- •10.Применение второго начала тд к живым организмам. Математическое выражение 2 начала тд для открытых систем.
- •11. Энергия Гиббса как функция состояния системы и критерий направленности процесса.
- •14.Закон действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия, способы ее выражения. Прогнозирование смещения химического равновесия.
- •18. Понятие о стационарном состоянии живого организма, его характеристики. Сходство и отличие стационарного состояния от химического равновесия. Гомеостаз и адаптация организма.
- •20. Концентрация растворов, способы ее выражения. Массовая доля, молярная концентрация, моляльная концентрация, молярная концентрация эквивалента, молярная доля и титр.
- •22.Насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные растворы. Растворимость, единицы ее измерения. Влияние температуры на процесс растворения твердых, жидких и газообразных веществ
- •23.Законы Генри, Дальтона, Сеченова. Применение этих законов при лечении кессонной болезни, лечении в барокамере и исследовании электролитного состава крови.
- •34. Буферная емкость. Влияние добавления или щелочи на pH среды буферных систем. Буферная емкость по кислоте(Ва) и по щелочи(Вв). Факторы, определяющие буферную емкость.
- •35. Буферные системы крови. Бикарбонатная, фосфатная, белковая и гемоглобиновая буферные системы. Их состав, механизм действия в присутствии кислот и щелочей.
- •36. Нарушение кислотно-щелочного равновесия. Ацидоз, алкалоз. Способы их устранения.
- •39. Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс.
- •41. Кинетическое уравнение реакции второго порядка. Расчет константы скорости для реакций второго порядка. Период полураспада для реакций второго порядка. Понятие о фармакокинетике.
- •42. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
- •43. Теория активных соударений Аррениуса. Энергия активации. Уравнение Аррениуса в экспоненциальном и дифференциальном виде. Связь величины энергии активации со скоростью реакции.
- •44. Понятие о теории переходного состояния. Катализ и катализаторы. Механизм действия гомогенного катализа.
- •45. Биологические катализаторы – ферменты. Особенности ферментативного катализа. Уравнение
- •46. Комплексные соединения. Состав и строение, исходя из теории лигандообменных равновесий а. Вернера.
- •48. Внутрикомплексные соединения. Строение и типы связей в молекуле внутрикомплексных соединений.
- •51. Устойчивость комплексных соединений. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константы нестойкости и устойчивости комплекса. Константы устойчивости комплексных соединений.
- •52. Биогенные элементы. Органогенные элементы и их роль в живой клетке. Металлы жизни.
- •56. Химия элементов d-блока. Электронные структуры атомов и катионов. Наиболее важные биогенные элементы d-блока.
- •71. Адсорбция. Понятие адсорбента и адсорбтива. Адсорбционная система типа жидкость-жидкость. Уравнение Гиббса для расчета адсорбции, его анализ. Изотерма адсорбции. Строение адсорбционного слоя.
- •73. Дисперсные системы. Классификация по степени дисперсности и агрегатному состоянию. Особенности коллоидного состояния. Условия и методы получения коллоидных растворов.
- •74. Методы очистки коллоидных растворов. Фильтрация, ультрафильтрация, диализ. Электродиализ. Вивидиализ. Принцип работы искусственной почки.
- •75. Электрокинетические явления. Электрофорез и Электроосмос. Строение коллоидной частицы. Мицелла, гранула, адсорбционный и диффузный слой. Стабилизация структуры мицеллы.
- •76. Устойчевость коллоидных систем. Агрегативная и кинетическая устойчевость коллоидных систем. Явление коагуляции.
1.место химии в формировании представлений о строении и законах функционирования различных систем человеческого организма. Связь химии с биологией, медициной и формацией. Основные этапы развития химии. Вклад отечественных ученых в развитие общей химии.
