Содержание
- 2. Союз химии и медицины имеет многовековую историю. Впервые слово аптека – apothecа – как место хранения
- 3. Ятрохимия иатрохимия (от греч. iatrós - врач и химия), направление в естествознании и медицине, возникшее в
- 4. Великий ученый, поражающий своей разносторонностью даже среди ученых-энциклопедистов XVIII века, М. В. Ломоносов не был чужд
- 6. Одной из основных тенденций развития современной химии(как и других отраслей естествознания) является её биологизация. На грани
- 7. Основы химической термодинамики и биоэнергетики Предметом термодинамики является изучение законов взаимных превращений различных видов энергии, связанных
- 8. Различают три состояния системы: равновесное, стационарное и переходное. Состояние системы характеризуется набором её свойств – параметров
- 9. U = Q - А , Q = U + А Закрытая система (W) А =
- 10. Экзотермическая реакция
- 11. Эндотермическая реакция
- 12. t = 250C (298.15 К), Р = 1 атм (101325 Па), ν = 1 моль -
- 13. Теплота (энтальпия) образования Теплотой (энтальпией) образования называется тепловой эффект (энтальпия) образования одного моля данного соединения из
- 14. Закон Гесса. Теоретическую основу термохимии составляет закон, открытый в 1840 году русским учёным, академиком Германом Ивановичем
- 15. Следствием закона является то, что с термохимическими уравнениями можно производить некоторые алгебраические действия – складывать и
- 16. Следствия из закона Гесса: Н0прям. = - Н0обрат. Н0 х.р.= Н0обр(прод.) - Н0обр(исх.) Н0х.р. = Н0cг(исх.)
- 17. S = k · lnW, где S > Q/T W – термодинамическая вероятность, k – постоянная
- 18. S = S2 – S1 = k · lnW2 - k · lnW1 = k ·
- 19. Н0субл. = Н0пл. + Н0испар. S0субл. = S0пл. + S0испар. S0х.р. = S0прод. - S0исх. j
- 20. H U P V T S G Из уравнения G = Н - Т S видно,
- 21. G0х.р. = G0обр. (прод. р-ции) - G0обр. (исх. в-в.) G G > 0 - эндергонический процесс
- 23. Скачать презентацию
Союз химии и медицины имеет многовековую историю.
Впервые слово аптека – apothecа
Союз химии и медицины имеет многовековую историю.
Впервые слово аптека – apothecа
Ятрохимия иатрохимия (от греч. iatrós - врач и химия), направление в
Ятрохимия иатрохимия (от греч. iatrós - врач и химия), направление в
Парацельс (Paracelsus) (псевдоним; настоящее имя и фамилия — Филипп Ауреол Теофраст Бомбаст фон Гогенгейм; von Hohenheim) (24.10.1493, Швиц, — 24.9.1541, Зальцбург), врач эпохи Возрождения, "первый профессор химии от сотворения мира" (А. И. Герцен). Около 1515 года Парацельсу присвоено звание врача, был профессором университета (1526) и городским врачом в Базеле. Он отвергал учение древних о четырёх соках человеческого тела и считал, что все процессы, происходящие в организме, — химические процессы. Изучал лечебное действие различных химических элементов и соединений; сблизив химию с медициной.
Великий ученый, поражающий своей разносторонностью даже среди ученых-энциклопедистов XVIII века, М.
Великий ученый, поражающий своей разносторонностью даже среди ученых-энциклопедистов XVIII века, М.
Он считал, что только химия может установить наличие в тех или иных телах целебных свойств.
Только благодаря химии становятся понятными физиологические функции человеческого организма, а также их нарушения – болезни.
Влияние различных элементов на нормальную жизнедеятельность человека было известно давно, однако лишь в последнее время медицина стала изучать взаимосвязи между содержанием элементов в организме и возникновением и протеканием различных заболеваний.
Открытие в 1869 году Д.И.Менделеевым периодического закона положило начало современному нам периоду развития химии.
Одной из основных тенденций развития современной химии(как и других отраслей естествознания)
Одной из основных тенденций развития современной химии(как и других отраслей естествознания)
За последние 70 лет исключительно быстрыми темпами развивалась химия высокомолекулярных соединений(ВМС), и современная жизнь, пожалуй, даже не мыслится без искусственных волокон, пластмасс, синтетических каучуков и широчайшей гаммы других продуктов полимерной химии. Особый интерес представляет использование ВМС в медицине. Наиболее важными являются те из полимерных материалов, которые могут быть использованы либо в фармакологии, либо для протезирования частей тела и внутренних органов человека(хрусталики для глаз, искусственная почка, сердце, лёгкие и др.). Одной из важнейших проблем, которой занимается сравнительно новая наука биоматериаловедение – является взаимодействие медицинских полимеров с живым организмом.
Основы химической термодинамики и биоэнергетики
Предметом термодинамики является изучение законов взаимных
Основы химической термодинамики и биоэнергетики
Предметом термодинамики является изучение законов взаимных
Химическая термодинамика – раздел физической химии, использующий законы термодинамики для химических и физико-химических процессов. Химическая термодинамика включает термохимию, учение о химическом равновесии, растворах, фазовых переходах и процессах на границе раздела фаз.
