Obschaya_khimia_-_lektsii

МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ

БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

КАФЕДРА ОБЩЕЙ ХИМИИ

Е. В. БАРКОВСКИЙ, С. В. ТКАЧЕВ

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Курс лекций

Минск БГМУ 2009

УДК 54 (042.4) ББК 24.1. я 73 Б 25

Рекомендовано Научно-методическим советом университета в качестве курса лекций 29.10.2008 г., протокол № 2

Авторы: проф. Е. В. Барковский, доц. С. В. Ткачёв

Рецензенты: доц. О. Н. Ринейская, проф. В. К. Кухта

Барковский, Е. В.

Б 25 Общая химия : курс лекций / Е. В. Барковский, С. В. Ткачёв. – Минск : БГМУ, 2009. – 132 с.

ISBN 978-985-462-996-4.

Издание содержит 18 лекций по курсу общей химии, читаемого иностранным студентам 1-го курса медицинского факультета. Может быть использовано при подготовке к экзамену также и студентами 1-го курса лечебного, педиатрического, медико-профилактического и стоматологического факультетов.

	УДК 54 (042.4)
	ББК 24.1 я 73
ISBN 978-985-462-996-4	© Оформление. Белорусский государственный
	медицинский университет, 2009

2

Предисловие

Качество подготовки врачей существенно зависит от уровня их образования в области фундаментальных наук: биологии, химии и физики. Роль и место химии в системе естественнонаучных дисциплин определяется тем, что врачу в большей или меньшей степени приходится иметь дело с веществами и их растворами. Не зная начальных сведений из курса общей химии, нельзя успешно освоить материал биоорганической химии, биологической химии, нормальной и патологической физиологии, гистологии, фармакологии и других медико-биологических дисциплин.

Издание написано на основе лекций, читаемых для иностранных студентов первого курса со времени образования медицинского факультета в Белорусском государственном медицинском университете. Содержание лекций, по существу, представляет собой введение в основные разделы программного материала по общей, биофизической и коллоидной химии. Лекции знакомят студентов с основами учения о строении вещества, основными понятиями и законами химической термодинамики и кинетики; уделено большое внимание электрохимическим процессам и процессам, происходящим на границе раздела фаз. Все лекции имеют медикобиологическую направленность, в каждой лекции подчеркивается значимость темы для будущего врача.

Авторы надеются, что данный курс лекций по общей химии будет с интересом встречен иностранными студентами и в значительной степени облегчит им изучение программных вопросов по общей химии.

3

Лекция 1 Предмет и задачи химии. Роль химии в развитии медицинской науки

и практического здравоохранения. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики.

Первый закон термодинамики. Термохимия

Предмет и задачи химии. Химия — это наука о веществах, их свойствах, превращениях и явлениях, которые сопровождают эти превращения.

Химия имеет две основные задачи. Первая задача — это умение различать вещества по их физическим и химическим свойствам, а иногда по физиологическому действию на живой организм. Вторая задача – получение различных веществ, которых в природе нет. К ним относятся полимеры, некоторые минеральные удобрения, лекарственные соединения.

Роль химии в развитии медицинской науки и практического здравоохранения. Большое количество различных химических веществ из окружающей среды попадает в организм человека. Действие этих веществ оказывает влияние на организм в течение всей его жизни и может передаваться по наследству от поколения к поколению. Знание возможных последствий воздействия различного рода химических соединений на здоровье человека становится необходимым для будущего врача.

Связь между химией и медициной наблюдается на протяжении всей истории накопления химических и медицинских знаний. В 50-е годы XX в. на границе химии, биологии и медицины возникли такие новые дисциплины как бионеорганическая химия и биофизическая.

Бионеорганическая химия изучает роль химических элементов в разных процессах здорового и больного организма. В настоящее время все больше появляется данных о связи между содержанием в организме ионов металлов и возникновением и развитием раковых и сердечно-сосудистых заболеваний.

Биофизическая химия изучает физико-химические процессы обмена веществ (или процессов жизнедеятельности). Основу биофизической химии составляет биологическая термодинамика (наука о трансформации энергии в живых организмах) и общая кинетика биохимических процессов (учение о скоростях и механизмах биохимических реакций).

Бионеорганическая химия и биофизическая химия изучаются на кафедре общей химии Белорусского государственного медицинского университета (БГМУ).

