Upload
haanh
View
231
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
Общая и биоорганическая химия
Курс лекций
для студентов лечебного, педиатрического,
московского и стоматологического факультетов
Кафедра общей и биоорганической химии
РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ
ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ
МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
1
Тема 1
Введение в курс химии. Химические соединения в
водных растворах. Вода как растворитель.
Водородный показатель. Сильные электролиты.
Осмос.
Исходный уровень к теме 1
– общая химия (школьный курс
2
Общая химия
Химические соединения
в водных растворах
• Ведение в курс общей и биоорганической химии
• Общая классификация химических соединений
• Организация учебного процесса на кафедре
• Вода как растворитель
• Теория электролитической диссоциации
• Сильные электролиты
• Водородный показатель
• Расчет рН в растворах сильных электролитов
• Осмос
• Растворимость газов в жидкостях
3
Химия в медицинском вузе — фундаментальная общетеоретическая естественно-
научная дисциплина
Введение в курс химии
Химия
Биохимия Физиология
Фармакология Пато-физиология
Анестезиологияи реаниматологияТерапия
(Экология, токсикология)
Военная медицина
4
Задача химии – заложить физико-химическую
основу и молекулярный уровень изучения
функционирования систем живого организма в
норме и при патологиях.
Конечная цель курса – формирование системных
знаний о физико-химической сущности и
механизмах процессов, происходящих в организме
человека, закономерностях химического поведения
основных биологически важных классов
неорганических и органических соединений, а также
биополимеров, во взаимосвязи с их строением,
необходимых для рассмотрения процессов,
протекающих в живом организме на молекулярном
и клеточном уровнях.
ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ
5
УЧЕБНЫЙ ПРОЦЕСС
Лекции
Семинарско-
практические
занятия
Самостоятельная
работа дома
Лабораторные
работы
Объяснение
преподавателя КонтрольСамостоятельная
аудиторная
работа
(САРС)
студентов
Организация учебного процесса
6
Модуль – самостоятельный раздел курса, в
котором разбирается группа родственных
взаимосвязанных понятий.
Рейтинг – балльная оценка знаний, при которой
конечная суммарная оценка студента складывается
на основании его текущих оценок.
Итоговая оценка
(может быть выставлена на основании рейтинга +
лекции)
Итоговый тестовый контроль
Модульная система
7
Внимание ! Важная информация !!!
Материалы об учебном процессе приведены
на сайте кафедры
http://www.rsmu.ru/
→ кафедры → лечебный факультет →
кафедра общей и биоорганической химии →
учебная и учебно-методическая работа →
лечебный, педиатрический, стоматологический и
московский факультеты
Лекции
Сборники методических материалов
для студентов
o Необходимо приносить эти пособия и другую
учебную литературу на лабораторные занятия !!!
8
Некоторые понятия и определения
Элементы–органогены – основные элементы, входящие
в состав органических соединений живых организмов.
Биогенные элементы – химические элементы, обязательно
входящие в состав живых организмов.
Основные классы химических соединений, принимающие
участие в процессах жизнедеятельности.
Метаболиты – химические соединения, образующиеся в
организме в процессе обмена веществ (метаболизме).
Структурообразующие вещества.
Ксенобиотики – чужеродные для организма вещества,
способные вызвать нарушение биологических процессов.
Биорегуляторы – соединения регулирующие обмен
веществ (витамины, гормоны, синтетические БАВ, в том
числе лекарственные средства).