Отличительная черта современной медицины - активное внедрение достижений химии в теорию и практику исследования функций живого организма. Поэтому особую роль приобретают знания основ биофизической химии и свойств биогенных элементов, которые служат фундаментом при последующем изучении биоорганической и биологической химии, фармакологии, физиологии, гистологии, санитарии и гигиены, анестезиологии.
Химия-наука о составе, строении, свойствах, превращениях веществ и явлениях, их сопровождающих.
На границе биологии, неорганической и биологической химии появилась новая наука – бионеорганическая химия, задачей которой является изучение химических процессов, протекающих в клетках живых организмов при участии соединений биогенных элементов.
Исключительно велико значение химии в биологии и медицине. В организме реализуется около миллиона процессов. Каждый из них представляет собой совокупность различных химических превращений. В любой клетке человеческого организма могут протекать тысячи химических реакций. В конечном счете, разнообразные биологические функции живых организмов определяются теми или иными химическими реакциями.
Например, энергетические потребности обеспечиваются главным образом реакцией биоокисления глюкозы, лежащей в основе клеточного дыхания:
С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О
В свою очередь внешнее дыхание высших животных, обеспечивающее доставку кислорода к клеткам, определяется реакцией белка – гемоглобина Hbс кислородом воздуха:
Hb+O2HbO2
Непрочный комплекс- оксигемоглобин является переносчиком кислорода. Недостаток гемоглобина будет вести к кислородному голоданию и тяжелому заболеванию-анемии. Чтобы вылечить больного анемией, необходимо стимулировать синтез гемоглобина в организме.
Понимание химических процессов, лежащих в основе болезни, помогает направленному поиску способов лечения. Поэтому лучшие врачи всегда уделяли внимание химическим вопросам медицины.
Основоположник медицинского направления в химии – швейцарский врач Т. Парацельс (1493-1591) . он писал, что цель химии состоит не в изготовлении золота и серебра, а в изготовлении лекарств. По Парацельсу, все материальное состоит из трех начал элементов, находящихся в разных соотношениях: соли (тела), ртути (души) и серы (духа). При недостатке одного из этих элементов в организме возникают болезни, которые нужно лечить, вводя элемент в организм. Парацельс впервые успешно стал применять для лечения больных неорганические вещества. Это побудило многих врачей к изучению химии. Так химия получила мощный толчок к дальнейшему развитию, найдя широкое практическое применение. Этот период в развитии химии и медицины (XVI-XVIIIвв.) известен под названием ятрохимии (от греч.Iatros– врач).
В начале 18 века немецкий химик и врач Г.Э.Шталь (1659-1734) предложил теорию флогистона, которая более полувека пользовалась всеобщим признанием. По этой теории предполагалось, что во всех телах имеется особое вещество - «флогистон», удаляющееся из них при горении или окислении. Сначала эта теория позволила обобщить многие экспериментальные факты и ускорила развитие химии, но затем стала препятствием для дальнейшего развития, так как исходное предположение оказалось неверным.
Шведский фармацевт К.В.Шееле (1742-1786), еще, будучи помощником аптекаря, открыл кислоты растительного и животного происхождения, в том числе винную, лимонную, яблочную, молочную, мочевую. Наиболее важные его открытия – получение кислорода и азота.
В 19 веке исследования, проведенные немецким врачом Ю.Р.Майером (1814-1878) и английским ученым Д.Джоулем (1818-1889), показали, что теплота и работа могут взаимно превращаться и являются двумя различными способами передачи энергии.
Ю.Р.Майеру принадлежит приоритет в открытии первого начала термодинамики. Работая судовым врачом на корабле, направляющемся из Европы на остров Яву, Майер обратил внимание, что венозная кровь моряков в тропиках и местных жителей – яванцев имеет более светлую окраску, чем окраска крови пациентов в Германии. Он объяснил эти различия тем, что в венах обитателей тропиков остается больше кислорода и, соответственно, больше оксигемоглобина, чем у людей, живущих в холодных климатических условиях. На основании таких наблюдений Майер пришел к выводу, что теплота сгорания пищи расходуется на поддержание постоянной температуры тела и на выполнение мускульной работы.
