1.Система-тело или группа взаимодействующих тел,фактически или мысленно выделяемых из окружающей среды(гомогенная,гетерогенная) Изолированная-отст.обмена в-в.Закрытая-обмен только энергией.Открытая-обмен энергией и в-вом. Процесс-переход системы из одного состояния в другое,сопровождающийся необратимым или обратимым изменением хотя бы одного параметра,характеризующегоданую систему. Изотермический прT=const,изобарический прp=const, изохорический прv=const. Изобарно-изотермический прp,T=const. Теплота(Q)-энергетическая мера хаотических форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окр.средой. Работа(А)-энергетическая мера направленных форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окр.средой.Внутренняя энергия- полная энергия системы,которая равна сумме потенциальной и кинетической энергии всех частиц этой системы,в том числе на молекулярном,атомном и субатомном уровнях. U=Eк+Еп.Энтропия(S)-термодинамическая функция,характеризующая меру неупорядоченности системы,т.е неоднородности расположения и движения её частиц. ∆S=Q/T. ∆S=Екон-Енач. Энтальпия(Н)-термодинамическая функция,характеризующая энергетическое состояние системы при изобарно-изотермическах условиях Н=U+pV. Энергия Гиббса является обобщенной термодинамической функцией состояния системы, учитывающей энергетику и неупорядоченность системы при изобарно-изотермическом условии. G=H-TS.

2.Первый закон термодинамики.Энергия не исчезает и не возникает из ничего,а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных соотношениях. ∆U=0,Q=∆U+A,Q=∆U+p∆V.Закон Гесса. Энтальпия реакции т.е тепловой эффект,зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути,по которому протекает реакция. Первое следствие.Энтальпия равна разности алгебраической суммы энтальпий образования всех продуктов реакции и алгебраической суммы энтальпий образования исходных веществ. Второе следствие. Энтальпия прямой реакции численно равна энтальпии обратной реакции,но с противоположным знаком. 1-ое и 2-ое следствия позволяют вычислять энтальпии различных реакций. Разрабатывать и составлять диетическое питание,определять калорийность пищи, составлять рацион питания к различным категориям продуктов.

3.Второй закон термодинамики. В изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие необратимые процессы, при которых энтропия увеличивается. 1)стремление системы к к достижению минимума энергии 2)стр.сист. к максимуму энтропии. Энергия Гиббса. В системе при постоянной tи p самопроизвольно могут совершаться только такие процессы,в результате которых Энергия Гиббса уменьшается.Т.е. самопроизвольно протекают все экзотермические реакции при любойt,если она сопровождается увеличением энтропии.

4.Внутренним источником энергии. 1.В соответствии с первым законом термодинамики живые организмы не могут ни создавать энергию из ничего, ни уничтожать ее, они могут только преобразовывать одну форму энергии в другую. При этом организмы потребляют из окружающей среды энергию в той форме, в которой они могут использовать ее в конкретных условиях температуры и давления, а затем возвращают в среду эквивалентное количество энергии в другой форме, менее пригодной для них.Живые организмы – открытые системы, находящиеся в неравновесном состоянии по отношению к окружающей среде. Термодинамическоеравновесиедляживого организма означало бы состояние смерти. В связи с этим организм «выбирает» стационарное состояние. 2Принцип энергетического сопряжения биохимических реакций3.Гомеостаз в живых организмах некоторые процессы и реакции протекают в условиях, близких к равновесным4.Многостадийность, обратимость.Другая особенность биохимических процессов, протекающих в организме, заключается в их многостадийности. Принцип энергетического сопряжения В живых системах эндэргонические реакции (G_р-ции 0) сопряжены с экзэргоническими (G_р-ции 0). Для сопряжения энд- и экзэргонических процессов необходимо наличие общего промежуточного соединения и чтобы на всех стадиях сопряженных реакций суммарный процесс характеризовался :  0.Гомеостаз-относительное динамическое постоянство состава и свойств внутренней среды организма,обуславливающее устойчивость его физиологический функций.

