- •1.Предмет и методы химической термодинамики. Взаимосвязь между процессами обмена веществ и энергии в организме. Химическая термодинамика как теоретическая основа биоэнергетики.
- •2. Основные понятия термодинамики. Внутренняя энергия. Работа и теплота - две формы передачи энергии.
- •3 Типы термодинамических систем (изолированные, закрытые, открытые). Типы термодинамических процессов (изотермические, изобарные, изохорные). Стандартное состояние.
- •5. Стандартная энтальпия образования вещества, стандартная энтальпия сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции. Закон Гесса. Формулировка. Математическое выражение. Следствия из закона Гесса.
- •6.Второе начало термодинамики. Формулировка. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Энтропия как критерий возможности протекания самопроизвольных процессов.
- •13.Зависимость скорости реакции от концентрации. Кинетические уравнения реакций первого, второго и нулевого порядков. Экспериментальные методы определения скорости и константы скорости реакций.
- •Реакция нулевого порядка
- •Реакция первого порядка
- •Реакция второго порядка
- •16. Катализ. Положительный и отрицательный катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ Энергетический профиль каталитической реакции.
- •17. Ферментативный катализ. Особенности каталитической активности ферментов. Уравнение Михаэлиса - Ментен и его анализ.
- •18. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды, обусловливающие ее уникальную роль как единственного биорастворителя.Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды.
- •2.3. Автопротолиз воды
- •19.Зависимость растворимости веществ в воде от соотношения гидрофильных и гидрофобных свойств; влияние внешних условий, на растворимость. Термодинамика растворения. Понятие об идеальном растворе.
- •20. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константы ионизации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда.
- •21 .Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля и следствия из него: понижение температуры замерзания раствора, повышение температуры кипения раствора.
- •25 Основные положения теории кислот и оснований Бренстеда- Лоури: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара. Амфолиты.
- •26. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов. Математическое выражение рН, его значение в кислой, щелочной, нейтральной средах. Биологическая роль водородного показателя.
- •27.Основные положения теории кислот и оснований Льюиса. Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях (теория жмко).
- •30.Буферное действие - основной механизм протолитического гомеостаза организма.Буферные системы, буферные растворы, их состав. Классификация буферных систем.
- •Буферные растворы
- •Буферные системы организма.
- •32.Расчет рН протолитических систем. Вывод уравнения Гендерсона- Гассельбаха и его анализ. Зона буферного действия.
- •34.Буферные системы крови: фосфатная буферная система. Состав, механизм действия, биологическая роль.
- •35.Буферные системы крови: гемоглобиновая буферная система. Состав, механизм действия, биологическая роль
- •36.Буферные системы крови: протеиновая буферная система. Состав, механизм действия, биологическая роль.
- •Применение реакции нейтрализации в фармакотерапии.
- •39.Реакции, лежащие в основе образования неорганического вещества костной ткани гидроксидфосфата кальция. Механизм функционирования кальций-фосфатного буфера.
- •41. Комплексные соединения. Их строение на основе координационной теории а. Вернера. Комплексный ион, его заряд. Катионные, анионные, нейтральные комплексы. Номенклатура, примеры.
- •42.Реакции замещения лигандов. Константа нестойкости комплексного иона, константа устойчивости.
- •44. Представления о строении металлоферментов и других биокомплексных соединений (гемоглобин, цитохромы, кобаламины). Физико-химические принципы транспорта кислорода гемоглобином.
- •Константа равновесия.
- •48.Физико-химические принципы транспорта электронов в электронотранспортной цепи митохондрий. Общие представления о механизме действия редокс-буферных систем.
- •51.Адсорбция на подвижной поверхности раздела фаз. Уравнение Гиббса. Поверхностная активность, положительная и отрицательная адсорбция.
- •57.Молекулярно-кинетические свойства коллоидно-дисперсных систем: броуновское движение, диффузия, осмотическое давление, седиментационное Фарадея-Тиндаля. Уравнение Рэлея, его анализ.
- •58.Электрокинетические свойства: электрофорез и электроосмос; потенциал течения и потенциал седиментации. Биологическое значение.
- •60.Устойчивость дисперсных систем. Седиментационная, агрегативная и конденсационная устойчивость лиозолей. Факторы, влияющие на устойчивость лиозолей.
- •62.Коллоидные пав; биологически важные коллоидные пав (мыла, детергенты, желчные кислоты). Мицеллообразование в растворах пав. Определение критической концентрации мицеллообразования. Липосомы.
- •63.Высокомолекулярные вещества (вмв). Классификация. Структура. Форма
- •64.Свойства растворов вмс. Особенности растворения вмс как следствие их структуры. Форма макромолекул. Механизм набухания и растворения вмс. Зависимости величины набухания от различных факторов.