Термодинамическая система – совокупность тел(веществ), которые могут обмениваться между собой энергией и веществом.
Классификация систем и их характеристики.
В зависимости
от однородности различают гомогенные и гетерогенные системы;
от характера взаимодействия с окружающей средой – изолированные, закрытые и открытые системы.
Изолированные системы – те, которые не могут обмениваться с внешней средой ни веществом, ни энергией. Закрытые системы могут обмениваться с внешней средой только энергией, но не веществом. Открытые системы обмениваются с внешней средой и веществом, и энергией.
Различают три состояния системы: равновесное, стационарное и переходное. Состояние системы характеризуется
Различают три состояния системы: равновесное, стационарное и переходное. Состояние системы характеризуется
«U» зависит от природы вещества, его массы и параметров состояния системы.
U, Отнесённая к 1 моль вещества, называют молярной внутренней энергией; выражают в кДж/моль .
Первый закон термодинамики (закон сохранения энергии).
U = О Изолированная система
Внутренняя энергия есть функция состояния.
U = Q - А , Q = U +
U = Q - А , Q = U +
(W)
А = О, то Qv = U (изохорный процесс)
Если в процессе поглощения или выделения теплоты никакая работа не совершается (А = 0, это возможно только в изохорном процессе), то вся теплота расходуется на изменение внутренней энергии (последняя возрастает, когда система теплоту поглощает – эндотермический процесс, и убывает, когда теплота выделяется во внешнюю среду – экзотермический процесс). В эндотермическом процессе U > 0, а в экзотермическом U<0.
В изобарном процессе единственным видом работы является работа расширения.
Qp = U + p V = U2 – U1 + р (V2 – V1) = (U2 + р V2) – (U1 + р V 1)
Н = U + р V, то Qр = Н2 – Н1 = Н
H – энтальпия. Любое вещество обладает определённым теплосодержанием (энтальпией). Энтальпия является мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании. Энтальпия – функция состояния системы.
Н р-ции = Н прод. р-ции – Н исх. в-в
Н1 > Н2, то Н = (Н2 – Н1) < 0 экзотермическая реакция
Н2 > Н1, то Н > 0 эндотермическая реакция
Экзотермическая реакция
Экзотермическая реакция
Эндотермическая реакция
Эндотермическая реакция
t = 250C (298.15 К), Р = 1 атм (101325
t = 250C (298.15 К), Р = 1 атм (101325
Н0 - стандартное изменение энтальпии.
Н0 х.р. – стандартная энтальпия химической реакции.
Н0 обр. – стандартная энтальпия образования вещества.
Н0 (О2)обр. = 0, Н0 (С (графит)) обр.= 0 Н0 (CO2)(г)обр. = - 393,5 кДж/моль
Н0 сгор. - стандартная энтальпия сгорания вещества.
Н0 (С (графит) )сгор. = - 393,5 кДж/моль Н0 (СO2 (г))сгор. = 0 кДж/моль
Qх.р. = - Нх.р
С (графит) + О2 (г) = СО2 (г) + 393,5 кДж/моль или
С (графит) + О2 (г) = СО2 (г); Н = - 393,5 кДж/моль
1 кКал = 4,1868 кДж
Н0 фаз.переход. - стандартная энтальпия фазового перехода.
Н2 (г) + ½ О2 (г) = Н2О (г) ; Н0 = -241, 84 кДж/моль
Н2 (г) + ½ О2 (г) = Н2О (ж); Н0 = -285,84 кДж/моль
Н2О (г) Н2О (ж); Н0 = - 44,0 кДж/моль
Теплота (энтальпия) образования
Теплотой (энтальпией) образования называется тепловой эффект (энтальпия) образования
Теплота (энтальпия) образования
Теплотой (энтальпией) образования называется тепловой эффект (энтальпия) образования
Са(тв) + ½ О2(г) = СаО(тв) + 635,1 кДж
Н0обр. (СаО)тв = - 635,1 Кдж/моль – стандартная теплота образования CaOтв
Стандартная теплота (энтальпия) сгорания
Н0сгор
Называют теплоту, выделяющуюся при сгорании в атмосфере кислорода одного моль вещества при стандартном давлении до устойчивых оксидов.
Эндотермические реакции: реакции распада химических соединений на простые вещества.
NO(г) = ½ O2(г) + ½ N2(г) – 25,9 кДж
Образование оксида азота (II) из азота и кислорода.
Закон Гесса.
Теоретическую основу термохимии составляет закон, открытый в 1840 году русским
Закон Гесса.
Теоретическую основу термохимии составляет закон, открытый в 1840 году русским
Тепловой эффект (энтальпия) одного ряда последовательных химических реакций равен тепловому эффекту (энтальпии) любого другого ряда реакций с теми же самыми исходными веществами и конечными продуктами.
А
H2 H3
H1
нач. H4 H6 кон.
