Лекции по химии для студентов лечебного, педиатрического

и стоматологического факультетови студентов-лечебников

медико-биологического факультета

Кафедра химии

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ

МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

1

Подготовлено соответствии с ФГОС-3 в рамках реализации

Программы развития РНИМУ

2

Курс лекций подготовлен в качестве методического пособиялекторским коллективом кафедры химии для студентовлечебного, педиатрического и стоматологического факультетов истудентов-лечебников медико-биологического факультетаРНИМУ в соответствии с федеальными государственнымиобразовательными стандартами высшего профессиональногообразования (ФГОС-3) и Рабочими Программами по дисциплине«Химия» по специальностям «Лечебное дело», «Педиатрия»,«Стоматология» в рамках реализации Программы развитияРНИМУ.

Общая редакция — зав. кафедрой химии,проф. В.В. Негребецкий

Настоящее пособие в дополнение к рисункам, формулам иуравнениям реакций включает определения основных понятий итерминов,необходимые студентам для подготовки к занятиям.

Лекционный курс сгруппирован по темам и состоит из трехчастей: (1) общая химия, (2) органическая химия и (3) вариа-тивная часть «Химия биомолекул и наносистем».

Тема 1 Введение в курс химии. Химические соединения в водных растворах. Вода как растворитель. Водородный показатель. Сильные электролиты. Осмос.

3

Часть 1. Общая химия

проф. Ю.И. Бауков, проф. И.Ю. Белавин, проф. В.В. Негребецкий,

доц. Е.А. Бесова, доц. Е.П. Шаповаленко

Химические соединения в водных растворах

• Введение в курс 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

4

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

5

� Задача химии – заложить физико-химическуюоснову и молекулярный уровень изученияфункционирования систем живого организма внорме и при патологиях.

� Конечная цель курса – формирование системныхзнаний о физико-химической сущности имеханизмах процессов, происходящих в организмечеловека, закономерностях химического поведенияосновных биологически важных классовнеорганических и органических соединений, а такжебиополимеров, во взаимосвязи с их строением, необходимых для рассмотрения процессов, протекающих в живом организме на молекулярноми клеточном уровнях.

ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ

6

УЧЕБНЫЙ ПРОЦЕСС

ЛекцииСеминарско-

практические

занятия

Самостоятельная

работа дома

Лабораторные

работы

Объяснение

преподавателя КонтрольСамостоятельная

аудиторная

работа

(САРС)

студентов

Организация учебного процесса

7

� Модуль – самостоятельный раздел курса, вкотором разбирается группа родственных взаимосвязанных понятий.

� Рейтинг – балльная оценка знаний, при которойконечная суммарная оценка студента складываетсяна основании его текущих оценок.

� Итоговая оценка(может быть выставлена на основании рейтинга)

� Итоговый тестовый контроль

Модульная система

8

Внимание ! Важная информация !!!

Материалы об учебном процессе приведены на сайте кафедрыhttp://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 материаловдля студентов

o Необходимо приносить эти пособия и другуюучебную литературу на лабораторные занятия !!!

9

Некоторые понятия и определения

� Элементы–органогены – основные элементы, входящиев состав органических соединений живых организмов.

� Биогенные элементы – химические элементы, обязательновходящие в состав живых организмов.

� Основные классы химических соединений, принимающиеучастие в процессах жизнедеятельности.

� Метаболиты – химические соединения, образующиеся ворганизме в процессе обмена веществ (метаболизме).

� Структурообразующие вещества.

� Ксенобиотики – чужеродные для организма вещества,способные вызвать нарушение биологических процессов.

� Биорегуляторы – соединения регулирующие обменвеществ (витамины, гормоны, синтетические БАВ, в томчисле лекарственные средства).

10

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

11

Неорганические Органические Комплексные ВМС

NaCl CH3CH2OH [PtCl 2(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

12

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, высокомолекулярныхсоединений.

