1.Предмет и задачи химии. Химические дисциплины в системе медицинского образования: бионеорганическая, биоорганическая, аналитическая, биофизическая биологическая химия.
Одной из естественных наук, изучающих окружающий нас материальный мир во всем многообразии его форм и превращений, является химия.
Химия – наука о составе, строении, свойствах, превращениях веществ и явлениях, их сопровождающих.
Все в природе представляет собой различные виды движущейся материи. Движение – форма существования материи. Превращения веществ и сопровождающие их явления – сущность химической формы движения материи, которая определяется взаимодействием электронных оболочек атомов и молекул.
Отсюда тесная связь химии со многими естественными науками – геологией, биологией, физикой и другими. На границе между химией и геологией возникла геохимия, изучающая распространенность и миграцию химических элементов на Земле. На стыке химии, биологии и геологии возникла биогеохимия, изучающая геохимические процессы с участием живых организмов. На границе биологии, неорганической и биологической появилась новая наука – бионеорганическая химия, задачей которой является изучение химических процессов, протекающих в клетках живых организмов при участии соединений биогенных элементов. Тесная связь биохимии и органической химии привела к возникновению биоорганической химии, а физики, химии, биологии – к созданию биофизической химии, которая описывает закономерности и механизмы протекания биологических процессов на основе фундаментальных законов физической химии.
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. (С Н О + 6О = 6СО + 6Н О)
В свою очередь внешнее дыхание высших животных, обеспечивающее доставку кислорода к клеткам, определяется реакцией белка – гемоглобина Нb с кислородом воздуха.(Hb + O HbO )
Непрочный комплекс – оксигемоглобин HbO 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 ее лечения. Поэтому лучшие врачи всегда уделяли внимание химическим вопросам медицины.
Атом — наименьшая частица химического элемента, состоящая их элементарных частиц, движение которых подчиняется законам квантовой механики.
Атом состоит из атомного ядра и окружающего его электронного облака. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и электрически нейтральных нейтронов, а окружающее его облако состоит из отрицательно заряженных электронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом.
Атомная орбиталь (АО) — область, где чаще всего находится электрон. АО описывается некоторой волновой функцией = ( ; ; ). Эта функция входит в уравнение Шредингера. Решением уравнения Шредингера являются квантовые числа. Каждый электрон в атоме описывается набором из 4х квантовых чисел (квантовые числа — безразмерные параметры, характеризующие состояние электрона в атоме):
1) главное (n) – определяет энергетический уровень, на котором находится электрон (n = 1,2,3…)
2) орбитальное (l) – показывает на каком подуровне находится электрон (l = 0(s), 1(p), 2(d), 3(f)…до..(n-1))
3) магнитное (т ) – показывает на какой атомной орбитале находится электрон (m = -l…0…l)
l = 0 (S); m =0
l = 1 (P); m = -1,0,1
l = 2 (d); m = -2,-1,0,1,2
4) спиновое (s ) – показывает вращение электрона вокруг собственной оси (m = -1/2;1/2)
Нормальным состоянием атома называют структуру, соответствующую квантовым химическим законам формирования АО.
Возбуждённым состоянием атома называют структуру, в которой застраивающиеся электроны переходят на подуровни с более высокой энергией.
Принцип заполнения орбиталей электронами:
1) принцип Паули: а атоме нет одинаковых электронов, каждый электрон в атоме отличается значением хотя бы одного квантового числа (в атомной орбитале могут находиться только 2 электрона)
2) правило Хунда: суммарное спиновое число на подуровнях должно быть максимальным:
3) принцип наименьшей энергии: электроны в невозбужденном атоме распределяются по квантовым состояниям таким образом, чтобы суммарная энергия атома была минимальна:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d
у лантаноидов 4f=5d<7s<6d=5f<6d
Периодический закон Менделеева: свойства элементов и их однотипных соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов.
Отдельные группы элементов по сходству наиболее общих признаков объединяют в блоки:
1) s – блок объединяет 2 группы: 1А – щелочных и 2А – щелочно-земельных металлов. В качестве валентных выступают электроны s–орбиталей. Поэтому элементы этих групп называют s-элементами.
2) d – блок объединяет 8 групп 3Б-8Б, 1Б, 2Б комплексообразующих переходных элементов. Валентными являются электроны s- и d-орбиталей. d-элементы.