В результате работ выдающегося французского биолога Луи Пастера (1822-1895) были усовершенствованы промышленные процессы брожения (биотехнология). Созданный им метод стерилизации обеспечивает обеззараживание лекарственных средств и медицинских инструментов.
Из 109 научных работ крупнейшего русского врача-физиолога И.М.Сеченова (1829-1905) 40 посвящены применению методов физической химии в медицине. Опираясь на данные физико-химических методов исследования, он детально объяснил, как переносится углерод диоксид из тканей в кровь и далее в легкие. Сеченов может по праву считаться основателем физико-химической медицины.
П.Эрлих - применил в медицине синтезированные им соединения в качестве лекарственных средств.
Л.Полинг - строение полипептидов, в том числе фибриллярных белков, из которых состоят соединительные и покровные ткани.
Дж.Уотсон и Ф.Крик – описали вторичную структуру ДНК, описав ее в виде двойной спирали.
Ф.Сенгер – исследование строения индивидуальных белков, строение генов-носителей наследственной информации в организмах.
Большинство лекарственных препаратов синтезировано химиками. Полезный эффект врачебной деятельности на 70 % определяется наличием лекарств и развитием науки о лекарствах – фармации. Например, детская смертность от тифа с открытием антибиотиков снизилась с 50 до 2 %, а смертность от туберкулеза за последние 30 лет уменьшилась примерно на 80 %.
Достижения химии используют не только в терапевтической деятельности, но и в хирургии. Это новые химические препараты, обладающие антимикробной, противоожоговой, противовоспалительной активностью, перевязочные средства, клеи для лечения ран, различные искусственные органы и детали из пластмасс: артерии, зубы, костные пластины, носовой хрящ, оболочки нервов, суставы крупные и мелкие. Применяя эти материалы хирург должен учитывать характер их взаимодействия с организмом.
В клинической медицине широко применяют с целью диагностики и профилактики методы качественного и количественного анализов различных веществ в биожидкостях : моче, крови, желудочном соке. С помощью химических методов проводится анализ окружающей среды : воздуха, почвы, питьевых и сточных вод. Такие анализы имеют первостепенное значение для санитарной и гигиенической оценки условий жизни и труда.
Таким образом, применение химии в медицине подчеркивает мудрость мысли великого русского ученого М.В.Ломоносова, который говорил, что медик без довольного познания химии совершенен, быть не может.
2.химическая термодинамика. Основные понятия термодинамики. Открытые, закрытые и изолированные системы. Экстенсивные и интенсивные параметры состояния системы.
Термодинамика– наука о взаимопревращениях теплоты и энергии.
ТД системойназывается любой объект природы, состоящий из достаточно большого числа молекул (структурных единиц) и отделенный от других объектов природы реальной или воображаемой граничной поверхностью (границей раздела)
Объекты природы, не входящие в систему, называются средой.
Под состояниемпонимают совокупность свойств системы, позволяющих определить систему с точки зрения ТД. Состояние системы называетсяравновесным, если все свойства остаются постоянными в течение как угодно большого промежутка времени и в системе отсутствуют потоки вещества и энергии. Если свойства системы постоянны во времени, но имеются потоки вещества и энергии, состояние называетсястационарным.
В ТД для определения изменения энергии системы в тех или иных условиях применяют различные энергетические характеристики, называемые термодинамическими функциями состояния
Системы по характеру обмена веществом и энергией с окружающей средой:
Изолированнойсистемой называется такая система, которая не обменивается со средой ни веществом, ни энергией (∆m=0, ∆E=0)
Закрытой системой называется такая система, которая не обменивается со средой веществом, но может обмениваться энергией (∆m=0 , ∆E≠0)
Открытой системой называется такая система, которая может обмениваться со средой, как веществом, так и энергией(∆m≠0 , ∆E≠0) например живая клетка.
