18. Кислота (на) – молекула или ион, способные быть донором прото-на

Основание (В) – молекула или ион, способные присоединять протон

Амфолиты – молекулы или ионы, способные отдавать протон тем соединениям, у которых сродство к протону выше, и присоединять про-тон, отнимая его у соединений с меньшим к протону сродством.

Типы протолитических реакций

Реакция нейтрализации – протолитическая реакция переноса про-тона от кислоты к основанию,

например, HNO3 + KOH = KNO3 + H2O

Автопротолиз (собственный протолиз) – перенос протона между двумя одинаковыми частицами амфолита.

H2O + H2O = OH– + H3O+

Гидролиз солей – протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоции-рующих соединений.

По аниону: 1) NaClO + H2O HClO + NaOH pH > 7

ClO– + H2O HClO + OH–

Катиону: NH4 + Н2О NH3 + H3O+

Сопряженные кислотно-основные пары, т.е.совокупность кислоты и ее сопряженного основания или основания и его сопряженной кислоты называют протолитами

Протолитическое или кислотно-основное равновесие устанавли-вается в результате конкуренции за протон (Н+) между основаниями взаи-модействующих сопряженных кислотно-основных пар (НА, А– и ВН+, В).

Протолитическое равновесие всегда смещается в сторону образо-вания более слабых кислот и оснований.

19. Гидролиз солей – протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоции-рующих соединений.

Гидролиз по аниону – протолитическое взаимодействие с водой соли, содержащей анион-протолит и катион-непротолит.

Гидролиз по катиону – протолитическое взаимодействие с водой соли, содержащей катион-протолит и анион-непротолит.

Гидролиз соли по катиону и аниону – протолитическое взаимодей-ствие с водой соли, содержащей катион- и анион-протолиты.

Гидролиз белков, жиров, полисахаридов – необходимое условие для усвоения их организмом.Гидролиз АТФ – источник энергии для многих биологических про-цессов

Факторы, влияющие на степень гидролиза.

Температура. Концентрация продуктов гидролиза. Концентрация соли. Разбавление.

Степень гидролиза показывает, какая часть соли, содержащаяся в растворе (СМ), подверглась гидролизу (СМгид) и рассчитывается как отношение:

Άгид = СМ гид / СМ (100%).

Константа гидролиза есть константа равновесия процесса гидролиза, и по своему физическому смыслу определяет степень необратимости гидролиза.

20. Автопротолиз воды – это процесс отдачи и присоединения прото-нов молекулами воды, являющейся амфолитом: Н2О+Н2О Н3О++ОН–

Ионное произведение воды, Kw – величина, равная произведению активностей водород- и гидроксид-ионов, постоянная при данной темпе-ратуре: Kw = а(Н+) *а(ОН–) = 10^(–14) моль^2/л^2 (Т = 298 К)

Водородный показатель, рН – количественная характеристика ки-слотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму актив-ной концентрации ионов водорода: рН = –lgа(Н+)

Шкала: нейтр pH=7

Кисл pH<7

Нейтр pH>7

рН биологических жидкостей называется кислотно-основным гомеостазом

Межклеточная жидкость (кровь, плазма, ликвор) 7,36–7,44

Желудочный сок 1,5–2

Внутриклеточная жидкость 4,5–8,5

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

Классификация буферных растворов:

Кислотные буферные системы – это растворы, содержащие слабую кислоту (донор протонов) и сопряженное основание (акцептор про тонов).

Основные буферные системы – это растворы, содержащие слабое основание (акцептор протонов) и сопряженную кислоту (донор про-тонов).

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха – это уравнение для расчета рН буферных растворов. Приведем вывод этого уравнения на примере аммиачного буферного раствора, состоящего из основания NH3 H2O и сопряженной кислоты NH :

В общем виде уравнение можно записать следующим образом:

21.

