Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Заболевания носа и околоносовых пазух

До другого закону термодинаміки для ізольованої системи: самодовільні процеси здійснюються у бік збільшення ентропії, тобто при D S > 0; якщо D S < 0, то самодовільний перебіг процесів неможливий. Другий закон для закритої системи: Якщо деяка кількість теплоти поглинається шляхом оборотного процесу при температурі Т, то ентропія S зростає на величину D S _об= Q / T. Для необоротного самодовільного процесу D S _необ> Q / T.

Мимовільне протікання ізобарно-ізотермічного процесу визначається двома чинниками: ентальпійним, пов'язаним із зменшенням ентальпії системи (ΔH), і ентропією T ΔS, обумовленим збільшенням безладу в системі унаслідок зростання її ентропії. Різниця цих термодинамічних чинників є функцією стану системи, званої ізобарно-ізотермічним потенціалом або вільною енергією Гіббса (G, кДж):

Δ G = Δ H – T Δ S

Самодовільне здійснення реакції (D G < 0) можливе за таких умов:

1. D H < 0 (екзотермічний процес) і D S > 0, тоді D G = D H – T D S < 0 при будь-яких температурах;

2. D H < 0 і D S < 0, тоді D G < 0, якщо |D H | > | T D S |. Таке співвідношення може бути досягнуто при низьких температурах. Екзотермічні реакції, які супроводжуються зменшенням ентропії ймовірні при низьких температурах.

3. D H > 0 і D S > 0, тоді D G < 0, якщо |D H | < | T D S |. Співвідношення досягається при високих температурах. Ендотермічні реакції, які проходять зі збільшенням ентропії, ймовірні при високих температурах.

4. Малоймовірний перебіг реакцій при D H > 0 і D S < 0, оскільки в цьому випадку D G > 0.

Для можливості порівняння D G процесів і окремих речовин використовують стандартні значення D G ° (D G °₂₉₈)

10. Розчини — однорідні (гомогенні) системи, що складаються з двох і більше компонентів і продуктів їх взаємодії. За агрегатним станом розчини бувають рідкі, тверді і газоподібні. Загальна ознака для них – однофазність. Розчинність — здатність речовини розчинятися у воді або іншому розчиннику.
Кількісно розчинність виражають як відношення маси розчиненої речовини в насиченому розчині до 100 г (або 1 л) води (за даної температури). Ця величина називається коефіцієнтом розчинност і, або розчинніст ю.

За розчинністю у воді всі речовини можна поділити на три групи:
1) добре розчинні — в 100 г води за кімнатної температури розчиняється більше 10 г речовини;
2) малорозчинні — в 100 г води за кімнатної температури розчиняється менше 1 г речовини;
3) практично нерозчинні — в 100 г води за кімнатної температури розчиняється менше 0,1г речовини.
Абсолютно нерозчинних речовин не існує.

Розчини класифікують як насичені й ненасичен і, концентровані та розбавлен і.
Розчин, у якому за даної температури речовина більше не розчиняється, називається насичени м.
Розчин, у якому розчинювана речовина ще може розчинятися, називається ненасиченим.

11 Розчинність різних речовин у тому самому розчиннику або будь-якої речовини в різних розчинниках може коливатись у досить широких межах. Кількісний склад розчину можна виразити концентрацією або долею. Концентрація – це співвідношення неоднотипних величин. Доля – безрозмірна величина. Розглянемо декілька типів концентрацій і долей.

1. Масова доля (w _i) – це відношення маси m_i розчиненого компоненту i до cумарної маси розчину S m_i. Масову долю звичайно виражають у частках одиниці або у відсотках.

w_i = m_i / S m_i.

2. Мольна доля (N_i) – це відношення кількості молів n_i розчиненого компоненту i до сумарної кількості молів усіх речовин у розчині S n_i

N_i = n_i / S n_i.

3. Молярна концентрація (молярність, С_М) – це відношення кількості молів n_i розчиненого компоненту i до об єму розчину V, розмірність – моль/л:

C_M = n_i / V.

4.Молярна концентрація еквівалентів (нормальність, С_N) – це відношення кількості молів еквівалентів n_i розчиненого компоненту i до об¢єму розчину V, розмірність моль екв/ л:

C_н = n_i екв / V.

