- •Лекция № 4 Карбоновые кислоты и их функциональные производные
- •Строение карбоксильной группы
- •Химические свойства карбоновых кислот
- •Пути превращения ацетоуксусной кислоты в организме:
- •Медико-биологическое значение карбоновых кислот
- •Лекция № 5 Углеводы
- •Биологические функции углеводов
- •Химические свойства моносахаридов
- •Производные моносахаридов
- •Сахарные кислоты
- •Лекция № 6 Сложные углеводы
- •Гомополисахариды
- •Гетерополисахариды
- •Гликопротеины
- •Лекция № 7
- •Кислотно-основные свойства -ак
- •Химические свойства ак
- •9. Галиулина м.В. О роли слюны в процессах патологической биоминерализации в полости рта / и.В. Ганзина, и.В. Анисимова // Омский научный вестник.- Омск, 2002.-выпуск 21.- с182-183.
- •По взаимодействию дисперсной фазы и дисперсной среды различают лиофобные и лиофильные коллоидные системы.
- •По взаимодействию дисперсной фазы и дисперсной среды коллоидные системы делят на золи и гели.
- •Наличие электрического заряда у коллоидных частичек.
- •Способность к сольватации (гидрации ) стабилизирующих ионов.
- •Третий фактор устойчивости связан с адсорбционными свойства дисперсных систем.
- •Лекция : п о в е рх н о с т ы е я в л е н и я
- •1. Правило фаянса – пескова.
- •2. Правило изоморфизма.
- •4. Если ионы- адсорбаты имеют одинаковые по знаку и разные по величине степени окисления,то в первую очередь адсорбируются с большей степенью окисления:
- •Закону эквивалентности;
- •Всем 4 правилам электролитной адсорбции
- •Принципу Ле-Шателье,что позволяет восстанавливать,т.Е. Регенерировать иониты.
- •Биологическое значение избирательной
- •В зависимости от агрегативного состояния различают жидкие,газообразные и твердые растворы.
- •В зависимости от размеров частиц различают истинные растворы, коллоидные системы и грубодисперсные системы ( суспензии,эмульсии).
- •Влияние этальпийного фактора.
- •II. Влияние энтропийного фактора.
- •1. Влияние на раствоиимость природы компонентов .
- •II. Влияние на растворимость внешних условий ( р,т ).
- •III . Влияние на растворимость электролитов.
- •Белковые вещества при определенных значениях рН способны денатурировать,что вызывает необходимые изменения в структуре протоплазмы и тем самым нарушает процессы жизнедеятельности.
- •От природы растворенного вещества
- •Температуры
- •Практически не зависит от концентрации разбавленных растворов солей.
- •Как те,так и другие получили общее название протолиты.
- •Соотношение между кислотой и основанием можно выразить следующей схемой.
- •Сильной кислоте соотвествует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте – сильное сопряженное основание.
- •3)Белковая буферная система:
- •Фосфатная буферная система – состоит из дигидрофосфата к ( выполняет роль кислоты ) (Одно замещенный форсфат калия)
- •Внутреннюю сферу,включающую центральный или ион – комплексообразователя,вокруг которого связанные с ним лиганды – молекулы
- •Внешнюю сферу – совокупность всех ионов, непосредственно не связанных с центральным атомом и удерживаемых около внутренней сферы электростатическими силами.
- •Изомери,при которой не меняется состав внутренней сферы и строение лигандов. Это – геометрическая,оптическая,конформационная изомерии и др.
- •Изомерия, при которой меняется состав внутренней сферы и строение лигандов. Это ионизационная, координационная, лигандная изомерии и др.
- •2) 2 Ост. Уксусной кислоты
- •3) 2 Ост. Натрия ацетата
- •От растворителя, 3. От температуры и не зависит от с электролита.
- •Масса раствора слагается из массы растворителя и массы растворенного вещества :
- •Определим массовую долю NaCi в физиологическом растворе :
- •Рассчитаем рН сантимолярного раствора едкого натра NaOh
- •Основы химической термодинамики и биоэнергетики
- •I. Изолированные-системы - не обменивается с окружающей средой ни массой, ни энергией (термос, космический корабль).
