Общая и биоорганическая химия

Курс лекций

для студентов лечебного, педиатрического,

московского и стоматологического факультетов

Кафедра общей и биоорганической химии

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ

ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ

МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

1

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

Общая химия

Химические соединения

в водных растворах

• Ведение в курс общей и биоорганической химии

• Общая классификация химических соединений

• Организация учебного процесса на кафедре

• Вода как растворитель

• Теория электролитической диссоциации

• Сильные электролиты

• Водородный показатель

• Расчет рН в растворах сильных электролитов

• Осмос

• Растворимость газов в жидкостях

3

Химия в медицинском вузе — фундаментальная общетеоретическая естественно-

научная дисциплина

Введение в курс химии

Химия

Биохимия Физиология

Фармакология Пато-физиология

Анестезиологияи реаниматологияТерапия

(Экология, токсикология)

Военная медицина

4

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.

ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ

5

УЧЕБНЫЙ ПРОЦЕСС

Лекции

Семинарско-

практические

занятия

Самостоятельная

работа дома

Лабораторные

работы

Объяснение

преподавателя КонтрольСамостоятельная

аудиторная

работа

(САРС)

студентов

Организация учебного процесса

6

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

Модульная система

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

Элементы–органогены – основные элементы, входящие

в состав органических соединений живых организмов.

Биогенные элементы – химические элементы, обязательно

входящие в состав 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

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

Химические соединения в водных растворах

10

Неорганические Органические Комплексные ВМС

NaCl CH3CH2OH [PtCl2(NH3)2] белки,

Хлорид натрия

(физиологи

ческий раствор,

0.15 М (0.9%)

Этанол

(наркотическое

вещество)

Диамминдихлор

платина(II)

(цисплатин)

противоопухолевое

средство

нуклеиновые

кислоты,

углеводы,

алмаз

Ионные

соединения

Ковалентные

соединения

Координационные

соединения

Макромоле-

кулярные

структуры с

Ионные

связи

Ковалентные

связи

Координационные

связи

ковалентными

связями

(Na+, Cl–) D A

Общая классификация химических соединений

11

C H

Вода как растворитель

(водные растворы)

– гомогенные (однородные) системы переменного состава,

состоящие из двух или более компонентов

(т. е. независимых друг от друга веществ).

Типы растворов

– твердые, жидкие и газовые смеси;

– водные и неводные;

– разбавленные, концентрированные;

– электролитов, неэлектролитов;

– низкомолекулярных соединений, высокомолекулярных

соединений.

12

Классификация растворов

Компоненты раствора

растворитель;

растворенные вещества;

продукты их взаимодействия

Истинные растворы – системы, в которых уровень

дисперсности (раздробленности) растворенного вещества –

молекулярный или ионный (10–10 ─ 10–9 м).

Значение растворов в процессах жизнедеятельности

13

Идеальный раствор – гипотетический раствор, в котором не

существует взаимодействия между частицами компонентов.

Содержание воды в организме около 60 %;

тело массой 70 кг содержит до 40 кг воды

(25 кг – внутриклеточная, 15 кг – внеклеточная жидкость).

Жидкие водные растворы

Растворы

низкомолекулярных

соединений, M < 5000 г/моль

Растворы

высокомолекулярных

соединений, M < 5000 г/моль

Процессы, происходящие при растворении

— разрушение кристаллической решетки вещества;

— диссоциация и сольватация (гидратация);

— образование водородных связей.

O HHH+

OH

HH

Ион гидроксония

OH

H

H

+

+

+ OH

HH

OH

H

O

H

H

OH

H

......

. ..

водородные связи

14

— выделение или поглощение теплоты;

Массовая доля (ω) растворенного вещества x:

Молярная концентрация (с) вещества x:

Моляльная концентрация (b) вещества x:

Способы выражения состава растворов

ω(x) = m(x) / mр-ра

c(x) = n(x) / Vр-ра

b(x) = n(x) / m(H2O)

[моль / л = М ]

[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)

Электролиты – вещества, при растворении подвергающиеся

ионизации (диссоциации) и сообщающие раствору

способность проводить электрический ток.

неэлектролитов электролитов

Р а с т в о р ы

Э л е к т р о л и т ы

С л а б ы еС и л ь н ы е

17

Электролиты

Сильные (α > 0.3 или 30%) Слабые (α < 0.03 или 3%)

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.

1. Кислоты: HF; HCN; H2S; H2SO3; H2CO3; H2SiO3; H3PO4; CH3COOH; HCOOH; HNO2.

2. Основания и амфотерные гидроксиды: NH3; Fe(OH)2; Cu(OH)2; Zn(OH)2; Al(OH)3; Fe(OH)3.

1. HCl H+ + Cl– 2. H2SO4 2 H+ + SO4

2– 3. Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH– 4. Al2(SO4)3 2 Al3+ + 3 SO4

2–

1. HF H+ + F– 2. H3PO4 H

+ + H2PO4– 1

H2PO4– H+ + HPO4

2– 2 HPO4

2– H+ + PO43– 3

1 >> 2 >> 3 3. NH3 + H2O NH4

+ + OH–

Диссоциируют необратимо, полностью

Диссоциируют обратимо, неполностью, ступенчато

18

Неэлектролиты – этанол, глицерин, глюкоза, сахароза, фруктоза

Свойства растворов сильных электролитов

NaCl(тв.) → Na+(р-р) + Cl –

(р-р)

+ - -

- -

- -

- + +

+ +

+ +

- +

Большие отклонения от свойств идеальных растворов.

Межионные взаимодействия и взаимодействия ионов с

растворителем. Ионные атмосферы.

