ВУЗ: Ростовский Государственный Медицинский Университет
Категория: Учебное пособие
Дисциплина: Химия
Добавлен: 17.02.2019
Просмотров: 9978
Скачиваний: 53
116
Табл. 4.3
Основные параметры КОС
рН
N ≈ 7,4
(среднее значение в артериальной крови)
рСО
2
40 мм.
рт. ст.
(парци-
альное
давле-
ние СО
2
в плазме
крови)
Этот компонент непосредственно отражает дыхатель-
ный компонент в регуляции КОС (КЩР).
↑(гиперкапния) наблюдается при гиповентиляции, что
характерно для дыхательного ацидоза.
↓(гипокапния) наблюдается при гипервентиляции, что
характерно для респираторного алкалоза. Однако, из-
менения рСО
2
могут быть и следствием компенсации со
стороны метаболических нарушений КОС. Чтобы отли-
чить эти ситуации друг от друга, требуется рассмотреть
рН и [НСО
3
-
]
рО
2
95 мм. рт. ст. (парциальное давление в плазме крови)
СБ
или
SB
24
мэкв/л
СБ – стандартный бикарбонат плазмы т.е. [НСО
3
-
] ↓ -
при метаболическом ацидозе, или при компенсации ды-
хательного алкалоза.
↑ - при метаболическом алкалозе или при компенсации
дыхательного ацидоза.
Дополнительные индексы
БО или ВВ
(base buffers)
Буферные основания. Это сумма всех анионов цельной
крови, принадлежащих буферным системам.
ДО или BD
(base deficien-
cy)
Дефицит оснований. Это разница между практической и
должной величиной БО при метаболическом ацидозе. Оп-
ределяется как количество оснований, которое необходи-
мо добавить к крови, чтобы довести ее рН до нормы (при
рСО
2
= 40 мм. рт. ст. t° = 38°C )
ИО или ВЕ
(basе excess)
Избыток оснований. Это разница между фактической и
должной величинами БО при метаболическом алкалозе.
В норме, условно говоря, не существует ни дефицита, ни избытка
оснований (ни ДО, ни ИО). Фактически, это выражается в том, что разница
должного и фактического БО находится в нормальных условиях в преде-
лах ±2,3 мэкв/л. Выход этого показателя из коридора нормы типичен для
метаболических нарушений КОС. Аномально высокие значения характер-
ны для метаболического алкалоза. Аномально низкие – для метаболиче-
117
ского ацидоза.
Лабораторно-практическая работа
Опыт 1. Сравнение буферной ѐмкости сыворотки крови и фосфатной БС
Отмерить мл
№ колбы
№ 1
№ 2
Сыворотка крови (разведение 1:10)
2,0
-
Фосфатная БС (разведение 1:10), рН = 7,4
-
2,0
Фенолфталеин (индикатор)
2 капли
2 капли
Титровать 0,1 н р-ром NаОН до малинового окрашивания (рН = 9,0).
Результаты занести в таблицу
мл NаОН
Буферную ѐмкость рассчитать по формуле:
V р-ра NаОН×10(разведение)×[NаОН]/2(мл) (рН
после
титрования
– рН
исходное
)
Буферная ѐмкость
Сыворотка
Фосфатный буфер
Заключение………………………………………………………………………
118
5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
ХИМИЯ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ
5.1. Типы окислительно-восстановительных (редокс) реакций
в организме человека
Окислительно-восстановительными называются реакции, проте-
кающие с изменением степени окисления двух или более веществ.
Степень окисления – это условный заряд на атоме, если считать,
что молекула создана по ионному механизму (или – это количество приня-
тых или отданных электронов).
Восстановители – атомы, молекулы, ионы – отдающие электроны.
Окислители - атомы, молекулы, ионы – принимающие электроны.
Восстановители участвуют в процессе окисления, повышая свою
степень окисления. Окислители - участвуют в процессе восстановления,
понижая свою степень окисления.
Виды окислительно-восстановительных реакций:
1. Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восста-
навливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:
2. Внутримолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и вос-
станавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещест-
ва, например:
3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) -
реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и
как восстановитель, например:
4. Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспро-
119
порционирование) - реакции, в которых из двух различных степеней окис-
ления одного и того же элемента получается одна степень окисления:
Типы окислительно-восстановительных реакций в организме
человека:
1. Реакция дегидрирования: SH
2
+ HAD
+
→ S + HADH+H
+
2. Потеря электрона:O
2
0
+ 1e → O
2
-
3. Перенос 2Н
+
от восстановленного субстрата на молекулярный ки-
слород: SH
2
+ O
2
0
+2e → S + H
2
O
4. Присоединение кислорода к субстрату: SH
2
+ ½O
2
0
+2ē → HO-S-H
5.2. Механизм возникновения электродного и
редокс-потенциалов. Уравнения Нернста-Петерса
Мерой окислительно-восстановительной способности веществ слу-
жат окислительно-восстановительные потенциалы. Рассмотрим механизм
возникновения потенциала. При погружении химически активного металла
(Zn, Al) в раствор его соли, например Zn в раствор ZnSO
4
, происходят до-
полнительное растворение металла в результате процесса окисления, обра-
зование пары, двойного электрического слоя на поверхности металла и
возникновение потенциала пары Zn
2+
/Zn
°
.
Металл, погруженный в раствор своей соли, например цинк в рас-
творе сульфата цинка, называют электродом первого рода. Это двухфаз-
ный электрод, который заряжается отрицательно. Потенциал образуется в
результате реакции окисления (рис. 5.1).
Рис. 5.1. Окисление цинка
120
Zn (т) + mH
2
O ↔ Zn
2+
(р-р)×mH
2
O + 2ē
При погружении в раствор своей соли малоактивных металлов (Cu)
наблюдается противоположный процесс. На границе металла с раствором
соли происходит осаждение металла в результате процесса восстановления
иона, обладающего высокой акцепторной способностью к электрону, что
обусловлено высоким зарядом ядра и малым радиусом иона. Электрод за-
ряжается положительно, в приэлектродном пространстве избыточные
анионы соли формируют второй слой, возникает электродный потенциал
пары Cu
2+
/Cu
°
. Потенциал образуется в результате процесса восстановле-
ния (рис. 5.2). Механизм, величина и знак электродного потенциала опре-
деляются строением атомов участников электродного процесса.
Рис. 5.2. Восстановление меди
Cu
2+
(р-р) ×mH
2
O + 2ē ↔ Cu(т) + mH
2
O
Итак, потенциал, который возникает на границе раздела металла с
раствором в результате окислительного и восстановительного процессов,
протекающих с участием металла (электрода) и образованием двойного
электрического слоя называют электродным потенциалом.
Если отводить электроны с цинковой пластины на медную, то равно-
весие на пластинках нарушается. Для этого соединим цинковую и медную
пластины, погруженные в растворы их солей, металлическим проводни-
ком, приэлектродные растворы - электролитным мостиком (трубка с рас-
твором K
2
SO
4
), чтобы замкнуть цепь. На цинковом электроде протекает
полуреакция окисления:
Zn
0
(т) - 2ē → Zn
2+
(р-р), а на медном - полуреакция
восстановления: Cu
2+
(р-р) + 2ē → Cu
0
(т)
Электрический
ток
обусловлен
суммарной
окислительно-
восстановительной реакцией: