Ответы на зачет по общей химии

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 Hb с кислородом воздуха:

Hb + O2 HbO2

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-XVIII вв.) 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 системой называется 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 состоянием понимают совокупность свойств системы, позволяющих определить систему с точки зрения ТД. Состояние системы называется равновесным, 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 называется стационарным.

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:

Изолированной системой 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 энергия системы представляет собой сумму энергий теплового движения молекул и энергии взаимодействия между ними.

В биологических системах теплота обычно отдается системой во внешнюю среду, а работа совершается 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 изменение внутренней 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 + P V2) — (U2 + P V1) = H2 – H1 = ∆H H = U +P V

[∆H] = [кДж/моль]

Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы (∆H экзотермическими.

Реакции, в результате которых энтальпия возрастает (∆H > 0) и система поглощает теплоту QP извне, называются эндотермическими.

Если ∆H > 0 реакция эндотермическая

Если ∆H

6. закон Гесса. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики 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 nA A + nB B = nc C + nD D следствие 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.

∆H и ∆S не могут служить полным критерием направленности процесса, так как есть много реакций, протекающих самопроизвольно с ∆H > 0 и уменьшением S, более того ∆S как критерий направленности процесса ограничивается только в изолированных системах.

∆G как 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 ∆S равно 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

∆S не 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 = k ℓn ώ

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

∆G как 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

∆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.

∆G связана с ∆H и ∆S следующим уравнением:

Уравнение Гиббса:

G0 = ∆H0 — Т∆S0

∆H0 — энтальпийный фактор

Т∆S0 – энропийный фактор

∆G0

а. Если ∆H00>0 (например, реакция окисления глюкозы)

б. Если ∆H0>0, ∆S0>0 (при высоких температурах, например, денатурация белка)

2) ∆G0 >0, если ∆H00

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 потенциалом вещества 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) + R T ln C(X)

μ0(Х) – стандартный химический потенциал вещества Х, Дж/моль

ln – натуральный логарифм (е = 2,72)

C(X) – концентрация вещества Х, моль/л

14. закон действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия, способы ее выражения. Прогнозирование смещения химического равновесия.

ЗДМ:

В состоянии равновесия при данной температуре отношение произведения равновесных молярных концентраций (парциальных давлений) продуктов реакции к произведению равновесных молярных концентраций (парциальных давлений) исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов есть величина постоянная.

Кс зависит только от природы компонентов и температуры, и не зависит от начальной концентрации взаимодействующих веществ.

Выражение Кс через парциальное давление:

Кс = (Рсс PdD) \ (PaA PbB)

Закон был выведен Гольдбергом и Ваге в 1864 году на основе эксперимента

С помощью уравнения изотермы можно определить направление реакции при постоянной температуре.

Анализ уравнения изотермы химической реакции:

Если Кс > Пс, то ∆G

Если Кс 0, реакция идет самопроизвольно влево

Если Кс = Пс, то ∆G = 0, химическое равновесие

15. уравнение изотермы и изобары химической реакции. Влияние температуры на величину константы равновесия.

Уравнение изотермы химической реакции:

∆G = R T lnПс – R T ln Kc

∆G = 2,3 R T lg (Пс\ Kc)

с помощью уравнения изотермы можно рассчитать энергию Гиббса при заданном значении Пс, если известна константа равновесия реакции; определить направление реакции при постоянной температуре.

Анализ уравнения изотермы химической реакции:

Если Кс > Пс, то ∆G

Если Кс 0, реакция идет самопроизвольно влево

Если Кс = Пс, то ∆G = 0, химическое равновесие.

Уравнение изобары химической реакции:

((d ln Kc)\ d T)p = ∆H0 \ R T2

после интегрирования:

lg (KT2 \ KT1) = (∆H0 (T2 – T1)) \ RT2

Это уравнение позволяет вычислить константу равновесия при заданной температуре, если известна константа при другой температуре. Зная KT2 и KT1 можно рассчитать ∆H0



Страницы: Первая | 1 | 2 | 3 | ... | Вперед → | Последняя | Весь текст