Т.Б. Кожина

Проблемы развития отечественного рынка рекламы.

Этап - начался в 1998 году -

1998 год характеризовался несколькими принципиально важными для российской рекламы событиями:

1. практики ведущих рекламных агентств начали делиться на страницах специализированных изданий бесценными для рекламы опытными данными по эффективности российских рекламных кампаний

2. появились чрезвычайно удачные по соотношению цена / качество фундаментальные пособия для рекламистов (Д.Майерс. Социальная психология; Ф.Котлер. Маркетинг менеджмент; Д.Энджел, Р.Блэкуэлл, П.Миниард. Поведение потребителей; У.Уэллс, Д.Бернет, С.Мориарти. Реклама: принципы и практика; К.Бове,У.Аренс. Современная реклама.; отечественные - И.Рожков. Реклама - планка для профи; И.Крылов. Маркетинг. Социология маркетинговых коммуникаций; Семь нот менеджмента.)

3. августовский кризис 1998 г. ознаменовал окончание количественного этапа развития российского рынка рекламы и начало этапа качественного.

Его основные черты:

· упор на формирование символической ценности и мифов о товаре

· хирургически точная имплантация рекламных сообщений в систему ценностей и внутренний мир потребителя

· интенсивное развитие отечественных брэндов и полная интеграция лучшего мирового опыта в технологии российской рекламы.

Несмотря на это недостатков и упущений в нашей рекламе полно, за это рекламу у нас критикуют со всех сторон. Особенно достается TV рекламе.

По опросам от 60 до 65 % телезрителей не находят в ней для себя полезной информации, только приблизительно 30 % смотрят рекламные ролики внутри передач. К недостаткам относят назойливость, неэтичность и многократное повторение.

Почему реклама в России вызывает много нареканий?

Лекція № 2

з дисципліни “МЕДИЧНА ХІМІЯ (ФІЗИЧНА ТА КОЛОЇДНА ХІМІЯ)”

для студентів спеціальності “Сестринська справа ”

кваліфікація молодшого спеціаліста: медичнасестра

на тему:

Електродні потенціали та електрорушійні сили, їх біологічна роль та застосування в медицині

ПЛАН

1. Потенціометрія.

2. Електродні потенціали.

3. Класифікація електродів

4. Потенціометричне визначення pH

1. Потенціометрія

Суть потенціометричного визначення pH полягає у вимірюванні ЕРС гальванічного елемента, що складається з індикаторного електрода, потенціал якого залежить від активності іонів водню та стандартного електрода — з відомим і постійним потенціалом.

Потенціометричний (електрометричний) метод визначення pH розчинів має суттєві переваги перед колориметричним (індикаторним) методом. Зокрема, він дає значно точніші результати, дозволяє визначити pH забарвлених та каламутних розчинів, в тому числі і біологічних рідин (кров, шлунковий сік, сеча, слина, жовч та ін.). Метод є неруйнівний і придатний для контролю pH безпосередньо в шлунку та інших органах, а також тканинах, ферментних системах і клітинах in vitro.

При використанні в якості індикаторних так званих мембранних (селективних) електродів можна визначити вміст речовин іонної та неіонної природи в плазмі, цільній крові, поті, сечі та інших біологічних об’єктах з метою діагностики захворювань.

Суть потенціометричного визначення концентрації полягає в тому, що еквівалентну точку при цьому методі встановлюють не за зміною забарвлення індикатора (як при титриметричному методі), а за різкою зміною ЕРС елемента, що складається з індикаторного та стандартного електродів.

Потенціометричне титрування дозволяє визначати концентрацію декількох компонентів в суміші без їх розділення, а також концентрацію речовин в забарвлених і каламутних розчинах та в безводних середовищах.

Завдяки багатьом перевагам, потенціометричне титрування широко застосовується в клінічних, біохімічних, контрольно-аналітичних та санітарно-гігієнічних лабораторіях.

2. Електродні потенціали

Провідник (метал), занурений у розчин електроліту, називається електродом.