3) р-блок объединяет 6 групп: 3А-8А – неметаллов, амфотерных и благородных элементов. Валентнвми являются электроны р-орбиталей, поэтому их называют р-элементами.
Электроотрицательность: способность ядер притягивать электронов
Энергия ионизации J [эВ]: - энергия, которую нужно приложить к атому, чтобы оторвать элетрон
В группе J уменьшается
В периоде J увеличивается
Энергия сродства к электронам F [эВ] – та энергия, которая выделяется или поглощается когда атом принимает элетрон.
В группе J увеличивается
В периоде J уменьшается
Химической связью называют совокупность взаимодействия между электронами и ядрами атомов, приводящая к образованию молекул.
Валентностью называют способность атома присоединять определенное число других атомов с образованием молекулы.
Принципы метода ВС удобно проиллюстрировать на примере образования химической связи в молекуле водорода Н . Рассматривают 2 атома водорода, находящихся на расстоянии, гораздо большем, чем радиус орбитали 1s изолированного атома Н. На таком расстоянии электроны и ядра разных атомов взаимодействуют очень слабо, и атомы существуют независимо друг от друга.
При постепенном сближении атомов взаимодействие возрастает. На этом расстоянии электронные орбитали атомов перекрываются. При таком сближении электроны разных атомов Н и Н уже не могут двигаться независимо. При попадании электрона из атома Н в область перекрывания он может не вернуться к атому Н , а переходит на 1s-орбиталь атома Н . То же самое происходит с электроном атома Н .таким образом, вследствие перекрывания орбиталей атомы постоянно обмениваются электронами.
Метода ВС(валентных связей):химическая связь между двумя атомами возникает в результате перекрывания внешних атомных орбиталей путем обмена двух электронов, находящихся на этих орбиталях.
Ковалентная связь — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Виды ковалентной связи:
Простая ковалентная связь образуется из двух неспаренных валентных электронов, по одному от каждого атома. В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет не чем иным, как энергией связи).
Донорно-акцепторный механизм. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшает единицу.
Семиполярная связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:
1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами — в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном).
2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).
Ковалентная связь насыщает ее свойства, т.е. атом может образовывать только определенное количество связей.
Ковалентная связь направлена, т.е. перекрывание лишь определенной ориентации.
- область перекрывания атомных орбиталей
- перекрывание происходит над осью Х и под осью Х:
При образовании молекулы форма атомных электронных облаков может измениться по сравнению с их исходной формой в свободных атомах: вместо неравноценных s- и р-облаков могут образоваться равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, происходит так называемая гибридизация атомных орбиталей. Гибридизацией называют образование одинаковых по энергии и форме орбиталей атома в результате сложения различных по энергии и форме орбиталей при возбуждении этого атома.
Согласно методу МО (молекулярных орбиталей) молекулы рассматриваются как единое целое, состоящее из ядер электронов. Установить строение молекул по методу МО это значит выяснить распределение электронов по молекулярным орбиталям. Так, как мы делаем для атомов. Представить структуру молекулы МО – это значит распределить электроны в молекуле по молекулярному образцу – более сложнее, чем атомные.
Водород, соединенный с атомом сильно электроотрицательного элемента, образует водородную связь. Условием образования водородной связи является высокая электроотрицательность атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода. Только при этом условии электронное облако атома водорода достаточно сильно смещается в сторону атома-партнера, а последний приобретает высокий эффективный отрицательный заряд. Именно поэтому водородная связь характерна для соединений самых электроотрицательных элементов; сильнее всего она проявяется у соединений фтора и кислорода.
Роль водородной связи: Вода – одно из самых важных и распространенных соединений водорода. Водное пространство занимает почти 75% земного шара. В организме взрослого человека содержится около 70% воды. Все химические реакции в организме протекают только в водной среде. Жизнь без воды невозможна.
КС – это соединения высшего порядка
КС – это соединения в растворах и расплавах которых присутствуют сложные, комплексные частицы (комплексные катионы, анионы и нейтральные частицы)
КС – это соединения, в структуре которых присутствует хотя бы одна донорно-акцепторная связь
К КС относятся такие природные соединения (биокомплексы):
1) хлорофилл
2) гемоглобин
3) витамин В12
-ряд ферментов
СuSO4(голуб) +4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4(ярко - синий)
В 1893 году ученый Вернер впервые объединил сведения и выдвинул теорию.
