Модуль 1. Элементы химической термодинамики и химической кинетики. Основные типы химических реакций и процессов в функционировании живых систем.

Модуль 1. Элементы химической термодинамики и химической кинетики. Основные типы химических реакций и процессов в функционировании живых систем.

1.1. Предмет химической термодинамики. Типы термодинамических систем и процессов. Основные понятия термодинамики – внутренняя энергия; теплота и работа как формы передачи энергии.

1.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ. Закон Гесса. Второй закон термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса. Критерии равновесия и направления самопроизвольного протекания процессов в закрытых системах. Роль энтальпийного и энтропийного факторов. Экзэргонические и эндэргонические процессы, протекающие в организме.

1.3. Термодинамика химического равновесия. Процессы обратимые и необратимые по направлению. Константы химического равновесия. Прогнозирование смещения химического равновесия. Стационарное состояние живого организма.

1.4. Термодинамика фазовых равновесий. Фазовые превращения и равновесия. Одно- и двухкомпонентные системы. Диаграммы состояния. Твёрдые растворы. Сплавы на основе благородных металлов, кобальта, никеля, хрома, титана, меди, железа и их применение в ортопедической и хирургической стоматологии.

2.1. Предмет и основные понятия химической кинетики. Химическая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов. Скорость реакции, средняя скорость реакции в интервале времени, истинная скорость. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Константа скорости. Кинетические уравнения реакций. Порядок реакции. Период полупревращения. Понятие о фармакокинетике.

2.2. Зависимость скорости реакции от температуры. Теория активных соударений. Энергетический профиль реакции; энергия активации; уравнение Аррениуса. Понятие о теории переходного состояния.

2.3. Катализ. Гомогенный, гетерогенный катализ. Энергетический профиль каталитической реакции. Понятие об ингибиторах, промоторах, активаторах. Особенности каталитической активности ферментов. Уравнение Михаэлиса-Ментен. Химическая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов.

3. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды. Термодинамика растворения. Растворы. Способы выражения концентраций.

4. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов и электролитов. Закон Рауля. Изменение температуры фазовых переходов. Эбулиоскопия и криоскопия. Осмос. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа. Осмоляльность. Изоосмия. Роль осмоса в биологических системах.

5. Протолитические равновесия и процессы. Элементы теории растворов сильных электролитов (Дебая-Хюккеля). Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов. Константы кислотности и основности. Закон Оствальда. Влияние различных факторов на степень ионизации протолита. Протолитическая теория Брёнстеда-Лоури. Электронная теория (Льюиса) кислот и оснований. Константа автопротолиза воды. Расчёт рН протолитических систем. Гидролиз солей, степень и константа гидролиза. Амфолиты. Кислотность желудочного сока. Роль рН в биологических жидкостях организма.

6. Буферные системы. Механизм буферного действия, буферная ёмкость. Расчет рН буферных растворов. Буферные системы крови, слюны. Кислотно-основные свойства слюны, десневой жидкости, зубного ликвора. Понятие о кислотно-основном гомеостазе организма.

7. Гетерогенные равновесия и процессы. Растворение малорастворимых электролитов в воде. Константа растворимости. Условия растворения и образования осадков. Гидроксисапатит и фторапатит – неорганические вещества костной ткани и зубной эмали. Механизм кальцификации и функционирования кальциевого буфера. Явление изоморфизма. Остеотропность металлов. Реакции, лежащие в основе образования конкрементов.

Литература

а) основная литература

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов, 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. В.А.Попков, С.А.Пузаков, 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

3. Химия. Основы химии живого. Учебник для вузов. В.И. Слесарев.С-П.:Химиздат., 2001. - 768 с.

4. Биоорганическая химия. Учебник. Тюкавкина Н.А., Бауков Ю.И.. 7 изд., Дрофа. 2008 – 543 с.

5. Практикум по общей и биоорганической химии. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А. Попков).- М., Академия. 3 изд., 235 с., 2008 г

6. Общая и биоорганическая химия. Учебник под ред. Берлянда А.С. и Попкова В.А. М, Академия, 2010.

7. Методическое руководство к практикуму по общей химии. Юшкова Е.И., Саушкина Е.А., Королева И.П. Орел.,ОРАГС, 2005. – 180с.