9
Основные элементы (макроэлементы), входящие в состав
организма (масс. доли, %)*
Элемент масс. доля Элемент масс. доля
Кислород** 63.0 Калий 0.25
Углерод** 20.0 Натрий 0.15
Водород** 10.0 Сера** 0.10
Азот** 3.0 Хлор 0.15
Кальций 1.5 Магний 0.04
Фосфор** 1.0 Железо 0.004
* В сумме > 99% – Ершов (Е), стр. 208–210; ** Элементы-органогены
Химические соединения в водных растворах
10
Неорганические Органические Комплексные ВМС
NaCl CH3CH2OH [PtCl2(NH3)2] белки,
Хлорид натрия
(физиологи
ческий раствор,
0.15 М (0.9%)
Этанол
(наркотическое
вещество)
Диамминдихлор
платина(II)
(цисплатин)
противоопухолевое
средство
нуклеиновые
кислоты,
углеводы,
алмаз
Ионные
соединения
Ковалентные
соединения
Координационные
соединения
Макромоле-
кулярные
структуры с
Ионные
связи
Ковалентные
связи
Координационные
связи
ковалентными
связями
(Na+, Cl–) D A
Общая классификация химических соединений
11
C H
Вода как растворитель
(водные растворы)
– гомогенные (однородные) системы переменного состава,
состоящие из двух или более компонентов
(т. е. независимых друг от друга веществ).
Типы растворов
– твердые, жидкие и газовые смеси;
– водные и неводные;
– разбавленные, концентрированные;
– электролитов, неэлектролитов;
– низкомолекулярных соединений, высокомолекулярных
соединений.
12
Классификация растворов
Компоненты раствора
растворитель;
растворенные вещества;
продукты их взаимодействия
Истинные растворы – системы, в которых уровень
дисперсности (раздробленности) растворенного вещества –
молекулярный или ионный (10–10 ─ 10–9 м).
Значение растворов в процессах жизнедеятельности
13
Идеальный раствор – гипотетический раствор, в котором не
существует взаимодействия между частицами компонентов.
Содержание воды в организме около 60 %;
тело массой 70 кг содержит до 40 кг воды
(25 кг – внутриклеточная, 15 кг – внеклеточная жидкость).
Жидкие водные растворы
Растворы
низкомолекулярных
соединений, M < 5000 г/моль
Растворы
высокомолекулярных
соединений, M < 5000 г/моль
Процессы, происходящие при растворении
— разрушение кристаллической решетки вещества;
— диссоциация и сольватация (гидратация);
— образование водородных связей.
O HHH+
OH
HH
Ион гидроксония
OH
H
H
+
+
+ OH
HH
OH
H
O
H
H
OH
H
......
. ..
водородные связи
14
— выделение или поглощение теплоты;
Массовая доля (ω) растворенного вещества x:
Молярная концентрация (с) вещества x:
Моляльная концентрация (b) вещества x:
Способы выражения состава растворов
ω(x) = m(x) / mр-ра
c(x) = n(x) / Vр-ра
b(x) = n(x) / m(H2O)
[моль / л = М ]
[моль / кг ]
15
Пример. В 100 г раствора (ρ = 1.07 г/мл) содержится 10 г NaCl.
Рассчитать ω, с, b.
1. ω(NaCl) = 10 / 100 = 0.1 = 10 %
2. n(NaCl) = 10 / 58.5 = 0.171 моль
V = 100 / 1.07 = 93.5 мл = 0.0935 л
c(NaCl) = 0.171 / 0.0935 = 1.83 моль/л
3. m(H2O) = 90 г = 0.09 кг
b(NaCl) = 0.171 / 0.09 = 1.9 моль/кг
16
Теория электролитической диссоциации
(С. Аррениус, 1888–1889)
Электролиты – вещества, при растворении подвергающиеся
ионизации (диссоциации) и сообщающие раствору
способность проводить электрический ток.
неэлектролитов электролитов
Р а с т в о р ы
Э л е к т р о л и т ы
С л а б ы еС и л ь н ы е
17
Электролиты
Сильные (α > 0.3 или 30%) Слабые (α < 0.03 или 3%)
1. Кислоты: HCl; HBr; HI; HNO3; H2SO4; HClO4; HMnO4; H2Cr2O7.
2. Щелочи: LiOH; NaOH; KOH; CsOH; Ca(OH)2; Ba(OH)2; Sr(OH)2.
3. Соли: NaCl; Al2(SO4)3; Cu(NO3)2.
1. Кислоты: HF; HCN; H2S; H2SO3; H2CO3; H2SiO3; H3PO4; CH3COOH; HCOOH; HNO2.