5.Моляльна концентрація (моляльність, С_m) – це відношення кількості молей n_i розчиненого компонента i до маси 1000 г розчинника, розмірність моль/1000 г розчиника.

С_m = n_i /1000 г розч = G_і 1000 / M_i g,

де G_i i M_i – маса і молярна маса розчиненої речовини г, г/моль; g – маса розчинника, г, 1000 – коефіцієнт переводу кг/г.

12. Електроліти́чна дисоціа́ція — явище розпаду нейтральних молекул на йони, що відбувається в електролітах. Наприклад, молекула солі NaCl розпадається при розчиненні на іони Na⁺ та Cl^-.

За здатністю проводити електричний струм у водному розчині і розплаві усі речовини поділяють на електроліти і неелектроліти.

Електроліти – речовини, водні розчини або розплави яких проводять електричний струм. Електролітами є солі, кислоти, луги. У їх молекулах є іонні або сильно полярні ковалентні зв’язки.

Неелектроліти – речовини, водні розчини або розплави яких не проводять електричний струм. Це прості речовини елементів-неметалів, багато органічних сполук (вуглеводні, вуглеводи, естери то основні положення теорії електролітичної дисоціації.

1. При розчиненні або плавленні електроліту, його молекули розпадаються на іони – відбувається електролітична дисоціація (іонізація).

Іон (гр. ion – той, що іде)– заряджений атом або група атомів. Іони бувають прості (одноатомні: H⁺, Na⁺, Cl^–, S^2– тощо) і складні (багатоатомні: OH^–, SO₄^2–, NH₄⁺, H₂PO₄^– тощо). Формули іонів записують вказуючи справа верхнім індексом заряд іона (в умовних одиницях відносно заряду електрона, який рівний ‑1). На відміну від запису ступеня окиснення, при наведенні заряду іона спочатку записують кількість одиниць заряду (число 1 зазвичай опускають), а потім – знак заряду (“+” або “–”), наприклад H⁺, OH^–, NH₄⁺, PO₄^3–.

2. У розчині або розплаві електроліту іони рухаються хаотично (неупорядковано), а при пропусканні електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до негативного електрода (катода), а негативно заряджені – до позитивного (анода).

Позитивно заряджені іони називають катіонами (H⁺, NH₄⁺, іони металів Na⁺, Al³⁺ тощо).

Негативно заряджені іони називають аніонами (OH^–, кислотні залишки F^–, СO₃^2–, HSO₄^– тощо).

3. Дисоціація – процес оборотний. Паралельно з процесом дисоціації (розпадом молекул на іони) відбувається асоціація (об’єднання іонів у молекули).

Дисоціацію молекул електроліту записують схемами, у яких замість знаку рівності ставлять стрілку. Зліва у схемах записують недисоційовані молекули, а справа – утворені іони:

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2–

13.Кількісною характеристикою електролітичної дисоціації являється ступінь дисоціації електроліту в розчині. Ступінь дисоціації a – це відношення числа молекул n, що розпалися на іони до загальної кількості розчинених молекул n ₀:

·100% (a виражається у частках або у відсотках).

Якщо ступінь дисоціації менший 3 %, то електроліт називається слабким, якщо більший 30 % — сильним. Електроліти, ступінь дисоціації яких лежить у межах від 3 до 30 %, називаються електролітами середньої сили.

Процес електролітичної дисоціації слабких електролітів зручніше характеризувати константою хімічної рівноваги, яку у цьому випадку називають константою дисоціації.

На відміну від ступеня дисоціації константа дисоціації залежить тільки від температури та природи електроліту. Якщо концентрація АВ дорівнює С, а ступінь дисоціації a, тоді

[ A ⁺] = [ B ⁻] = a C; = ,

де (1− a) – кількість недисоційованих молекул речовини.

Іонний добуток води. Водневий показник

Вода – слабкий електроліт, який дисоціює з утворенням іонів Н⁺ (Н₃О⁺) і ОН⁻:

Н₂О «Н⁺ + ОН⁻ або 2Н₂О «Н₃О⁺ + ОН⁻.