Место действия в организме:

Бикарбонатная – эритроциты, межклеточная жидкость, плазма, моча

Фосфатная – кровь, клеточная жидкость, почки

Гемаглобиновая – эритроциты (pH= 7.25)

Белковый – анионный( плазма крови, физиологические среды, где ph>6); катионный (физиологичесеие среды с ph<7)

23. Буферная емкость (В) – количество вещества эквивалента кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить величину рН на единицу.

Буферная емкость зависит от концентраций компонентов в буфер-ном растворе и их соотношения.соотношения. Чем выше концентрация компонентов, тем большее количество приливаемых кислот и оснований может быть ими связано. Буферная ѐмкость достигает максимального значения при равенстве концентраций компонентов, причѐм в этом случае Ва = Вв, а рН = рKа.

24. Ацидоз – уменьшение кислотной буферной емкости физиологиче-ской системы по сравнению с нормой.

Алкалоз – увеличение кислотной буферной емкости физиологиче-ской системы по сравнению с нормой.

Норма (N) ph 7,35 < pH < 7,45

рСО2 мм рт.ст 40 + - 5

с(НСО3) ммоль/л 24,4 + - 3

Ва, буферная емкость по кислоте ммоль/л 42 +-3

Классификация : газовый, выделительный, метаболический экзогенный

25. Насыщенный раствор – термодинамически устойчивая равновес-ная система, характеризующаяся равенством скоростей растворения и кристаллизации

Ненасыщенный раствор – термодинамически устойчивая неравно-весная система, в которой концентрация вещества меньше, чем в насыщенном растворе

Пересыщенный раствор – термодинамически неустойчивая псев-доравновесная система, в которой концентрация вещества больше чем в насыщенном растворе

Константа растворимости, KS (ПР) – стехиометрическое произведение равновесных концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при данных условиях.

Характеризует растворимость электролита при данной температуре и зависит от природы малораств электролита

26.

Изоморфизм – замещение ионов Са2+ на ионы Sr+2 (стронциевый рахит – ломкость костей) и ионы Ве+2 (бериллиевый рахит – размягчение костей), сопровождаемое образованием менее растворимых соединений.

27.

28. В органической химии окисление рассматривают обычно как процесс, при котором в результате перехода электроновот органического соединения к окислителю возрастает число (или кратность) кислородсодержащих связей (С — О, N — О, S — О и т.п.) либо уменьшается число водородсодержащих связей (С — Н, N —Н, S —Н и т.п.), например: RCHO—>RCOOH; R2CHCHR2—>R2C=CR2. При восстановлении органических соединений в результате приобретения электронов происходят обратные процессы, например: R2CO—>R2CH2; RSO2Cl—>RSO2H.

Термин окисление можно определить как:

 потеря электронов веществом

 удаление водорода из какого-либо вещества;

 присоединение кислорода к какому-либо веществу.

Термин восстановление можно определить как:

 приобретение электронов веществом;

 присоединение водорода к какому-либо веществу;

 удаление кислорода из какого-либо вещества.

Фотосинтез – образование зелеными растениями и некоторыми бактериями органических веществ с использованием энергии солнечного света.

Дыхание – это совокупность процессов, обеспечивающих поступление в организм атмосферного или растворенного в воде О2, использование его в ОВР, а также удаление из организма СО2 и некоторых других соединений – конечных продуктов обмена веществ.

Окислительное фосфорилирование – синтез АТФ из АДФ и неорганического фосфата, осуществляющийся в живых клетках, благодаря энергии, выделяющейся при окислении органических веществ в процессе клеточного дыхания.

Особенности биохимических овр:

•Ступенчатый механизм создает возможность функционального контроля осуществления каждой стадии, делает вероятной обратимость отдельных стадий.

• Экзэргоничность – реакции служат источником энергии

• Катализаторы – все биохимические овр совершаются в присутствии ферментов – оксидоредуктазы

30.

Восстановительный (редокс) потенциал (ОВП,φ_r) – количественная мера окислительно-восстановительной способности вещества.