5.Скоростьхим.реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени ϑ=│Ск-Сн│∕ԏк-ԏн=│l│/∆ԏИстинная ϑ характеризует скорость в данный момент времени ∆ԏ→0. Средняя ϑ по данному компоненту является усреднённой скоростью за данный промежуток времени ϑср=│∆С∕∆ԏ│Факторы,влияющ. На ϑ: 1) природа реагирующих веществ2)концентрация реагентов 3)температуры4)катализаторы5)давление6)Влияние величины поверхности соприкосновения реагирующих веществ

6.Влияние температуры,правило Вант-Гоффа. При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций возрастает в 2–4 раза: Для обычных химических реакций  = 2÷4, а для ферментативных реакций температурный коэффициент может достигать значений  = 7÷9.УравнениеАррениуса.Энергия активации связана с константой скорости реакции и температурой уравнением Аррениуса:

k = Ae^–Ea/RTУравнение Аррениуса для двух температур имеет вид: ;

Энергия активации – это минимальная избыточная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы эти частицы вступили в химическую реакцию (Е_a, кДж/моль)

7. Катализ-процесс изменение скорости реакции, вследствие присутствия в системе некоторого вещества, состояние и масса которого остается в конце реакции неизменными.

Виды:

• гомогенные;

• Гетерогенные;

• Положительные (скорость увеличивается,Еа-уменьшается)

• Отрицательные (скорость умень., Еа- увелич.)

• Ферментативный.

Особенности:

1. Хим. Природа (однокомпонентные(только из белков, двухкомпонентные(белковой и надбелковой части))

2. Размер 1-100 нм(ультрамикро гетерогенные)

3. Высокая каталитическая активность-значительно увеличивают скорость реакции.

4. Хим специфичность-конкретный фермент действует на конкретное вещ-во.

5. Влияние внешних факторов

6. Инактивация- со временем ферменты разрушаются, теряюткаталит-ую способность.

8.Равновесие химическое-состояние системы, в которой обратимо протекает одна или несколько реакций химических, причём для каждой из них скорости прямой и обратной реакций равны, вследствие чего состав системы остаётся постоянным, пока сохраняются условия её существования.

Константа равновесия, позволяющая судить о полноте протекания реакции при тех или иных условиях.

Для гомогенных химических равновесий:Кравн = [D] nD [F] n F

[А] nА [В] n В

Минимум потенциала Гиббса соответствует устойчивому равновесию термодинамической системы с фиксированными температурой, давлением и числом частиц.

Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий, определяющих состояние равновесия, то равновесие смещается в том направлении, в котором эффект воздействия уменьшается.

Принцип адаптивных перестроек: любая живая система при воздействии на неё перестраивается так, чтобы уменьшить данное воздействие.

9. Коллигативные свойства – свойства, независящие от природы вещ-ва, зависят только от концентрации веществ в растворе.

Осмос- самопроизвольное движение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из чистого растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей конц-й.

Осмот.давление- избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и при котором скорости взаимного проникновения молекул растворителя становятся равными.

Причина возникновения осмоса и осмотического давления – разница концентраций жидкостей, находящихся по разные стороны стенки клетки.

полупроницаемая мембрана-мембрана, проницаемая для молекул (ионов) растворителя и не проницаемая для молекул (ионов) растворенных веществ.

Вант-Гоффа закон осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества. Pосмот.=c (x) *R*T(K), Па

Даже незначительное изменение осмотического давления может оказаться губительным для клеток крови.Величина осмотического давления составляет 7,62 атм. Или 740-760 Па.

Осмолярность – суммарная концентрация осмотически активных частиц в растворе.

Осмоляльность – концентрация тех же частиц, растворенных в килограмме воды, выражающаяся в миллиосмолях на килограмм (мосм/кг).

