- •Содержание
- •Список условных обозначений
- •Предисловие
- •1. Способы выражения концентраций растворов
- •Задачи на нахождение массовой доли
- •Задачи на нахождение молярной концентрации
- •2. Теоретические основы биоэнергетики
- •2.1 Основные понятия термодинамики
- •2.2. Первый закон термодинамики
- •2.3. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса
- •2.4. Энтропия. II закон термодинамики
- •2.5. Энергия Гиббса как критерий самопроизвольности процесса
- •3.Кинетика химических реакций
- •3.2.Факторы, влияющие на скорость химических реакций
- •3.3. Основные свойства ферментов
- •3.4. Ферментативный катализ
- •4. Кислотно-основное равновесие
- •4.1. Кислотность и основность среды
- •4.2. Буферные системы организма
- •5.Комплексные соединения
- •Биогенные элементы
- •Окислительно-восстановительные процессы
- •Высокомолекулярные вещества (вмс)
- •8.1.Общие понятия, классификация высокомолекулярных соединений
- •8.2. Общая характеристика растворов высокомолекулярных соединений
- •Водные растворы белков
- •Набухание высокомолекулярных соединений
- •Вязкость растворов высокомолекулярных соединений
- •Осмотическое (онкотическое) давление в растворах вмс
- •8.7. Мембранное равновесие Доннана
- •8.8. Специфические свойства растворов вмс
- •Классификация и номенклатура органических соединений
- •9.1. Классификация органических соединений
- •9.2. Номенклатура органических соединений
- •10. Пространственное строение органических соединений
- •10.3. Диастереомерия
- •11. Амины
- •Химические свойства
- •12. Спирты. Фенолы
- •Химические свойства спиртов
- •13. Альдегиды, кетоны
- •Химические свойства
- •4. Восстановление и окисление оксосоединений.
- •14. Карбоновые кислоты
- •Представители карбоновых кислот.
- •1. Монокарбоновые кислоты:
- •2. Дикарбоновые кислоты:
- •Изомерия
- •Химические свойства
- •15. Гетерофункциональные соединения
- •15.1. Аминоспирты
- •15.2. Гидроксикислоты
- •15.3. Оксокислоты
- •15.4. Гетерофункциональные производные бензола
- •15.5. Аминокислоты
- •Химические свойства
- •15.6. Пептиды. Белки
- •16. Углеводы
- •16.1. Моносахариды
- •Цикло-оксо-таутомерия
- •16.2. Производные моносахаридов
- •16.3. Дисахариды
- •16.4. Полисахариды
- •17. Гетероциклические соединения
- •17.1. Пятичленные гетероциклические соединения c одним гетероатомом
- •17.2. Пятичленные гетероциклы с двумя гетероатомами
- •17.3. Шестичленные азотсодержащие гетероциклы с одним гетероатомами
- •17.4. Шестичленные азотсодержащие гетероциклы с двумя гетероатомами
- •17.5. Конденсированные гетероциклы
- •18. Нуклеиновые кислоты
- •18.1. Нуклеозиды
- •18.2. Нуклеотиды
- •18.3. Нуклеиновые кислоты
- •19. Липиды
- •19.1. Омыляемые липиды
- •19.2. Неомыляемые липиды
- •19.2.1. Терпены
- •19.2.2. Стероиды
- •Эталоны ответов.
- •Литература
2.2. Первый закон термодинамики
Первый закон термодинамики связан с законом сохранения энергии: энергия не появляется и не исчезает, а переходит из одного вида в другой.
I закон термодинамики гласит: В любом процессе теплота, поступающая в систему расходуется на пополнение запаса внутренней энергии и на совершение работы.
Q = Δ U+ А (1)
ΔU – изменение внутренней энергии, которое не зависит от способа проведения процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.
Большинство химических реакций, протекающих в организме, проходят при постоянном давлении и температуре. В этом случае пользуются функцией, называемой энтальпией. При постоянной температуре и давлении работа будет равна
А= рΔV
Подставляя это выражение в формулу (1), получим Q = Δ U+ рΔV или
Q = (U2-U1) + р(V2 –V1)= (U2+pV2) –(U1+pV1).