Константа дисоціації при 20-25 °С

К _д = ([H⁺][OH⁻]) / [H₂O] = 1,8 ^. 10⁻¹⁶.

Оскільки ступінь дисоціації дуже малий, концентрація води практично стала. Тоді К _д· [H₂O] = 10⁻¹⁴. В чистій воді [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ моль/л. При додаванні кислоти збільшується концентрація [H⁺] і зменшується концентрація іонів [OH⁻], при додаванні лугу – навпаки.

На практиці для характеристики кислотності середовища використовують водневий показник, в чистій воді [H⁺] = [OH⁻] =10⁻⁷; pH = 7; в кислому середовищі [H⁺] > [OH⁻], pH < 7; в лужному середовищі [H⁺] < [OH^-], pH > 7.

14.Гідроліз солі -це хімічна реакція обміну солі з водою, в результаті якої іони слабкої

основи або кислоти, що входять до складу солі, сполучаються із складовими

частинами води - з іонами OH -і H+.

Солі за реакцією гідролізу можна розділяють на декілька груп.

1. Сіль утворена катіонами сильної основи та аніоном сильної кислоти (NaCl, K₂SO₄, NaNO₃), гідролізу не підлягає, тому що зворотна до гідролізу реакція нейтралізації відбувається до кінця.

2 .Сіль утворена катіоном слабкої солі та аніоном сильної кислоти (AgNO₃, NH₄Cl, CuSO₄) гідролізується за катіоном, при цьому у розчині зростає концентрація водню.

3. Сіль утворена слабкою кислотою та сильною основою (Na₂CO₃, K₂S, KCN) гідролізується за аніоном, при цьому у розчині зростає концентрація іонів ОН⁻.

4. Сіль утворена слабкою кислотою та слабкою основою (Al₂S₃, Fe₂(CO₃)₃, (NH₄)₃PO₄) гідролізуються за катіоном і аніоном.

Ступінь гідролізу залежить від константи гідролізу (аналогічно закону розбавлення Оствальда), та концентрації солі і виражається у процентах або долях одиниці. На глибину гідролізу впливають тіж самі фактори, що і на іонні рівноваги взагалі: температура, концентрація солі та інші.

Заболевания носа и околоносовых пазух

Симптомы:

1. затруднение носового дыхания;

2. выделения из полости носа;

3. боли в области носа, в проекции околоносовых пазух; отраженные боли – головные боли, в области лица;

4. нарушения обоняния – гипосмия, аносмия;

5. нарушение тембра голоса – гипонозальность.

Основные методы исследования:

1. наружный осмотр области носа – пальпация, перкуссия

2. риноскопия - инструментальное исследование. В норме – слизистая розовая, влажная, чистая, отделяемого не должно быть, или следы слизи. Перегородка должна быть по средней линии.

3. Лучевые методы исследования: обзорная и контрастная рентгенография

4. Функциональные: ринопневмометрия, орфактометрия (обонятельные функции).

5. Микрориноскопия – с помощью операционной оптики изучение слизистой.

Нозология:

Гипокинезия – недоразвитие органов: срединная, боковая, расщелина, палазия. Лечение оперативное.

Персистенция – сохранение эмбриональных образований, которые к рождению должны отсутствовать. Чаще дермоидные кисты, склонны к нагноению и образованию свищей. Лечение оперативное.

Атрезия хоан – в эмбриональный период хоаны закрыты мембраной, которая должна рассосаться к рождению. Может быть двусторонняя или односторонняя, полная или частичная.

Деформация наружного носа может быть врожденной или приобретенной (чаще травматического генеза). Классификация:

1. Риноскалиоз – боковое смещение

2. Ринокифоз – образование горба.

3. Ринолордоз – седловидный нос

4. Платиния – приплюснутый нос

5. Брахириния – широкий нос

6. Лепториния – узкий нос

7. Молириния – мягкий нос – нарушены структуры хрящей наружного носа.

Часто сочетается с искривлением носовой перегородки.

Искривление носовой перегородки – отклонение от средней линии в виде гребней шипов: врожденная и приобретенная в результате травмы. Сопровождается затруднением дыхания. Диагностика: изучение дыхательной функции носа и риноскопия. Лечебная тактика зависит от выраженности затруднения дыхания.