Схематично електрод записують так: Сu½ Cu²⁺, Ag ½Ag⁺

Різниця потенціалів (стрибок потенціалу), що виникає на межі поділу електрод – розчин, називається електродним потенціалом.

Величину електродного потенціалу можна розрахувати за рівнянням Нернста:

2,3× R ×T

Е = Е_о + ¾¾¾¾lg a (x)

n × F

де: R – газова стала, 8,31 Дж/моль К;

T – температура, в Кельвінах (К);

F – число Фарадея, 96 500 Кл/моль;

n – число електронів, які віддає атом металу;

а (х) – активність іонів металу в розчині;

Е_о – нормальний (стандартний) потенціал електрода;

при а(х) = 1 моль/л, Е_о = Е.

Для Т = 298 К:

0,059

Е = Е_о + ¾¾¾lg a (x)

n

Для виміру електродних потенціалів збирають гальванічний елемент – прилад, у якому енергія хімічної реакції безпосередньо перетворюється в електричну енергію. Він складається із двох електродів.

Електрод, потенціал якого визначають, називають електродом визначення. Інший електрод з відомим значенням електродного потенціалу називають електродом порівняння. Електрорушійна сила (ЕРС) гальванічного елемента дорівнює максимальній різниці електродних потенціалів: ЕРС = Е₂ – Е_1.

3. Класифікація електродів

Всі електроди ділять на 4 типи:

1. Електроди першого роду, оборотні відносно катіону чи аніону;

2. Електроди другого роду, оборотні відносно катіону та відносно аніону.

3. Іоннообмінні електроди.

4. Окисно-відновні електроди.

Електроди першого роду. Прикладом електроду першого роду,оборотного відносно катіону, будь-який метал у розчині своєї солі: Сu ½ Cu²⁺, Zn ½ Zn²⁺; Аg ½ Ag⁺, а також газові електроди: ½ Н₂½ Н⁺, ½ Сl₂½ Cl^-.

Електроди першого роду використовують як електроди визначення. Визначаючи потенціал такого електрода, можна розрахувати активність його іонів у розчині.

Електроди другого роду. Це метал, покритий шаром своєї важкорозчинної солі, який знаходиться у насиченому розчині цієї солі в присутності електроліту з одноіменним аніоном. Наприклад, хлорсрібний електрод: Ag ½AgCl, KCl, який використовують як електрод порівняння.

До електродів другого роду відносять також каломельний електрод Hg½ Hg₂Cl₂, KCl, який також використовують як електрод порівняння. оборотні відносно катіону та відносно аніону.

Іоннообмінні електроди. Іоннообмінний електрод складається з іоніту і розчину. Потенціал на межі поділу фаз виникає за рахунок іоннообмінних процесів між іонітом і розчином. Найважливішим представником є скляний електрод. На теперішній час він є найпоширенішим електродом визначення при вимірюванні рН розчинів.

Скляний електрод являє собою скляну трубку з кулькою на кінці. Усередину трубки наливають розчин НСl з певною С (Н⁺) і занурюють у нього допоміжний хлорсрібний електрод. Для виміру рН розчину кульку скляного електрода занурюють у досліджуваний розчин. Наявні в склі іони Н⁺ та іони лужних металів будуть обмінюватися в розчині з іонами гідрогену до встановлення рівноваги. На межі поділу скло – розчин на зовнішній і внутрішній поверхнях кульки виникає стрибок потенціалу, негативний на склі і позитивний у розчині.

Потенціал скляного електрода встановлюється миттєво, на показання електрода не впливає присутність окисників, відновників та інших речовин. За допомогою скляного електрода можна вимірювати рН від 0 до 12 (водневим – від 2 до 9). Недолік скляного електрода – це його крихкість і високий опір. Тому скляні електроди виготовляють зі спеціальних стекол з підвищеною електричною провідністю, а вимірювання проводять за допомогою підсилювачів.

До цієї групи відносять іонселективні електроди, за допомогою яких визначається вміст у розчині таких іонів, як Na⁺, K⁺, Ca²⁺, NO₃^-, Ag⁺, NH₄⁺, Cl^-, І^-, Вr^-, Pb²⁺ тощо.