Для прогресса медицины необходимо изучение молекулярных основ жизни на базе химии и физики. Результаты этих знаний позволяют понять природу различных заболеваний, которые представляют разнообразные отклонения от протекающих в организме химических реакций.

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

4

Наука, которая изучает трансформацию энергии в живых организмах, называется биоэнергетикой. Теоретическую основу биоэнергетики представляет химическая термодинамика. Биоэнергетику изучают как раздел биохимии.

Термодинамика — это наука о взаимных превращениях различных видов энергии в друг друга, а также о формах передачи энергии в виде теплоты и работы.

Задачи химической термодинамики:

1.Установление энергетических эффектов химических и физикохимических процессов (тепловые эффекты химических реакций).

2.Установление возможности самопроизвольного протекания химических процессов.

3.Установление условий равновесного состояния термодинамических процессов.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

Термодинамическая система — это тело или совокупность тел, ограниченных от окружающей среды мысленно или реально существующими границами. Примеры термодинамических систем: газ в сосуде, клетка, растение, орган.

Типы термодинамических систем:

1.Изолированные системы. Такие системы не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией. В природе таких систем нет: это плод научной фантазии.

2.Закрытые системы. Эти системы обмениваются с окружающей средой энергией, но не веществом. Например: электролампочка, герметически закрытый сосуд с теплопроводящими стенками.

3.Открытые системы. Такие системы обмениваются с окружающей средой веществом и энергией. Например: живые организмы.

По составу системы разделяются на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные системы однофазные, не имеют поверхности раздела. Все части системы имеют одинаковые химические и физические свойства. Например: воздух (смесь газов), истинные растворы. Гетерогенные системы многофазные, неоднородные, имеют поверхность раздела. Например: лед

вводе, жидкость и пар.

Фаза— это частьсистемысодинаковыми физическимии химическими свойствами. Например: система«лед–вода». Одна фазалед, другая— вода.

Состояние системы, стандартное состояние. Состояние системы

определяется совокупностью ее физических и химических свойств. Если свойства изменяются, то изменяется и состояние системы; если же свойства системы не изменяются со временем, то система находится в состоянии равновесия.

5

Для сравнения свойств термодинамических систем необходимо точно указать их состояние. С этой целью введено понятие стандартное состояние, за которое для индивидуальной жидкости или твердого тела принимается такое физическое состояние, в котором они наиболее устойчивы при давлении в 1 атм (101 315 Па) и определенной постоянной температуре Т.

Температура может быть любой постоянной, но чаще всего это 298К. Для твердых веществ наиболее устойчивым состоянием при давлении 101,325 кПа и температуре 298К является кристаллическое, которое и принимается за стандартное. Для газов и паров стандартное состояние — это гипотетическое состояние, в котором газ при давлении в 101,325 кПа подчиняется законам идеальных газов при данной температуре.

Величины, которые относятся к стандартному состоянию, пишутся с индексом «о» вверху и температурой внизу. Например: Н0298

Термодинамические параметры состояния системы. Все величи-

ны, характеризующие то или иное макроскопическое состояние системы, называются термодинамическими параметрами. Различают независимые (основные) и зависимые термодинамические параметры. Независимые термодинамические параметры можно измерить. Это температура, давление, масса, объем, плотность. Зависимые термодинамические параметры нельзя измерить, так как они зависят от остальных параметров. Например, внутренняя энергия (U) зависит от температуры, концентрации и т. д. Зависимые термодинамические параметры называют функциями состояния системы. Это название введено для того, чтобы отличить свойства системы от таких характеристик процессов (функций процессов), как теплота и работа. Изменение таких параметров зависит только от их значений в начальном и конечном состояниях системы, но не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое.

Термодинамические процессы. Любое изменение состояния системы — это термодинамический процесс. В зависимости от условий проведения процесса различают следующие виды процессов.

Круговой или циклический — процесс, в результате протекания которого, система возвращается в исходное состояние. После завершения кругового процесса изменения любой функции состояния системы равны нулю.

Изотермический — процесс, протекающий при постоянной темпе-

ратуре.	Т = const.,	Т = 0.
Изохорный — процесс, при котором объем системы остается посто-
янным.	V = const.,	V = 0.

6

Изобарный — процесс, протекающий при постоянном давлении.

Р = const., Р = 0.

Адиабатический (адиабатный). Теплообмен с окружающей средой отсутствует. Q = 0.

Если термодинамические параметры состояния системы не изменяются во времени, то такая система находится в состоянии термодинамического равновесия. В зависимости от характера протекания процесса различают два типа термодинамических процессов.

