8.3. Оформление протокола лабораторной работы.

Зарисовать в тетради схему осмометра. Расчитать величину осмотического давления и заполнить таблицу.

Зарисовать схемы гемолиза и плазмолиза эритроцитов. Сделать вывод, какой из растворов будет гипо-, гипер-, изотоническим крови.

9. ЛИТЕРАТУРА.

1.Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г. Биофизическая химия. Киев. Вища школа, 1986, с.

49-59.

2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа. 1989, с. 112-125.

ЗАНЯТИЕ № 13

Итоговый контроль усвоения модуля 1 «Кислотно-основные равновесия и комплексообразование в биологических жидко-

стях».

Перечень вопросов к итоговому контролю модуля 1.

Кислотно-основные равновесия в биологических жидкостях.

1.Растворы в жизнедеятельности. Энтальпийный и энтропийный факторы растворения и их связь с механизмом растворения.

2.Растворимость газов в жидкостях и ее зависимость от разных факторов. Закон ГенриДальтона. Влияние электролитов на растворимость газов. Растворимость газов в крови.

3.Растворимость твердых веществ и жидкостей. Распределение веществ между двумя несмешивающимися жидкостями. Закон распределения Нернста, его значение в явлении проницаемости биологических мембран.

4.Равновесие в растворах электролитов. Закон разведения Оствальда.

5.Диссоциация воды. Ионное произведение воды. рН биологических жидкостей.

6.Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.

7.Типы протолитических реакций. Реакции нейтрализации, гидролиза и ионизации.

8.Гидролиз солей. Степень гидролиза, зависимость его от концентрации и температуры. Константа гидролиза.

9.Основы титриметрического анализа. Методы кислотно-основного титрования. Кислот- но-основные индикаторы и принципы их подбора.

10.Буферные системы и их классификация, рН буферных растворов.

11.Механизм действия буферных систем.

12.Буферная емкость и факторы, от которых она зависит. Буферные системы крови.

13.Коллигативные свойства разбавленных растворов: понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения. Законы Рауля. Криометрия и эбулиометрия.

14.Коллигативное свойство разбавленных растворов – осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Плазмолиз и гемолиз.

15.Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Гипо-, гипер- и изотонические растворы в медицинской практике. Роль осмоса в биологических системах.

58

Модуль 2.

Равновесия в биологических системах на границе раздела фаз.

ЗАНЯТИЕ № 1.

1. ТЕМА. Тепловые эффекты химических реакций в растворах. Направленность процессов.

2. ОБОСНОВАНИЕ ТЕМЫ. Биоэнергетика изучает превращения энергии, происходящие в организме. Основным источником энергии для организма является химическая энергия продуктов питания. Она расходуется на внутренние процессы: дыхание, кровообращение, метаболизм, секрецию, поддерживание постоянной температуры, а также на выполнение внешней работы. Несмотря на целый ряд особенностей энергообмена в организме, теоретической основой биоэнергетики является химическая термодинамика с ее законами и понятиями. А термохимия, как составная часть термодинамики, позволяет определять калорийность продуктов питания, то есть является важной для диетологии и лечебного питания, для установления норм питания людей в зависимости от их энергозатрат. Законы и методы термохимии применяются для изучения тепловых эффектов биохимических реакций.

3. ЦЕЛЬ. Сформировать представление о важности термодинамического подхода при исследовании химических и биохимических процессов. Усвоить основные понятия термохимии. Овладеть методикой простейших термохимических исследований и расчетов.

Студент должен знать:

-суть І и ІІ законов химической термодинамики;

-закон Гесса и его следствия;

-значение закона Гесса для прямой и непрямой калориметрии;

-суть понятий: энтальпия, внутренняя энергия, энтропия;

-суть понятий "энергия Гиббса", "энергия Гельмгольца";

-термодинамические критерии самопроизвольного протекания химических и биохимических реакций;

-суть понятий "макроэргические связи", "макроэргические соединения" и их значение для живых организмов;

-суть понятий "экзэргонические и эндэргонические процессы", "энергетическое сопряжение в живых организмах";

уметь:

-составлять термохимические уравнения экзо- и эндотермических реакций;

-рассчитывать тепловые эффекты реакций по значениям стандартных энтальпий образования и сгорания;

-определять калорийность пищевых продуктов по значениям калорийности белков, жиров, углеводов;

-рассчитывать величину изменения энергии Гиббса для реакции по значениям изменения энтальпии и энтропии;

-оценивать возможность самопроизвольного протекания процессов по значениям изменения энергии Гиббса или изменения энтальпии и энтропии реакции;

овладеть навыками:

-проведения простейших термохимических определений и расчетов.

