74. Роль электролитов в жизнедеятельности человека. Ионный состав внутри- и внеклеточных жидкостей. Ионная сила плазмы крови.

Электролиты играют важную роль в жизнедеятельности организма. Общее содержание катионов в плазме крови 154 ммоль/л. К важнейшим катионам относятся Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺. Общее содержание анионов в плазме 154 ммоль/л. К важнейшим анионам относятся Cl^-, HCO₃^-, SO₄^2-, H₂PO₄^-, HPO₄^2-, а также макро-анионы белков. Ионная сила плазмы крови составляет 0,15 моль/л. Каждый ион выполняет свои особые функции и, кроме того, существуют общие функции электролитов в организме. Электролиты в организме: а) удерживают воду в виде гидратов; б) создают осмотическое давление биологических жидкостей. Существование перепадов осмотического давления является причиной активного транспорта воды; в) влияют на растворимость газов, а также белков, аминокислот и других органических соединений. В разбавленных растворах наблюдается солевой эффект – увеличение растворимости веществ в присутствии электролитов; в концентрированных растворах имеет место эффект высаливания – уменьшение растворимости веществ в присутствии электролитов.

75. Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Связь между изотоническим коэффициентом и степенью диссоциации слабого электролита или "кажущейся" степенью диссоциации сильного электролита.

Важнейшими коллигативными свойствами растворов являются: 1) Понижение давления пара над раствором ; 2) Повышение температуры кипения раствора; 3) Понижение температуры замерзания раствора; 4) Осмос и осмотическое давление. В случае не полностью диссоциированных электролитов зависимость между изменением коллигативных свойств и числом ионов, образующихся при ионизации одной молекулы, сложнее, однако она существует и выражается с помощью так называемого изотонического коэффициента Вант-Гоффа. Изотонический коэффициентi вводится в уравнения, описывающие коллигативные свойства растворов электролитов: p = iCRT , DT_зам = iК_крm, DТ_кип = iК_эm. Его значение всегда больше 1. Если раствор содержит n молекул слабого электролита и если a - степень диссоциации, то число недиссоциированных молекул будет равно n(1 - a), а число ионов в растворе при равновесии - nna, где n - число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы. С учётом этого выражение для коэффициента Вант-Гоффа можно записать в следующем виде: i = 1 + a (n - 1).Таким образом, зная степень диссоциации электролита, можно вычислить его изотонический коэффициент, а с помощью изотонического коэффициента можно рассчитывать коллигативные свойства и предсказывать поведение растворов слабых электролитов. В случае полностью диссоциированных (“сильных”) электролитов при высоких концентрациях в растворе происходят явления ассоциации, приводящие к образованию ионных пар, тройников, кластеров и т. д. В результате этого осмотическое давление в таких растворах меньше, чем рассчитанное по модифицированному уравнению Вант-Гоффа, включающему в себя изотонический коэффициент. Для описания осмотических свойств таких растворов в химии, а также в фармации применяется осмотический коэффициент¦, равный отношению экспериментального найденного осмотического давления к тому давлению, которое имело бы место при отсутствии ассоциации и других взаимодействий в растворе: p_эксп ¦ = ¾¾¾¾ . n p_теор. Отсюда можно найти соотношение между осмотическим и изотоническим коэффициентами: i ¦ = ¾ . n

76. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН, как количественная мера активной кислотности и щелочности. Измерения рН растворов. Значение рН биологических жидкостей.

Важнейшей биосредой является вода. Описание процессов, протекающих в водных растворах, возможно с позиций теории химического равновесия. Многие обратимые процессы, играющие важную роль в метаболизме живых организмов, связаны с обратимым переносом протонов.

Вода –очень слабый природный электролит: при комнатной тем-пературе из 5 млн. молекул воды диссоци-ирует на ионы только одна молекула. Поскольку H₂O>>H⁺ (OH^-), то можно считать, что H₂O = const

Kс [H₂O] = K_w. Kw - ионное произведение воды, константа равновесия, описы-вающая обратимую диссоциацию воды: К_w = [H⁺][OH^-] = 10^-14. (t = 25^oC)

Чем больше Ка и Kb, тем сильнее диссоциируют кис-лоты и основания в водных растворах. Кислотность является важной характеристикой как водных растворов, так и биологических жидкостей. Она определяется соотноше-нием концентраций ионов Н⁺ и ОН^- . Для характеристики кислотности используется водородный показатель (рН), рассчитываемый по уравнениям: рН = - lg[H⁺]- для слабых электролитов. рН = - lg а (Н⁺) - для сильных электролитов. Реже для характеристики реакции среды раствора используется гидроксильный показатель рОН, равный: рОН = - lg[OH^-] – для слабых электролитов рОН = - lg а(OH^-) – для сильных электролитов. Для одного раст-вора рН + рОН = 14. Диссоциация воды описывается константой равновесия, называемой ионным произведением воды: К_W = [H⁺] [OH^-] = 10^-14В нейтральной среде [H⁺] = [OH^-] = √10^-14 = 10^-7моль/л. Соответственно рН = -lg 10^-7 = 7

рOН = -lg 10^-7 = 7 В кислой среде: [H⁺] > [OH^-] рН < 7, рОН > 7 В щелочной среде: [H⁺] < [OH^-] pH > 7 pOH < 7

Методы определения кислотности растворов. 1. Кислотно-основное титрование. 2. Кислотно-основные индикаторы. 3. Потенциометрический метод