Содержание

Содержание		3
Список условных обозначений		6
Предисловие		7
1.	Способы выражения концентрации раствора	8
2.	Теоретические основы биоэнергетики	10
2.1	Основные понятия термодинамики	10
2.2	Первый закон термодинамики	12
2.3	Тепловой эффект реакции. Закон Гесса	12
2. 4	Энтропия. II закон термодинамики	12
2. 5	Энергия Гиббса как критерий самопроизвольности процесса	14
3.	Кинетика химических реакций	15
3.1.	Кинетическая классификация химических реакций	15
3.2.	Факторы, влияющие на скорость химических реакций	16
3.3	Основные свойства ферментов	18
3.4	Ферментативный катализ	19
4.	Кислотно-основное равновесие	20
4.1.	Кислотность и основность среды	20
4.2.	Буферные системы организма	21
5.	Комплексные соединения	24
6.	Биогенные элементы	28
7.	Окислительно-восстановительные процессы	29
8.	Высокомолекулярные вещества (ВМС)	32
8.1.	Общие понятия, классификация высокомолекулярных соединений	32
8.2.	Общая характеристика растворов высокомолекулярных соединений	34
8.3.	Водные растворы белков	34
8.4.	Набухание высокомолекулярных соединений	35
8.5.	Вязкость растворов высокомолекулярных соединений	38
8.6.	Осмотическое (онкотическое) давление в растворах ВМС	39
8.7.	Мембранное равновесие Донанна	40
8.8.	Специфические свойства растворов ВМС	41
9.	Классификация и номенклатура органических соединений	42
9.1.	Классификация органических соединений	42
9.2.	Номенклатура органических соединений	46
10.	Пространственное строение органических соединений.	48
10.1.	Структурная изомерия	49
10.2.	Стереоизомерия. Хиральные молекулы. Энантиомеры молекул с одним и более хиральными центрами	49
10.3.	Диастереомерия	50
11.	Амины	51
12.	Спирты, фенолы	53
13.	Альдегиды, кетоны	57
14.	Карбоновые кислоты	62
15.	Гетерофункциональные соединения	67
15.1.	Аминоспирты	67
15.2.	Гидроксикислоты	69
15.3.	Оксокислоты	71
15.4.	Гетерофункциональные производные бензола	72

---

15.5.	Аминокислоты	74
15.6.	Пептиды, белки	81
16.	Углеводы	83
16.1.	Моносахариды	83
16.2.	Производные моносахаридов.	89
16.3.	Дисахариды	89
16.4.	Полисахариды	91
17.	Гетероциклические соединения	95
17.1.	Пятичленные гетероциклы с одним гетероатомом	96
17.2.	Пятичленные гетероциклы с двумя гетероатомами	98
17.3.	Шестичленные азотсодержащие гетероциклы с одним гетероатомом.	99
17.4.	Шестичленные азотсодержащие гетероциклы с двумя гетероатомами.	101
17.5.	Конденсированные гетероциклы	103
18.	Нуклеиновые кислоты	104
18.1.	Нуклеозиды	104
18.2.	Нуклеотиды	106
18.3.	Нуклеиновые кислоты	106
19.	Липиды	108
19.1.	Омыляемые липиды	109
19.2.	Неомыляемые липиды	113
19.2.1.	Терпены	113
19.2.2.	Стероиды	116
Тесты		120
Литература		125

Список условных обозначений

АДФ – аденозин дифосфат

АМФ – аденозин монофосфат

АТФ – аденозин трифосфат

ВМС – высокомолекулярные соединения

ДНК – дезоксинуклеиновые кислоты

ОВП – окислительно-восстановительные процессы

РНК – рибонуклеиновые кислоты

---

ПРЕДИСЛОВИЕ

Химия относится к числу естественных наук, изучающих окружающий нас мир во всем богатстве его форм и многообразии происходящих в нем явлений.

Мир материален: все существующее в нем представляет собой различные виды материи, находящейся в состоянии непрерывного движения, изменения и развития. Каждый отдельный вид материи, обладающий определенными физическими и химическими свойствами, называют веществом. Вещество не является неделимым. Представления о том, что вещества состоят из отдельных, очень малых частиц возникли еще в Древней Греции. Современная теория строения вещества полностью основана на представлениях и идеях Михаила Васильевича Ломоносова.

Химия является фундаментальной наукой и мощным инструментом исследования и познания процессов в живых системах. Поэтому студенты медицинских специальностей должны хорошо усвоить основные идеи, законы и методы этой науки. Данное пособие поможет получить знания, которые могут быть использованы при рассмотрении физико-химической сущности и механизмов процессов, происходящих в живом организме на молекулярном и клеточном уровне и для выполнения в необходимых случаях расчетов этих процессов. Пособие «Химия» способствует формированию у студентов целостного естественнонаучного подхода к изучению человеческого организма, а также дает возможность к обобщению химических и физико-химических аспектов важнейших биохимических процессов и различных видов равновесий, происходящих в живом организме.

---

1. Способы выражения концентраций растворов

Количественной характеристикой растворов является концентрация. Концентрацией называется масса или количество вещества, содержащаяся в определённой массе или объёме раствора. Существуют следующие способы выражения концентраций.

1. Массовая доля – это отношение массы растворённого вещества к массе раствора:

%

Из определения массовой доли следует, что можно рассчитать массу растворенного вещества и массу раствора:

;

.

Массу раствора можно также рассчитать следующим образом:

.

1. Молярная концентрация – это отношение количества вещества к объёму раствора:

, размерность молярной концентрации – моль/л.