59

4.ОСНОВНЫЕ БАЗОВЫЕ ЗНАНИЯ, УМЕНИЯ И НАВЫКИ, НЕОБХОДИМЫЕ ДЛЯ УСВОЕНИЯ ТЕМЫ.

1)Понятие о тепловых эффектах реакций, эндо- и экзотермические реакции.

2)Составление уравнений химических реакций.

3)Суть реакции нейтрализации.

4)Уметь определять температуру растворов с помощью термометра. (Материал школьного курса по химии)

5.ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ.

Определение теплового эффекта реакции нейтрализации и составление термохимического уравнения этой реакции

6. ОРИЕНТИРОВОЧНАЯ КАРТОЧКА ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ К ЗАНЯТИЮ (самостоятельная внеаудиторна работа студентов).

60

7. ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ (самостоятельная внеаудиторная работа студентов).

1)Указать, в каком случае реакция является эндотермической. а) если энергия продуктов равна энергии исходных веществ;

б) если энергия продуктов больше, чем энергия исходных веществ; в) если энергия продуктов меньше, чем энергия исходных веществ;

г) это можно сделать, если известно, выделяется теплота, или поглощается.

2)Выбрать термохимические уравнения экзотермических реакций:

3) Указать, для каких веществ стандартная энтальпия образования равна нулю.

а) Вr2 (г) б) Вr2 (ж) в) Вr2 (т) г) НBr (г)

4) Рассчитать изменение энтальпии DН (тепловой эффект) реакции, которую экспериментально осуществить невозможно: Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (г), если известны такие термохимические уравнения:

61

5) Рассчитать количество теплоты, которая выделяется в реакции:

С(т) + 2N2O (г) = CO2(г) + 2N2(г),

если вступает в реакцию 22 г оксида азота (І), а энтальпии образования равны:

6) Определить качественную величину (знак) изменения энтропии в реакциях:

7)Рассчитать калорийность 200 г маргарина, который содержит 0,3% белков, 82,3% жиров, 1% углеводов, если при сгорании в организме 1 г белка или 1 г углевода выделяется 17,18 кДж энергии, а при сгорании 1 г жира выделяется 38,97 кДж энергии.

8)Определить условия изменения энтальпии и изменения энтропии реакции, при которых она будет происходить самопроизвольно при любой температуре.

а) Н>0, ΔS>0 б) Н<0, ΔS<0 в) Н>0, ΔS<0 г) Н<0, ΔS>0

9) Оценить, при какой температуре будет происходить самопроизвольно процесс, термохимическое уравнение для которого имеет вид:

2 С(т) + 02 (г) = 2 СО(г), Н° = - 221 кДж,

если известны значения стандартных энтропий веществ:

S0298(C(т))= 5,74 Дж/МОЛЬ × К; S0298(О2(г))= 205,17 Дж/моль × К;

S0298(CО(г))= 197,68 Дж/моль × К

а) будет происходить только при стандартной температуре; б) будет происходить при любой температуре; в) не будет происходить при стандартной температуре; г) не будет происходить при любой температуре.

ПРАВИЛЬНЫЕ ОТВЕТЫ.

1) Правильный ответ б).

Эндотермической является реакция, которая сопровождается поглощением теплоты, поэтому энергия продуктов будет больше, чем энергия исходных веществ.

2) Правильные ответы б) и г).

Экзотермические реакции сопровождаются выделением теплоты, поэтому, для них изменение энтальпии будет отрицательной величиной (термодинамическая система знаков тепловых эффектов).

62

3) Правильный ответ б).

Стандартная энтальпия (теплота) образования (DН0f,298) равняется нулю для простых веществ, если они при стандартных условиях находятся в устойчивом состоянии. Простым веществом, из приведенных в ответах, является бром. Но стойким состоянием при стан-

дартных условиях для него является жидкость, поэтому только для Вr2 (р) DН0f,298 будет равна нулю.

4) Правильный ответ б).

