Вищий навчальний комунальний заклад Львівської обласної ради

«Львівський медичний коледж імені Андрея Крупинського»

МЕТОДИЧНІ РЕКОМЕНДАЦІЇ

до практичних занять

З дисципліни ““медична хімія (фізична та колоїдна хімія)”

для студентів спеціальності „Сестринська справа”

освітньо – кваліфікаційного рівня медична сестра

І частина

Львів 2013

Методичні рекомендації

Складені викладачем медичної хімії Вищого навчального комунального закладу Львівської обласної ради «Львівського медичного коледжу імені Андрея Крупинського» Т. Б. Кожиною

Розглянуто і затверджено на засіданні циклової комісії спецлаборантських дисциплін

Протокол № 8 від 6 березня 2013 р.

Рецензенти:

О. В. Грибальська, викладач біоорганічної хімії Вищого навчального комунального закладу Львівської обласної ради «Львівського медичного коледжу імені Андрея Крупинського»

Л. Д. Сойка, кандидат хімічних наук, викладач клінічної біохімії Вищого навчального комунального закладу Львівської обласної ради «Львівського медичного коледжу імені Андрея Крупинського»

М. Л. Барська, кандидат біологічних наук, старший науковий співробітник Інституту біології клітини НАН України

Практичне заняття № 1 тема: енергетика хімічних реакцій та процесів

МЕТА заняття: навчитися проводити термохімічні розрахунки, експериментально визначати теплові ефекти хімічних реакцій та процесів, пояснювати енергетичну характеристику біохімічних процесів.

МАТЕРІАЛЬНЕ ЗАБЕЗПЕЧЕННЯ ЗАНЯТТЯ. Калориметрична установка, яка складається з двох ізольованих посудин, чутливого термометра мішалки та лійки; 0,1н розчин КОН, 1н розчин НСІ або НNО₃, 1н розчин NН₄ОН та 1н розчин СН₃СООН.

КОНКРЕТНІ ЦІЛІ:

основні поняття та закони термохімії; перший і другий закони термодинаміки; стандартні теплоти утворення та згорання; ентальпію, закон Гесса, ентропію, вільну енергію Гіббса; енергетичну характеристику біохімічних процесів; застосовувати основні закони термодинаміки для визначення напрямленості хімічних та біохімічних процесів; проводити термохімічні розрахунки для оцінки калорійності харчових продуктів; експерементально визначати теплові ефекти хімічних реакцій; розв’язати типові задачі; дотримуватись правил техніки безпеки та охорони праці під час роботи в лабораторії.

Зміст заняття

Обмін речовин та енергії – найхарактерніша ознака життя; з його припиненням зупиняється життя.

Всі хімічні реакції супроводжуються перетворенням хімічної енергії в інші форми енергії: теплову (згоряння сірки, вуглецю – виділення теплоти; розкладання оксидів, солей – поглинання теплоти); електричну (робота гальванічного елементу) і, навпаки, електричної в хімічну (електроліз); механічну (вибух артилерійського снаряду) тощо.

1. Предмет хімічної термодинаміки, основні поняття

Хімічна термодинаміка – це розділ фізичної хімії, у якому вивчаються перетворення енергії в хімічних процесах та енергетичні характеристики речовин. У хімічній термодинаміці використовують наступні поняття.

Хімічна термодинаміка дає змогу заздалегідь передбачити йомовірність, спрямованість та межі перебігу хімічної реакції, умови хімічної рівноваги, визначити тепловий ефект хімічної реакції, енергію утворення зв’язків тощо. Тісний взаємозв’язок між перетвореннями одних видів матерії в інші та енергетичними ефектами, що супроводжують ці перетворення, характерний практично для всіх процесів, які відбуваються у природі, зокрема й для живих організмів.

У наш час термодинамічний метод дослідження є одним з найбільш надійних і ефективних методів вивчення обміну речовин та енергії, що відбувається в живих організмах.

Термодинамічна система – це тіло або сукупність тіл, які перебувають у взаємодії та відокремленні від навколишнього середовища реальною або уявною поверхнею розділу. Залежно від здатності системи обмінюватися з навколишнім середовищем енергією та речовинами розрізняють:

- ізольована система, яка не обмінюється з навколишнім середовищем ні речовинами, ні енергією (калориметрична бомба).