1.Термодинамически обратимые процессы (не путать с кинетическими обратимыми процессами). Это такие процессы, которые можно провести как в прямом, так и в обратном направлении через одни и те же стадии без каких-либо изменений в окружающей среде. Эти процессы протекают бесконечно медленно через ряд стадий бесконечно близких к равновесным. Например, движение поршня без трения при снятии с него песчинок.

2.Необратимые термодинамические процессы в прямом направлении протекают не так, как в обратном. Необратимые термодинамические процессы оставляют в окружающей среде следы своего протекания. Например, двигатель внутреннего сгорания, процессы жизнедеятельности.

Энергия. Внутренняя энергия. Количественной мерой движения материи является энергия. Внутренняя энергия системы (U) — это сумма кинетической энергии (Екин.) движения всех частиц системы (молекул, атомов, ионов, электронов и др.) и потенциальной энергии (Епот..) взаимодействия между ними. U= Екин.+ Епот.

Мы не можем измерить абсолютное значение внутренней энергии ка- кой-либо системы, но можем измерить изменение внутренней энергии ( U). Это достаточно для решения многих физико-химических проблем. Единица измерения энергии джоуль или калория (Дж, кал), 1 Дж = 1 н·м (ньютон·метр); 1 ккал = 1000 кал = 4,184 кДж.

Работа и теплота. Изменение внутренней энергии системы связано с обменом энергией этой системы с окружающей средой. Этот обмен осуществляется в двух формах — либо в форме работы, либо в форме теплоты, либо одновременно. Работа и теплота — это формы передачи энергии от одной системы к другой.

Работа (А) — это форма передачи энергии в виде упорядоченного движения (движение поршня).

Теплота (Q) — форма передачи энергии в виде неупорядоченного движения и взаимодействия молекул при наличии градиента температуры.

Если система получает некоторое количество энергии, передаваемое в форме тепла, то Q условно считают положительной величиной; если же система отдает энергию окружающей среде в форме тепла, то Q считают отрицательной величиной.

7

ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

Между теплотой (Q), работой (А) и изменением внутренней энергии U существует зависимость, которая выражается в виде первого закона термодинамики. Первый закон термодинамики — это частный случай закона сохранения энергии и формулируется закон следующим образом: «если к системе подводится определенное количество энергии в форме теплоты Q, то часть этой энергии идет на изменение внутренней энергии U, а остальная часть — на совершение работы». Q = U + А,

где А = р V, р — давление, V — изменение объема системы.

Применение первого закона термодинамики к различным процессам.

1. Изохорный процесс. V = const., V = 0, тогда р V = 0.

В этом случае математическое выражение первого закона термодинамики имеет вид: Qv = U,

где Qv — энергия, сообщаемая системе в изохорном процессе.

Из уравнения следует, что энергия, сообщенная системе в форме теплоты, идет только на приращение внутренней энергии системы. В этом случае Qv не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое.

2. Изобарный процесс. Р = const., Р = 0. В случае изобарного про-

цесса Qр = U + р V или Qр = U2 – U1 + рV2 – рV1.

Сгруппируем величины с одинаковыми индексами:

Qр = (U2 + рV2) – ( U1 + рV1).

Так как внутренняя энергия, объем системы и давление — функции состояния, то сумма величин (U + рV) также должна быть функцией состояния и ее изменение не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое. Эту функцию состояния называют энтальпией и обозначают символом Н:

Н = U + рV.

Из уравнений следует, что Qр = Н, т. е. в изобарном процессе энергия, сообщенная системе в форме теплоты, идет на приращение энтальпии системы. Энтальпия характеризует энергосодержание системы. Если Н < 0, то это экзотермический процесс, и он протекает с выделением теплоты; если Н > 0, то это эндотермический процесс и он протекает с поглощением теплоты.

3. Изотермический процесс. Т = const и U = 0 для такого процес-

са, тогда Q = А.

Таким образом, вся сообщенная системе энергия в форме теплоты превращается в работу.

4. Адиабатный процесс. В адиабатном процессе система не обменивается с окружающей средой энергией (Q = 0), работа совершается за счет уменьшения внутренней энергии системы: А = – U.

8

ТЕРМОХИМИЯ

Это раздел термодинамики, который изучает энергетические эффекты химических и физико-химических процессов.

Тепловой эффект реакции — это количество энергии, которое выделяется или поглощается в результате реакции. Величина теплового эффекта зависит от агрегатного состояния исходных и конечных веществ.

