РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ

ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ

МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Лекции по химии

для студентов лечебного, педиатрического

и стоматологического факультетов

и студентов-лечебников

медико-биологического факультета

Подготовлено соответствии с ФГОС-3

в рамках реализации

Программы развития РНИМУ

Кафедра химии

1 Курс лекций подготовлен в качестве методического пособия лекторским коллективом кафедры химии для студентов лечебного, педиатрического и стоматологического факультетов и студентов-лечебников медико-биологического факультета РНИМУ в соответствии с федеальными государственными образовательными стандартами высшего профессионального образования (ФГОС-3) и Рабочими Программами по дисциплине «Химия» по специальностям «Лечебное дело», «Педиатрия», «Стоматология» в рамках реализации Программы развития РНИМУ.

Настоящее пособие в дополнение к рисункам, формулам и уравнениям реакций включает определения основных понятий и терминов, необходимые студентам для подготовки к занятиям.

Лекционный курс сгруппирован по темам и состоит из трех частей: (1) общая химия, (2) органическая химия и (3) вариативная часть «Химия биомолекул и наносистем».

Общая редакция — зав. кафедрой химии, проф. В.В. Негребецкий Часть 1. Общая химия проф. Ю.И. Бауков, проф. И.Ю. Белавин, проф. В.В. Негребецкий, доц. Е.А. Бесова, доц. Е.П. Шаповаленко Тема Введение в курс химии. Химические соединения в водных растворах. Вода как растворитель.

Водородный показатель. Сильные электролиты.

Осмос.

Химические соединения в водных растворах Введение в курс химии • Организация учебного процесса на кафедре • Общая классификация химических соединений • Вода как растворитель • Теория электролитической диссоциации • Сильные электролиты • Водородный показатель • Расчет рН в растворах сильных электролитов • Осмос • Растворимость газов в жидкостях • Введение в курс химии Химия в медицинском вузе — фундаментальная общетеоретическая естественнонаучная дисциплина Химия Физиология Биохимия Фармакология Патофизиология Военная Анестезиология медицина и реаниматология Терапия (Экология, токсикология)

ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ

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.

УЧЕБНЫЙ ПРОЦЕСС

Объяснение 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) Итоговый тестовый контроль Внимание ! Важная информация !!!

Материалы об учебном процессе приведены 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 !!!

Некоторые понятия и определения Биогенные элементы – химические элементы, обязательно входящие в состав живых организмов.

Элементы–органогены – основные элементы, входящие в состав органических соединений 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).

Химические соединения в водных растворах Основные элементы (макроэлементы), входящие в состав * В сумме > 99% – Ершов (Е), стр. 208–210; ** Элементы-органогены Общая классификация химических соединений Неорганические Органические Комплексные ВМС (физиологи (наркотическое платина(II) кислоты, 0.15 М (0.9%) Ионные Ковалентные Координационные ковалентными гомогенные (однородные) системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов (т. е. независимых друг от друга веществ).

• растворитель;

• растворенные вещества;

• продукты их взаимодействия Типы растворов – твердые, жидкие и газовые смеси;

– водные и неводные;

– разбавленные, концентрированные;

– электролитов, неэлектролитов;

– низкомолекулярных соединений, высокомолекулярных низкомолекулярных соединений, M < 5000 г/моль Истинные растворы – системы, в которых уровень дисперсности (раздробленности) растворенного вещества – молекулярный или ионный (10–10 10–9 м).

Идеальный раствор – гипотетический раствор, в котором не существует взаимодействия между частицами компонентов.

Значение растворов в процессах жизнедеятельности Содержание воды в организме около 60 %;

тело массой 70 кг содержит до 40 кг воды (25 кг – внутриклеточная, 15 кг – внеклеточная жидкость).

Процессы, происходящие при растворении разрушение кристаллической решетки вещества;

диссоциация и сольватация (гидратация);

выделение или поглощение теплоты;

образование водородных связей.

Способы выражения состава растворов Массовая доля () растворенного вещества x:

Молярная концентрация (с) вещества x:

Моляльная концентрация (b) вещества x:

Пример. В 100 г раствора ( = 1.07 г/мл) содержится 10 г NaCl.

1. (NaCl) = 10 / 100 = 0.1 = 10 % 2. n(NaCl) = 10 / 58.5 = 0.171 моль 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 Теория электролитической диссоциации неэлектролитов электролитов Электролиты – вещества, при растворении подвергающиеся ионизации (диссоциации) и сообщающие раствору способность проводить электрический ток.

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.