«Координационная теория»:
КО (комплексообразователь) – обычно катионы Ме (Сu) , обычно это место занимают катионы d-элементов, практически не могут занимать щелочи Ме.
КЧ (координационное число) – обычно четное. Величина КЧ зависит от заряда КО
Заряд КО |
КЧ |
+1(Ag+,Au+,Cu+) +2(Co2+,Cu2+,Zn2+) +3(Al3+,Fe3+) +4(Pt4+,Os4+) |
2 4,6 6,4 8 |
Лиганды – это нейтральные молекулы неорганической или органической природы и отрицательно заряженные частицы. (Cl-,I-,F-,Br-,Cn-,SCN-,NO2-,S2O32-)
Дентатность лигандов – это количество связей. Которые образуют лиганды с комплексообразователем
Н20,NH3,CO-монодентатные
NH2-CH2-CH2-NH2 – бидентатные
Классификация КС:
I. По природе лигандов:
1) аквакомплексы (H2O) – [Co(H2O)6]Cl3
2) аммиакаты (NН3) – [Cu(NH3)4]SO4
3) ацитокомплексы (СN-,Cl-,Br-,SCN-,NO2-)
4) внутрикомплексы [Cu(NH2-CH2-CH2-NH2)2]
5) хелаты (нейтр.орг.соединения)
II. По заряду комплексной частицы:
1) нейтральные [Cr(H2O)3Br3]
2) катионные K[Ag(CN)2]
3) анионные [Au(NH3)2]Cl
Название комплексных соединений:
1) название начинается с аниона (простого или сложного)
2) лиганты называют (Н20-аква, NH3-аммин,СN- -циано,SCN- - тиоциано,Br- - бромо,С2O42- - оксалато,NO2- - нитрито)
3) комплексообразователь называют:
- по-русски (если он входит в состав катионного комплекса)
- по-латински (с окончанием а), если он входит в состав анионного комплекса
заряд указывают римской цифрой после названия
- по-русски в им.п. без указания заряда, если он входит в состав нейтрального комплекса
Пример: [Cu(NH3)4]SO4 – сульфат тетрааммин меди (II)
Устойчивость КС:
1) K[Ag(CN)2] => K+ + [Ag(CN)2]- (первичная диссоциация КС) –протекает по типу сильных электролитов, т.е.полностью
2) [Ag(CN)2] <=> Ag+ + 2 CN- (вторичная диссоциация) – протекает по типу слабых электролитов.
Устойчивость КС характеризует константа равновесия (Кр)
Кр=Кнест.
Кнест=[Ag+]*[CN-]^2/[Ag(CN)2]
Чем меньше Кнест, тем прочнее КС.
Комплексонометрическое титрование и его применение в медицинских исследованиях:
Метод КМТ – это метод, где в качестве рабочих растворов используют вещества, называемые комплексонами.
Комплексоны – производные поли-амино-карбоновых кислот, которые с катионами Ме (кроме щелочных) образуют прочные внутрикомплексные соединения.
Комплексон I
Комплексон II – ЭДТА (трилон А)
Комплексон Ш – ЭДТА (трилон Б)
Титрование проводят в щелочной среде, для этого добавляют буферную аммонийную смесь.
Точкой ковалентности в МКТ используют металлические индикаторы, такие как эриохром (НInd2-). Это сложное органическое соединение, которое с катионом Ме также как комплексоны образуют внутрикомплексное соединение, которые менее окрашены, чем комплексы с комплексонами.
1)Ме2+ + HInd2- <=> MeInd-(вино-красн) + H+
2) MeInd- + Н2I2- <=>MeI-(бесцв) + Hind2- (синяя)+ H+
В точке эквивалентности вино-красная окраска переходит в синюю.
В медицинской практике метод используется для анализа лекарственных препаратов для определения содержания Ме. Комплексон 3 используется для вывода из организма тяжелых Ме. Используется в онкологической практике.
Теория электролитической диссоциации Аррениуса:
1) электролиты в растворах состоят частично из диссоциированных молекул, количество которых растет при разбавлении раствора;
2) в бесконечно разбавленных растворах молекулы существуют только в виде ионов.
