Материал: 1_metodichka_po_khimii
|
|
|
|
|
Табл. 4.3 |
|
|
|
|
|
Основные параметры КОС |
|
|
|
|
|
|
рН |
N ≈ 7,4 |
|
(среднее значение в артериальной крови) |
||
рСО2 |
40 |
мм. |
Этот компонент непосредственно отражает дыхатель- |
||
|
рт. ст. |
|
ный компонент в регуляции КОС (КЩР). |
||
|
(парци- |
|
↑(гиперкапния) наблюдается при гиповентиляции, что |
||
|
альное |
|
характерно для дыхательного ацидоза. |
||
|
давле- |
|
↓(гипокапния) наблюдается при гипервентиляции, что |
||
|
ние |
СО2 |
характерно для респираторного алкалоза. Однако, из- |
||
|
в плазме |
менения рСО2 могут быть и следствием компенсации со |
|||
|
крови) |
|
стороны метаболических нарушений КОС. Чтобы отли- |
||
|
|
|
|
|
чить эти ситуации друг от друга, требуется рассмотреть |
|
|
|
|
|
рН и [НСО3-] |
рО2 |
95 мм. рт. ст. (парциальное давление в плазме крови) |
||||
СБ |
24 |
|
|
|
СБ – стандартный бикарбонат плазмы т.е. [НСО3-] ↓ - |
или |
мэкв/л |
|
при метаболическом ацидозе, или при компенсации ды- |
||
SB |
|
|
|
|
хательного алкалоза. |
|
|
|
|
|
↑ - при метаболическом алкалозе или при компенсации |
|
|
|
|
|
дыхательного ацидоза. |
Дополнительные индексы |
|||||
|
|
|
|
||
БО или ВВ |
|
|
Буферные основания. Это сумма всех анионов цельной |
||
(base buffers) |
|
крови, принадлежащих буферным системам. |
|||
ДО или BD |
|
|
Дефицит оснований. Это разница между практической и |
||
(base deficien- |
|
должной величиной БО при метаболическом ацидозе. |
|||
cy) |
|
|
|
Определяется как количество оснований, которое необхо- |
|
|
|
|
|
димо добавить к крови, чтобы довести ее рН до нормы |
|
|
|
|
|
(при рСО2 = 40 мм. рт. ст. t° = 38°C ) |
|
ИО или ВЕ |
|
|
Избыток оснований. Это разница между фактической и |
||
(basе excess) |
должной величинами БО при метаболическом алкалозе. |
||||
В норме, условно говоря, не существует ни дефицита, ни избытка оснований (ни ДО, ни ИО). Фактически, это выражается в том, что разница должного и фактического БО находится в нормальных условиях в преде-
лах ±2,3 мэкв/л. Выход этого показателя из коридора нормы типичен для метаболических нарушений КОС. Аномально высокие значения характер-
ны для метаболического алкалоза. Аномально низкие – для метаболиче-
116
ского ацидоза.
Лабораторно-практическая работа
Опыт 1. Сравнение буферной ёмкости сыворотки крови и фосфатной БС
Отмерить мл |
№ колбы |
|
|
№ 1 |
№ 2 |
Сыворотка крови (разведение 1:10) |
2,0 |
- |
Фосфатная БС (разведение 1:10), рН = 7,4 |
- |
2,0 |
Фенолфталеин (индикатор) |
2 капли |
2 капли |
Титровать 0,1 н р-ром NаОН до малинового окрашивания (рН = 9,0). Результаты занести в таблицу
мл NаОН
Буферную ёмкость рассчитать по формуле:
V р-ра NаОН×10(разведение)×[NаОН]/2(мл) (рНпосле титрования – рНисходное)
Буферная ёмкость
Сыворотка
Фосфатный буфер
Заключение………………………………………………………………………
117
5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
ХИМИЯ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ
5.1.Типы окислительно-восстановительных (редокс) реакций
ворганизме человека
Окислительно-восстановительными называются реакции, проте-
кающие с изменением степени окисления двух или более веществ.