Буферные системы организма.
Бикарбонатный буфер.
Он составляет 53 % буферной ёмкости и представлен:
Н2СО3
NaHCO3 Соотношение 1 : 20
Бикарбонатный буфер представляет собой основную буферную систему плазмы крови; он является системой быстрого реагирования, так как продукт его взаимодействия с кислотами СО2 – быстро выводится через легкие. Помимо плазмы, эта буферная система содержится в эритроцитах, интерстициальной жидкости, почечной ткани.
Механизм действия.
В случае накопления кислот в крови уменьшается количество НСО3- и происходит реакция: НСО3- + Н+ ↔ Н2СО3 ↔ Н2О + СО2↑. Избыток удаляется лёгкими. Однако значение рН крови остаётся постоянным, так как увеличивается объём лёгочной вентиляции, что приводит к уменьшению объёма СО2
При увеличении щелочности крови концентрация НСО3- увеличивается: Н2СО3 + ОН- ↔ НСО3- + Н2О.
Это приводит к замедлению вентиляции лёгких, поэтому СО2 накапливается в организме и буферное соотношение остаётся неизменным.
Гемоглобиновый буфер
Составляет 35 % буферной ёмкости.
Главная буферная система эритроцитов, на долю которой приходится около 75% всей буферной ёмкости крови. Участие гемоглобина в регуляции рН крови связано с его ролью в транспорте кислорода и СО2. Гемоглобиновая буферная система крови играет значительную роль сразу в нескольких физиологических процессах: дыхании, транспорте кислорода в ткани и в поддержании постоянства рН внутри эритроцитов, а в конечном итоге – в крови.
Она представлена двумя слабыми кислотами – гемоглобином и оксигемоглобином и сопряженными им основаниями – соответственно гемоглобинат- и оксигемоглобинат-ионами:
HHb ↔ H+ + Hb-
HHbO2 ↔ H+ HbO2-
Оксигемоглобин – более сильная кислота (рКа = 6,95), чем гемоглобин (рКа = 8,2). При рН = 7,25 (внутри эритроцитов) оксигемоглобин ионизирован на 65%, а гемоглобин – на 10%, поэтому присоединение кислорода к гемоглобину уменьшает значение рН крови, так как при этом образуется более сильная кислота. С другой стороны, по мере отдачи кислорода оксигемоглобином в тканях значение рН крови вновь увеличивается.
Буферные свойства ННb прежде всего обусловлены возможностью взаимодействия кислореагирующих соединений с калиевой солью гемоглобина с образованием эквивалентного количества соответствующей калийной соли кислоты и свободного гемоглобина:
КНb + Н2СО3 ↔ КНСО3 + ННb.
Образующийся гидрокарбонат (КНСО3) уравновешивает количество поступающей Н2СО3, рН сохраняется, так как происходит диссоциация потенциальных молекул Н2СО3 и образовавшихся гемоглобиновых кислот.
Именно таким образом поддерживается рН крови в пределах нормы, несмотря на поступление в венозную кровь огромного количества СО2 и других кислореагирующих продуктов обмена.
В капиллярах лёгких гемоглобин (ННb) поглощает кислород и превращается в HHbO2, что приводит к некоторому подкислению крови, вытеснению некоторого количества Н2СО3 из бикарбонатов и понижению щелочного резерва крови, а в тканях отдает его и поглощает СО2.
В лёгких: ННb + O2 ↔ HHbO2;
HHbO2 + HCO3- ↔ HbO2 + H2O + CO2 ↑
В тканях: HbO2 ↔ Hb- + O2; Hb- + Н2СО3 ↔ ННb + HCO3-
Кроме того, гемоглобиновый буфер является сложным белком и действует как белковый буфер.
Фосфатный буфер
Составляет 5 % буферной ёмкости. Содержится как в крови, так и в клеточной жидкости других тканей, особенно почек. В клетках он представлен солями К2НРО4 и КН2РО4, а в плазме крови и в межклеточной жидкости Na2HPO4 и NaH2PO4. Функционирует в основном в плазме и включает: дигидрофосфат ион Н2РО4- и гидрофосфат ион НРО42-.
Отношение [HPO4 2- ]/[H2PO4-] в плазме крови (при рН = 7,4) равно 4 : 1. Следовательно, эта система имеет буферную ёмкость по кислоте больше, чем по основанию.
Например, при увеличении концентрации катионов Н+ во внутриклеточной жидкости, например, в результате переработки мясной пищи, происходит их нейтрализация ионами НРО4 2- :
Н + + НРО4 2- ↔ Н2РО4 1-
Образующийся избыточный дигидрофосфат выводится почками, что приводит к снижению величины рН мочи.