3) Количественной характеристикой является константа и степень диссоциации
Недостатки:
1) Не указывает причин диссоциации
2) Не учитывает межионное взаимодействие
Причины диссоциации: Взаимодействие электролита с диполями воды.
У теории электролитической диссоциации в ученом мире были очень серьезные противники. Так, Д. И. Менделеев резко критиковал не только саму идею Аррениуса о диссоциации, но и чисто "физический" подход к пониманию природы растворов, не учитывающий химических взаимодействий между растворенным веществом и растворителем. Впоследствии выяснилось, что и Аррениус, и Менделеев были каждый по-своему правы, и их взгляды, дополняя друг друга, составили основу новой - протонной - теории кислот и оснований.
Конст дисс-ии Kд в-ва AB = [A+][B-]/[AB]
Слабые электролиты: электролиты со степенью диссоциации <3% (H2S, H2CO3, HCN, H2O, NH4OH, орг кислоты)
Закон разбавления Оставальда – справедлив только для слабых электролитов.
Kд слабых = ca*a/(1-a)
a – степень диссоциации
c – молярная концентрация электролита
У достаточно слабых электролитов в неслишком разбавленных растворах степень диссоциации а очень мала, а величина (1-а) близка к единице. Поэтому для них ca*a=K или a=квадрат корень из K/c
Константа диссоциации слабых электролитов - величина постоянная, что подтверждает правильность представлений о наличии равновесия между недиссоциированными молекулами и ионами. Константой диссоциации характеризуют силу кислот или оснований. Чем больше величина константы, тем более электролит диссоциирован в растворе.
Сильные электролиты:
Теория Дебая и Гюккеля: Сильные электролиты, в противоположность слабым полностью ионизированы в водных растворах.
В концентрированных растворах сильных электролитов присутствует большое количество ионов, которые оказывают мешающее влияние друг на друга. Электропроводность таких растворов оказывается меньше чем ожидается. Это связано с тем, что ионы мешают движению друг друга. Каждый отрицательный ион окружён ионной атмосферой из положительных ионов, а положительный – из отрицательных.
Активностью иона называют эффективную или условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.
Между активностью иона а и его действительной концентрацией существует зависимость:
a = fc
a(H+)=f(H+)*c(H+)
a(CN-)=f(CN-)*c(CN-)
Коэффициент активности f характеризует влияние электростатических сил на способность иона к химическим действиям.
f<1, Ионы влияют друг на друга. Движение ионов в растворе замедлено. (Концентрированные растворы электролитов)
f=1, ионы не мешают действию друг на друга (разбавленные растворы сильных электролитов)
Уравнение Дебая-Гюккеля:
lgf=-1/2|z+*z-|*корень(J)
J- ионная сила раствора
J=1/2*Ec1*Z+*Z- Сильные электролиты, в противоположность слабым полностью ионизированы в водных растворах Ec1*Zi*Zi
Ионная теория: Согласно этой теории, к-та - водородсодержащее соед., при электролитич. диссоциации к-рого в воде образуются ионы водорода и анионы, а основание-соед., диссоциирующее с отщеплением ионов гидроксила и катионов.
Электронная теория Льюиса: к-та - в-во, к-рое может использовать неподеленную .пару электронов атома др. молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов, основание - в-во, обладающее неподеленной парой электронов, к-рая м. б. использована для образования устойчивой электронной группировки др. атома. Часто такой группировкой является октет электронов.
В 1923 году Бренстед и Лаури предложили теорию кислот и оснований, получившую название протолитической (или прототонной). Согласно этой теории к кислотам относят вещества (или ионы), способные отдавать протоны, а к основаниям – вещества (или ионы), способные их присоединять. Поэтому и те и другие получили общее название протолитов.
Поскольку отдача протонов кислотой – процесс обратимый, то получившийся при этом остаток кислоты может снова присоединить протон и, следовательно, будет основанием. Поэтому с каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протон:
Кислота <=> Основание + Н+
Не следует забывать, что в водных растворах все ионы гидратированы, т.е. соединены с электрическим моментом диполя воды.
Вода является слабым электролитом, диссоциируя в незначительной степени:
2Н2О = Н3О+ + ОН-, или Н2О = Н+ + ОН-.
При 25 градусах по Цельсию константа диссоциации воды составляет:
К = ([H+]*[OH-])/[H2O] = 1,8*10 в степени -16.