• закрита система, яка обмінюється з навколишнім середовищем енергією та не обмінюється речовинами (все неживе).

• відкрита система, яка обмінюється з навколишнім середовищем як енергією, так і речовинами (все живе).

Система може бути гомогенною (складається з однієї фази) та гетерогенною (складається з декількох фаз, напр.., лід – вода тощо).

Термодинамічна система за кількістю фаз поділяється на

гомогенна

гетерогенна

Фаза – це частина гетерогенної системи, яка відокремлена поверхнями поділу та має в будь-якому макроскопічному об’ємі однакові фізичні та хімічні властивості.

Екстенсивні властивості – параметри які визначають властивості, що залежать від розмірів системи (об’єм V, маса m, теплоємність С). Інтенсивні властивості не залежать від розмірів системи (температура Т, тиск ρ, концентрація С, потенціал системи μ).

Перехід системи з одного стану в інший називають процесом.

Круговий – це процес, внаслідок перебігу якого система повертається до вихідного стану. Після його завершення зміни будь-якої функції стану системи дорівнюють нулю.

Ізотермічний – це процес, який відбувається за сталої температури (Т = const).

Ізобарний – це процес, який відбувається за сталого тиску (ρ= const).

Ізохорний – це процес, під час перебігу якого об’єм системи залишається постійним (V = const).

Адіабатний – це процес, який відбувається без обміну тепла з навколишнім середовищем, тобто система не одержує тепла ззовні і не віддає його навколишньому середовищу (∆ Q= const).

Оборотні – це процеси, які можна здійснити у зворотному напрямку через ті самі проміжні стани (сполуки) без будь-яких змін у системі та в навколишньому середовищі. Якщо під час перебігу процесу у зворотному напрямку в навколишньому середовищі або в системі відбуваються зміни, такий процес називається необоротним (незворотним).

2. Ентальпія

Основною властивістю матерії є перебування її у постійному русі. Мірою руху та взаємодії матеріальних систем є енергія, як невід’ємна властивість системи. Повна енергія системи складається з кінетичної (енергія руху), потенціальної (енергія положення та взаємодії частинок системи) та внутрішньої енергій.

Внутрішня енергія системи U – це загальний запас енергії, який складається з кінетичної енергії руху її складових частин (молекул, атомів, йонів, елементарних частинок тощо) та потенціальної енергії їх взаємодії без урахування кінетичної енергії системи в цілому та потенціальної енергії її положення. Величина внутрішньої енергії залежить від природи тіла, його маси, хімічного складу та параметрів, які зумовлюють стан системи – тиску, температури, об’єму. Абсолютну величину внутрішньої енергії визначити неможливо, оскільки не можна перевести систему в стан, коли величина внутрішньої енергії дорівнює нулю.

Достатньо знати зміну внутрішньої енергії, яка дорівнює різниці величин в кінцевому та початковому станах :

∆U = Uк - Uп

∆U - зміна внутрішньої енергії

U_к - внутрішня енергія в кінцевому стані

U_п - внутрішньої енергії в початковому стані

Процеси, які проходять без обміну енергії із зовнішнім середовищем, супроводжуються зміною внутрішньої енергії.

У термодинаміці поряд з внутрішньою енергією використовують таку термодинамічну функцію, як ентальпія.

Ентальпія – це енергія, якою володіє система за сталого тиску, чисельно дорівнює сумі внутрішньої енергії та добутку об’єму речовини на зовнішній тиск.

H = U +pV

H - ентальпія

U – внутрішня енергія

р – тиск

V – об’єм

Ентальпія, як і внутрішня енергія, є функцією стану. Її зміна не залежить від шляху процесу, а залежить лише від початкового та кінцевого стану:

∆ H = Нк - Нп

∆ H – зміна ентальпії

Н_к – ентальпія в кінцевому стані

Н_п – ентальпія в початковому стані

Передача енергії від системи до навколишнього середовища і навпаки відбувається у вигляді роботи і теплоти.

Робота (А) – це впорядкована форма передачі енергії, внаслідок чого система розвиває спрямовану силу і виконує роботу над іншою системою, до якої ця сила прикладена.

3. Перший закон термодинаміки

Перше формулювання І закону термодинаміки:

В ізольованій системі сума всіх видів енергії стала (∑Е = const)

Друге формулювання І закону термодинаміки: вічний двигун першого роду неможливий.

