СОДЕРЖАНИЕ ЛЕКЦИОННОГО КУРСА

ЛЕКЦИЯ 1. ЦЕЛЬ И ЗАДАЧИ КУРСА В МЕДИЦИНСКОМ ВУЗе.

Место химии в системе естественных наук. Роль химии в подготовке врача. Цели курса. Разделы химии, изучаемые в курсе общей химии (неорганическая, аналитическая, физическая и коллоидная химия). Основные модули курса и их взаимосвязь.

ЛЕКЦИЯ 2. КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

Классификация как способ изучения многообразия химических реакций. Классификационные признаки. Природа переносимых частиц - основа одного из типов классификации. Типы химических взаимодействий. Ознакомление с другими типами классификации: термодинамической и кинетической.

ЛЕКЦИЯ 3. ВВЕДЕНИЕ В ХИМИЧЕСКУЮ ТЕРМОДИНАМИКУ.

Основные понятия и определения химической термодинамики. Термодинамическая система (системы изолированные, закрытые и открытые). Фаза. Системы гомогенные и гетерогенные. Интенсивные и экстенсивные параметры. Уравнения состояния. Термодинамические процессы (изотермические, изобарные, изохорные, адиабатные, циклические). Функция состояния.

Внутренняя энергия. Работа и теплота две формы передачи энергии; система знаков. Теплота химической реакции. Первое начало термодинамики. Применение первого начала термодинамики к биосистемам. Теплота изохорного и изобарного процессов. Энтальпия. Представление о стандартном состоянии. Стандартная энтальпия реакции.

Закон Гесса. Стандартная теплота образования, стандартная теплота сгорания. Следствия из закона Гесса. Термохимические расчеты - основа, оценки калорийности продуктов питания и составления рациональных и лечебных диет.

Лекция 4. Применение законов химической термодинамики в медицине и биологии.

Самопроизвольные и не самопроизвольные процессы. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Соотношение между работой обратимого и необратимого процесса, Максимально полезная работа.

Второе начало термодинамики: эквивалентные формулировки. Энтропия. Вывод второго начала термодинамики. Стандартная энтропия. Расчет изменения энтропии многостадийного процесса, химической реакции. Статистическая природа второго начала термодинамики. Уравнение Больцмана, термодинамическая вероятность.

Критерий направления и глубины протекания процессов в изолированных системах.

Энергия Гиббса. Объединенное выражение для первого и второго начал термодинамики. Влияние энтальпийного и энтропийного факторов на возможность самопроизвольного протекания процессов. Принцип энергетического сопряжения в живых системах: реакции экзергонические и эндергонические. Стандартная энергия Гиббса. Расчет изменения энергии Гиббса в ходе химической реакции.

Лекция 5. Введение в химическую кинетику.

Химическая кинетика как раздел химии, изучающий скорости реакций, их механизмы и зависимость скорости от различных факторов.

Основные понятия: скорость реакции средняя скорость, истинная скорость. Классификации реакций, использующихся в кинетике: реакции гомогенные и гетерогенные; изолированные и симультанные (параллельные, сопряженные, последовательные, цепные). Скорость последовательной и параллельной реакции.

Зависимость скорости реакции от различных факторов. Константа скорости химической реакции. Период полупревращения.

Понятие об элементарном акте химической реакции. Молекулярность элементарного акта. Порядок реакции. Кинетические уравнения реакций нулевого, первого и второго порядков (при условии равенства концентраций исходных реагентов). Определение порядка реакции.

Лекция 6. Применение химической кинетики в медицине и биологии.

Зависимость скорости реакции от температуры. Особенности применения правила Вант-Гоффа к биохимическим реакциям.

Теория активных соударений Аррениуса. Энергия активации. Энергетический профиль реакции. Уравнение Аррениуса в экспоненциальной и интегральной форме. Понятие о стерическом факторе.

Катализ. Виды катализа: гомогенный, гетерогенный. Энергетический профиль катализируемой реакции. Кислотно-основной катализ.

Ферментативная кинетика. Особенности действия ферментов: высокая активность, высокая специфичность (представление о теории вынужденного соответствия), регулируемая активность (обратная связь), высокая чувствительность к условиям (температуре, рН).

Изменение порядка катализируемой реакции при увеличении концентрации субстрата. Кинетика реакций нулевого порядка. Уравнение Михаэлиса - Ментен, его анализ.

ЛЕКЦИЯ 7. УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ: КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА.

Роль растворов в жизнедеятельности. Растворы жидкие, газообразные, твердые. Понятие об идеальном растворе. Термодинамика процесса растворения. Закон Рауля (вывод). Ограничения применения закона Рауля. Следствия из закона Рауля: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем.

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Понятие об осмотическом гомеостазе. Экзоосмос и эндоосмос. Гипо-, гипер-, и изотонические растворы.

ЛЕКЦИЯ 8. УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ: ТЕОРИЯ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Отклонения от закона Рауля для растворов электролитов. Изотонический коэффициент.

Активность. Коэффициент активности. Ионная сила. Представление о теории Дебая - Хюккеля, зависимость коэффициента активности от ионной силы. Ионная сила крови и других биологических жидкостей. Понятие об электролитном гомеостазе. Осмотические явления в растворах электролитов. Осмоляльность и осмолярность.

Сильные и слабые электролиты. Константа ионизации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда (вывод).

ЛЕКЦИЯ 9. УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ: ТЕОРИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ.

Ограниченность классических представлений о кислотах и основаниях (Аррениус). Возникновение теории Бренстеда - Лоури (протолитической теории) и теории Льюиса. Создание более общих теорий (Усанович).

Основные определения протолитической теории: кислота, основание, кислотно-основные сопряженные пары. Роль растворителя в проявлении кислотно-основных свойств. Автопротолиз. Константа автопротолиза воды. Выбор стандартного растворителя. Водородный показатель pН. Ионизация кислот и оснований в стандартном растворителе. Константы кислотности и основности, силовые показатели. Амфолиты, изоэлектрическая точка. Гидролиз с точки зрения протолитической теории.

Формулы для расчета рН различных протолитических систем: растворов слабых кислот и оснований, сильных кислот и оснований, гидролизующихся солей. Механизм действия кислотно-основных индикаторов.

ЛЕКЦИЯ 10. ОБЩАЯ ТЕОРИЯ ПРОТОЛИТИЧЕСКИХ РАВНОВЕСИЙ И ПРОЦЕССОВ.

Понятие об изолированном и совмещенном протолитическом равновесии. Протолитические буферные системы. Классификация буферных систем.

Протолитические процессы: механизм действия буферных систем. Уравнение буферной системы. Количественные характеристики буферных систем: значение рН, зона буферного действия, буферная емкость. Зависимость буферной емкости от различных факторов.

ЛЕКЦИЯ 11. ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ В ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ.

Буферные системы крови. Буферные системы плазмы и эритроцитов. Краткая характеристика гидрокарбонатной, фосфатной, гемоглобиновой, белковой и аминокислотной систем. Сравнительная буферная емкость различных систем.

Понятие о кислотно-основном состоянии организма. Неразрывная связь между поддержанием постоянства рН, электролитного баланса и осмотического давления. Механизмы поддержания постоянства рН: физико-химические (буферное действие, ионный обмен, диффузия) и физиологические. Взаимодействие буферных систем крови.

Понятие о нарушении кислотно-основного состояния организма: ацидоз и алкалоз; ацидимия и алкалимия.