Вопрос 14
См. вопрос 11
При различных процедурах в кровь человека и животных в больших количествах можно вводить только изотонические растворы.
При больших потерях крови (например, после тяжелых операций, травм) больным вводят по несколько литров изотонического раствора для возмещения потери жидкости с кровью.
Явление осмоса широко используют в медицинской практике. Так, в хирургии применяют гипертонические повязки (марлю, смоченную в гипертоническом 10%-ном растворе NaCl), которые вводят в гнойные раны.
По закону осмоса ток жидкости раны через марлю направляется наружу, в результате чего рана постоянно очищается от гноя, микроорганизмов и продуктов распада.
Тургор-внутреннее осмотическое давление в живой клетке, вызывающее напряжение клеточной оболочки.
Вопрос 15
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
Электролитическая диссоциация – это полный или частичный распад растворенного вещества на ионы
Степень электролитической диссоциации (ионизации), – отношение количества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного электролита.
Электролиты
сильные ( > 0,7) слабые ( < 0,1)
Закон разведения Оствальда: степень диссоциации слабого бинар- ного электролита при разбавлении раствора увеличивается обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации.
Ka и Kв зависят от тех же факторов, что и степень электролитической диссоциации, кроме концентрации вещества в растворе. По их величине электролиты классифицируются следущим образом:
K > 10–2 – сильные электролиты;
K =10–2 –10–4 – умеренно слабые электролиты;
K = 10–5 –10–9 – слабые электролиты;
K <10–9 – очень слабые электролиты.
Итак, константа диссоциации Кд – это частный случай константы равновесия
Вопрос 16
Активность ионов, а(Хi) – эффективная концентрация ионов (Хi), соответственно которой они проявляют себя в растворах сильных элек-тролитов.
Взаимосвязь между активностью ионов а(Хi) и аналитической мо- лярной концентрацией электролита с(Хi) выражается уравнением: а(Хi) = (Хi) с(Хi), где (Хi) -коэффициент активности– величина, показывающая во сколь- ко раз активность ионов отличается от их истинной аналитической концентрации (сi) в растворе сильного электролита.
Ионная сила раствора, I – величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе, равная полу- сумме произведений молярной концентрации (сi) каждого иона на квадрат его заряда (zi)
Ионная сила плазмы крови 0,15моль/л, (Хi)<1, поэтому для расчѐтов необходимо использовать величину а(Хi).
Теория Дебая-Хюккеля применима в диапазоне концентраций элек- тролита 0,01-0,05моль/л.
Вопрос 17
Кислота (НА) – молекула или ион, способные быть донором протона.
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.
Примеры: Н2О, гидроанионы кислот (HCO3 , HSO3 , НРО2 4 и т.п.), гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, аминокислоты.
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.
Типы протолитических реакций
Реакция нейтрализации – протолитическая реакция переноса про- тона от кислоты к основанию, например, HNO3 + KOH = KNO3 + H2O H+ + OH– = H2O
Автопротолиз (собственный протолиз) – перенос протона между двумя одинаковыми частицами амфолита. Примеры:
а) H2O + H2O OH– + H3O+
кис-та 1 осн-е 2 осн-е 1 кис-та 2
б) NH3 + NH3 NH2 + NH4 кис-та 1
осн-е 2 осн-е 1 кис-та 2