Так как доля распавшихся на ионы молекул воды мала, можно принять концентрацию недиссоциированных молекул воды равной общей концентрации воды:
[H2O] = 1000/18 = 55,55 моль/л,тогда [H+]*[OH-] = K(H2O),
K(H2O) = 1,8*10 в степени -16 * 55,55 = 1*10 в степени -14 (25 градусов Цельсию).
Для воды и разбавленных водных растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- является постоянной величиной при постоянной температуре и называется ионным произведением воды. Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид – ионов равны между собой, называют нейтральными. Таким образом, при стандартных условиях в нейтральных растворах
[H+] = [OH-] = 10 в степени -7 моль/л;
в кислых растворах:
[H+]>[OH-], т.е. [H+]>10 в степени -7 моль/л;
в щелочных растворах наблюдается обратное соотношение:
[H+]<[OH-], т.е. [H+]<10 в степени -7 моль/л.
Вместо равновесных концентраций ионов Н+ и ОН- для характеристики среды удобнее пользоваться десятичными логарифмами равновесных концентраций ионов Н+ и ОН-, взятыми с противоположными знаками. Эти величины называются соответственно водородными и гидроксильными показателями (рН и рОН):
рН = -lg[H+];
рОН = -lg[OH-].
В разбавленных растворах кислот и щелочей выражение ионного произведения воды принимает вид:
рН + рОН = 14.
Ионная теория: Согласно этой теории, к-та - водородсодержащее соед., при электролитич. диссоциации к-рого в воде образуются ионы водорода и анионы, а основание-соед., диссоциирующее с отщеплением ионов гидроксила и катионов.
Электронная теория Льюиса: к-та - в-во, к-рое может использовать неподеленную .пару электронов атома др. молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов, основание - в-во, обладающее неподеленной парой электронов, к-рая м. б. использована для образования устойчивой электронной группировки др. атома. Часто такой группировкой является октет электронов.
В 1923 году Бренстед и Лаури предложили теорию кислот и оснований, получившую название протолитической (или прототонной). Согласно этой теории к кислотам относят вещества (или ионы), способные отдавать протоны, а к основаниям – вещества (или ионы), способные их присоединять. Поэтому и те и другие получили общее название протолитов.
Поскольку отдача протонов кислотой – процесс обратимый, то получившийся при этом остаток кислоты может снова присоединить протон и, следовательно, будет основанием. Поэтому с каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протон:
Кислота <=> Основание + Н+
Не следует забывать, что в водных растворах все ионы гидратированы, т.е. соединены с электрическим моментом диполя воды.
Вода является слабым электролитом, диссоциируя в незначительной степени:
2Н2О = Н3О+ + ОН-, или Н2О = Н+ + ОН-.
При 25 градусах по Цельсию константа диссоциации воды составляет:
К = ([H+]*[OH-])/[H2O] = 1,8*10 в степени -16.
Так как доля распавшихся на ионы молекул воды мала, можно принять концентрацию недиссоциированных молекул воды равной общей концентрации воды:
[H2O] = 1000/18 = 55,55 моль/л,тогда [H+]*[OH-] = K(H2O),
K(H2O) = 1,8*10 в степени -16 * 55,55 = 1*10 в степени -14 (25 градусов Цельсию).
Для воды и разбавленных водных растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- является постоянной величиной при постоянной температуре и называется ионным произведением воды. Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид – ионов равны между собой, называют нейтральными. Таким образом, при стандартных условиях в нейтральных растворах
[H+] = [OH-] = 10 в степени -7 моль/л;
в кислых растворах:
[H+]>[OH-], т.е. [H+]>10 в степени -7 моль/л;
в щелочных растворах наблюдается обратное соотношение:
[H+]<[OH-], т.е. [H+]<10 в степени -7 моль/л.
Вместо равновесных концентраций ионов Н+ и ОН- для характеристики среды удобнее пользоваться десятичными логарифмами равновесных концентраций ионов Н+ и ОН-, взятыми с противоположными знаками. Эти величины называются соответственно водородными и гидроксильными показателями (рН и рОН):
рН = -lg[H+];
рОН = -lg[OH-].
В разбавленных растворах кислот и щелочей выражение ионного произведения воды принимает вид:
рН + рОН = 14.