10. Тургор обеспечивает сохранение органами формы и положения в пространстве, а также сопротивление их действию механических факторов. Вода проникает через полупроницаемую мембрану клетки, в результате чего клетка набухает; увеличению объема препятствует ограниченная эластичность стенок клетки. Внутри создается давление больше, чем в накачанной велосипедной камере. Клетка становится упругой и сопротивляется сдавливанию.

Если клетка находится в гипертоническом растворе, концентрация которого больше концентрации клеточного сока, то скорость диффузии воды из клеточного сока будет превышать скорость диффузии воды в клетку из окружающего раствора. Вследствие выхода воды из клетки объем клеточного сока сокращается, тургор уменьшается. Уменьшение объема клеточной вакуоли сопровождается отделением цитоплазмы от оболочки - происходит плазмолиз.

Деплазмолиз происходит при перенесении плазмолизированных клеток (то есть клеток, подвергшихся плазмолизу) в воду или гипотонические растворы.

Изотонические растворы - растворы с одинаковым осмотическим давлением.

Гипертонические растворы- растворы с большим осматическим давлением по сравнению со стандартом

Гипотонические растворы- растворы с меньшим осматическим давлением по сравнению со стандартом.

Изотонический раствор применяют для пополнения организма жидкостью, вместе, с тем он является источником легкоусвояемого организмом ценного питательного материала.

При введении в вену гипертонических растворов повышается осмотическое давление крови, усиливается ток жидкости из тканей в кровь, повышаются процессы обмена веществ, улучшается детоксикационная функция печени, усиливается сократительная деятельность сердечной мышцы, расширяются сосуды, увеличивается диурез.

Гипертонические р. в сочетании с гипотоническими растворами и изотоническими растворами применяют для измерения осмотического давления в живых клетках и тканях.

В медецине: Явление осмоса широко используют в медицинской практике. Так, в хирургии применяют гипертонические по–вязки (марлю, смоченную в гипертоническом 10%-ном рас–твореNaCl), которые вводят в гнойные раны. По закону осмоса ток жидкости раны через марлю направляется наружу, в результате чего рана постоян–но очищается от гноя, микроорганизмов и продуктов распада.

В биологии: Животные и растительные клетки имеют оболочки или поверхностный слой протоплазмы, обладающие свойствами полупроницаемых мембран. При помещении этих клеток в растворы с различной концентрацией наблюдается осмос.

Осмотический Шок-1) нарушения в клетке, возникающие при переносе ее в гипертонический или гипотонический раствор; 2) метод разрушения клеток микроорганизмов, основанный на погружении их (обычно после удаления клеточной стенки) в дистиллированную воду или буфер низкой концентрации. В результате насыщения клетки водой происходит разрыв цито–плазматической мембраны и ее содержимое выходит вводу или буфер.

11. Электролиты– вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. ( силные кислоты (серная, азотная кислоты и т.д.), сильные основания( NaOH, KOHи др.), соли ( NaNO3, CaSO4))/

Слабые электролиты не значительно диссоциируют на ионы. Диссоциируют обратимо и ступенчато.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы р-рителя(под природой растворителя принимают его полярность. Чем полярнее молекулы растворителя, тем больше степень дис.), концентрации р-ра(с уменьшением конц. Электролита (с разбавлением раствора) степень диссоц. Увеличивается), т-ры (повышении температуры степень дис. Увеличивается), природы элетролита( по степени дис. Различают сильные и слабые электролиты).

В соответствии с законом Оствальда с уменьшением концентрации р-ра степень возрастает.(Чем больше конц. Электролита, тем меньше степень дис.).

12. Особенности р-ов сильных электролитов (Дебай и Хюккель):

-диссоциация полная и необратимая

-происходит гидратация ионов, не ассоциированных в молекулы

-и межионное взаимодействие, т.к. расположены близко друг к другу

Активная концентрация (Ка) — такая концентрации, соответственно которой данный электролит или ионучаствует в реакциях, протекающих в р-ах сильных электролитов.

