7. Живые организмы – открытые системы, находящиеся в неравновесном состоянии по отношению к окружающей среде .

Особенности энергетического обмена в живых организмах: они не могут создавать энергию из ничего, не уничтожать её, они могут только преобразовывать одну форму энергии в другую. При этом организмы потребляют из окружающей среды энергию в той форме в которой они могут использовать её в конкретных условиях температуры и давления, а затем возвращают в среду эквивалентное количество энергии другой форме менее пригодной для них

Принцип энергетического сопряжения – в живых системах эндэргонические реакции (разница энергии Гиббса больше 0) сопряжены с экзэргоническими (разница энергии Гиббса меньше 0).Для сопряжение этих процессов необходимо наличие общего промежуточного соединения.

Глюкоза+фруктоза=сахароза+вода

Обратимость- такие реакции, которые протекают приданных внешних условиях могут самопроизвольно как в прямом так и в обратом направлениях.

Многостадийность – особенность биохимических процессов, протекающих в организме и поэтому вероятность обратимого протекания отдельной стадии значительно выше, чем всего процесса в целом.

Гомеостаз – постоянство внутренней среды организма

Производство энтропии системой, находящейся в стационар-ном состоянии, стремится к минимуму (принцип И.Приго-жина):

Δτ/ΔS стрем-ся к min

8. Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий меха-низмы химических реакций, скорости их протекания и влияние различных факторов на скорости химических реакций.

Гомогенные реакции – протекают при отсутствии поверхности раздела между реагентами по всему объему системы, т.е.в преде-лах одной фазы, например в смеси газов или веществ в растворе.

Гетерогенные реакции – протекают на границе раздела фаз между реагентами

Механизм реакции – это путь превращения исходных веществ в продукты.

Простые реакции состоят из однотипных элементарных актов

Реакции, при протекании которых осуществляются разнотип-ные элементарные акты, называются сложными реакциями.

Сложные реакции делятся на: циклические, последовательные, параллельные, сопряжённые, цепные(патология- лучевая болезнь)

9. Факторы, влияющие на скорость реакции:

Природа, реагирующих веществ

Концентрация реагентов(вероятность столкновения молекул прямо пропорциональна молярным концентрациям реагентов)

Закон действующих масс:

Скорость химической реакции в каждый момент времени про-порциональна концентрациям реагентов, возведенным в некото-рые степени:

Для реакции aA + bB = dD + еЕ

V = k *с^(nА) (A)* с^(nВ) (B)

nA, nB – порядки реакции

Давление(для газов, тк влияет на их концентрацию)

Из уравнения Менделеева-Клапейрона pV = nRT следует, что с = р/RT , т.е.давление и молярная концентрация газа связаны пря-мо пропорционально.Поэтому в закон действующих масс мы мо-жем подставлять вместо концентрации давление.

Температура

Катализаторы

Величина поверхности соприкосновения реагируюших веществ

10. Влияние температуры на скорость реакции отражено в правиле Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций возрастает в 2–4 раза

Гамма – температурный коэффициент скорости химической реакции, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реак-ции при увеличении температуры на каждые 10 гр

Для обычных химических реакций = 2÷4, а для фермента-тивных реакций температурный коэффициент может достигать значений = 7÷9.

Энергия активации – это минимальная избыточная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы эти частицы вступили в химическую реакцию (Еa, кДж/моль).

Чем больше энергия активации Еa, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

Энергия активации связана с константой скорости реакции и температурой уравнением Аррениуса: k = A* e^ (–Ea/RT)

11. Катализ – явление изменения скорости химической реакции веществами, которые участвуют в реакции, но не входят в со-став конечных продуктов.

Положительный и отрицательный

Готомогенный (катализатор и реагенты в одной и той же фазе)

И гетерогенный

Катализаторы – молекулы, ионы, атомы, поверхности, участвую-щие в реакции, изменяющие скорость термодинамически возмож-ных реакций за счет уменьшения или увеличения энергии актива-ции, но остающиеся химически неизменными в результате реакции.

Общие принципы катализа

1ускоряют только термодинамически возможные реакции.

2ускоряют химическую реакцию за счет снижения энергии активации реакции, образуя промежу-точные

3увеличивают скорости как прямой, так и обратной реакций, ускоряя достижение химического равновесия.

4 после завершения реакции остаются в неизмен-ном виде и количестве.

5 Все каталитические реакции сложные, так как состоят, как ми-нимум, из двух элементарных актов:

а) Реагент + катализатор = промежуточное соединение;

б) Промежуточное соединение= продукты реакции + катализатор. 6Действие катализатора можно изменить: промоторы – усилива-ют, а каталитические яды – блокируют действие катализатора.