РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Общая и биоорганическая химия

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ
ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ
МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
Общая и биоорганическая химия
Курс лекций
для студентов лечебного, педиатрического,
московского и стоматологического факультетов
Кафедра общей и биоорганической химии
1
Общая химия
Тема 1
Введение в курс химии. Химические соединения в
водных растворах. Вода как растворитель.
Водородный показатель. Сильные электролиты.
Осмос.
Исходный уровень к теме 1
– общая химия (школьный курс
2
Химические соединения
в водных растворах
•
Ведение в курс общей и биоорганической 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
3
Введение в курс химии
Химия в медицинском вузе
— фундаментальная общетеоретическая естественнонаучная дисциплина
Химия
Физиология
Биохимия
Фармакология
Военная
медицина
Патофизиология
Терапия
(Экология, токсикология)
Анестезиология
и реаниматология
4
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.
5
Организация учебного процесса
УЧЕБНЫЙ ПРОЦЕСС
СеминарскоЛекции
практические
занятия
Самостоятельная
работа дома
Объяснение
преподавателя
Самостоятельная
аудиторная
работа студентов
Лабораторные
работы
Контроль
(САРС)
6
Модульная система

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 +
лекции)
 Итоговый тестовый контроль
7
Внимание ! Важная информация !!!
Материалы об учебном процессе приведены
на сайте кафедры
http://www.rsmu.ru/
→ 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 !!!
8
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).
9
Химические соединения в водных растворах
Основные элементы (макроэлементы), входящие в состав
организма (масс. доли, %)*
Элемент
масс. доля
Элемент
масс. доля
Кислород**
63.0
Калий
0.25
Углерод**
20.0
Натрий
0.15
Водород**
10.0
Сера**
0.10
Азот**
3.0
Хлор
0.15
Кальций
1.5
Магний
0.04
Фосфор**
1.0
Железо
0.004
* В сумме > 99% – Ершов (Е), стр. 208–210; ** Элементы-органогены
10
Общая классификация химических соединений
Неорганические
Органические
Комплексные
ВМС
NaCl
CH3CH2OH
[PtCl2(NH3)2]
белки,
Хлорид натрия
(физиологи
ческий раствор,
0.15 М (0.9%)
Этанол
(наркотическое
вещество)
нуклеиновые
кислоты,
углеводы,
алмаз
Ионные
соединения
Ковалентные
соединения
Диамминдихлор
платина(II)
(цисплатин)
противоопухолевое
средство
Координационные
соединения
Ионные
связи
Ковалентные
связи
Координационные
связи
ковалентными
связями
(Na+, Cl–)
C H
D
Макромолекулярные
структуры с
A
11
Вода как растворитель
(водные растворы)
Классификация растворов
–
гомогенные (однородные) системы переменного состава,
состоящие из двух или более компонентов
(т. е. независимых друг от друга веществ).
Компоненты раствора
 растворитель;
 растворенные вещества;
 продукты их взаимодействия

Типы растворов
– твердые, жидкие и газовые смеси;
– водные и неводные;
– разбавленные, концентрированные;
– электролитов, неэлектролитов;
– низкомолекулярных соединений, высокомолекулярных
соединений.
12
Жидкие водные растворы
Растворы
низкомолекулярных
соединений, M < 5000 г/моль