Третє формулювання І закону термодинаміки: різні форми енергії переходять одна в одну в еквівалентних співвідношеннях, при взаємоперетвореннях енергія не витрачається і не створюється знову.

Математичний вираз свідчить, що при нагріванні будь-якої системи теплота витрачається на збільшення внутрішньої енергії та виконання роботи:

Q = ∆ U + A

Q – теплота

∆ U - зміна внутрішньої енергії

A – робота

4. Теплові ефекти хімічних реакцій

Дані з енергетики використовують для оцінки стабільності хімічних сполук, енергетичної вартості різних видів палива, калорійності харчових продуктів, а також для встановлення напрямленості чи то можливості протікання хімічних та біохімічних реакцій.

З точки зору енергетики, всі хімічні реакції поділяють на екзотермічні, які супроводжуються виділенням теплоти Q і ендотермічні - вбиранням теплоти. Кількість теплоти, яка виділяється або вбирається під час перебігу хімічної реакції, називають її тепловим ефектом (ентальпією), який вимірюють в кДж/моль або у ккал/моль (позасистемна одиниця).

Цю фізичну величину позначають Q у термохімічній системі, а у термодинамічній системі користуються ентальпією утворення ∆Нутв. Між ними існує певне співвідношення:

Q_p = Q_v + υRT або ∆Н = ∆U + ∆υ RT

Т = t + 273 (K) К – температура в Кельвінах

t = Т – 273 (^оС) ^оС - температура в Цельсіях

Стандартна ентальпія утворення – це тепловий ефект утворення одного моля речовини з елементів або простих речовин за стандартних умов.

Теплота Q за постійного тиску р дорівнює зміні ентальпії, взятої з протилежним знаком, тобто:

Qp = Н₂ – Н₁ = - ∆Н

Ентальпії утворення речовин, виміряні за стандартних умов (ст. у.) за температури 298 К (25 °С) і тиску 101 325 Па (1 атм), називають стандартними ентальпіями утворення і позначаються ∆Н^о 298 або скорочено ∆Н^о. Усі розрахунки у термохімії проводять на основі термохімічних рівнянь, які мають ряд особливостей, що вирізняють їх від звичайних хімічних рівнянь, У цих рівняннях, складених на основі хімічного рівняння, додатково вказується:

а) тепловий ефект реакції;

б) агрегатні стани реагуючих речовин.

Основними законами термохімії є закон Лавуазье-Лапласа і закон Гесса. За першим законом, теплота утворення речовини дорівнює теплоті її розкладання з протилежним знаком.

∆Н^о _утв. = - ∆ Н^о _розкл

Найважливішим висновком із першого закону термодинаміки є закон, відкритий російським вченим Г.Гессом у 1840 р.

За законом Гесса, тепловий ефект реакції не залежить від шляху її перебігу, а визначається тільки початковим та кінцевим станами системи.

Ентальпія згоряння - це тепловий ефект реакції повного окислення речовини з утворенням вищих оксидів СО₂, Н₂0, SO₃.

Стандартна ентальпія згорання – це теплота згорання в атмосфері кисню одного моля речовини до найпростіших оксидів. Визначають у спеціальних приладах - калориметрах. Калориметр складається із калориметричної бомби, виготовленої із сталі, стійкої до дії кислот та кисню, в яку поміщають наважку речовини у платиновому тиглі. Герметично закривають, заповнюють під тиском киснем, запалювання досліджуваної речовини викликається нагріванням електричним струмом спіралі, яка знаходиться усередині бомби. Спалювання за таких умов відбувається миттєво. Бомба знаходиться у посудині з водою, в яку занурені мішалка та високочутливий термометр. Теплота, одержана від спалювання речовини в бомбі, нагріває воду в калориметрі, і за різницею температур води визначають тепловий ефект згорання.

Живі організми одержують енергію за рахунок окислення харчових продуктів - вуглеводів, жирів та білків. У процесі їх засвоєння ці біологічно активні речовини спочатку гідролітично розкладаються під дією ферментів до простіших продуктів, які далі окислюються до кінцевих продуктів (вуглекислого газу і води), білки, крім того, утворюють продукти неповного окислення Нітрогену (сечову кислоту, сечовину, солі амонію).