2. Основания и амфотерные гидроксиды: NH3; Fe(OH)2; Cu(OH)2; Zn(OH)2; Al(OH)3; Fe(OH)3.
1. HCl H+ + Cl– 2. H2SO4 2 H+ + SO4
2– 3. Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH– 4. Al2(SO4)3 2 Al3+ + 3 SO4
2–
1. HF H+ + F– 2. H3PO4 H
+ + H2PO4– 1
H2PO4– H+ + HPO4
2– 2 HPO4
2– H+ + PO43– 3
1 >> 2 >> 3 3. NH3 + H2O NH4
+ + OH–
Диссоциируют необратимо, полностью
Диссоциируют обратимо, неполностью, ступенчато
18
Неэлектролиты – этанол, глицерин, глюкоза, сахароза, фруктоза
Свойства растворов сильных электролитов
NaCl(тв.) → Na+(р-р) + Cl –
(р-р)
+ - -
- -
- -
- + +
+ +
+ +
- +
Большие отклонения от свойств идеальных растворов.
Межионные взаимодействия и взаимодействия ионов с
растворителем. Ионные атмосферы.
— ионизированы (диссоциированы) практически полностью
(соли, сильные кислоты, щелочи).
19
Понятие активности
a = f • c (1.1)
f < 1; a < c; с 0, f 1, a c
20
Активность – активная или эффективная концентрация.
Коэффициент активности (f) – мера различия поведения
электролита в данном растворе от его поведения в
идеальном растворе.
Ионная сила раствора (I) – количественная характеристика
интенсивности межионного взаимодействия.
I = ½bi•zi2 ½ci•zi
2 (1.2)
b – моляльная концентрация, (моль/кг); b =n
mр-теля
z – заряд иона; (моль/л) c =n
V
(для малоконцентрированных растворов b c)
Закон Дебая-Хюккеля
В разбавленных растворах сильных электролитов с
одинаковой ионной силой коэффициенты активности f
катионов и анионов, имеющих равные заряды, равны
Для разбавленных растворов (I 0.01)
Уравнение Дебая–Хюккеля
( чем больше I, тем меньше f )
Для биологических жидкостей I 0.15,
f 0.8 (для однозарядного иона)
lg f = –0.5z2•
21
Ионная сила
I, моль/кг
Заряд иона z
1 2 3
Ионная сила
I, моль/кг
Заряд иона z
1 2 3
0.0001 0.99 0.95 0.90 0.1 0.78 0.33 0.08
0.001 0.96 0.86 0.73 0.15 0.73 0.27 0.06
0.005 0.92 0.72 0.51 0.2 0.70 0.24 0.04
0.01 0.89 0.63 0.39 0.3 0.66 – –
0.02 0.87 0.57 0.28 0.6 0.62 – –
0.05 0.81 0.44 0.15
Коэффициенты активности ионов (f)
при различной ионной силе (I) раствора
22
Пример. Рассчитать I и a(Cl – ) в 0.1 М растворе CaCl2.
CaCl 2 → Ca 2 + + 2 Cl – 0.1 0.1 0.2
I = ½ (0.1·2 2 + 0.2·1 2) = 0.3
f(Cl – ) = 0.66 (по таблице)
a(Cl – ) = 0.66·0.2 = 0.132 моль/л
Для биологических жидкостей I ≈ 0.15,
f ≈ 0.73 (для однозарядных ионов)
В 0.15 М растворе NaCl (физраствор), I ≈ 0.15,
a(Na+ ) = 0.11 моль/л
23
Свойства растворов
Зависящие от природы Зависящие от числа
растворенных веществ частиц в растворе
(коллигативные)
– электропроводность – повышение т. кип.