Растворы
высокомолекулярных
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).
13
Процессы, происходящие при растворении
—
—
—
—
разрушение кристаллической решетки вещества;
диссоциация и сольватация (гидратация);
выделение или поглощение теплоты;
образование водородных связей.
Ион гидроксония
H
+
H
O
O
H
H+
+
H
H
H +
H
H
O
O
... H
H
H
O
H
..
.
H
H .. .
водородные связи
O
H
H
O
H
14
Способы выражения состава растворов
Массовая доля (ω) растворенного вещества x:
ω(x) = m(x) / mр-ра
Молярная концентрация (с) вещества x:
c(x) = n(x) / Vр-ра
[моль / л = М ]
Моляльная концентрация (b) вещества x:
b(x) = n(x) / m(H2O)
[моль / кг ]
15
Пример. В 100 г раствора (ρ = 1.07 г/мл) содержится 10 г NaCl.
Рассчитать ω, с, b.
1. ω(NaCl) = 10 / 100 = 0.1 = 10 %
2. n(NaCl) = 10 / 58.5 = 0.171 моль
V = 100 / 1.07 = 93.5 мл = 0.0935 л
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
16
Теория электролитической диссоциации
(С. Аррениус, 1888–1889)
Растворы
неэлектролитов
электролитов
 Электролиты – вещества, при растворении подвергающиеся
ионизации (диссоциации) и сообщающие раствору
способность проводить электрический ток.
Электролиты
Сильные
Слабые
17
Электролиты
Сильные (α > 0.3 или 30%)
Слабые (α < 0.03 или 3%)
1. Кислоты: HF; HCN; H2S; H2SO3; H2CO3;
1. Кислоты: HCl; HBr; HI; HNO3;
H2SiO3; H3PO4; CH3COOH; HCOOH;
H2SO4; HClO4; HMnO4; H2Cr2O7.
HNO2.
2. Щелочи: LiOH; NaOH; KOH;
2. Основания и амфотерные гидроксиды:
CsOH; Ca(OH)2; Ba(OH)2; Sr(OH)2.
NH3; Fe(OH)2; Cu(OH)2; Zn(OH)2;
3. Соли: NaCl; Al2(SO4)3; Cu(NO3)2.
Al(OH)3; Fe(OH)3.
1.
2.
3.
4.
HCl
H+ + Cl–
H2SO4
2 H+ + SO42–
Ca(OH)2
Ca2+ + 2 OH–
Al2(SO4)3
2 Al3+ + 3 SO42–
1. HF
H+ + F–
2. H3PO4
H+ + H2PO4–
H2PO4–
H+ + HPO42–
HPO42–
H+ + PO43–
3. NH3 + H2O
Диссоциируют необратимо,
полностью
1
2
3
1 >> 2 >> 3
+
NH4 + OH–
Диссоциируют обратимо,
неполностью, ступенчато
Неэлектролиты – этанол, глицерин, глюкоза, сахароза, фруктоза
18
Свойства растворов сильных электролитов
— ионизированы (диссоциированы) практически полностью
(соли, сильные кислоты, щелочи).
NaCl(тв.) → Na+(р-р) + Cl – (р-р)
-
+
-

-
+ - -
+ +
+ - +
+ +
Большие отклонения от свойств идеальных растворов.
Межионные взаимодействия и взаимодействия ионов с
растворителем. Ионные атмосферы.
19
Понятие активности

Активность – активная или эффективная концентрация.
a=f•c

Коэффициент активности (f) – мера различия поведения
электролита в данном
растворе от его поведения в
идеальном растворе.
f < 1; a < c;

(1.1)
с  0, f  1, a  c
Ионная сила раствора (I) – количественная характеристика
интенсивности межионного взаимодействия.
I = ½bi•zi2 ½ci•zi2
b – моляльная концентрация, b =
z – заряд иона; c =
n
V
(1.2)
n
mр-теля
(моль/кг);
(моль/л)
(для малоконцентрированных растворов b  c)
20
Закон Дебая-Хюккеля

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)
21
Коэффициенты активности ионов (f)
при различной ионной силе (I) раствора
Ионная сила
I, моль/кг
Заряд иона z
1
2
3
Ионная сила
I, моль/кг
Заряд иона z
1
2
3
0.0001
0.99
0.95
0.90
0.1
0.78
0.33
0.08
0.001
0.96
0.86
0.73
0.15
0.73
0.27
0.06
0.005
0.92
0.72
0.51
0.2
0.70
0.24
0.04
0.01
0.89
0.63
0.39
0.3
0.66
–
–
0.02
0.87
0.57
0.28
0.6
0.62
–
–
0.05
0.81
0.44
0.15
22
Пример. Рассчитать I и a(Cl – ) в 0.1 М растворе CaCl2.
CaCl 2 → Ca 2 + + 2 Cl –
0.1
0.1
0.2
I = ½ (0.1·2 2 + 0.2·1 2) = 0.3
f(Cl – ) = 0.66
(по таблице)
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
23
Свойства растворов
Зависящие от природы
растворенных веществ
– электропроводность
– кислотно-основные
свойства
Зависящие от числа
частиц в растворе
(коллигативные)
– повышение т. кип.
– понижение
т. замерзания
– осмотическое давление
24
Ионизация (диссоциация) воды
H + + OH –
H2O
Кд(Н2О) =
n(H2O) =
–Q
H3O + + OH –
H2O + H2O
[H+][OH–]
[H2O]
1000 г
18 г/моль
= 1.8•10–16 моль/л
(25°С, электропроводность)
= 55.6 моль;
[H2O] = 55.6 моль/л
+
–
Кa(Н2О) = [H ][OH ] = 1.0•10–14 моль2/л2 (25°C)
Кa(Н2О) – ионное произведение воды
(константа автоионизации воды, Kw)
Кa(Н2О) = 3.13•10–14 (37°C)
a (acid); w (water)
25
Кислотность среды. Водородный показатель
pH = – lga(H+) – lg[H+]
pOH = – lga(OH–) – lgc(OH–)
pH + pOH = 14; pH = 14 – pOH; pOH = 14 – pH
Нейтральная среда:
Кислая среда:
Щелочная среда:
pH = 7;
pH < 7;
pH > 7;
1. Н2О (25o C):
[H+] = [OH–] = 10–7
pH = 7,
[H+] = [OH–] = 10–7
[H+] > [OH–]
[H+] < [OH–]
2. Растворы кислот, оснований, солей:
рН:
0 … 3 … 7
… 10 … 14
[Н+]: 1 … 10–3 … 10–7 … 10 – 10 … 10–14
кислая среда
щелочная среда
нейтральная
среда
26
Расчет рН в растворах сильных электролитов
1. Сильные кислоты НХ
(HCl, HNO3)
HX + H2O
HX
H 2O
H3O+ + X–
H+ + X–
H+ + OH–
pH < 7
Ka(H2O)
pH = – lga(H+) = – lgf•c(HX)
(1.3a)
pH = – lgc(H+)
(1.3b)
= – lgc(HX)
27
Пример.
Рассчитать рН в 0.1 М растворе HCl.
а) с учетом активности (1.3a)
1) I;
0.1
2) f;