2. H2SO 3. Ca(OH) 4. Al2(SO4) Диссоциируют необратимо, Диссоциируют обратимо, Неэлектролиты – этанол, глицерин, глюкоза, сахароза, фруктоза Свойства растворов сильных электролитов — ионизированы (диссоциированы) практически полностью (соли, сильные кислоты, щелочи).

Межионные взаимодействия и взаимодействия ионов с растворителем. Ионные атмосферы.

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.

z – заряд иона; c = (моль/л) (для малоконцентрированных растворов b c) В разбавленных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности f катионов и анионов, имеющих равные заряды, равны Уравнение Дебая–Хюккеля lg f = –0.5z2• ( чем больше I, тем меньше f ) Для разбавленных растворов (I 0.01) Для биологических жидкостей I 0.15, f 0.8 (для однозарядного иона) Коэффициенты активности ионов (f) при различной ионной силе (I) раствора Ионная сила Заряд иона z Ионная сила Заряд иона z Пример. Рассчитать I и a(Cl – ) в 0.1 М растворе CaCl2.

I = (0.1·2 2 + 0.2·1 2) = 0. 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 Зависящие от природы Зависящие от числа растворенных веществ частиц в растворе – электропроводность – повышение т. кип.

– кислотно-основные – понижение Ионизация (диссоциация) воды Кд(Н 2О) = Кa(Н2О) = [H ][OH ] = 1.0•10–14 моль2/л2 (25°C) Кa(Н2О) – ионное произведение воды Кa(Н2О) = 3.13•10–14 (37°C) Кислотность среды. Водородный показатель pH = – lga(H+) – lg[H+] pOH = – lga(OH–) – lgc(OH–) pH + pOH = 14; pH = 14 – pOH; pOH = 14 – pH 2. Растворы кислот, оснований, солей:

Расчет рН в растворах сильных электролитов 1. Сильные кислоты НХ (HCl, HNO3) HX + H2O Пример.

Рассчитать рН в 0.1 М растворе HCl.

а) с учетом активности (1.3a) b) без учета активности (1.3b) pH = – lgc(H+) = – lgc(HCl) = – lg10–1 = 1. 2. Сильные основания MOH (NaOH, KOH) pOH = – lga(OH–) = – lgf•c(MOH) (1.4a) Пример.

Рассчитать рН в 0.001 М растворе NaOH а) с учетом активности (1.4a, 1.5) 0.001 0. 4) pOH = – lg0.96•10–3 = 3. 5) pH = 14 – 3.02 = 10. b) без учета активности (1.4b, 1.5) pOH = – lgc(OH–) = – lgc(MOH) = – lg10–3 = 3. Растворы солей сильных кислот и сильных оснований MX (NaCl, KBr) pH = – lg1•10–7 = 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. • Для осмотического давления (кПа) Уравнение Вант-Гоффа 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.

(формальная аналогия) Осмотическое давление в растворах электролитов 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 А > р-ра В А – гипертонический; В – гипотонический Плазма крови (при 37° С) 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 Осмолярность (осмомолярность) — суммарная концентрация осмотически активных частиц в растворе 0.15 М (0.9%) раствор NaCl; изотонические 0.3 M (4.5–5.0%) р-р глюкозы растворы NaCl = icRT = 2•0.15•8.31•310 750 кПа глюкозы = cRT = 0.3•8.31•310 750 кПа в нашем случае сосм (NaCl) = cосм (глюкозы) Биологическое значение осмотического давления • 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) Плазмолиз и лизис (гемолиз) эритроцитов 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) Растворимость газов в жидкостях * (применим, если отсутствует химическое взаимодействие При постоянной температуре растворимость газа в определенном объеме жидкости прямо пропорциональна давлению газа над жидкостью 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) * Раздел, выносимый на самостоятельную проработку При постоянной температуре растворимость каждого из компонентов газовой смеси в определенном объеме жидкости прямо пропорциональна парциальному давлению этого компонента газовой смеси над жидкостью.

сi (X) – молярная концентрация газа (Х) в насыщенном растворе K’ – константа, зависящая от природы растворителя и температуры;

pi (X) – парциальное давление компонента газовой смеси;

pi (X) = робщ •, где – молярная доля компонента в газовой смеси.

(для раствора газа в растворе электролита) Растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается вследствие высаливания газов.

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) Биологическое значение законов Генри – Дальтона и Сеченова изменение растворимости газов в крови при изменении давления;

гиперболическая оксигенация;

кессонная болезнь;

пена при откупоривании бутылки с газированной водой.