Коэфф. активности (Хi) — показывает, во сколько раз активность иона отличается от его истинной концентрации в р-ре сильного электролита.

=1 — сильно разбавл. р-р, слабое межионное взаимодействие

>1 — сильно концентрированные растворы

<1 — умеренно разбавленные

Математическая связь между акт.к. и аналитической:

Ионная сила раствора (I) — параметр, кот. характеризует интенсивность электростатического поля всех ионов р-ре и одновременно учитывает концентрацию всех ионов в р-ре и их заряд.

Значение для живой среды и содержание:

-ионная сила=ионной силе био системы, т. е. добавление или уменьшение содержания солей в р-ах организма;

-поддержание ионной силы растворов организма на нужном уровне, иначе происходит дегидратация белков и нукл к-т и их высаливание;

-(NH₄)₂SO₄ — для выделения белков.

13. Протолитическая теория кислит и оснований:

Кислота — молекула или ион, способные отдавать катион водорода (протон). Донор протонов. Кислота — Н⁺ + Сопряженное основание

HCl — H⁺ + Cl^- NH₄⁺ — H⁺ + NH₃

Основание — молекула или ион, способные присоединять катион водорода (протон). Акцептор протонов. Основание + Н⁺ — Сопряженная кислота

OH^-+H⁺ — H₂O NH₃ + H⁺ — NH₄⁺

Типы протолитических реакций:

• Ионизации (диссоциации):

СН₃СООН + Н₂О — СН₃СОО^- + Н₃О⁺

• к-та 1 + осн 2 — осн 1 + к-та 2

NH₃ + H₂O — NH₄⁺ + OH^-

• осн 1 + к-та 2 — к-та 1 + осн 2

H₂O+H₂O — H₃O⁺ + OH^-

• ионное произведение воды

• Нейтрализации:

HSO₄^- + OH^- — SO₄^2- + H₂O

• Гидролиз:

CO₃^2- + H₂O — HCO₃⁺ + OH^-

13. Автопротолиз воды

Ионное произведение воды: H₂O+H₂O — H₃O⁺ + OH^-

Водородный показатель рН — безразмерная величина, кот. используют для удобства оценки характера водной среды

Шкала кислотности: рН=-lg[Н+]

0-7 — сильнокислотная среда

7 — нейтральная среда

7-14 — сильнощелочная среда

Значение постоянства рН в организме человека:

Ацидоз — уменьшение кислотной буферной емкости крови

Алкалоз — увеличение кислотной буферной емкости крови

Отклоненение от нормы приводит к патологии

рН био жидкостей: плазмы крови — 7,36-7,42 (const)

слюны — 6,8-7,2

эритроцитов — 7,25

крови — 7,35±0,08

моча — 4,8/0,8

13. Гидролиз как протолитичская реакция: Гидролиз, согласно протонной концепции Бренстеда и Лоури, рассматривается как протолитическая реакция, при которой ионы солей взаимодействуют с молекулами воды, в результате чего образуются малодиссоциирующие молекулы и ионы;

Na₂CO₃ + H₂O — NaHCO₃ + NaOH

CO₃^2- + H₂O — HCO₃^- + OH^-

Био роль гидролиза: В живых организмах происходит ферментативный гидролиз жиров. В кишечнике под влиянием фермента липазы жиры пищи гидратизуются на глицерин и органические кислоты, которые всасываются стенками кишечника, и в организме синтезируются новые жиры, свойственные данному организму. Они по лимфатической системе поступают в кровь, а затем в жировую ткань. Отсюда жиры поступают в другие органы и ткани организма, где в процессе обмена веществ в клетках опять гидролиэу-ются и затем постепенно окисляются до оксида углерода и воды с выделеиием энергии, необходимой для жизнедеятельности.

Факторы, влияющие на глубину гидролиза: Растворимость соли; pH среды; температура; концентрация соли.