Заменяя Н = U + рV, получим
Q = Н2 – Н1 = ΔН.
ΔН - характеризует теплосодержание системы и зависит только от начального и конечного состояния системы:
Δ Н = Н конеч. – Н нач.
Внутренняя энергия и энтальпия взаимно дополняют друг друга, т.к. обе служат мерой переноса теплоты процесса при определенных условиях:
Е при V = соnst; H при Р = соnst.
2.3. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса
Тепловым эффектом процесса ΔНр-ции называют сумму поглощенной теплоты и всей работы, выполненной окружающей средой над системой за вычетом работы внешнего давления.
Теплотой образования ΔНобр называется тепловой эффект реакции образования данного соединения из простых веществ.
Закон Гесса: Тепловой эффект химических реакций зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода системы.
ΔНр-ции = Нкон – Н нач
Следствие. Изменение энтальпии реакции равно разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ:
Δ Н р-ции = ΣnΔ H0 прод. - ΣnΔН0 исх.
где: n – число молей исходных веществ и продуктов реакции.
Изменение стандартной энтальпии образования ΔН0 называют тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях (р = 1 атм, Т = 298К). ΔН0 являются табличными данными и публикуются в справочной литературе.
Используя табличные данные ΔН0 для исходных веществ и продуктов реакции и исходя из уравнения реакции можно рассчитать тепловой эффект любой реакции. Если в результате вычислений получается ΔНр-ции <0, то реакция экзотермическая, если ΔНр-ции>0, то реакция эндотермическая.
2.4. Энтропия. II закон термодинамики
Первый закон термодинамики связывает изменение внутренней энергии системы с количествами поступившей теплоты и произведенной работы. Он дает ответ на вопрос о выделении или поглощении энергии, но не говорит о возможности протекания данного процесса в действительности. Второй закон определяет, какие процессы при данной температуре, давлении, концентрациях могут протекать самопроизвольно.
Энтропия является мерой хаотичности. Она тесно связана с вероятностью состояния системы в уравнении Больцмана:
S = kℓnW,
где, k – постоянная Больцмана (k = R/NA) ;
R- универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/мольК или 0,082 л атм/мольК; NA – число Авогадро, равное 6,02*1023 молекул.
Каждому состоянию данной термодинамической системы однозначно соответствует вполне определенное значение энтропии S, которые тем больше, чем больше вероятность данного состояния системы.
Факторы, влияющие на энтропию:
С повышением температуры энтропия всегда возрастает вследствие усиления хаотичности в системе. Энтропия скачкообразно увеличивается при переходе вещества из твердого в жидкое, из жидкого в газообразное и наоборот.
Повышение давления над веществом приводит к уменьшению энтропии.
Процесс растворения твердых веществ всегда связан с увеличением энтропии.
Второй закон термодинамики гласит: в изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает, и процесс может идти самопроизвольно только до такого состояния, при котором энтропия обладает максимальным для данных условий значением.
Процесс может протекать спонтанно при увеличении суммы энтропии системы и окружающей среды.
Δ S>0 , при р,Т = соnst
Или
Sсист + Sокр.среды>0.
Энтропия – это функция состояния, изменения энтропии для обратимого изотермического перехода теплоты равно приведенной теплоте процесса.
Δ S = Q/T , где Q/T -приведенная теплота.
Изменение энтропии в каком–либо процессе зависит только от начального и конечного состояния, но не от пути перехода.
Δ S = Sкон - Sнач
Энтропию данной реакции можно найти по уравнению:
Δ Sр-ции = ΣnΔS0 прод. - ΣnΔS0 исх.
где: Δ Sр-ции – энтропия данной реакции
ΔS0 – стандартная энтропия веществ, значения которых являются постоянными и приводятся в справочной литературе.
n – число молей исходных веществ и продуктов реакции.
Если в результате вычислений получается ΔSр-ции<0, то реакция самопроизвольно протекать не может, если ΔSр-ции>0, то реакция самопроизвольно протекать может в данном направлении.