Despre formarea pietrelor urinare și biliare - Descărcare gratuită PDF
2 Despre formarea pietrelor urinare și biliare De către profesorul L. Lichtwitz Göttingen Cu 18 ilustrații în text și pe 8 plăci Springer-Verlag Berlin Heidelberg GmbH 1914
4 Cuprins. Literatura paginii I. Partea generală. Soluție și solubilitate Solubilitatea formelor de piatră în apă Coloizi Condițiile generale și legile precipitațiilor Condițiile generale și legile de concreție 22 II. Partea specială "30 A. Formarea precipitatelor și a concrementelor în urină și tractul urinar 1. Urina ca soluție apoasă Coloidii urinei a) Natura chimică, cantitatea, originea coloizilor urinari 34 b) Starea soluției coloidilor urinari Formarea depozitelor a) de acid uric și săruri de acid uric 36 b) de acid oxalic var var. c) de acid fosforic și săruri de acid carbonic. 43 d) des cystine Formarea pietrei urinare Formarea pietrei primare și secundare; formarea pietrei inflamatorii și neinflamatorii; die.ursteindiathese "B. Formarea precipitațiilor și a concrementelor în bilă și în conductele biliare Bilele ca soluție Colesterolul Conținutul de colesterol al bilei Precipitații în bilă Formarea pietrelor în bilă bilă
Despre geneza calculilor biliari. München med. Wochenschr Nr Baisc h, despre natura glucidelor din urina umană. Revistă f. fiziol. Chem; Baldauf, Chimia ateromului și a calcificării. Călătorie. al Med. Research Lichtwitz
8 4 Bibliografie. 84. Höber, 0., Chimia fizică a celulelor și țesuturilor. 3. Sus! Leipzig Höper, 0., pe originea cilindrului urinar. Inaugural Diss. Göttingen Hofmann, fr., Formarea pietrelor urinare de către corpuri străine în vezică. Arh. D. Heilk/6. Citat din Maly Hofmeister, experimental pe calcificarea țesuturilor. München med. Wochenschr Hopkins, Experimente de hrănire care ilustrează importanța factorilor accesori în dietele normale. Călătorie. de Physiol Hoppe-8eyler, Med. Ehern. Examinarea Hürthle, despre esterii colesterolului acizilor grași din serul sanguin. Timpul foarte. f. fiziol. Chem Huppert în Neubauer u. Vogel, analiza urinei. 9. Sus! Wiesbaden Iscovesco, Extraction total de la cholesterine du serum sanguin. 80c. Biol
OHsOOO '+ H + acid acetic ion acetat ion hidrogen Legea acțiunii în masă învață că produsul concentrațiilor celor două bucăți împărțite împărțit la concentrația acidului nedisociat are o valoare constantă. Dacă, ca de obicei, concentrațiile sunt notate între paranteze, starea poate fi reprezentată prin următoarea ecuație: (CHsCOO ') X (H +) (CHsCOOH) = const. Dacă ionii de hidrogen sunt eliminați din soluție, așa cum se face în titrare cu leșie, prin combinarea cu ionul hidroxil al leșiei pentru a forma apă, echilibrul este perturbat. Produsul din tejghea devine mai mic și rezultatul este scindarea suplimentară a acidului nedisociat. Numai dacă nu-
16 12 Soluție și solubilitate. acidul despicat este mai mult acolo, sursa ionilor de hidrogen s-a uscat, se ajunge la punctul de neutralitate. Această aciditate de titrare este, prin urmare, independentă de concentrația ionilor de hidrogen liberi prezenți în principal în soluție, care determină așa-numita aciditate adevărată sau ionică. Această aciditate adevărată, care nu poate fi măsurată aici, are o mare importanță pentru multe procese biologice și, de asemenea, pentru cele care intră în discuție aici. Se știe că există mai mulți acizi bazici; H. Acizii care au doi sau trei atomi de hidrogen și reprezentarea lor totală sau parțială prin metale (baze, cationi) are ca rezultat diferite săruri. Întrucât acizii (acid uric, acid fosforic, acid oxalic, acid carbonic) care sunt implicați în principal în formarea precipitațiilor și concreției sunt acizi polibazici, este necesar să cunoaștem relațiile de disociere ale acestor corpuri. Acidul ortofosforic servește ca exemplu. Are trei atomi de hidrogen, care s-ar putea disocia cu aceeași energie. Apoi procesul ar fi reprezentat de ecuația H S P04