Экстенсивные параметры:m,E, ∆H,V
Интенсивные параметры (не зависящие от количества вещества):t,P, ρ.
3. внутренняя энергия. Работа и теплота – две формы передачи энергии. Параметры состояния системы.
Внутренняя энергиясистемы представляет собой сумму энергий теплового движения молекул и энергии взаимодействия между ними.
В биологических системах теплотаобычно отдается системой во внешнюю среду, аработасовершается системой за счет убыли внутренней энергии.
Экстенсивные параметры:m,E, ∆H,V
Интенсивные параметры (не зависящие от количества вещества):t,P, ρ.
4.первое начало ТД. Известные формулировки 1 начала ТД. Изохорные и изобарные процессы.
первое начало ТД: Тепло, подведенное или отданное системе, расходуется на изменениевнутренней энергии и работы, совершаемой над системой
Q= ∆U+W
Формулировки:
1.в любой изолированной системе запас энергии остается постоянным
2.разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных количествах
3.вечный двигатель первого рода не возможен, т.е. не возможно построить машину, которая давала бы механическую работу, не затрачивая на это соответствующее количество энергии.
Изохорный процесс- процесс, протекающий при постоянном объеме.
V = const
Q= ∆U + W
W = P ∆V если ∆V = 0 W = 0 Qv = ∆U
Qv- изохорный процесс
Изобарный процесс- процесс, протекающий при постоянном давлении
Р = const
QP = ∆U + P ∆V = (U2 + P V2) - (U2 + P V1) = H2 – H1 = ∆H H = U +P V
5.энтальпия как функция состояния системы. Эндотермические и экзотермические процессы. Первое начало ТД для изобарных процессов.
Энтальпия- функция состояния системы, характеризующая теплосодержание системы.
первое начало ТД: Тепло, подведенное или отданное системе, расходуется на изменение внутренней энергии и работы, совершаемой над системой
Q= ∆U+W
Изобарный процесс- процесс, протекающий при постоянном давлении
Р = const
QP= ∆U+P∆V= (U2 +PV2) - (U2 +PV1) =H2–H1 = ∆HH=U+PV
[∆H] = [кДж/моль]
Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы (∆H< 0) и во внешнюю среду выделяется теплота, называютсяэкзотермическими.
Реакции, в результате которых энтальпия возрастает (∆H> 0) и система поглощает теплотуQP извне, называютсяэндотермическими.
Если ∆H> 0 реакция эндотермическая
Если ∆H< 0 реакция экзотермическая
6.закон Гесса. Термохимические расчеты и их использование для энергетическойхарактеристики химических и биохимических процессов. Стандартная энтальпия образования, стандартная энтальпия сгорания. Следствия из закона Гесса. Энергетическая ценность пищевых продуктов, обоснование рационов питания.
Закон Гесса: приращение энтальпии при образовании заданных продуктов из данных реагентов при постоянном давлении не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты.
При термохимических расчетах чаще применяется не сам закон, а его следствие. Для реакции, представленной в общем виде nAA+nBB=ncC+nDDследствие запишется с помощью равенства:
∆Hр-я = (nc∆Hc+nD∆HD) – (nA∆HA + nB∆HB)
Формулируется: энтальпия реакции равна алгебраической сумме энтальпий образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов.
Потребность в калориях человека рассчитывается по следующим признакам: интенсивность труда, возраст, пол, потребность в белках, жирах, углеводах.
Стандартная теплота образования при 298 К и 1 атм
1 следствие из закона Гесса:
∆Hобр = ∑n∆H298 пр.р. - ∑n∆H298 исх.в.
2 следствие из закона Гесса:
∆Hсг = ∑n∆H298 исх.в. - ∑n∆H298 пр.р.
7. применение первого начала ТД к биосистемам
На основе 1го начала ТД с помощью несложных расчетов можно получить важные сведения о процессах обмена веществ и энергии в организме.
