- •Лекция № 4 Карбоновые кислоты и их функциональные производные
- •Строение карбоксильной группы
- •Химические свойства карбоновых кислот
- •Пути превращения ацетоуксусной кислоты в организме:
- •Медико-биологическое значение карбоновых кислот
- •Лекция № 5 Углеводы
- •Биологические функции углеводов
- •Химические свойства моносахаридов
- •Производные моносахаридов
- •Сахарные кислоты
- •Лекция № 6 Сложные углеводы
- •Гомополисахариды
- •Гетерополисахариды
- •Гликопротеины
- •Лекция № 7
- •Кислотно-основные свойства -ак
- •Химические свойства ак
- •9. Галиулина м.В. О роли слюны в процессах патологической биоминерализации в полости рта / и.В. Ганзина, и.В. Анисимова // Омский научный вестник.- Омск, 2002.-выпуск 21.- с182-183.
- •По взаимодействию дисперсной фазы и дисперсной среды различают лиофобные и лиофильные коллоидные системы.
- •По взаимодействию дисперсной фазы и дисперсной среды коллоидные системы делят на золи и гели.
- •Наличие электрического заряда у коллоидных частичек.
- •Способность к сольватации (гидрации ) стабилизирующих ионов.
- •Третий фактор устойчивости связан с адсорбционными свойства дисперсных систем.
- •Лекция : п о в е рх н о с т ы е я в л е н и я
- •1. Правило фаянса – пескова.
- •2. Правило изоморфизма.
- •4. Если ионы- адсорбаты имеют одинаковые по знаку и разные по величине степени окисления,то в первую очередь адсорбируются с большей степенью окисления:
- •Закону эквивалентности;
- •Всем 4 правилам электролитной адсорбции
- •Принципу Ле-Шателье,что позволяет восстанавливать,т.Е. Регенерировать иониты.
- •Биологическое значение избирательной
- •В зависимости от агрегативного состояния различают жидкие,газообразные и твердые растворы.
- •В зависимости от размеров частиц различают истинные растворы, коллоидные системы и грубодисперсные системы ( суспензии,эмульсии).
- •Влияние этальпийного фактора.
- •II. Влияние энтропийного фактора.
- •1. Влияние на раствоиимость природы компонентов .
- •II. Влияние на растворимость внешних условий ( р,т ).
- •III . Влияние на растворимость электролитов.
- •Белковые вещества при определенных значениях рН способны денатурировать,что вызывает необходимые изменения в структуре протоплазмы и тем самым нарушает процессы жизнедеятельности.
- •От природы растворенного вещества
- •Температуры
- •Практически не зависит от концентрации разбавленных растворов солей.
- •Как те,так и другие получили общее название протолиты.
- •Соотношение между кислотой и основанием можно выразить следующей схемой.
- •Сильной кислоте соотвествует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте – сильное сопряженное основание.
- •3)Белковая буферная система:
- •Фосфатная буферная система – состоит из дигидрофосфата к ( выполняет роль кислоты ) (Одно замещенный форсфат калия)
- •Внутреннюю сферу,включающую центральный или ион – комплексообразователя,вокруг которого связанные с ним лиганды – молекулы
- •Внешнюю сферу – совокупность всех ионов, непосредственно не связанных с центральным атомом и удерживаемых около внутренней сферы электростатическими силами.
- •Изомери,при которой не меняется состав внутренней сферы и строение лигандов. Это – геометрическая,оптическая,конформационная изомерии и др.
- •Изомерия, при которой меняется состав внутренней сферы и строение лигандов. Это ионизационная, координационная, лигандная изомерии и др.
- •2) 2 Ост. Уксусной кислоты
- •3) 2 Ост. Натрия ацетата
- •От растворителя, 3. От температуры и не зависит от с электролита.
- •Масса раствора слагается из массы растворителя и массы растворенного вещества :
- •Определим массовую долю NaCi в физиологическом растворе :
- •Рассчитаем рН сантимолярного раствора едкого натра NaOh
- •Основы химической термодинамики и биоэнергетики
- •I. Изолированные-системы - не обменивается с окружающей средой ни массой, ни энергией (термос, космический корабль).
- •II. Закрытые системы - могут обмениваться с окружающей средой только энергией (ампула лекарства)
- •III. Открытые системы - обмениваются с окружающей средой и массой, и энергией (живые организмы, планета Земля и др.),
- •Внутренняя энергия; 2. Энтальпия; 3. Энтропия; 4. Свободная энергия (Гиббса) 5. Химический потенциал
- •4. Энергия Гиббса ( ) -та часть потендиальной энергии реагирующих веществ, которая может быть использована для осуществления .Полезной, работы.
- •5. Химический потенциал ( )- характеризуется изменение энергии Гиббса одним молем конкретного вещества в системе
- •1) Рудольф Клаузкус.1850 год:
- •2)Современная формулировка I закона:
- •Второй закон термодинамики
- •1) Теплота не может сама собой переходить от холодного тела к горячему, не оставляя изменений в окружающей среде,;
- •2)Различные виды энергии стремятся превратиться в теплоту, а теплота, в свою очередь, стремиться рассеяться, т.Е. Теплоту нельзя полностью превратить в работу.
- •Термодинамика химического равновесия
- •1)Влияние концентраций реагирующих веществ.
- •1) Набухание.
- •2)Вязкость
- •3)Осмотическое давление
Определим массу вещества NaCI,исходя из его количества – 0,15 моль ;М (NaCI) = 58,5 г моль-1; М (NaCI ) = 0.15 х 58,5 = 8,775 (г).