- •II. Закрытые системы - могут обмениваться с окружающей средой только энергией (ампула лекарства)
- •III. Открытые системы - обмениваются с окружающей средой и массой, и энергией (живые организмы, планета Земля и др.),
- •Внутренняя энергия; 2. Энтальпия; 3. Энтропия; 4. Свободная энергия (Гиббса) 5. Химический потенциал
- •4. Энергия Гиббса ( ) -та часть потендиальной энергии реагирующих веществ, которая может быть использована для осуществления .Полезной, работы.
- •5. Химический потенциал ( )- характеризуется изменение энергии Гиббса одним молем конкретного вещества в системе
- •1) Рудольф Клаузкус.1850 год:
- •2)Современная формулировка I закона:
- •Второй закон термодинамики
- •1) Теплота не может сама собой переходить от холодного тела к горячему, не оставляя изменений в окружающей среде,;
- •2)Различные виды энергии стремятся превратиться в теплоту, а теплота, в свою очередь, стремиться рассеяться, т.Е. Теплоту нельзя полностью превратить в работу.
- •Термодинамика химического равновесия
- •1)Влияние концентраций реагирующих веществ.
- •1) Набухание.
- •2)Вязкость
- •3)Осмотическое давление
4. Энергия Гиббса ( ) -та часть потендиальной энергии реагирующих веществ, которая может быть использована для осуществления .Полезной, работы.
Важнейшие mA свойства сдстемы связаны уравнением:
Величина , служит критерием самопроизвольности процессов.
Реакция протекает самопроизвольна, если- свободная .энергия понижается Если же свободная. -энергия- возрастает ,то реакция требует дополнительного источника энергии.
-энергия Гиббса, измеренная Б стандартных условиях.
5. Химический потенциал ( )- характеризуется изменение энергии Гиббса одним молем конкретного вещества в системе
Т.К. в ходе химической реакции число моль исходных веществ к продуктов реакции изменяется, то энергия Гиббса зависит от концентрации вещества (с). Эта зависимость выражается уравнением изотеры:
потенциал, измеренный в стандартных условиях. Химический потенциал используется для характеристики состояния равновесия в системе л направления реакции необходимой тля достижения равновесия.
ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ
Он является частью общего закона природы о неуничтожимости материи и энергии. Известно несколько формулировок 1 закона, все они эквивалентны, т.к. выражают общефилософскую идею о сохранении материи, и энергии.
1) Рудольф Клаузкус.1850 год:
Теплота и работа является различными формами энергии. В любом процессе энергия может переходить из одной формы в другую (в том числе теплоту и работу); но она не создается из ничего и не исчезает бесследно.
2)Современная формулировка I закона:
Теплота .побеленная к системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы и совершение ею работы.
I закон термодинамики: 1) доказывает эквивалентность различных видов энергии (И в уравнении характеризует электрическую, механическую, магнитную и др. виды энергии); 2) во всех процессах энергия в системе не создается из ничего и не исчезает бесследно. Она обязательно связана с теплотой, поступающей в систему, т.е. работой, выполненной системой над окружающей средой.
Энергия системы не всегда остается постоянной. Она может повышаться или понижаться в зависимости от воздействия на систему. Но изменение энергии системы также быть равно количеству теплоты, поступающей в систему ,за вычетом работы, выполненной светской на^ её окружением:
Теплота и работа является эктвивалентными формами энергии - это показано работами немецких ученых Ю. Иайера, Г. Гельмгольца и английского ученого Джоуля.
В 1840 голу 26-летний нем. врач Ю.Майер нанялся судовым врачом на корабле, направляющемся на Яву. Там он обратил внимание, что венозная кровь яванцев и моряков его корабля имеет более светлую окраску по сравнена- с окраской крови его пациентов в Германии. Он объяснил это тем, что в венах обитателей тропиков остается больше кислорода, чем у жителей, живущих в холодных климатических условиях, т.к. для подержания постоянной температуры тела в тропиках достаточно сгорания меньшего количества пищи.
Эти рассуждения привели его к выводу,что теплота сгорания пищи расходуется на подержание постоянной температуры тела и на выполнение мускульной работы. Следовательно, теплота может превращаться в работу и обе они является различными формами энергии.
Первый закон термодинамики используется в разделе химической термодинамики-термохимии тепловые эффекты химических реакций.
В термохимии уравнении реакций называется термохимическими. Для них характерны следующие особенности:
1) Они записывается с учетом энтальпии ( ) или теплоты () данной реакции
2)В термохимических уравнениях учитывается I моль продукта, поэтому возможны дробные коэффициенты.