PO // afișează 1 + H + + H + + H +. Experiența arată că acest lucru nu este cazul, ci că fiecare ion de hidrogen are o capacitate diferită de a se disocia, astfel încât despărțirea primului are loc cu ușurință, a doua mai puțin și a celui de-al treilea cu foarte puțin aviditate. Disocierea are loc astfel în etape conform următoarelor ecuații: 1. H3P04
H2Pot + H +. Gradul acestei disocieri corespunde cu cel al unui acid moderat puternic 2. H2P04 'HPO/+ H + corespunzător unui acid slab. Dacă valența deschisă pe partea stângă a ecuației este înlocuită de un cation (bază) precum sodiul, disocierea se desfășoară în același mod. NaH 2 P HP04/1 + Na + + H +, adică H. această sare, fosfatul monosodic, este un acid slab; poate desparte ionii de hidrogen. Anionul bivalent HPO rămas/sau fosfatul disodic Na2HPO4 format după ocuparea valențelor libere cu 2 Na este greu capabil să disocieze în continuare ionii H +. 3. Na2HP0 4:; - + HP0 4/1 + Na + + Na +. Disocierea HP04/1, dacă are loc, este atât de mică încât nu mai poate fi detectată o reacție acidă. Dimpotrivă, chiar și atunci când fosfatul disodic este dizolvat, găsim o reacție definitiv alcalină. Deoarece fiecare reacție alcalină este cauzată de ioni hidroxil (OH '), se pune întrebarea de unde provin acești ioni hidroxil. Investigațiile apei și, de asemenea, a celei mai pure, au arătat că aceasta este divizată electrolitic într-o mică măsură. H 2 0
17 Soluție și solubilitate. 13 Aproximativ 12 milioane de litri conțin 1 g de ioni de hidrogen. Această concentrație scăzută este importantă când sarea acidă slabă este în soluție. În timp ce disocierea H + în ecuația 2 este ușoară, corespunzând caracterului slab acid al fosfatului monosodic, disocierea sării sale (ecuația 3) este extinsă, deoarece, așa cum s-a menționat mai sus, sărurile alcaline ale tuturor acizilor, cei slabi și cei puternici, se disociază puternic. În ecuația 3, se formează mult mai mulți ioni HPOt, a căror disociere ulterioară nu are nicio importanță. Dacă acum aduci Na în sistem
HPOt + Na + + Na + ioni de hidrogen, atunci aceștia formează anionul monovalent H 2 PO/cu HPOt, adică H. reacția ecuației 2 se desfășoară în direcția dreapta spre stânga și soluția se epuizează în ioni de hidrogen. Concentrația de H + în apă este suficientă pentru acest efect. Deoarece produsul ionilor de hidrogen și hidroxil din apă este constant, dacă H + este legat în prezența anionului unui acid slab, cantitatea de OH 'trebuie să crească conform ecuației legii acțiunii de masă. Ionul hidroxil rămâne liber deoarece prezența Na +, o bază puternică, determină o disociere puternică. Soluția este, prin urmare, bogată în OH 'și are o reacție alcalină. Acest proces de clivaj hidrolitic este reprezentat de următoarea ecuație: Na 2 HP04 + aqua + - - + HPO "+ Na + + Na + + H + + OH '
H 2 PO4 '+ Na + + Na + + OH'. Procesul arată că disocierea unei substanțe poate fi suprimată prin prezența unei a doua substanțe mai puternic disociate cu același ion. După cum am văzut, disocierea acidului acetic duce la o stare de echilibru. Dacă la soluția de acid acetic se adaugă o sare de acid acetic, concentrația ionului acetat depășește constanta de disociere. Deoarece produsul ionului acetat și al H + este constant, concentrația de H + trebuie să scadă; H. H + trebuie să vină împreună cu ionul acetat pentru a forma acid acetic nedisociat. Acest proces devine de o importanță deosebită pentru considerațiile noastre atunci când este vorba de soluția unui corp solid în vecinătatea punctului de saturație. Dacă o soluție concentrată de acid uric este produsă prin agitarea pe termen lung a acidului uric în apă, știm din Un
Solicită W. W. și PauP3) că acidul uric din soluția apoasă saturată este disociat la 9,5% și că doar unul dintre atomii de hidrogen ai acidului uric este implicat în această disociere. Partea nedisociată este în echilibru cu ionii C 5 H4.N40 3
C5H3N40s '+ H +. Disocierea este suprimată prin adăugarea unui acid mai puternic. Cantitatea de nedisociat. Acidul uric crește dincolo de solubilitate, iar acidul uric precipită. De asemenea