— ионизированы (диссоциированы) практически полностью

(соли, сильные кислоты, щелочи).

19

Понятие активности

a = f • c (1.1)

f < 1; a < c; с 0, f 1, a c

20

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.

I = ½bi•zi2 ½ci•zi

2 (1.2)

b – моляльная концентрация, (моль/кг); b =n

mр-теля

z – заряд иона; (моль/л) c =n

V

(для малоконцентрированных растворов b c)

Закон Дебая-Хюккеля

В разбавленных растворах сильных электролитов с

одинаковой ионной силой коэффициенты активности f

катионов и анионов, имеющих равные заряды, равны

Для разбавленных растворов (I 0.01)

Уравнение Дебая–Хюккеля

( чем больше I, тем меньше f )

Для биологических жидкостей I 0.15,

f 0.8 (для однозарядного иона)

lg f = –0.5z2•

21

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

Коэффициенты активности ионов (f)

при различной ионной силе (I) раствора

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 Зависящие от числа

растворенных веществ частиц в растворе

(коллигативные)

– электропроводность – повышение т. кип.

– кислотно-основные – понижение свойства т. замерзания – осмотическое давление

24

Ионизация (диссоциация) воды

(25°С, электропроводность)

Кд(Н2О) = = 1.8•10–16 моль/л[H2O]

[H+][OH–]

n(H2O) = = 55.6 моль; [H2O] = 55.6 моль/л1000 г

18 г/моль

= 1.0•10–14 моль2/л2 (25°C) [H+][OH–]Кa(Н2О) =

Кa(Н2О) – ионное произведение воды (константа автоионизации воды, Kw)

Кa(Н2О) = 3.13•10–14 (37°C)

a (acid); w (water)

25

H2O H + + OH –

H2O + H2O H3O + + OH – – Q

Кислотность среды. Водородный показатель

pH = – lga(H+) – lg[H+] pOH = – lga(OH–) – lgc(OH–)

pH + pOH = 14; pH = 14 – pOH; pOH = 14 – pH

26

Нейтральная среда: pH = 7; [H+] = [OH–] = 10–7

Кислая среда: pH < 7; [H+] > [OH–]

Щелочная среда: pH > 7; [H+] < [OH–]

1. Н2О (25o C): pH = 7, [H+] = [OH–] = 10–7

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

1. Сильные кислоты НХ

(HCl, HNO3)

H2O H+ + OH– Ka(H2O)

HX + H2O H3O+ + X–

HX H+ + X– pH < 7

pH = – lga(H+) = – lgf•c(HX) (1.3a)

pH = – lgc(H+) = – lgc(HX) (1.3b)

Расчет рН в растворах сильных электролитов

27

Пример.

Рассчитать рН в 0.1 М растворе HCl.

а) с учетом активности (1.3a)

1) I; 2) f; 3) a(H+); 4) pH

0.1 0.8 = 0.08 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)

H2O H+ + OH– Ka(H2O)

MOH M+ + OH– pH > 7

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; 3) a(OH–);

0.001 0.96 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)

H2O H+ + OH– Ka(H2O)

KA K+ + A–

[H+] = [OH–] = 1•10–14 = 1•10–7 (1.6)

pH = – lg1•10–7 = 7

Среда нейтральная

31

Осмос

Явление

осмоса

H2O

H2O

H2O

Глюкоза(раство-ритель)

(раствор)

мембрана (целлофан, коллодий)

h р(осм) )

+

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

• Для осмотического давления (кПа)

cRT (для неэлектролитов) (1.7а)

Уравнение Вант-Гоффа

T = const

c1

c2

1

2

c = const

T1

T2

1

2

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.

Законы осмотического давления

33

(формальная аналогия)

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

р-ра А р-ра В= изотонические растворы

р-ра В

р-ра А > А – гипертонический; В – гипотонический

Плазма крови (при 37С)

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

Осмотическое давление в растворах электролитов

при = 1, i = 1 + m – 1 = m (NaCl, m = 2; CaCl2, m = 3; Na3PO4, m = 4)

34

0.15 М (0.9%) раствор NaCl;

cосмRT сосм - осмолярность (1.7c)

0.3 M (4.5–5.0%) р-р глюкозы

изотонические

растворы

NaCl = icRT = 2•0.15•8.31•310 750 кПа

Осмолярность

Осмолярность (осмомолярность) — суммарная

концентрация осмотически активных частиц в растворе

глюкозы = cRT = 0.3•8.31•310 750 кПа

в нашем случае

сосм (NaCl) = cосм (глюкозы)

35

Клетка

межклеточная жидкость

внутриклеточная жидкость

мембрана

• 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)

Биологическое значение осмотического давления

36

Плазмолиз и лизис (гемолиз) эритроцитов

Плазмолиз Гемолиз

37

– 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)

Примеры проявления действия

осмотического давления

38

(применим, если отсутствует химическое взаимодействие

между газом и растворителем)

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)

Закон Генри

Растворимость газов в жидкостях *

При постоянной температуре растворимость газа в

определенном объеме жидкости прямо пропорциональна

давлению газа над жидкостью

* Раздел, выносимый на самостоятельную проработку

39

(для смеси газов)

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.

Закон Дальтона

При постоянной температуре растворимость каждого из

компонентов газовой смеси в определенном объеме

жидкости прямо пропорциональна парциальному

давлению этого компонента газовой смеси над жидкостью.

40

(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)

Закон Сеченова

41

изменение растворимости газов в крови при изменении

давления;

кессонная болезнь;

гиперболическая оксигенация;

пена при откупоривании бутылки с газированной водой.

Биологическое значение

законов Генри – Дальтона и Сеченова

42