8. Конспекты лекций.

б) дополнительная литература:

1. Основы биофизической и коллоидной химии Е.В. Барковский, С.В. Ткачев, Л.И. Пансевич, Т.В. Латушко, О.П. Болбас, М., изд. «Высшая школа». 2009. – 413 с.

2. Биофизическая и бионеорганическая химия А.С. Ленский, И.Ю. Белавин, С.Ю.Быликин, М, МИА, 2008, - 416 с.

3. Руководство к лабораторным занятиям по биоорганической химии, под ред. Н.А. Тюкавкиной, Дрофа, 2009 г., 5 изд. – 318 с.

4. Интернет-ресурсы.

Задание к занятию № 1

Химическая посуда».

Вопросы для самоподготовки:

1. Количество вещества.

2. Количество вещества эквивалента.

3. Закон эквивалентов.

4. Способы выражения концентраций растворов.

На первое занятие принести:

Tетрадь для лабораторных работ – 18 л.

Тетрадь для решения задач – 48 л.

Калькулятор (вычисляющий логарифмы).

Простой карандаш.

Химический трафарет или линейку.

Ластик.

Tетради для контрольных работ и для зачета (18 л) – 2 шт.

I. Количество вещества

1) Моль— количество вещества, содержащее столько реальных или условных частиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода – 12. При использовании моля как единицы количества вещества следует указывать, какие именно реальные или условные частицы имеются в виду. Обозначают: n(Х). Например, n(NaOH) = 3 моль; n(Ва²⁺) = 2 моль.

2) Молярная масса М(Х) — масса 1 моль вещества. Например: молярная масса серной кислоты М(Н₂SО₄) = 98 г/моль; молярная масса иона алюминия М(Al³⁺) = 27 г/моль.

3) Количество вещества: n(X) =

4) Число Авогадро. 1 моль любого вещества содержит одинаковое число частиц (реальных или условных). N_a = 6,02 ×10²³ моль^-1_.

Кислоты

f_экв(кислоты) =

для НСl, z = 1, фактор эквивалентности — 1;

для H₂SO₄, z = 2, фактор эквивалентности — ;

для Н₃РО₄ z = 3, фактор эквивалентности — ;

а) H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

В этой реакции в молекуле серной кислоты замещается два атома водорода, следовательно, z = 2, f_экв(H₂SO₄) = ;

б) H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

В этом случае в молекуле серной кислоты замещается один атом водорода, z = 1, f_экв(H₂SO₄) = 1;

Для фосфорной кислоты, в зависимости от реакции, значения факторов эквивалентности могут быть: 1, , .

Основания

f_экв(основания) =

для КОН z = 1, фактор эквивалентности— 1;

для Сa(ОН)₂ z = 2, фактор эквивалентности— ;

Фактор эквивалентности многокислотных оснований может изменяться в зависимости от количества замещенных групп (также как и у кислот). Например, для гидроксида кальция возможны значения фактора эквивалентности— 1, , для гидроксида алюминия — 1, , .

Соли

f_экв(соли) =

для KCl фактор эквивалентности — 1;

для Cr(NO₃)₃ фактор эквивалентности —

для Al₂(SO₄)₃ фактор эквивалентности —

Значение факторов эквивалентности для солей зависит также и от реакции, аналогично зависимости его для кислот и оснований.

б) Определение фактора эквивалентности веществ в ОВР.

f_экв(окислителя или восстновителя) =

а) 2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + К₂SO₄ + 3H₂O

2 Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²

5 N⁺³ - 2e = N⁺⁵

f_экв(КMnO₄) = 1/5 ; f_экв(NaNO₂) = 1/2.

б) 2KMnO₄ + NaNO₂ + 2KOH= K₂MnO₄ + NaNO₃ + 3H₂O

2 Mn⁺⁷ + 1e = Mn⁺⁶

1 N⁺³ - 2e = N⁺⁵

f_экв(КMnO₄) = 1; f_экв(NaNO₂) = 1/2.