B С
H5
Н1= Н2 + Н3 = Н4 + Н5 + Н6
1
2
Следствием закона является то, что с термохимическими уравнениями можно производить некоторые
Следствием закона является то, что с термохимическими уравнениями можно производить некоторые
1) С (графит) + ½ О2 СО(г); Н01 = ?
2) СО(г) +½ О2 СО2 (г); Н02 = - 283 кДж/моль
3) С (графит) + О СО2(г); Н03 = - 393,5 кДж/моль
(1) + (2) = (3)
= (3) – (2)
Н01= - 110,5 кДж/моль
CO
C
CO2
+½ О2
+½ О2
+ О2
(1) (2)
(3)
Следствия из закона Гесса:
Н0прям. = - Н0обрат.
Н0 х.р.= Н0обр(прод.) -
Следствия из закона Гесса:
Н0прям. = - Н0обрат.
Н0 х.р.= Н0обр(прод.) -
Н0х.р. = Н0cг(исх.) - Н0сг(прод.)
j j
Направленность химической реакции.
Второй закон термодинамики определяет движущую силу самопроизвольно совершающихся в природе процессов, в т.ч. химических реакций путём рассмотрения ещё одной функции состояния – энтропии (S).
В середине XIX века Бертло и Томсон постулировали, что самопроизвольно происходят только экзотермические процессы, т.е. движущей является тепловой эффект реакции.
Противоречия: самопроизвольно протекающие эндотермические процессы, обратимые реакции, существование в природе процессов, которые не сопровождаются изменением энергии.
Самопроизвольный процесс, проходящий без изменения энергетического запаса системы, совершается только в направлении, при котором система переходит в более вероятное состояние. Мерой вероятности данного состояния вещества или системы является термодинамическая функция состояния системы – энтропия(S).
i j
S = k · lnW, где S > Q/T
W – термодинамическая
S = k · lnW, где S > Q/T
W – термодинамическая
k = R/NА = 1.38 * 10-23 Дж/моль
W1 = 1 W2 = 4 W3 = 6 W4 = 4 W5 = 1 W = 16
H20(ж) H2O(г) S > 0
H20(ж) H2O(тв) S < 0
S = k · lnW S = [Дж/K*моль]
Sг >> Sж >> Sтв
(1) (2)
W1 W2
. .
. .
. .
. .
. .
. .
. . .
.
. .
. .
. .
. .
S = S2 – S1 = k · lnW2 - k
S = S2 – S1 = k · lnW2 - k
Самопроизвольный процесс: W2 > W1 следовательно, S > 0 (для изолированных систем)
Второй закон термодинамики : в изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает.
Другая формулировка:
Состояние с максимальной энтропией является наиболее устойчивым для изолированной системы (формулировка Ферми).
Энтропия, как и энергия, не относится к измеряемым величинам. Её можно только рассчитать. Для вычислений нужно пользоваться табличными данными стандартных энтропий веществ (S0). Изменение энтропии, как и изменение энтальпии подчиняется закону Гесса.
Энтропия фазовых превращений воды
сублимация
плавление
испарение
Жидкость
Тв.
Газ
Sпл.
Sиспар.
Sиспар.
Н
S
Н0субл. = Н0пл. + Н0испар.
S0субл. = S0пл. + S0испар.
S0х.р. =
Н0субл. = Н0пл. + Н0испар.
S0субл. = S0пл. + S0испар.
S0х.р. =
j j
Свободная энергия.
G [кДж/моль] – свободная энергия, энергия Гиббса, изобарно-изотермический потенциал.
(2) G = H – T S II закон термодинамики
G = G2 – G1 G1 G2
(1) (2)
(1) H = U + p · V – I закон термодинамики
G = U + p · V – T · S
G = 0 - система в равновесии
G <0 - самопроизвольный процесс
G<0 - термодинамическая невозможность
H
U
P V
T S G
Из уравнения G = Н
H
U
P V
T S G
Из уравнения G = Н
1) H = 0, S = 0, то G = 0
2) S = 0, H < 0, то G < 0
3) H = 0, S > 0, то G < 0
I. H < 0, S > 0, то G < 0
II. H > 0, S < 0, то G > 0
III. H < 0, S < 0 } знак G зависит от соотношения
H > 0, S > 0 } членов Н и T S
При высоких T G ≈ H
При низких T G ≈ -T · S
G0х.р. = G0обр. (прод. р-ции) - G0обр. (исх. в-в.)
G <
G0х.р. = G0обр. (прод. р-ции) - G0обр. (исх. в-в.)
G <
G > 0 - эндергонический процесс
С6Н12О6 + 6О2(г) 6CO2(г) + 6H2O(ж) + 2801,01 кДж/моль ; S>0
G0 = -2879.01 кДж/моль
В биологических системах эндергонические процессы сопряжены с экзергоническими :
CH2OPO32-
С6Н12О6 + HPO42- + H2O; G0 ’ = 13,4 кДж/моль (1)
Глюкоза – 6 – фосфат
АТФ + H2O АДФ + гидрофосфат ; G 0 =-30,6кДж/моль (2)
(1) + (2) (3)
Глюкоза + АТФ Глюкоза – 6 – фосфат + АДФ; G0 ’ = -17,2 кДж/моль (3)