21. Расчет рН буферных растворов через уравнение Гендерсона–Гассельбаха
Уравнение показывает как зависит кислотно-основное равновесие буферного раствора от свойств компонентов кислотно-основной буферной системы и от количественного соотношения этих компонентов в растворе.
Показателем кислотно-основного равновесия в растворе является водородный показатель, pH. Свойство кислоты (её способность распадаться на ионы), как составляющей буферной системы, характеризуется значением константы равновесия, константы диссоциации кислоты, Ka. (или в логарифмической форме pKa = – lgK, в частности, если K = 10–11, то pK = 11). Количественая структура (состав) буферной системы может быть оценена в виде отношения соль/кислота (эквиваленты, эквивалентная масса).
Учитывая сказанное, уравнение Гендерсона-Гассельбаха выглядит следующим образом:
pH = pKa + lg (соль/кислота).
pH=pKa-lg(кислота/соль)
22. Кислотно–щелочное равновесие крови. Буферные системы крови.
1. Бикарбонатные
Н2СО3↔НСО3-
Это мощная БС 10% буферной ёмкости крови
Фосфатная БС образованна 2 солями и гидрофосфатом
Белковая ЭМС механизм её обусловлен амфотерными свойствами белков.
Гемоглобиновая БС самая мощная. Состоит из 2 полипептидных пар. Участие гемоглобина в регуляции рН крови связано с его ролью в транспорте кислорода и углекислого газа. Константа диссоциации кислотных групп гемоглобина меняется в зависимости от его насыщения кислородом. При насыщении кислородом гемоглобин становится более сильной кислотой (ННbО2). Гемоглобин, отдавая кислород, превращается в очень слабую органическую кислоту (ННb).
Для сдвига реакции крови в щелочную сторону необходимо прибавить в кровь в 40-70 раз больше NaOH,чем к H2O. А для сдвига в кислую сторону необходимо прибавить в 327 раз больше HCI,чем H2O.
Уравнения : 1. Бикарбонатная буферная система: NaHCO3 / H2CO3 или KHCO3 (Соль) / H2CO3 (Кислота)
2. Гемоглобиновая буферная система крови: (K-Hb) / Hb и K-Hb02 (Соль) / HbO2 (Кислота)
3. Буферная система белков плазмы крови: Протеинат Na / Белки (слабые кислоты) и (K-Hb02) / HbO2
4. Фосфатная буферная система: Na2HPO4 (основной фосфат) / NaH2PO4 (кислый фосфат)
23. Кинетика – учение о скоростях химических реакций. Закон действующих масс.
24. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Уравнение Аррениуса и Вант–Гоффа.
Константа скорости реакции есть функция от температуры; повышение температуры, как правило, увеличивает константу скорости.
При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости элементарной химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза.( правило Вант-Гоффа)
Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации ), чтобы этот барьер преодолеть(правило Аррениуса)