13

Классификация растворов

Компоненты раствора•••• растворитель; •••• растворенные вещества; •••• продукты их взаимодействия

� Истинные растворы – системы, в которых уровеньдисперсности (раздробленности) растворенного вещества –молекулярный или ионный (10–10 ─ 10–9 м).

Значение растворов в процессах жизнедеятельности

14

� Идеальный раствор – гипотетический раствор, в котором несуществует взаимодействиямежду 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

HH

δ+

δ+

δ+ OH

HH

OH

H

O

H

H

OH

H

......

. ..

водородные связи

15

— 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) / m р-ра

c(x) = n(x) / V р-ра

b(x) = n(x) / m(H 2O)

[моль / л = М ]

[моль / кг ]

16

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 мольV = 100 / 1.07 = 93.5мл = 0.0935 лc(NaCl) = 0.171 / 0.0935 = 1.83 моль/л

3. m(H2O) = 90 г = 0.09 кгb(NaCl) = 0.171 / 0.09 = 1.9 моль/кг

17

Теория электролитической диссоциации(С. Аррениус, 1888–1889)

� Электролиты – вещества, при растворении подвергающиесяионизации (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

18

Электролиты

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

1. Кислоты: HCl; HBr; HI; HNO 3; H2SO4; HClO 4; HMnO 4; H2Cr 2O7.

2. Щелочи: LiOH; NaOH; KOH; CsOH; Ca(OH)2; Ba(OH)2; Sr(OH)2.

3. Соли: NaCl; Al 2(SO4)3; Cu(NO3)2.

1. Кислоты: HF; HCN; H 2S; 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 SO42–

1. HF H+ + F–

2. H3PO4 H+ + H2PO4– αααα1

H2PO4– H+ + HPO4

2– αααα2HPO4

2– H+ + PO43– αααα3

αααα1 >> αααα2 >> αααα3 3. NH3 + H2O NH4

+ + OH–

Диссоциируют необратимо, полностью

Диссоциируют обратимо, неполностью, ступенчато

19

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 срастворителем. Ионные атмосферы.

— ионизированы (диссоциированы)практическиполностью(соли, сильные кислоты,щелочи).

20

Понятие активности

a = f • c (1.1)

f < 1; a < c; с→→→→ 0, f →→→→ 1, a →→→→ c

21

� Активность – активная или эффективная концентрация.

� Коэффициент активности (f) – мера различия поведенияэлектролита в данном растворе от его поведения видеальномрастворе.

� Ионная сила раствора (I) – количественная характеристикаинтенсивности межионноговзаимодействия.

I = ½∑bi•zi2 ≈ ½∑ci•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 содинаковой ионной силой коэффициенты активности fкатионов и анионов, имеющих равные заряды, равны

Для разбавленныхрастворов (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•√√√√ΙΙΙΙ

22

Ионная силаI, моль/кг

Заряд иона z±±±±1 ±±±±2 ±±±±3

Ионная силаI, 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

23

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 (0.1·22 + 0.2·12) = 0.3f(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

24

Свойства растворов

Зависящие от природы Зависящие от числарастворенных веществ частиц в растворе

(коллигативные)

– электропроводность – повышение т. кип.– кислотно-основные – понижение свойства т. замерзания

– осмотическое давление

25

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)

26

H2O H + + OH –

H2O + H2O H3O + + OH – – Q

Кислотность среды. Водородный показатель

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

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

27

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 среданейтральная

среда

1. Сильные кислоты НХ

(HCl, HNO3)

H2O H+ + OH– Ka(H2O)

HX + H2O H3O+ + X–

HX H+ + X– pH < 7

pH = – lg a(H+) = – lg f•c(HX) (1.3a)

pH = – lg c(H+) = – lgc(HX) (1.3b)

Расчет рН в растворах сильных электролитов

28

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 = – lg a(H+) = ∼∼∼∼1.1

b) без учета активности (1.3b)

pH = – lg c(H+) = – lgc(HCl) = – lg10 –1 = 1.0

Среда кислая

29

2. Сильные основания MOH

(NaOH, KOH)

