1.1. Химия и медицина.

Химия-наука о веществах и их превращениях, связанных с изменениями электрического окружения атомных ядер.

Задачи химии:

• Изучить свойства элементов

• Изучить основные физические и физико-химические процессы, обеспечивающие существование организма в окружающей среде

Методы химии:

• Химические методы анализа

• Физические методы анализа

• Физико-химические методы анализа

Отличительная черта современной медицины-активное внедрение достижений химии в теорию и практику исследования функций живого организма. Поэтому особую роль преобретают знания основ биофизической химии и свойств биогенных элементов, которые служат фундаментом при последущем изучении биоорганической и биологической химии,фармакологии, физиологии, гистологии, санитарии и гигиены, анастезиологии.

2. Протолитические равновесия и процессы.

Гетерогенные равновесия и процессы в растворах электролитов

2.1 Раствор-гомогенная(однородная) система, состоящая из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Компоненты раствора: растворитель и растворенное вещество.

Идеальный раствор- раствор,образование которого не сопровождается химическим взаимодействием, изменением объёма и тепловым эффектом.

2.2 Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Многие химические процессы протекают при условии, что вещества находятся в растворённом состоянии. Важнейшими биожидкостями являются растворы солей, белков, углеводов в воде. Усвоение пищи связано с переходом веществ в растворимое состояние. Биожидкости учавствуют в транспорте питательных веществ: кислорода, лекарственных препаратов к органам и тканям и выводят продукцию распада.

Физико-химические свойства воды, обусловливающие ее уникальную роль как единственного биорастворителя:

• температура плавоения и кипения аномально высокая или низкая,

• высокая теплоёмкость,

• высокое диэлектрическое пронизывание,обеспечивающее высокие скорости протекания биохимических реакций,

• мгновенная передача нервных импульсов,

• высокий дипольный момент увеличивающий растворяющую способность полярных веществ, благополучно образовавшихся молекул биополимеров в водных растворах.

• Низкая вязкость способная выполнять транспортные функции

Влияние внешних условий на растворимость.

Растворимость зависит от:

• Природы растворенного вещества и растворителя

• Температуры

• Давления

• Присутствие в растворе других веществ

2.3. Механизм и термодинамика процесса растворения

1. разрушение связи в исходном веществе происходит с поглощением энергии

2. частичное или полное разрушение связей между молекулами растворителя с поглощением энергии

3. сольватация (гидратация) с выделением энергии

4. самопроизвольное перемещение раствора или равномерное распределение сольватов, идет с поглощением энергии

Закон Фаянса

2.4. Концентрация растворов и способы ее выражения.

Концентрацией называется величина, показывающая сколько растворенного вещества (в граммах, молях, моль - эквивалентах) содержится в определенном количестве раствора (в литре, миллилитре, граммах) или растворено в определенном количестве растворителя (килограмме).

Существуют различные способы численного выражения состава растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная концентрации, титр

С = n/V(р-ра)

С = р(плотность)*10*W/М

ω = mраств. в-ва ·100%/m р-ра

2.5. Растворимость газов в жидкостях и ее зависимость от различных факторов.

• для газов при повышении температуры растворимость уменьшается

• Если растворители относятся к одному и тому же классу соединений, то растворимость газа часто мало зависит от индивидуальных свойств растворителя.

• В газах с ростом давления увеличивается растворимость

• Закон Сеченова: В присутствии электролитов растворимость газов в жидкостях уменьшается.

2.6. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов:

• Осмотическое давление-тт

• Понижение давления насыщенного пара- Р

• Повышение температуры кипения- Ткип.

• Понижение тмпературы замерзания- Тзам.

Закон Рауля:при постоянной температуре относительное понижениедавление насыщенного пара растворителя над идеальным раствором нелетучего вещества(неэлектролита) равно молярной доле растворенного вещества.

(р -р)/p =n(n+N)

1. понижение температуры замерзания

Tзам.=К*b(х)

2. повышение температуры кипения

7. Осмос-самопроизвольное проникновение(диффузия) растворителя через полупроницаемую мембрану в растворе.

Осмотическое давление-это величина минимального гидростатического давления, которое нужно приложить, чтобы осмос прекратился.