– кислотно-основные – понижение свойства т. замерзания – осмотическое давление
24
Ионизация (диссоциация) воды
(25°С, электропроводность)
Кд(Н2О) = = 1.8•10–16 моль/л[H2O]
[H+][OH–]
n(H2O) = = 55.6 моль; [H2O] = 55.6 моль/л1000 г
18 г/моль
= 1.0•10–14 моль2/л2 (25°C) [H+][OH–]Кa(Н2О) =
Кa(Н2О) – ионное произведение воды (константа автоионизации воды, Kw)
Кa(Н2О) = 3.13•10–14 (37°C)
a (acid); w (water)
25
H2O H + + OH –
H2O + H2O H3O + + OH – – Q
Кислотность среды. Водородный показатель
pH = – lga(H+) – lg[H+] pOH = – lga(OH–) – lgc(OH–)
pH + pOH = 14; pH = 14 – pOH; pOH = 14 – pH
26
Нейтральная среда: pH = 7; [H+] = [OH–] = 10–7
Кислая среда: pH < 7; [H+] > [OH–]
Щелочная среда: pH > 7; [H+] < [OH–]
1. Н2О (25o C): pH = 7, [H+] = [OH–] = 10–7
2. Растворы кислот, оснований, солей:
рН: 0 … 3 … 7 … 10 … 14
[Н+]: 1 … 10–3 … 10–7 … 10 – 10 … 10–14
кислая среда щелочная среда
нейтральная
среда
1. Сильные кислоты НХ
(HCl, HNO3)
H2O H+ + OH– Ka(H2O)
HX + H2O H3O+ + X–
HX H+ + X– pH < 7
pH = – lga(H+) = – lgf•c(HX) (1.3a)
pH = – lgc(H+) = – lgc(HX) (1.3b)
Расчет рН в растворах сильных электролитов
27
Пример.
Рассчитать рН в 0.1 М растворе HCl.
а) с учетом активности (1.3a)
1) I; 2) f; 3) a(H+); 4) pH
0.1 0.8 = 0.08 pH = – lga(H+) = 1.1
b) без учета активности (1.3b)
pH = – lgc(H+) = – lgc(HCl) = – lg10–1 = 1.0
Среда кислая
28
2. Сильные основания MOH
(NaOH, KOH)
H2O H+ + OH– Ka(H2O)
MOH M+ + OH– pH > 7
pOH = – lga(OH–) = – lgf•c(MOH) (1.4a)
pOH = – lgc(OH–) = – lgc(MOH) (1.4b)
pH = 14 – pOH (1.5)
29
Пример.
Рассчитать рН в 0.001 М растворе NaOH
а) с учетом активности (1.4a, 1.5)
1) I; 2) f; 3) a(OH–);
0.001 0.96 0.96 1•10–3 = 0.96•10–3
4) pOH = – lg0.96•10–3 = 3.02
5) pH = 14 – 3.02 = 10.98
b) без учета активности (1.4b, 1.5)
pOH = – lgc(OH–) = – lgc(MOH) = – lg10–3 = 3
pH = 14 – 3 = 11
Среда щелочная
30
3. Растворы солей сильных кислот и сильных оснований MX
(NaCl, KBr)
H2O H+ + OH– Ka(H2O)
KA K+ + A–
[H+] = [OH–] = 1•10–14 = 1•10–7 (1.6)
pH = – lg1•10–7 = 7
Среда нейтральная
31
Осмос
Явление
осмоса
H2O
H2O
H2O
Глюкоза(раство-ритель)
(раствор)
мембрана (целлофан, коллодий)
h р(осм) )
+
Осмос – самопроизвольный переход (диффузия) растворителя
через мембрану из той части системы, где концентрация
растворенного вещества ниже, в ту часть системы, где она выше.
Осмотическое давление раствора ( ) – давление, которое
нужно приложить к раствору, чтобы предотвратить
проникновение в него растворителя;
– мера стремления растворенного вещества к равномерному
распределению во всем объеме растворителя. 32
• Для осмотического давления (кПа)
cRT (для неэлектролитов) (1.7а)
Уравнение Вант-Гоффа
T = const
c1
c2
1
2
c = const
T1
T2
1
2
с – молярная концентрация; R – универсальная газовая постоянная,
8.31 кПа•л/моль•K; Т – абсолютная температура, К
Осмотическое давление – давление, которое производило
бы растворенное вещество, если бы оно находилось при
той же температуре в газообразном состоянии.