Степень окисления – это условный заряд на атоме, если считать,
что молекула создана по ионному механизму (или – это количество приня-
тых или отданных электронов).
Восстановители – атомы, молекулы, ионы – отдающие электроны.
Окислители - атомы, молекулы, ионы – принимающие электроны.
Восстановители участвуют в процессе окисления, повышая свою степень окисления. Окислители - участвуют в процессе восстановления,
понижая свою степень окисления.
Виды окислительно-восстановительных реакций:
1. Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восста-
навливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:
Н2S + Cl2 → S + 2HCl
2. Внутримолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и вос-
станавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же веще-
ства, например:
2H2O → 2H2 + O2
3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) -
реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и
как восстановитель, например:
Cl2 + H2O → HClO + HCl
4. Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспро-
118
порционирование) - реакции, в которых из двух различных степеней окис-
ления одного и того же элемента получается одна степень окисления:
Типы окислительно-восстановительных реакций в организме
человека:
1.Реакция дегидрирования: SH2 + HAD+ → S + HADH+H+
2.Потеря электрона:O20 + 1e → O2-
3.Перенос 2Н+ от восстановленного субстрата на молекулярный кислород: SH2 + O20 +2e → S + H2O
4.Присоединение кислорода к субстрату: SH2 + ½O20 +2ē → HO-S-H
5.2.Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов. Уравнения Нернста-Петерса
Мерой окислительно-восстановительной способности веществ слу-
жат окислительно-восстановительные потенциалы. Рассмотрим механизм возникновения потенциала. При погружении химически активного металла
(Zn, Al) в раствор его соли, например Zn в раствор ZnSO4, происходят до-
полнительное растворение металла в результате процесса окисления, обра-
зование пары, двойного электрического слоя на поверхности металла и возникновение потенциала пары Zn2+/Zn°.
Металл, погруженный в раствор своей соли, например цинк в рас-
творе сульфата цинка, называют электродом первого рода. Это двухфаз-
ный электрод, который заряжается отрицательно. Потенциал образуется в результате реакции окисления (рис. 5.1).
Рис. 5.1. Окисление цинка
119
Zn (т) + mH2O ↔ Zn2+ (р-р)×mH2O + 2ē
При погружении в раствор своей соли малоактивных металлов (Cu)
наблюдается противоположный процесс. На границе металла с раствором соли происходит осаждение металла в результате процесса восстановления иона, обладающего высокой акцепторной способностью к электрону, что обусловлено высоким зарядом ядра и малым радиусом иона. Электрод за-
ряжается положительно, в приэлектродном пространстве избыточные ани-
оны соли формируют второй слой, возникает электродный потенциал пары
Cu2+/Cu°. Потенциал образуется в результате процесса восстановления
(рис. 5.2). Механизм, величина и знак электродного потенциала определя-
ются строением атомов участников электродного процесса.
Рис. 5.2. Восстановление меди
Cu2+(р-р) ×mH2O + 2ē ↔ Cu(т) + mH2O
Итак, потенциал, который возникает на границе раздела металла с раствором в результате окислительного и восстановительного процессов,
протекающих с участием металла (электрода) и образованием двойного электрического слоя называют электродным потенциалом.
Если отводить электроны с цинковой пластины на медную, то равно-
весие на пластинках нарушается. Для этого соединим цинковую и медную пластины, погруженные в растворы их солей, металлическим проводни-
ком, приэлектродные растворы - электролитным мостиком (трубка с рас-
твором K2SO4), чтобы замкнуть цепь. На цинковом электроде протекает полуреакция окисления: Zn0(т) - 2ē → Zn2+(р-р), а на медном - полуреакция восстановления: Cu2+(р-р) + 2ē → Cu0(т)
Электрический ток обусловлен суммарной окислительно-
восстановительной реакцией:
120