Осмос в биологических системах: биологические жидкости-кровь,лимфа,слюна-это водные растворы низкомолекулярных(хлоридов Са,Na,К) или высокомолекулярных соединений:белков,липидов и также форменных веществ-эритроцитов и лейкоцитов.Осмотическое давление биологических жидкостей у разных организмов неодинаково.

ОСМОЛЯЛЬНОСТЬ(осмолярность) - концентрация осмотически активных частиц в растворе, выраженная в количестве осмолей на килограмм растворителя.

осмоляльность - молярное количество осмотически активных частиц на килограмм растворителя, мосм/кг

осмолярность - молярное количество осмотически активных частиц на литр раствора, мосм/л

Изотанические растворы-растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление.

Гипертонический раствор-из двух растворов,раствор с большим осмотическим давлением.

Гипотанический раствор-из двух растворов,раствор с меньшим осмотическим давлением.

Онкотическое давление- доля осмотического давления, создаваемая высокомолекулярными компонентами раствора.

2.8. Плазмолиз- высушивание клетки (Н2О выходит из кл.) в результате помещения её в гипертонический р-р.

Цитолиз-разрыв оболочки клетки в результате поступления в неё воды извне при помещении клетки в гипотонический р-р.

2.9. В водных р-рах эл-литов наблюаются отклонения от законов разбавления. Для приведения в соответствие теоретические расчёты Вантгоф ввёл изотонический коэфф.

В Р-рах эл-литов число частиц больше чем число не эл-литов при одинаковом кол-ве в-ва. Сосм.= С1+С2+…Сн=Сi Т.о. i- число , показывающее, во сколько раз число частиц эл-литов больше чем в не эл-литах той же конц.

Устойчивость ВМС и скорость биохимических реакций в значительной мере зависит от концентрации природы, присутствующих в жидкости и тканях ионов. Организм человека постоянно теряет воду и значит кол-во эл-литов. Концентрация ионов в тканях поддерживается примерно постоянным- ионный гомеостаз. Обмен ионов К+ важен для работы нервных и мышечных кл. Катионы Са+ влияют на проницаемость мембран , сокращении мышц, способность синтезирования белков, свёртывание крови, уменьшение возбуждения нервной системы.

Анионы слабой кислоты и ионы белков участвуют в регуляции кислотно-основного равновесия.

Водно-эл-литный баланс поддерживается не только за счёт физиохим. процессов (гидротация, осмос, проницаемость) ,Но и в результате биологических процессов (поступление в-в в орг., накопление в клетках и межклеточной жидкости выделение из орг.)

2.10.Слабые эл-литы: сера,бензол, бензин, сахар.

Кдис. = [H+]*[CH3COO-]/[CH3COOH]= (α^2* Co)/ (1-α)

Данная константа является константой ионизации слабого электролита. Она не зависит от исходной концентрации веществ, а зависит только от природы электролита и растворителя, а также от температуры. Константа ионизации характерна только для слабых электролитов. 

Степень диссоциации эл-лита возрастает при добавлении к р-ру слабого эл-лита или сильного, имеющего общий ион- закон разбавления . α= √( Кдис.*V)

2.11. Расчет рН в растворах слабых одноосновных кислот и оснований проводят по формулам (4-5) рН = 1/2 (рКк – lgCк) (4) рН = 14 - 1/2( рКО - lg CО) (5)

2.12. Сильные эл-литы: NaCl, К-ты, NaOH

Активность- эффективная концентрация в соответствии с которой эл-лит участвует в различных процессах. а=f*c

a-активность;f-коэффициент акт.с-конц.

Для количественной характеристики межионного электростатического взаимодействия введено понятие ионной силы

I=0,5 ΣCiZi

Теория Дебая-Хюккеля, р-ров сильных к-т. Для сильных эл-литов степень диссоциации явл. Кажущейся α= (i-1)/(n-1)

2.13. Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований

В растворах сильных кислот и оснований протолитическая реакция взаимодействия с водой,  например HAn + H2O  H3O+ + An-, целиком сдвинута вправо.