Законы осмотического давления
33
(формальная аналогия)
icRT (1.7b)
i – изотонический коэффициент Вант-Гоффа, Nр/Nисх
(зависимость от концентрации; Вант-Гофф, Аррениус)
i = 1 + (m – 1), где – степень диссоциации, m – число ионов,
образуемых электролитом
р-ра А р-ра В= изотонические растворы
р-ра В
р-ра А > А – гипертонический; В – гипотонический
Плазма крови (при 37С)
740–780 кПа (0.74–0.78 мПа, 7.3–7.7 атм)
(1 атм = 0.1013 мПа = 101.3 кПа)
сосм 0.29–0.30 моль/л
Осмотическое давление в растворах электролитов
при = 1, i = 1 + m – 1 = m (NaCl, m = 2; CaCl2, m = 3; Na3PO4, m = 4)
34
0.15 М (0.9%) раствор NaCl;
cосмRT сосм - осмолярность (1.7c)
0.3 M (4.5–5.0%) р-р глюкозы
изотонические
растворы
NaCl = icRT = 2•0.15•8.31•310 750 кПа
Осмолярность
Осмолярность (осмомолярность) — суммарная
концентрация осмотически активных частиц в растворе
глюкозы = cRT = 0.3•8.31•310 750 кПа
в нашем случае
сосм (NaCl) = cосм (глюкозы)
35
Клетка
межклеточная жидкость
внутриклеточная жидкость
мембрана
• Тургор клетки (упругость)
• Плазмолиз – сморщивание клеток (в гипертоническом растворе, конц. NaCl)
• Лизис – набухание и разрыв оболочек клеток (в гипотоническом растворе, дист. Н2О)
• Гемолиз – лизис в случае эритроцитов (7.5 4.0–3.0) (гемоглобин окрашивает воду в красный цвет)
• Изоосмия, «осмотический конфликт» (Ленский (Л), 116)
Биологическое значение осмотического давления
36
– осмотическое давление при введении солей (отеки),
– осмотическое давление при потере солей (рвота, судороги);
– при распаде белков (при воспалении);
– гипертонический раствор при глаукоме;
– гипертонические повязки в хирургии;
– чистая озерная и морская вода;
– консервирование продуктов (рассол, сироп)
Примеры проявления действия
осмотического давления
38
(применим, если отсутствует химическое взаимодействие
между газом и растворителем)
с (Х) = KГ (Х) • р (Х)
с (Х) – концентрация газа в насыщенном растворе, моль/л;
р(Х) – давление газа над раствором;
KГ (Х) – постоянная Генри для газа Х, моль/л•Па
(зависит от природы газа, растворителя и температуры)
Закон Генри
Растворимость газов в жидкостях *
При постоянной температуре растворимость газа в
определенном объеме жидкости прямо пропорциональна
давлению газа над жидкостью
* Раздел, выносимый на самостоятельную проработку
39
(для смеси газов)
сi (X) = K’ • pi (X)
сi (X) – молярная концентрация газа (Х) в насыщенном растворе
(моль/л);
K’ – константа, зависящая от природы растворителя и температуры;
pi (X) – парциальное давление компонента газовой смеси;
pi (X) = робщ • χ , где χ – молярная доля компонента в газовой смеси.
Закон Дальтона
При постоянной температуре растворимость каждого из
компонентов газовой смеси в определенном объеме
жидкости прямо пропорциональна парциальному
давлению этого компонента газовой смеси над жидкостью.
40
(для раствора газа в растворе электролита)
Растворимость газов в жидкостях в присутствии
электролитов понижается вследствие высаливания газов.
c (Х) = cо (Х) • е –Kс • Сэл
c(Х) – молярная концентрация газа в насыщенном растворе
в присутствии электролита, моль/л;
cо – молярная концентрация газа в насыщенном растворе
в чистом растворителе;
Kс – константа Сеченова;
cэл – молярная концентрация электролита в растворе.
(в плазме 154 ммоль/л)
Закон Сеченова
41