Н2(г) + 1/2 О2(г) = Н2О(ж) + 286 кДж/моль; Н2(г) + 1/2 О2(г) = Н2О(г) + 242 кДж/моль.

Стандартный тепловой эффект реакции — тепловой эффект ре-

акции, измеренный при постоянной температуре (298К), постоянном давлении (101,325 кПа) и рассчитанный на один моль продукта реакции.

Термохимическое уравнение — это уравнение реакции со значением теплового эффекта. Существуют две формы записи термохимических уравнений.

1. Н2(г) + 1/2 О2(г) = Н2О(ж) + Q; Q = 286 кДж/моль,

где Q — термохимический тепловой эффект реакции, который характеризует энергетические изменения в окружающей среде. Если Q > 0, то в окружающую среду выделяется энергия и процесс экзотермический, если Q < 0, то энергия поглощается из окружающей среды и процесс эндотермический.

2. Н2(г) + 1/2 О2(г) = Н2О(ж); Н = −286 кДж/моль, где Н — термодинамический тепловой эффект реакции, который отража-

ет энергетические изменения в системе; Н < 0 — экзотермическая реакция, в системе происходит уменьшение энергии; Н > 0 — эндотермическая реакция, в системе происходит увеличение энергии.

Таким образом, Q = – Н, то есть (т. е.) термохимический тепловой эффект реакции равен по абсолютной величине термодинамическому тепловому эффекту, но противоположен по знаку.

ЗАКОН ГЕССА

В 1840 г. Г. И. Гесс установил основной закон термохимии: изохор-

ный и изобарный тепловой эффект реакции не зависит от пути протекания реакции, т. е. от числа промежуточных стадий, через которые происходит превращение исходных веществ в продукты реакции, а зависит от состояния исходных веществ и продуктов реакции.

С(графит)		Н	СО2
	Н1	Н2
	СО
I С(т) + О2(г) → СО2(г);			Н = –393 кДж.
II С(т) + ½О2(г) → СО (г);			Н1 = –110 кДж.

9

III СО(г) + ½О2(г) → СО2(г); Н2 = –283 кДж.

Как видно, тепловой эффект первого процесса равен суммарному тепловому эффекту второго и третьего процессов.

Стандартная энтальпия образования вещества ( Н0обр.) — теп-

ловой эффект реакции образования 1 моль сложного вещества из простых веществ при стандартных условиях (Т = 298К, Р = 1 атм). Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю.

Стандартная энтальпия сгорания вещества ( Н0сг.) — тепловой эффект реакции сгорания 1 моль сложного вещества с образованием высших оксидов. Стандартная энтальпия сгорания высших оксидов и кислорода равна нулю.

Следствия из закона Гесса

1. Энтальпия образования вещества равна энтальпии разложения

вещества,	но противоположна по знаку (закон Лавуазье–Лапласа):
Нобр = –	Нразл. Например, энтальпия образования оксида кальция из ме-
таллического кальция и газообразного кислорода равна:
	Са(г) + 1/2О2(г) = СаО(г);	Н = – 636,4 кДж.
Для разложения 1 моль оксида кальция на кальций и кислород необ-
ходимо затратить 636,4 кДж:
	СаО(г) = Са(т) + 1/2О2(г);	Н = 636,4 кДж.

2.Тепловой эффект реакции равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции минус сумма стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов уравнения реакции.

Н0реакции = ∑ΔН0обр.прод. – ∑ΔН0обр.исх. в–в.

3. Тепловой эффект реакции равен сумме стандартных энтальпий сгорания исходных веществ минус сумма стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов уравнения реакции.

Н0реакции = ∑ΔН0сг.исх. – ∑ΔН0сг.прод.

Термохимические расчеты и их использование для характери-

стики биохимических процессов. Значения стандартных энтальпий образования и сгорания различных веществ имеются в справочниках. Эти значения используются для расчета тепловых эффектов различных процессов, в том числе и биохимических реакций.

Типовая задача. Рассчитать тепловой эффект реакции окисления глюкозы:

С6Н12О6(г) + 6О2(г) = 6Н2О(ж) + 6СО2(г); Н0 — ? Н0обр.[C6H12O6(т)] = –1260 кДж/моль; Н0обр.[CO2(г)] = –393,5 кДж/моль; Н0обр.[H2O(ж)] = –285,8 кДж/моль.

10