При увеличении концентрации оснований в организме, например при употреблении растительной пищи, они нейтрализуются ионами Н2РО4 1-:
ОН ‾ + Н2РО4 1- ↔ НРО4 2- + Н2О
Образующийся избыточный гидрофосфат выводится почками, при этом рН мочи повышается.
Выведение тех или иных компонентов фосфатной буферной системы с мочой, в зависимости от перерабатываемой пищи, объясняет широкий интервал значений рН мочи – от 4,8 до 7,5. Фосфатная буферная система крови характеризуется меньшей буферной ёмкостью, чем гидрокарбонатная, из-за малой концентрации компонентов крови. Однако эта система играет решающую роль не только в моче, но и в других биологических средах – в клетке, в соках пищеварительных желез, в моче.
Белковый буфер
Составляет 5 % буферной ёмкости. Он состоит из белка-кислоты и его соли, образованной сильным основанием.
Pt – COOH - белок-кислота
Pt – COONa – белок-соль
При образовании в организме сильных кислот они взаимодействуют с солью белка. При этом получается эквивалентное количество белок-кислоты: НС1 + Pt-COONa ↔ Pt-COOH + NaCl. По закону разбавления В.Оствальда увеличение концентрации слабого электролита уменьшает его диссоциацию, рН практически не меняется.
При увеличении щелочных продуктов они взаимодействуют с
Pt-СООН: NaOH + Pt-COOH ↔ Pt-COONa + H2O
Количество кислоты уменьшается. Однако концентрация ионов Н+ увеличивается за счет потенциальной кислотности белок-кислоты. поэтому практически рН не меняется.
Белок – это амфотерный электролит и поэтому проявляет собственное буферное действие.
Рассмотрим взаимодействие буферных систем в организме по стадиям:
В процессе газообмена в легких кислород поступает в эритроциты, где протекает реакция:
ННb + O2 ↔ HHbO2 ↔ Н+ + HbO2-
По мере перемещения крови в периферические отделы кровеносной системы происходит отдача кислорода ионизированной формой HbO2-
HbO2-↔ Нb- + О2
Кровь при этом из артериальной становится венозной. Отдаваемый в тканях кислород расходуется на окисление различных субстратов, в результате чего образуется СО2, большая часть которого поступает в эритроциты.
В эритроцитах в присутствии карбоангидразы со значительной скоростью протекает следующая реакция:
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3-
Образующийся избыток протонов связывается с гемоглобинат-ионами:
Н+ + Нb- → HHb
Связывание протонов смещает равновесие реакции стадии (3) вправо, вследствие чего концентрация гидрокарбонат ионов возрастает и они диффундируют через мембрану в плазму. В результате встречной диффузии ионов, отличающихся кислотно-основными свойствами (хлорид-ион протолитически неактивен; гидрокарбонат ион в условиях организма является основанием), возникает гидрокарбонатно-хлоридный сдвиг. Этим объясняется более кислая реакция среды в эритроцитах (рН = 7,25) по сравнению с плазмой (рН = 7,4).
Поступающие в плазму гидрокарбонат-ионы нейтрализуют накапливающийся там избыток протонов, возникающий в результате метаболических процессов:
НСО3- + Н+ ↔ Н2СО3 ↔ Н2О + СО2
Образовавшийся СО2 взаимодействует с компонентами белковой буферной системы:
СО2 + Рt-NH2 ↔ Pt-NHCOOH ↔ H+ + Pt-NHCOO-
Избыток протонов нейтрализуется фосфатным буфером:
Н+ + НРО4- ↔ Н2РО4-
После того как кровь вновь попадает в легкие, в ней увеличивается концентрация оксигемоглобина (стадия 1), который реагирует с гидрокарбонат-ионами, не диффундировавшими в плазму:
НСО3- + ННbО2 ↔ НbО2- + СО2 + Н2О
Образующийся СО2 выводится через легкие. В результате уменьшения концентрации НСО3- ионов в этой части кровеносного русла наблюдаются их диффузия в эритроциты и диффузия хлорид-ионов в обратном направлении.
В почках также накапливается избыток протонов в результате реакции:
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3-,
который нейтрализуется гидрофофат-ионами и аммиаком (аммиачный буфер): H+ + NH3 ↔ NH4+
Таким образом, гемоглобиновая система участвует в двух процессах:
Связывание протонов, накапливающихся в результате метаболических процессов;
Протонирование гидрокарбонат-ионов с последующим выделением СО2
Гемоглобиновую буферную систему можно рассматривать как одно из важнейших звеньев в транспорте СО2 из тканей в легкие.
Следует отметить, что на поддержание постоянства рН различных жидких систем организма оказывают влияние не столько буферные системы, сколько функционирование ряда органов и систем: легких, почек, кишечника, кожи и др.