Енергія, що виділяється при цьому називають теплотою згоряння, або теплотою окислення. Вона становить: для вуглеводів — 19,8, жирів - 37,8 та білків 16,8 (кДж/г). Добові потреби дорослої людини при середніх фізичних навантаженнях відповідно дорівнюють: 385г, 100 г і 80 г. Ці дані використовують для обчислення калорійності харчових раціонів і дієт.

5. Другий закон термодинаміки. Ентропія

У 1824 р. С. Карно, досліджуючи умови перетворення теплоти у роботу, зробив висновок, який став другим законом термодинаміки.

Перше формулювання ІІ закону термодинаміки: у теплових машинах, теплота одержана від нагрівника, не може повністю перейти у роботу, частина її передається холодильнику (не вся теплота перетворюється на роботу, певна її частина передається холодильнику).

Т1 – Т2 η = ——— Т1

η – коефіцієнт корисної дії

Т₁ – температура нагрівника

Т_{2 –} температура холодильника

Друге формулювання ІІ закону термодинаміки: періодично діюча машина, яка перетворювала б усе тепло на роботу не можлива.

Третє формулювання ІІ закону термодинаміки: тепло не може самочинно переходити від холодного тіла до теплого.

Ентропія (S) – є мірою розсіяної (знеціненої) енергії, тобто характеризує ту частину енергії, яка не перетворюється в роботу.

Зміна ентропії ∆S визначається за формулою:

∆ S = Sк - Sп

∆ S – зміна ентропії

S_к – ентропія в кінцевому стані

S_п – ентропія в початковому стані

На основі першого закону термодинаміки кількісно оцінюють енергетичні характеристики різних процесів, але не встановлюють, в якому напрямку будуть ці процеси. З цією метою використовують другий закон термодинаміки, який стверджує, що будь-які процеси самочинно можуть відбуватися тільки в одному напрямку, прямуючи до стану рівноваги. Завжди система з менш ймовірного стану переходить у більш ймовірний або з більш упорядкованого, у менш упорядкований. Мірою невпорядкованості системи є термодинамічна функція, яку називають ентропією і позначають буквою S .

Зміна ентропії ∆S визначається їх відношенням кількості теплоти Q, отриманої системою в ізотермічному процесі до температури Т:

∆Q

∆S = -----

Т

отже, ентропія є мірою розсіяної теплоти або знецінення енергії.

На відміну від ентальпії, значення ентропії можна обчислити при різних температурах. Вони наводяться у таблицях за стандартних умові позначаються S°_298-.Ентропію використовують для характеристики напрямленості хімічного процесу, так для самочинних процесів ентропія-зростає: ∆S>0

Внутрішня енергія системи складається з тієї частини енергії, яка може бути використана для виконання роботи так званої вільної енергії Гельмгольца F і зв'язаної енергії, яка визначається ентропійним чинником Т∙ ∆S, тобто мірою розсіяної енергії:

∆ F = U - T∆S (V₁T= const)

За сталого тиску і температури використовують вільну енергію Гіббса G або ізобарно-ізотермічний потенціал, який обчислюють за формулою: ∆G = ∆Н - Т • ∆S

Вільна енергія утворення елементів із простих речовин за стандартних умов приймається за нуль.

Характер зміни вільної енергії Гіббса дає змогу зробити висновок про принципову можливість перебігу реакції:

∆G<0 - реакція відбувається у прямому напрямку;

∆G>0 - реакція відбувається у зворотному напрямку;

∆G=0 - стан хімічної рівноваги

Стан хімічної рівноваги є найбільш стійким станом системи, бо, при рівновазі запас вільної енергії мінімальний.

Енергія Гіббса пов'язана з константою хімічної рівноваги К_р рівнянням:

∆ G = - 2,303 R • Т lg К_р

Для біологічних систем в умовах фізіологічного середовища організму (t = 37 ^оС, Р = 101,3 кПа., рН = 7), термодинамічні функції позначаються так ∆H⁰¹, ∆G⁰¹, S⁰¹.

У стаціонарному стані до системи безперервно надходять субстрати і одночасно виводяться продукти обміну, а термодинамічні функції системи не змінюються (S, H, G). Організм „одержує” ентропію із поживних речовин і „віддає” її разом з продуктами обміну речовин. Сукупність процесів і відповідна їм зміна енергії називається метаболізмом, що об’єднує катаболізм і анаболізм (ендергічні реакції з використанням енергії), припинення яких призводить до загибелі. Тому живий організм є відкритою термодинамічною системою.