Для того, чтобы получить термохимическое уравнение нужной реакции Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (р), DН, то есть найти величину DН, надо от уравнения (ІІ) отнять уравнение (І) и от DН2 отнять DН1:

Рассчитаем значения теплового эффекта по следствию закона Гесса, который был использован при решении предыдущей задачи, и значениям стандартных энтальпий образования по условию. Вспомним, что для С(т) и N2(г) стандартные теплоты образования равны нулю. Итак, будем иметь:

Н = DН0f,298(СО2(г))-2 × DН0f,298(N2О(г)) = -393,51-2 × (81,55) = - 556,61(кдж).

То есть, термохимическое уравнение будет иметь такую полную форму:

С(т) + 2N2О(г) = СО2(г) + 2N2(г), Н = -556,61 кдж.

Если в реакцию вступает 22 г N 2О (или 0,5 моль, так как М(N2О)= 44 г/моль), в реакции будет выделяться в четыре раза меньше тепла:

DH1 = DH × 0,5моль =1/ 4DН = -139,2кДж

2моль

6) Правильный ответ а).

В целом величина энтропии вещества зависит от его агрегатного состояния и уменьшается в ряду: газ - жидкое вещество - твердое вещество. Для качественной оценки изменения энтропии в химической реакции можно с определенным предположением сравнивать количество только газообразного вещества до и после реакции. Чем больше будет количество таких веществ, тем больше будет и величина энтропии.

Применяя такой подход, имеем для первой реакции: в левой части уравнения 1 моль газа, а в правой - 2 моль, ведь ΔS>0. Во второй реакции справа будет меньше газообразных ве-

ществ, чем слева, то есть ΔS<0, так как всегда ΔS =SS(продуктов)- SS (исх. веществ)

7) Находим массу белков, жиров и углеводов в маргарине:

63

m(белков) = 200 г× 0,3% = 0,6 г 100%

m(жиров) = 200 г×82,3% = 164,6 г 100%

m(углеводов) = 200 г×1% = 2,0 г 100%

Учитывая калорийность 1 г белков, жиров и углеводов, находим общую калорийность 200 г маргарина:

Q = (0,6 г + 2,0 г) · 17,18 кДж/г + 164,6 г · 38,97 кДж/г = 44,67 кДж + 6414,46 кДж = 459,13 кДж Итак, при полном окислении 200 г маргарина организм получит 6459 кДж энергии.

8) Правильный ответ г).

Как известно, реакция легко происходит самопроизвольно, если выполняется критерий самопроизвольного хода реакции, а именно: ΔG<0. Оценить знак изменения энергии Гиббса можно по знакам изменения энтальпии и изменения энтропии реакции по уравнению:

ΔG = Н – Т × ΔS

Итак, для того, чтобы значение ΔG было отрицательной величиной независимо от температуры, надо, чтобы выполнялись условия: ΔΗ < О и S> О

9) Правильный ответ б).

Поскольку известны величины изменения энтальпии реакции (ΔН = -221кДж), надо рассчитать величину энтропии. Изменение энтропии реакции ΔS° рассчитывается как разность суммы стандартных энтропий продуктов реакции и суммы стандартных энтропий исходных веществ с учетом их коэффициентов:

S=2 × SO298(CO2(r)) - 2 × SO298(C(T)) -2 × SO298(O2(r))= 2 × 196,68-2 × 5,74 – 205,17 = 395,36 – - 11,48 – 205,17 = 178,71 (Дж/К)

Теперь определяем изменение энергии Гиббса реакции:

ΔG° = ΔΗ° - 298 × ΔS = - 221 – 298 × 0,1787 = - 274,25 (кДж)

Поскольку значение ΔG°<0, можно сделать вывод, что при стандартной температуре реакция будет идти самопроизвольно, но, учитывая, что Н°<0 и ΔS°>0, надо оценить эту реакцию как самопроизвольную, с термодинамической точки зрения, при любой температуре.

8.УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ СТУДЕНТОВ НА ЗАНЯТИИ.

8.1.Определение величины теплового эффекта реакции нейтрализации.

Для измерения тепловых эффектов реакций используют калориметры. В этой работе определения будут проводиться с помощью простейшего калориметра, который состоит из двух фарфоровых стаканов - внутреннего и внешнего, прослойка воздуха между которыми является теплоизолятором. Предположим, что теплота нейтрализации будет расходоваться на нагревание раствора, который образуется при реакции, и внутреннего стакана, масса которого (mст) известна.