Метод кислотно-основного титрования – это метод, когда при титровании протекает реакция кислотно-основного взаимодействия (Н+ + ОН- = Н2О)
Рабочие растворы в этом методе это растворы сильных кислот и щелочи.
Качество индикаторов для установления ТЭ (точки эквивалентности) используется в кислотно-основном индикаторе (лакмус, метилоранж, фенолфталеин)
Различают:
1) ацидиметрия (рабочие растворы – растворы кислот) – Н2SO4
2) алкалиметрия (растворы щелочей) – NaOH, KOH
4 Случая кислотно-основного титрования:
1) титрование сильной кислоты сильным основанием (рН = 7) гидролиз не идет
2) сильная кистлота + слабое основание (рН<7, кисл.среда)
3) слабая кислота + сильное основание (рН>7,щелочная среда)
4) слабая ктслота + слабое основание (рН приблиз равно 7)
Метод кислотно-основного титрования (метод нейтрализации) используют в лабораториях для определения кислотности желудочного сока, буферной емкости плазмы крови. В фармакологии применяют для колическтвенного анализа неорганических (НСl) и органических кислот (уксусной, лимонной)
ОВР – это реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления одного или нескольких элементов.
Степень окисления:
1) низшая
2) высшая
3) промежуточная
ОВР – это сложные процессы, которые зависят от концентрации, рН раствора, от t…
Для составления уравнений ОВР используют 2 способа:
1) метод электронного баланса
2) метод полуреакции (ионно-электронный)
Колическтвенной характеристикой силы окислителя и восстановителя является окислительно-восстановительный потенциал.
Е*-стандартный ОВ потенциалы
Е – ОВ потенциалы при заданных условиях
Уравнение Нернста: Е = Е* + 0,059/n * lg [окисл.]/[восст.]
Чем меньше Е*, тем сильнее восстановитель в данной ОВ паре.
Чем больше Е*, тем сильнее окислитель в данной ОВ паре.
3 типа ОВР:
1) межмолекулярная ОВР: 2 вещеттва = 2 вещества
2) внутримолекулярная: 1 вещество = 2 вещества
3) реакция самоокисления, самовосстановления (реакция деспропорционирования)
Биогенные элементы – элементы, необходимые для построения и жизнедеятельности клеток организма. В составе живого вещества найдено более 70 элементов.
Классификация:
I. По содержанию:
1) Макроэлементы (>10^-2 %):
Органогенные (по сод-ю 97%) – C,H,O,N,P,S;
Другие: K, Na, Ca, Mg, Cl
Органогенные – лёгкие элементы, находящиеся в правом верхнем углу, небольшие r, промежуточные электроотрицательности, что способствует образованию прочных ковалентных связей => образуют РАСТВОРИМЫЕ и ГАЗООБРАЗНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Основная функция: построение тканей, поддержание постоянства Осмотического давления, ионного и кислотно-основного баланса в организме.
ДЕФИЦИТ:
Ca: Замедление роста скелета, разрежение костной ткани
К: Аритмия сердечных сокращений
Mg: Мышечные судороги, сердечные спазмы, потрея жидкости
2) Микроэлементы (10^-2 - 10^-5 %):
Cu, F, J, Fe, Mn, Mo, Zn, Se, As, Cr, Ni, Si, Sn, V
Присутствуют в виде различных биокомплексов, выполняют функцию биометаллов.
ПРИМЕР: гемоглобин крови – комплекс Fe
Витамин B12 – биокомплекс Co
Mn входит в состав 12 ферментов
ферм Ксантиноксидаза – Mo
Избыток Mo (раст пища)=> подагра-заболевание суставов
ДЕФИЦИТ:
Mo: Замедл-е клеточного роста, склон к кариесу
Сu: Слабость артерий, нарушение деятельности печени, 2-чная анемия
F: (зубн эмаль) => кариес зубов
J: (щитовидная железа) => заб-е эндемический зоб
Fe: анемия, нарушения иммунной системы, усталось и апатия
Mn: Бесплодие, ухудшение роста скелета
Zn: Повреждения кожи, замедл-е роста, пол созрев-я, анемия
Se: слабость сердечной мышцы
Cr: симптомы диабеита
Co: Злокачественная анемия
Ni: Учащение дпрессий, дерматиты
Si: нарушение роста скелета
3) Ультрамикроэлементы (<10^-5 %)
U, Hg, Ag, Au