см.Таблицу Менделеева): гидроксиды щелочных металлов –LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, гидроксиды щелочноземельных металлов – Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

Типы гидролиза:

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, например NaCl гидролизу не подвергаются, так как ни катион, ни анион этих солей не могут при взаимодействии с водой образовывать молекулы слабых электролитов. Поэтому в водных растворах этих солей величина рН остается нейтральной.

Возможны три варианта гидролиза ионов солей:

Общее правило: гидролиз проходит по слабому компоненту соли, а сильный компонент соли определяет рН среды после гидролиза

1. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Al Cl3 (хлорид алюминия)

Записываем сначала диссоциацию данной соли Al Cl3 « Al3 + + 3Cl-

Так, как гидролиз идет по катиону, записываем уравнение гидролиза в ионном виде:

Al+3 + НОН « AlОН+2 + Н+ избыток Н+ после гидролиза, значит (рН < 7) Кислая реакция среды после гидролиза

Затем записываем уравнение гидролиза в молекулярном виде: Al Cl3 + НОН « AlОНCl2 + НCl

2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.Гидролиз идет по аниону

Например, Nа3PO4 (фосфат натрия)

3PO4 « 3Nа+ + PO43-

PO43- + HОН « HPO4-2 + ОН- (рН >7) Щелочная реакция среды после гидролиза

3PO4 + HОН « Na2HPO4 + NаОН

3. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием.Гидролиз проходит по катиону и по аниону (необратимый).

Например, NH4 CN (цианид аммония)

NH4 CN → NH4+ + CN-

NH4+ + НОН→ NH4ОН + Н+

CN- + НОН→ НCN + ОН-

NH4 CN + НОН→NH4ОН + НCN Реакция среды после гидролиза приблизительно нейтральная (точно определяется при сравнении констант диссоциации кислоты и основания).

Кроме солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, существует еще несколько солей, для которых характереннеобратимый гидролиз.

Это соли, в составе которых есть катионы Al3+, Cr3+, Fe3+ вместе с анионами S2-, CO32-, SO32-, CN-

Для таких солей гидролиз записывают только в молекулярном виде, и результатом гидролиза является, как правило, образование осадка и газа.

Роль гидролиза в биохимических процессах

1. Гидролиз – это начальная стадия пищеварения. Высокомолекулярные вещества (белки, жиры, полисахариды и др.) подвергаются ферментативному гидролизу с образованием низкомолекулярных соединений (соответственно, аминокислот, жирных кислот и глицерина, глюкозы и др.), так как высасываться в кишечнике способны только относительно небольшие молекулы.

2. Гидролиз фосфоорганических веществ (АТФ) – источник энергии в организме.

Буферные растворы и их свойства.

Организм человека располагает механизмами поддержки физиологических и биохимических процессов и постоянства внутренней среды. Постоянство внутренней среды организма называют гомеостазом.

Большинство биологических жидкостей организма сохраняют значение рН при незначительных внешних воздействиях, так как они являются буферными растворами.

Буферный раствор – это раствор, содержащий равновесную протолитическую систему, способную поддержать постоянное значение рН при разбавлении или при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи.

Классификация буферных систем

1) Кислотные. Кислотными буферными системами называются растворы, содержащие слабую кислоту (донор протона) и соль этой кислоты (акцептор протона).

ацетатная буферная система CH3COOH и CH3COONa;

гидрокарбонатная буферная система NaHCO3 и H2CO3 (содержится в крови)

2) Основные. Основными буферными системами называются растворы, содержащие слабое основание (акцептор протона) и соль этого основания (донор протона). аммиачная буферная система NH4OH и NH4Cl

3) Смешанные (из двух солей). Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей. гидрофосфатная буферная система Na2HPO4 и NaH2PO4 (слабая кислота) (содержится в крови)

4) Растворы амфолитов и полиамфолитовбелковые и аминокислотные буферные системы. Состоят из ионов и молекул амфолитов

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.