Масса раствора слагается из массы растворителя и массы растворенного вещества :
Мр = М ( вода ) + М ( соли )
Мр = 1000 + 8,775 = 1008,775 (г.)
Определим массовую долю NaCi в физиологическом растворе :
8.775 100
W(NaCI) =------------------------ = 0,87 %
1008, 775
Таким образом массовая доля хлорида натрия в физиологическом растворе,используемом в медицинской практике должна быть в пределах 0,8 – 0,9 %.
Ионное произведение воды.
рН – водородный показатель среды.
Чистая дистиллированная вода,хотя и незначительно,но проводит электрический ток, следовательно является электролитом.Процесс диссоциации слагается из двух стадий:
Н20 ========== Н+ + ОН-
Вдальнейшем происходит шидратация водородного иона с образованием иона гидроксония.
Н2О + Н + ========= Н3О+
Первая стадия процесса эндотермична ( дельта Н 1> O ), вторая стадия экзотермична ( дельта Н 2 <O). Поэтому практически все протоны оказываются гидротированными.
Суммарно процесс можно представить уравнением :
2 Н2О ======== Н3О + + ОН-
Процесс диссоциации является обратимым и характеризуется костантой диссоциации:
[ H3O+] [ OH-]
Кд = ---------------------------------, или в упащенном виде и составляет при 25оС.
[H2O] 2
[ H+] [ OH -]
Кд. = ---------------------------= 1,86 10 минус 16 обозначим это уравнение1.
[H2O]
25
Степень диссоциации воды L (H2O) = 1,9 10 минус 9
Т.е. из 555 млн молекул практически только одна распадается на ионы численно равной отношению массы одного дм в кубе воды, т.е. 1000 г к молекулярной массе воды ( молекулярная масса воды равна 18 г моль минус 1)
1000
[H2O] = ---------------------- = 55,6 моль дм минус 3 (2).
18
Поставляя численные значения Кд (1) и [H2O] (2) в уравнение константы диссоциации (1) получим:
[H+] [OH-]
1,8 10 минус 16 = -------------------------
55,4
Отсюда следует,что :
[ H+] [OH-] = Кд [H2O] = 1,8 10 минус 16 55,6~ 10 – 14.
Данную величину называют ионным произведением воды,обозначают Кв.
Кв = [ H+] [OH-] = 10 минус 14,при t = 25 oC.
Она показывает, что в воде и в растворе любого электролита произведение концентрации ионов водорода и гидроксид ионов при постоянной температуре есть величина постоянная. Т.е. концентрации [H+] [OH-] являются сопряженными,увеличение одной из них вызывает уменьшение другой, а величины концентраций,определяют кислотность среды или её основностью В чистой воде концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид – ионов : [H+] [OH-] = корень квадратный десять минус 14; [H+] = 10 минус 7 моль дм минус 3.
Таким образом,характер среды можно определять по содержанию ионов Н+ или гидроксид ионов.
Нейтральная среда :
[H+] = 10 минус 7 моль дм минус 3
Кислая среда :
[H+] > 10 минус 7 моль дм минус 3 ( т.е. 10 минус 6,10 минус 5 и т.д.)
Щелочная среда :
[H+] < 10 минус 7 моль дм минус 3 ( т.е. 10 минус 8,10 минус 9 и т.д.)
Однако характеризовать реакцию среды числами с отрицательными показателями степеней неудобно.На практике пользуются величиной водородного показателя среды рН,введенного Зёренсеном в 1909 году (символ р от роte пs (степень), Н символ конц. ионов водорода ). Таким образом водородный показатель – рН это величина численно равная отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода :
рН = -lg [H+]
Иногда в расчетах используют гидроксильный показатель рОН, равный отрицательному десятичному логарифму концентрации гидроксид ионов.
рОН = - lg [OH -] .
Учитывая это,прологорифмируем уравнение ионного произведения воды (111); (-1) и получаем удобное для расчетов соотношение:
[ H+] [OH-] = 10 минус 14 ( lg ) и ( -1) т.к. логарифм произведения равен сумме lg ,то ( - lg [H+] ) + ( - lg [OH-] ) = - lg 10 минус 14, отсюда
рН + рОН = 14.
Определим величины рН в различных средах :
Нейтральная среда :
[H+] = 10 минум 7 моль на дм минус 3, рН = -lg 10 минус 7 = - (-7) = 7.
Кислая среда :
[H+] > 10минус 7 моль на дм минус 3, рН < 7.
Щелочная среда :
[H+] < 10 минус 7 моль на дм минус 3, рН > 7.
Таким образом чем выше концентрация ионов водорода,чем выше кислотность среды,тем ниже значения рН и наоборот .
При работе с биологическим материалом in vivo учитывают температуру тела. В этом случае при t = 37 o C имеет значение произведения Кд и [H2O]
Кд = [H2O] = 2,3 10 минус 14 и отсюда рН + рОН = -lg 2,3 10минус 14 ~13,6.
Поэтому кислыми считаются биологические среды при рН <6,8, щелочными с рН > 6,8 .
Рассмотрим несколько задач и определим каким значением рН и рОН будут отвечать ( при 25 оС) следующие растворы сильных электролитов ( приняв L=1).
ПРИМЕРЫ расчетов рН :
Рассчитываем рН сантимолярного раствора НС1 .С =(НС1) = 0,01 моль на дм минус 3.
НС1 ======= Н+ + С1-
[H+] = 1O минус 2 моль на дм минус 3
рН = - lg 10 минус 2 = 2 – среда сильно кислая.