8.второе начало ТД. Формулировка. Критерии направленности процесса. Вклад С.Карно и Р.Клаузиуса в развитие 2го начала ТД.
2ое начало ТД показывает направление реакции и направленность превращения энергии.
Первооткрыватель 2го начала термодинамики – Карно – исследовал превращение теплоты в работу и сделал вывод, что в тепловых машинах количество теплоты, полученное от источника тепла, не может полностью переходить в работу, а часть ее отдается холодильнику.
Схема передачи теплоты:
Теплоисточник Т1
Q1
Рабочее тело
Q2
Холодильник Т2
W = Q1 – Q2
η = (Q1 – Q2) \ Q1 = W / Q1 η = (Т1 – Т2) / Т1
КПД тепловой машины не зависит от природы рабочего тела, а определяется интервалом температур
2 закон ТД (Клаузиус):
*теплота не может самопроизвольно переходить от более холодного тела к более нагретому.
(Томсон)
*вечный двигатель 2го рода, в котором вся теплота, сообщаемая системе, переходит в работу, не возможен.
∆Hи ∆Sне могут служить полным критерием направленности процесса, так как есть много реакций, протекающих самопроизвольно с ∆H> 0 и уменьшениемS, более того ∆Sкак критерий направленности процесса ограничивается только в изолированных системах.
∆Gкак критерий направленности процесса является таким же свойством системы как внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.
9.энтропия как функция состояния системы. Критерии самопроизвольно протекающего процесса в изолированной системе. Связь энтропии с вероятностью состояния системы (уравнение Л.Больцмана)
Протекание самопроизвольного процесса в изолированной системе сопровождается рассеиванием тепловой энергии, для количественной характеристики этого явления Клаузиус ввел термодинамическую функцию, называемую энтропией S
S = f(Q)
Энтропия- функция состояния системы, приращение которой ∆Sравно минимальной теплоте, подведенной к системе в обратном изотермическом процессе, деленном на абсолютную температуру, при которой осуществляется данный процесс.
∆S=Q \ T
[∆S] = Дж/моль К [S] = Дж / К
∆Sне зависти от пути процесса и относится к экстенсивному свойству систем
Только часть теплоты идет на совершение работы, другая часть является обесцененной, она не может быть превращена в работу, поэтому она рассеивается.
Энтропия – мера обесцененной энергии
T∆S=Q
Из 2 начала ТД следует, что условием самопроизвольного протекания необратимых процессов в изолированной системе является возрастание энтропии. В случае равновесия энтропия системы постоянна
Уравнение Больцмана (физический смысл энтропии):
S=kℓnώ
k- постоянная Больцмана, = 1,38∙ 10-23 Дж / К
ώ- термодинамическая вероятность, показывающая число микросостояний, отвечающих данному макросостоянию
макросостояние - свойство вещества, которое можно измерить (Т, р и т.д.)
число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние, называется вероятностью ώ.
Чем больше неупорядоченность системы, тем больше энтропия.
Энтропия возрастает при переходе вещества их кристаллического в жидкое состояние, а из жидкого в газ
Энтропия- мера беспорядоченности системы, вместе с тем энтропия является не только мерой обесцененной энергии, но и силой, движущей процесс, без энтропии все реакции достигли бы равновесия.
10.Применение второго начала тд к живым организмам. Математическое выражение 2 начала тд для открытых систем.
У живых организмов, которые изучаются в единстве с окружающей средой, полное приращение энтропии не может быть отрицательным, оно должно иметь знак «+» либо = 0. нарушение экологии среды (кислотные дожди) изменяют данную зависимость, что ведет к нарушению протекания биохимических процессов.