В останні роки з’явилися модифіковані іонселективні електроди: ферментні, бактеріальні та імуноелектроди, які називають біологічними сенсорами і з допомогою яких визначають концентрацію органічних речовин.

Інтенсивне впровадження йонометрії у медико-біологічні дослідження зумовлене важливістю контролю водно-електролітного балансу та кислотно-основного стану організму та його окремих органів, а також необхідністю визначення складу лікарських препаратів, ферментів, фізіологічних розчинів, продуктів харчування, ґрунту, природних вод, атмосфери тощо.

Ще однією ділянкою застосування йонометрії є визначення компромісного, або змішаного потенціалу органів та тканин.

Окисно-відновні електроди. Окисно-відновним електродом називають електродом із інертного металу – платини, ірідію -, занурений у розчин, що містить окиснену і відновлену форми речовини.

Уявлення про окисно-відновні потенціали необхідні при вивченні окисно-відновних процесів в організмі. Біологічне окиснення є основним джерелом енергії в організмі. Цей процес має багатоступінчастий характер і може відбуватися шляхом перенесення електронів і протонів. Проте більшість біохімічних окисно-відновних реакцій відбувається за участю йонів Гідрогену.

4. Потенціометричне визначення pH

Контроль рН, також можливий на основі рН-метричної техніки. Контроль вмісту газів у крові – необхідні елементи наукового дослідження та лікування деяких захворювань. Потенціометричне вимірювання рН застосовують також для безперервного контролю кислотності під час хірургічних втручань, при діагностиці деяких шкірних захворювань, дослідження нових лікарських препаратів тощо. У наш час розроблені електродні системи, які застосовують для контролю кислотності безпосередньо у травній системі людини. Для цього у шлунок хворого вводять капсулу, що містить скляний та хлорсрібний мікроелектроди або їх комбінацію. Скляні електроди різної конструкції дають можливість вимірювати рН біологічних рідин, тканин та окремих клітин.

Важливим є визначення рН середовища у процесі виробництва лікарських препаратів. Наприклад, його величину необхідно контролювати у процесі виготовлення натрій цитрату, натрій сульфацилу, натрій бензоату, при виділенні норсульфазолу, морфіну, амідопірину тощо.

Найчастіше для визначення рН застосовують такі гальванічні кола: воднево-хлорсрібне, хінгідронно-хлорсрібне, хлоросрібно-скляне, скляне, стибієво-хлоросрібне.

Скляне коло застосовують для визначення рН різних рідких середовищ організму: шлункового соку, крові, плазми, слини, жовчі тощо.

Стибієвий електрод у медичній практиці знайшов застосування при вимірюванні рН вмісту шлунка, що змінюється в процесі травлення їжі.

ЛІТЕРАТУРА

1. Галяс В. Л., Колотницький А. Г. Фізична і колоїдна хімія. - Львів, 2003.- 453с.

2. Мороз А. С., Луцевич Д. Д., Яворська.Л. П. Медична хімія. - Вінниця: Нова Книга, 2006.-С. 488 - 562.

3. Мороз А. С., Ковальова А. Г. Фізична та колоїдна хімія: Навч. посібник.-Львів: Світ, 1994.- С. 3 - 29.

4. Медична хімія: Підр. Для вузів/ В. О. Калібабчук, Л. І. Грищенко, В. І. Галинська та ін.; Під ред. В. О. Калібабчук. – К.: Інтермед, 2006 – С. 185 – 205.

5. Садовнича Л. П., Хухрянський В. Г., Циганенко А. Я. Біофізична хімія.- К.: Вища школа, 1986.-217с.

6. Стрельцов О. А., Мельничук Д. О., Снітинський В. В. Фізична і колоїдна хімія.-Львів: Ліга-Прес, 2003.- 443 с.

7. Щукин Е.Д., Перцов А. В., Алимина Е. А. Колоидная зимия. – М.: Высшая школа, 2004. – 446 с.

8. Уильямс В., Уильямс Х. Физическая химия для биологов. – М.: Мир, 1976. – 600 с.

Дата добавления: 2014-01-15