3)Указывается агрегатное состояние вещества
4) Термохимическими уравнениями можно производить обычные алгебраические действия
Независимость теплового эффекта реакции от пути процесса установил опытные путем академик Г.Н. Гесс(1836 году).
Закон Гесса.
Тепловые эффекты химических реакций протекающих при постоянном объеме или постоянном тта-лении, зависят только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов ч не -зависят от промежуточных реакций.
Например, плевпащение вещества "А" в вещество "В" может и*ти различными путями, это можно представить следующей схемой.
Суммарные тепловые эффекты каждого пути будут равны. Поэтому можем записать
Так, процесс окисления углерода до СО2 можно представить двумя путями:
Термохимия позволяет определять тепловые эффекты различных реакций - теплоты образования химических соединений, теплоты сгорания, растворения, нейтрализации.
Тепловые эффекты, отнесенные к I моль вещества к измеренные стандартных условиях ( 298К и Р 101,3 кПа) называюся стандартными. Расчеты тепловых эффектор по термохимическим уравнениям производят либо теплотами образования, либо по теплотам сгорания, которые определяются опытным путем в приборах - калопиметрияеских бомбах. Данные опытов сведены в справочные таблицы, стандартная теплота образования - это теплотой эффект процесса образования 1 моль сложного вещества из простых веществ при стандартных условиях.
В термохимии энтальпии образогания простых веществ условно принимают равными нулю .
Расчет тепловых эффектов химических процессов по теплотам образования производят на основе 1 следствия из закона Гесса;
Теплота процесса равна разности между суммой теплоты образования конечных продуктов и суммой теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов
Например:
Подавляющее большинство органических соединений нельзя синтезировать непосредственно из простых веществ и одновременно определить теплоту образования этих соединений. Обычно для расчетов используют теплоты сгорания веществ.
Стандартная теплота сгорания -это изменение энтальпии при сгорании моль вещества в стандартных условиях.
Определяется экспериментально и представлены в таблицах.
Согласно II следствию из закона Гесса теплота процесса равна разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот сгорания конечных продуктов, с учетом стехиометрических коэффициентов.
Например:
Закон Гесса и его следствие имеют практическое значение для медицины.
Например, с их помощью оценивает калорийность пищевых продуктов. Коэффициентом калорийности называют теплоту сгорания I г вещества, взятую с обратным знаком (кДж г-1 , ккал г-1)
1 кал. = 4,18 Дж.
Основными компонентами пищи являются углеводы, жиры, белки. Их коэффициенты калорийности имеют следующие значения:
Белки = 16,3 кДж*г-1
Углеводы =16,8 - " -
Жиры =37,8
Глюкоза =15,7 - " -
Для подсчета калорийности пищи содержащей. А2 белка в г углеводов. Сг жира, пользуются формулой:
тепловой эффект процесса калорийности – К= -Н -сгорание данной массы вещества.
При нормальной трудовой деятельности энергетические затраты человека покрываются за счет углеродов на 55-60%, жиров на 20-25%,белков на 15-20%.
Несмотря на то, что белки в энергетическом балансе человека играют относительно меньшую роль, их значение как основного строительного материала клетки велико. Уникальная роль белков состоит в том, что их дефицит в организме практически невосполним за счет других компонентов пищи. Норма суточного потребления белков для взрослого человека 80-100 гр. (130-140 гр. при тяжелой физической нагрузке.)
Суточная норма потребления жиров для взрослого человека составляет 60-70 гр.
При правильном питании суточное потребление углеводов в 4-5 раз должно превышать по массе количество белков или жиров.
Калорийность потребления человеком пищи связана с расходом энергии, зависящей от характера выполняемой работы. Суточная потребность человека в энергии составляет:
1) пли легкой работе в сидячем положении (концсн. раб. .мастера точной механики, - 8400 - II700 кДж (2000-2880 ккал.)
2) при умеренной и напряженной мышечной работе (лаборанты, врачи, студенты) - 12500 - 15 100 кДж (3000 - 3600 ккал)
3) при тяжелом физическом труде (строители, литейщики) 16700 – 20900 Дж (4000-5000 ккал).
4) при особо тяжелом труде (ручная косьба, спортсмены) до 30100 кДж (7200 ккал)