Так как количество вещества равно отношению массы вещества к его молярной массы:

, то .

Отсюда можно рассчитать массу растворенного вещества:

.

2. Молярная концентрация эквивалента – это отношение количества эквивалентов вещества к объёму раствора:

, моль/л.

3. Моляльная концентрация – это отношение количества вещества к массе растворителя:

, моль/кг.

M_р-ля = m_р-р – m_р.в.

4. Титр – это масса вещества, содержащаяся в 1 мл раствора:

Т=m/V ; , г/мл.

Задачи на нахождение массовой доли

Пример 1. В 250 г воды растворено 50 г кристаллогидрата FeSO₄*7H₂O. Вычислить массовую долю кристаллогидрата в растворе.

Решение. Масса полученного раствора составляет 300г. Массовую долю кристаллогидрата находим из пропорции:

300 г раствора - 100%

50 г кристаллогидрата - х %

х = 50 * 100/300 = 16,7%

Пример 2. Вычислить массовую долю ω/NaCI/, если известно, что 20г хлорида натрия растворено в 180г воды.

Решение: m/р-ра/= m/NaCI/+m/H₂O/ m/р-ра/= 20г +180г=200г

Определив массу раствора, находим массовую долю NaCI:

ω %/NaCI/=

Пример 3. Какие массы соли и воды нужны для приготовления 500г 3% раствора?

Решение: Определяем массу раствора:

m/х/=

Находим массу воды m /H₂O/= 500г – 15г = 485г

Задачи на нахождение молярной концентрации

Задача 1. Сколько граммов нитрата натрия /NaNO₃/ нужно взять, чтобы приготовить 200 мл 0,1 М раствора NaNO₃

Решение:

1. Вычислить относительную молярную массу NaNO₃

М (NaNO₃) = 23+14+16 ·3=85г/моль

2. Вычислить массу NaNO₃

С(NaNO₃) =

m/ NaNO₃/ = С · М · V = 0,1 · 85 · 0,2 = 1,7г.

Задача 2. Для определения времени рекальцификации кровяной плазмы применяют 0,025М раствор хлорида кальция /ρ= 1г/мл/, который приготавливают из сухого прокаленного вещества. Сколько грамм СaCI₂ необходимо для приготовления 250 мл требуемого раствора?

Решение:

1. Вычислить относительную молярную массу СaCI₂

М /СaCI₂/ = 40+35,5·2 = 111 г/моль

2. Вычислить количество СaCI₂ С /СaCI₂/ =

m_СaCI2 = С · М · V = 0,25 · 111 · 0,25 = 0,69г

2. Теоретические основы биоэнергетики

Обмен веществ (метаболизм), происходящий в живом организме, неразделим с сопутствующим его процессом обмена энергии. Обмен веществ и обмен энергии является самым характерным признаком жизни. Превращения энергии, происходящие в живых организмах, являются предметом биоэнергетики (биотермодинамики).

---

2.1 Основные понятия термодинамики

Термодинамика изучает взаимные превращения различных видов энергии в химических процессах, связанных с переходом энергии в форме теплоты и работы.

Тело или совокупность тел материального мира, обособленных границами раздела от окружающей среды, называется системой. Различают системы гомогенные и гетерогенные. Гомогенная система состоит из одной фазы. Гетерогенная система состоит из двух и более фаз. Фаза – совокупность однородных частей системы, имеющая одинаковый состав во всем объеме, одинаковые химические и физические свойства.

Система, которая не обменивается с окружающей средой массой (веществом) и теплотой, называется изолированной. Если система обменивается и веществом и энергией, то она называется открытой. Если система обменивается с окружающей средой энергией, но не веществом, то она называется закрытой. Живой организм относится к открытому типу систем. Состояние системы определяется совокупностью физико-химических свойств, которыми она обладает в данный момент. Такие свойства называются параметрами состояния (температура, давление, плотность).

Термодинамические функции, значения которых зависят только от состояния системы, называются функциями состояния (S - энтропия, H - энтальпия, G – свободная энергия или энергия Гиббса).

На систему воздействуют внешние параметры: температура, давление, объем, теплота. Процессы, происходящие при постоянной температуре, называются изотермическими. Процессы, происходящие при постоянном давлении, называются изобарными. Процессы, происходящие при постоянном объеме, называются изохорными. Процессы, при которых система не принимает и не отдает теплоты, называются адиабатическими.

Энергия может существовать в различных видах.

Кинетическая энергия – это энергия движения.

Потенциальная энергия – это запасенная энергия.

Внутренняя энергия U– это общий запас энергии (кинетической, кроме энергии движения самой системы, и потенциальной энергии) системы.

2.2. Первый закон термодинамики

Первый закон термодинамики связан с законом сохранения энергии: энергия не появляется и не исчезает, а переходит из одного вида в другой.

I закон термодинамики гласит: В любом процессе теплота, поступающая в систему расходуется на пополнение запаса внутренней энергии и на совершение работы.

Q = Δ U+ А (1)

ΔU – изменение внутренней энергии, которое не зависит от способа проведения процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Большинство химических реакций, протекающих в организме, проходят при постоянном давлении и температуре. В этом случае пользуются функцией, называемой энтальпией. При постоянной температуре и давлении работа будет равна

А= рΔV

Подставляя это выражение в формулу (1), получим Q = Δ U+ рΔV или

---

Смотрите также файлы

• OZ_Ekzamen.doc

• Testy_Itog_OZ_MPD_s_02_04_2014.doc

• Patologicheskaya_anatomia_RK-2.doc

• OM_OG_RK_2_raspech3.doc

• Ekonom_rubezh_2.doc