Отобрать мерным цилиндром 100 мл раствора NаОН (молярная концентрация 1 моль/л) и вылить во внутренний стакан. Погрузить в этот раствор термометр, выдержать 1-2 мин. и

64

определить температуру (t1). Предполагая, что раствор кислоты имеет такую же температуру, отобрать 100 мл раствора НСl (молярная концентрация 1 моль/л) и быстро влить ее в тот же стакан. С помощью термометра определить максимальную температуру образовавшегося раствора (t2).

Предполагая, что плотность растворов гидроксида натрия и соляной кислоты одинакова и

равняется 1 г/мл, будем иметь такую массу раствора в стакане: mр = (VNаОН +VHCI)·r = (100

+ 100)·1 = 200(г).

Значение mст, t1 и t2 занести в таблицу:

Рассчитать сумму теплоемкости (SC) стакана и раствора в нем:

SC = Cст.· mст.+ Ср.· mр, Дж/град.

Определить количество теплоты, которая выделяется в опыте:

q = (t1 - t2 ) × SC , Дж

Определить количество теплоты, которая соответствует взаимодействию 1 моль гидроксида натрия с 1 моль хлороводородной кислоты, учитывая, что в 100 мл раствора NaOH и НСl содержится по 0,1 моль вещества:

Q= q × 01,1 ×10-3 , кДж

8.2.Составление термохимического уравнения реакции нейтрализации.

Записать термохимическое уравнение реакции нейтрализации в молекулярной и крат-

кой ионной формах по термодинамической системе знаков тепловых эффектов, учитывая, что Н = - Q .

8.3. Оформление протокола лабораторной работы.

Записать в тетрадь необходимые расчеты по определению теплового эффекта реакции нейтрализации, заполнить таблицу.

Записать термохимическое уравнение реакции нейтрализации.

9. ЛИТЕРАТУРА.

1.Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Высшая школа, 1986, с. 8-25.

2.Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1989, с. 6-28.

3.Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа,

1975, с.10-17.

4.Глинка Н.Л. Общая химия. –Ленинград: Химия, 1984.

65

ЗАНЯТИЕ № 2.

1.ТЕМА. Кинетика биохимических реакций.

2.ОБОСНОВАНИЕ ТЕМЫ. Химическая кинетика является основой для изучения скоростей и механизмов биохимических реакций. Исследование скоростей биохимических реакций позволяет определить активность ферментов, что помогает установить правильный диагноз. Пользуясь методами химической кинетики, можно определить скорость поступления лекарственных веществ в кровь и выведения их из организма. Знание периода полупревращения необходимо для установления срока пригодности лекарственных средств, скорости накопления в окружающей среде радионуклидов, пестицидов, других вредных веществ. Методы химической кинетики дают возможность избрать оптимальные условия для нейтрализации и утилизации вредных выбросов промышленных предприятий, контролировать уровень загрязнения водохранилищ сточными водами и нефтепродуктами, а воздух - отравляющими газами. Изучение теоретических положений химической кинетики позволяет студентам усвоить соответствующие разделы биохимии, фармакологии, гигиены.

3.ЦЕЛЬ. Усвоить теоретические положения химической кинетики как основы для изучения механизма и скорости химических и биохимических реакций. Экспериментально доказать зависимость скорости реакции от концентрации и температуры.

Студент должен знать:

-определение скорости реакции;

-закон действующих масс для скорости реакции, особенности его применения для гомогенных и гетерогенных реакций, физическое содержание константы скорости реакции;

-суть понятий "молекулярность" и "порядок реакции";

-правило Вант-Гоффа, его особенности для биохимических процессов;

-суть понятия "энергия активации", уравнение Аррениуса, понятие о теории переходного состояния;

-определение и примеры простых и сложных реакций, цепных реакций, антиоксидантов;

уметь:

-составлять кинетические уравнения по закону действующих масс для гомогенных и гетерогенных реакций;

-определять формальный общий порядок реакции по кинетическим уравнениям;

-оценивать изменение скорости реакции в зависимости от изменения концентрации и давления реагирующих веществ;

-проводить расчеты по правилу Вант-Гоффа;

овладеть навыками:

- экспериментального доказательства влияния концентрации и температуры на скорость реакции.

4. ОСНОВНЫЕ БАЗОВЫЕ ЗНАНИЯ, УМЕНИЯ И НАВЫКИ, НЕОБХОДИМЫЕ ДЛЯ УСВОЕНИЯ ТЕМЫ.

1)Гомогенные и гетерогенные реакции.

2)Понятие о средней скорости реакции. (Материал школьной программы по химии).

5.ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ.

66