H2O H+ + OH– Ka(H2O)

MOH M+ + OH– pH > 7

pOH = – lg a(OH–) = – lg f•c(MOH) (1.4a)

pOH = – lg c(OH–) = – lgc(MOH) (1.4b)

pH = 14 – pOH (1.5)

30

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 = – lg c(OH–) = – lgc(MOH) = – lg10–3 = 3

pH = 14 – 3 = 11

Среда щелочная

31

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

32

Осмос

Явление осмоса

H2O

H2O

H2O

Глюкоза(раство-ритель)

(раствор)

мембрана (целлофан, коллодий)

h р(осм) (π)

+

� Осмос – самопроизвольныйпереход (диффузия) растворителячерезмембрану из той части системы, где концентрациярастворенноговещества ниже, в ту часть системы, где она выше.

� Осмотическое давление раствора ( ππππ ) – давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы предотвратить проникновение в него растворителя;– мера стремления растворенного вещества к равномерномураспределению во всем объеме растворителя.

33

• Для осмотического давления ππππ (кПа)

cRT π = (для неэлектролитов) (1.7а)

Уравнение Вант-Гоффа

T = const

c1

c2=π1

π2

c = const

T1

T2

=π1

π2

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

34

(формальная аналогия)

icRT π = (1.7b)

i – изотонический коэффициент Вант-Гоффа, Nр/Nисх

(зависимость от концентрации; Вант-Гофф, Аррениус)

i = 1 + αααα(m – 1), где αααα – степень диссоциации, m – число ионов,образуемых электролитом

πр-ра А πр-ра В= изотонические растворы

πр-ра Вπр-ра А > А – гипертонический; В – гипотонический

Плазма крови (при 37°°°°С)

ππππ ≈≈≈≈ 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 αααα = 1, i = 1 + m – 1 = m (NaCl, m = 2; CaCl 2, m = 3; Na3PO4, m = 4)

35

0.15 М (0.9%) раствор NaCl;

cосмRT сосм - осмолярностьπ = (1.7c)

0.3 M (4.5–5.0%) р-р глюкозы

изотонические

растворы

ππππNaCl = icRT = 2•0.15•8.31•310 ≈≈≈≈ 750 кПа

Осмолярность

� Осмолярность (осмомолярность) — суммарнаяконцентрация осмотически активных частиц в растворе

ππππглюкозы = cRT = 0.3•8.31•310 ≈≈≈≈ 750 кПа

в нашем случае

сосм (NaCl) = cосм (глюкозы)

36

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

37

Плазмолиз и лизис (гемолиз) эритроцитов

Плазмолиз Гемолиз

38

– 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

39

(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 вопределенном объеме жидкости прямо пропорциональнадавлению газа над жидкостью

* Раздел, выносимый на самостоятельную проработку

40

(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;

p i (X) – парциальное давление компонента газовой смеси;

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

Закон Дальтона

� При постоянной температуре растворимость каждого изкомпонентов газовой смеси в определенном объемежидкости прямо пропорциональна парциальномудавлению этого компонента газовой смеси над жидкостью.

41

(для раствора газа в растворе электролита)

� Растворимость газов в жидкостях в присутствииэлектролитов понижается вследствие высаливания газов.

c (Х) = cо (Х) • е –Kс • Сэл

c(Х) – молярная концентрация газа в насыщенном растворев присутствии электролита, моль/л;

cо – молярная концентрация газа в насыщенном растворев чистом растворителе;

Kс – константа Сеченова;

cэл – молярная концентрация электролита в растворе.(в плазме ≈≈≈≈154 ммоль/л)

Закон Сеченова

42

� изменение растворимости газов в крови при изменениидавления;

� кессонная болезнь;

� гиперболическая оксигенация;

� пена при откупоривании бутылки с газированной водой.

Биологическое значение законов Генри – Дальтона и Сеченова

43