Вследствие полной диссоциации концентрация ионов водорода равна концентрации одноосновной кислоты, [H+] = Cкисл (без учета ионной силы раствора):

pH = -lg[H+] = -lg Cкисл     (2.4.1)

В растворах сильных однопротонных оснований концентрация [OH -] ионов равна концентрации основания:

[OH -] = Cосн ;

     (2.4.2)

Для двухосновных сильных кислот и оснований необходимо при расчете концентраций [H+] или [OH -] учитывать их общую концентрацию за счет диссоциации.

2.14. Протолитические равновесия - реакции, связанные с переносом протона (реакции нейтрализации, гидролиза и диссоциации).

Протолитическая теория кислот и оснований. К-та- всякое в-во, молек. Частицы которого способны отдавать электрон. Основание- в-во, молек. Частицы которого способны присоединять протон.

Электронная теория Льюиса. Кислота- в-во, принимающее электронные пары (акцептор эл.) Основание- в-во., поставляющее эл. Для образования хим. Св.( донор эл.)

2.15. СН3СООН + Н2О ↔ Н3О+ + СН3СОО–

константа равновесия имеет вид

Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов - продуктов диссоциации, а в знаменателе - равновесная концентрация недиссоциированных молекул.

NH3·HOH ↔ NH4+ + OH–

существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре

Амфолиты- молекулы или ионы, способные присоединять протон.

Изоэлектрическая точка-значение рН среды, при котором ам. к-та находится в водном р-ре только в молекулярной форме инее перемещается под действием внешнего эл. поля.

pl= 0.5(pKa(CH3COOH-)+pKa(NH3+)

2. 16 Автопротолиз –обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой.

Ионное произведение-произвед конц ионов Н и ионов ОН в воде или водных р-рах, константа атопротолиза воды.

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН)- величина, характеризующая концентрацию ионов водорода в растворах.

 рН = -lg[H+]

2.17 Если растворителем является вода, то процесс – гидролиз (частный случайсольволиза).

Гидролиз солей – это взаимодействие соли c молекулами воды, приводящее к образованию высокодиссоциированных соединений.

2.18 гидролиз по катиону:

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

Степень гидролиза измеряется отношением кол-ва гидролизованного в-ва к общ кол-ву растворенного в-ва:

а=Кг/с

Кг=Кw/Кд

pH=-lgКа-lg*с_к-та/с_соли

2.19 . гидролиз по аниону:

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2.20 Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

2.21 роль гидролиза: участвует в процессах питания, выделения, поддержания гомеостаза перераспределения энергии

2.22  Гетерогенноеравновесие — это равновесие, устанавливающееся на границе раздела фаз.

Гетерогенные процессы- процессы растворения, кристаллизации, испарения, конденсации, химические реакции на границе раздела двух фаз, гетерогенный катализ и др.

Константа растворимости(произведение) (ПР, K_sp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

2.23 услов обр осадка: если в р-ре произведение реальных конц ионов больше, чем произведение растворимости при данной t, то осадок выпадает.

Если возникает необходимость растворить осадок, то следует уменьшить в его насыщ р-ре конц соответствующих ионов

2.24. В организме человека наиболее важные гетерогенные процессы с участием неорганических соединений протекают прежде всего при образовании костной ткани, а также различного вида камней при почечной и желчнокаменной болезнях.

Образование нерастворимых соединений начинается с плазмы крови. В плазме кроме компонентов H2CO3, и HCO3-, H2PO4- и HPO42-, обеспечивающих кислотно-основное равновесие, содержатся катионы Са2+, анионы молочной кислоты (лактаты), а также белки. Эти компоненты участвуют в образовании малорастворимого гидрофосфата кальция СаНРO4 и в процессах комплексообразования.

В клетках костной ткани остеобластах, интенсивно омываемых кровью, происходит минерализация – конечный этап образования костной ткани. Основным минеральным компонентом костной ткани является гидроксифосфат кальция Са5(РО4)3ОН (Ks = 1,6·10-58), часто называемый гидроксиапатитом. Образование костной соли можно отразить общим уравнением:

Ca²⁺ + HPO₄^2–→CaHPO₄

3CaHPO₄ + Ca²⁺ + 2OH^– → Ca₄H(PO₄)₃ + 2H₂O

Ca₄H(PO₄)₃ + Ca²⁺ + 2OH^–→ Ca₅(PO₄)₃OH + H₂O

Формирование костной ткани в остеобластах происходит в результате контролируемого коллагеном процесса кристаллизации гидроксиапатита из ионов кальция и фосфатов.