2ой закон ТД для открытых систем:
∆S / ∆t = ∆Si / ∆t + ∆Se / ∆t
∆S/ ∆t– прирост энтропии в единицу времени
∆Si/ ∆t– интенсивность увеличения энтропии в живых организмах, связанных с химическими реакциями; всегда положительная величина
∆Se/ ∆t– изменение энтропии внутри организма, которое происходит не только за счет химических реакций, но и вследствие обмена энтропией между системой и окружающей средой, может быть как положительным, так и отрицательным.
11. Энергия Гиббса как функция состояния системы и критерий направленности процесса.
∆G0– функция состояния системы. Получила свое название в честь американского ученого Гиббса
∆Gкак критерий направленности процесса является таким же свойством системы как внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.
Изменение энергии Гиббса не зависит от пути процесса, приводят при постоянном давлении и температуре.
Условие: ∆Gр,Т<0 то реакция осуществима в прямом направлении
∆Gр,Т>0 то реакция не осуществима в прямом направлении
∆Gр,Т= 0 – система в равновесии
12.математическое уравнение, связывающее изменение энергии Гиббса (∆G) с энтальпией и энтропией. Расчет ∆G по первому следствию закона Гесса. Экзергонические и эндергонические реакции в живых организмах. Понятие о сопряженных процессах. Коэффициент полезного действия биохимических процессов.
∆Gсвязана с ∆Hи ∆Sследующим уравнением:
Уравнение Гиббса:
∆G0 = ∆H0- Т∆S0
∆H0 - энтальпийный фактор
Т∆S0– энропийный фактор
∆G0<0
а. Если ∆H0<0, ∆S0>0 (например, реакция окисления глюкозы)
б. Если ∆H0>0, ∆S0>0 (при высоких температурах, например, денатурация белка)
2) ∆G0>0, если ∆H0<0, ∆S0<0 (при очень низких температурах и малом энтропийном приращении, например, реакции гидратации белков и ряда солей)
Закон Гесса для энергии Гиббса:
Изменение энергии Гиббса при образовании заданных продуктов из данных реагентов при постоянном давлении и температуре не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты.
Следствие:
Энергия Гиббса реакции равна алгебраической сумме энергий Гиббса образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энергий Гиббса образования стехиометрического количества реагентов:
∆Gр = (nc∆Gc+nD∆GD) – (nA∆GA + nB∆GB)
Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энергии Гиббса системы и совершается работа, называются экзергоническими.
Реакции, в результате которых энергия Гиббса возрастает и над системой совершается работа, называются эндергоническими.
Такие реакции не проходят самопроизвольно, но они могут быть сопряжены с реакциями, идущими с уменьшением ∆G(реакция окисления глюкозы проходит в 9 стадий).
Говоря об энергии биохимических процессов, стоит отметить высокий КПД, это есть особенность живого организма, хотя КПД механических машин не более 20.
13.обратимые и необратимые по направлению химические реакции. Условия возникновения химического равновесия. Химический потенциал. Математическое выражение химического потенциала.
Обратимые- реакции, которые при данных внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.
Необратимые– реакции, которые протекают до конца, до полого израсходования одного из реагирующих веществ.
Условия, определяющие химическое равновесие:
υ1=υ2; ∆G= 0
υ
график изменения скорости в прямой и обратной реакции
с течением времени
t
Химическим потенциаломвещества Х заданной системе называется величина, определяющаяся изменением энергии Гиббса, приходящаяся на 1 моль данного вещества при заданных условиях.
μ(Х) =G(X) / n(X)
μ(Х) – химический потенциал вещества Х, Дж/моль
G(X) – энергия Гиббса вещества Х в системе, Дж
n(X) – количество вещества Х в системе, моль
Если вещество Х находится в растворе, о химический потенциал зависит от концентрации и природы растворителя, эта зависимость носит логарифмический характер и имеет следующий вид:
μ(Х) =μ0(Х) +RTlnC(X)
μ0(Х) – стандартный химический потенциал вещества Х, Дж/моль
ln– натуральный логарифм (е = 2,72)
C(X) – концентрация вещества Х, моль/л