3) Молярная масса эквивалента вещества Х – масса одного моля эквивалента этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х:

а) H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

f_экв(NaOH) = 1; M(NaOH) = 40 г/моль; M(1 NaOH) = 40 г/моль;

f_экв(H₂SO₄) = 1/2; М(H₂SO₄) = 98 г/моль; М(1/2 H₂SO₄) = 49 г/моль.

б) H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

f_экв(NaOH) = 1; M(NaOH) = 40 г/моль; M(1NaOH) = 40 г/моль;

f_экв(H₂SO₄) = 1; М(H₂SO₄) = 98 г/моль; М(1H₂SO₄) = 98 г/моль.

4) Количество вещества эквивалента:

n( X) = .

III. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ.

Вещества реагируют пропорционально их эквивалентам:

С (1/ z X) × V(Х) = С (1/ z Y) × V(Y)

Доп. формулы.

, m_р-ра = m_р-ля + m_в-ва

С(Х) = если не указан объем или масса раствора.

Модуль 1. Элементы химической термодинамики и химической кинетики. Основные типы химических реакций и процессов в функционировании живых систем.

1.1. Предмет химической термодинамики. Типы термодинамических систем и процессов. Основные понятия термодинамики – внутренняя энергия; теплота и работа как формы передачи энергии.

1.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ. Закон Гесса. Второй закон термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса. Критерии равновесия и направления самопроизвольного протекания процессов в закрытых системах. Роль энтальпийного и энтропийного факторов. Экзэргонические и эндэргонические процессы, протекающие в организме.

1.3. Термодинамика химического равновесия. Процессы обратимые и необратимые по направлению. Константы химического равновесия. Прогнозирование смещения химического равновесия. Стационарное состояние живого организма.

1.4. Термодинамика фазовых равновесий. Фазовые превращения и равновесия. Одно- и двухкомпонентные системы. Диаграммы состояния. Твёрдые растворы. Сплавы на основе благородных металлов, кобальта, никеля, хрома, титана, меди, железа и их применение в ортопедической и хирургической стоматологии.

2.1. Предмет и основные понятия химической кинетики. Химическая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов. Скорость реакции, средняя скорость реакции в интервале времени, истинная скорость. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Константа скорости. Кинетические уравнения реакций. Порядок реакции. Период полупревращения. Понятие о фармакокинетике.

2.2. Зависимость скорости реакции от температуры. Теория активных соударений. Энергетический профиль реакции; энергия активации; уравнение Аррениуса. Понятие о теории переходного состояния.

2.3. Катализ. Гомогенный, гетерогенный катализ. Энергетический профиль каталитической реакции. Понятие об ингибиторах, промоторах, активаторах. Особенности каталитической активности ферментов. Уравнение Михаэлиса-Ментен. Химическая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов.

3. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды. Термодинамика растворения. Растворы. Способы выражения концентраций.

4. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов и электролитов. Закон Рауля. Изменение температуры фазовых переходов. Эбулиоскопия и криоскопия. Осмос. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа. Осмоляльность. Изоосмия. Роль осмоса в биологических системах.

5. Протолитические равновесия и процессы. Элементы теории растворов сильных электролитов (Дебая-Хюккеля). Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов. Константы кислотности и основности. Закон Оствальда. Влияние различных факторов на степень ионизации протолита. Протолитическая теория Брёнстеда-Лоури. Электронная теория (Льюиса) кислот и оснований. Константа автопротолиза воды. Расчёт рН протолитических систем. Гидролиз солей, степень и константа гидролиза. Амфолиты. Кислотность желудочного сока. Роль рН в биологических жидкостях организма.

6. Буферные системы. Механизм буферного действия, буферная ёмкость. Расчет рН буферных растворов. Буферные системы крови, слюны. Кислотно-основные свойства слюны, десневой жидкости, зубного ликвора. Понятие о кислотно-основном гомеостазе организма.

7. Гетерогенные равновесия и процессы. Растворение малорастворимых электролитов в воде. Константа растворимости. Условия растворения и образования осадков. Гидроксисапатит и фторапатит – неорганические вещества костной ткани и зубной эмали. Механизм кальцификации и функционирования кальциевого буфера. Явление изоморфизма. Остеотропность металлов. Реакции, лежащие в основе образования конкрементов.