0.8 =
3) a(H+);
0.08
4) pH
pH = – lga(H+) = 1.1
b) без учета активности (1.3b)
pH = – lgc(H+) = – lgc(HCl) = – lg10–1 = 1.0
Среда кислая
28
2. Сильные основания MOH
(NaOH, KOH)
MOH
M+ + OH–
pH > 7
H 2O
H+ + OH–
Ka(H2O)
pOH = – lga(OH–) = – lgf•c(MOH)
(1.4a)
pOH = – lgc(OH–) = – lgc(MOH)
(1.4b)
pH = 14 – pOH
(1.5)
29
Пример.
Рассчитать рН в 0.001 М растворе NaOH
а) с учетом активности (1.4a, 1.5)
1) I;
2) f;
0.001
0.96
3) a(OH–);
0.96  1•10–3 = 0.96•10–3
4) pOH = – lg0.96•10–3 = 3.02
5) pH = 14 – 3.02 = 10.98
b) без учета активности (1.4b, 1.5)
pOH = – lgc(OH–) = – lgc(MOH) = – lg10–3 = 3
pH = 14 – 3 = 11
Среда щелочная
30
3. Растворы солей сильных кислот и сильных оснований MX
(NaCl, KBr)
KA
H2O
[H+] = [OH–] =
K+ + A –
H+ + OH–
 1•10–14
Ka(H2O)
= 1•10–7
(1.6)
pH = – lg1•10–7 = 7
Среда нейтральная
31
Осмос
h
H2O
Явление
осмоса
(растворитель)
H2O
р(осм) )
Глюкоза
+
H2O
(раствор)
мембрана (целлофан, коллодий)

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.
32
Законы осмотического давления
T = const
1
2
c1

c2
c = const
1
2

T1
T2
• Для осмотического давления  (кПа)
  cRT
(для неэлектролитов)
(1.7а)
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)
33
Осмотическое давление в растворах электролитов
  icRT
(1.7b)
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
при  = 1, i = 1 + m – 1 = m
(NaCl, m = 2; CaCl2, m = 3; Na3PO4, m = 4)
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
34
Осмолярность

Осмолярность (осмомолярность) — суммарная
концентрация осмотически активных частиц в растворе

 cосмRT
сосм - осмолярность
0.15 М (0.9%) раствор NaCl;
изотонические
0.3 M (4.5–5.0%) р-р глюкозы
растворы
(1.7c)
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)
35
Биологическое значение осмотического давления
внутриклеточная
жидкость
межклеточная
жидкость
• Тургор клетки (упругость)
Клетка
мембрана
• 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)
36
Плазмолиз и лизис (гемолиз) эритроцитов
Плазмолиз
Гемолиз
37
Примеры проявления действия
осмотического давления
–
–
–
–
–
–
–
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)
38
Растворимость газов в жидкостях *
Закон Генри
(применим, если отсутствует химическое взаимодействие
между газом и растворителем)

При постоянной температуре растворимость газа в
определенном объеме жидкости прямо пропорциональна
давлению газа над жидкостью
с (Х) = KГ (Х) • р (Х)
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
39
Закон Дальтона
(для смеси газов)

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) = K’ • pi (X)
сi (X) – молярная концентрация газа (Х) в насыщенном растворе
(моль/л);
K’ – константа, зависящая от природы растворителя и температуры;
pi (X) – парциальное давление компонента газовой смеси;
pi (X) = робщ • χ , где χ – молярная доля компонента в газовой смеси.
40
Закон Сеченова
(для раствора газа в растворе электролита)

Растворимость газов в жидкостях в присутствии
электролитов понижается вследствие высаливания газов.
c (Х) = cо (Х) • е –Kс • Сэл
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)
41
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.
42