При небольшом повышении содержания протонов кость начинает растворяться, отдавая вначале катионы кальция, а при большей кислотности среды происходит ее полный распад:

Сa5(PO4)3OH + 7H+ → 3H2PO4- + 5 Ca2+ + H2O.

При увеличении концентрации свободных ионов Са2+ в плазме крови равновесие сдвигается, это приводит к отложению кальция в костной ткани. При снижении концентрации ионов Са2+ в плазме крови наблюдается растворение минеральных компонентов костной ткани. Таким образом, костную ткань можно рассматривать как кальциевый буфер.

2.25. Изоморфизм - свойство атомов (или ионов) одних веществ заменять в структуре атомы (или ионы) других. Явления изоморфизма очень широко распространены в минералах.

ИЗОМОРФИЗМ, явление, заключающееся в том, что вещества неодинакового, но в известной степени аналогичного химического состава кристаллизуются в одинаковой кристаллографической системе в одинаковом кристаллическом классе. Близкая кристаллическая структура изоморфных соединений находит себе выражение в том факте; что кристаллы одного из изоморфных друг другу веществ, будучи погружены в насыщенный раствор другого изоморфного вещества, могут обрастать с поверхности слоем этого вещества, а также и в том, что изоморфные друг другу вещества могут выкристаллизовываться из смешанного раствора в виде общих кристаллов; такие кристаллы содержат оба вещества в непостоянном количественном отношении, зависящем от количественного соотношения изоморфных веществ в растворе

В организме человека ионы Са2+ могут образовывать разные малорастворимые соединения, которые называют камнями. Камнеобразование – сложный физико-химический процесс, в основе которого лежит не только образование малорастворимых соединений, но и нарушение коллоидного равновесия в тканях организма. Нарушение коллоидного равновесия вызывается уменьшением толщины защитного слоя из ионов стабилизатора и белковой защиты вокруг ультрамикрокристаллов соединения, что приводит к их слипанию с образованием более крупных кристаллов. Таким образом, формирование камней происходит из коллоидных частиц в результате процесса коагуляции.

Почечнокаменная болезнь связана с образованием в мочевых органах камней различного состава. При повышении концентрации мочевой кислоты образуются ее малорастворимые соли – ураты кальция. Их образованию способствует кислая среда мочи (рН < 5). В щелочной моче (рН > 7) могут образовываться малорастворимые фосфаты кальция. Малорастворимые оксалаты кальция могут встречаться как в кислой, так и в щелочной моче.

2.26. К обменным реакциям протекающим в растворе электролитов , относятся реакции осаждения и растворения. Реакции осаждения- это реакции, идущие с выпадением осадков.

Метод осаждения используют в клиническом анализе хлоридов в моче, желудочном соке, крови, в санитарно-гигиенической практике – при анализе питьевой воды.

Реакции осаждения лежат в основе метода аргентометрии, который широко применяется в количественном анализе фармацевтических препаратов. Аргентометрию используют для анализа роданидов, хлоридов, бромидов, йодидов, щелочноземельных металлов. Сущность метода заключается в выделении определяемого вещества в виде труднорастворимых осадков солей серебра.

Кальция хлорид используют в качестве антидота при отравлении солями магния, а также оксалат и фторид ионами. Применение препарата в первом случае основано на взаимозамещаемости ионов кальция и магния в организме, а во втором случае- на образовании нетоксичных малорастворимых соединений кальция оксалата и фторида.

Ca²⁺ + C₂O₄^2- = CaC₂O₄ ; Ca²⁺ + 2F^- = CaF₂

3.1. Буферные растворы – р-ры, содержащие промежуточную равновесную систему, способную поддерживать практически постоянное значение pH при разбавление или добавление небольшого количества кислоты или основания.

Буферное действие раствора обусловлено смещением кислотно-основного равновесия за счет связывания добавляемых в раствор ионов Н+ и ОН- в результате реакции этих ионов и компонентов буферной системы с образованием малодиссоциированных продуктов.

Буферные растворы играют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство pH биологический жидкостей, тканей и органов – кислотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в состав этих тканей.