Внутренняя энергия. Энтальпия. Теплота и работа – две формы передачи энергии.

Внутренняя энергия. Энтальпия. Теплота и работа – две формы передачи энергии.

Внутренняя энергия (U)- зависящая от термодинамического состояния системы, равна сумме всех видов энергии частей системы, за исключением кинетической и потенциальной энергии как целого.

[U]=Дж

Зависит от:

Характера движения и взаимодействия частиц в системе

От природы составляющих систему в-в

От массы

От внешних условий- темп, давл, объема

Энтальпия -энергия, которой обладает система при постоянном давлении

[H]=Дж

Связь энтальпии с внутр энергией ∆ H=∆ U+A, A=p*∆ V

=> ∆ H=∆ U+ p*∆ V

А-работа, совершаемая против дей-я внеш сил, р-давление

Стандартная энтальпия-это изменение 1 моля в-ва в стандартных условиях(Т=298К, р=101, 325 кПа)

[∆ H ⁰₂₉₈]=кДж/моль

Расчет изменения энтальпии в процессе хим р-ции

∆ H ⁰_{298(р-реакции)=} ∑ n∆ H ⁰_{298(обр-образования)}- ∑ n∆ H ⁰_{298(обрахования исзодных в-в)}

Теплота и работа-не форма энергии, а способ ее передачи. Они не являются термическими состояниями, следовательно их величины зависит от пути процесса в отличие от U, H.G, S, F

[Q]=[A]=Дж

3. Первое начало термодинамики: формулировки, применение к биосистемам.

Первое начало термодин=частный случай закона сохря в-вв

Вечный двигатель 1го рода невозможен, т.е. невозможно создать машину, которая производила бы без подведении энергии из вне, иначе говоря «создавать энергию»

Кол-во теплоты, полученное термодинамич-й системой расходуется на увеличение внутр и внеш энергии работы, совершаемую против действия внеш сил.

Q=∆ U+A, преобразовав получим ∆ U= Q-А

U-внутр энергия

Q-кол-во теплоты

А- работа, совершаемая против действия внеш сил.

Применение к биосистема. Живой организм не явл-ся источником новой энергии, поэтому полностью подчиняется требованиям 1го закона ТД, со следующей формулировкой: Все виды работ в организме совершаются за счет эквивалентного кол-ва энергии, выделяющийся при окислении хим в-в(3я формулировка)

Закон Гесса: формулировка, следствия, практическое значение

Закон Гесса- основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:

Тепловой эффект реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути, по которому реакция протекает.

Закон открыт русским химиком Г.И.Гессом в 1840г.

Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.

Следствия из закона Гесса:

ü Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции минус сумма теплот образования исходных веществ

Δ Н=∑ Δ Н_прод.-∑ Δ Н_исх.

ü Теплота (стандартная энтальпия) образования органического соединения равна разности между теплотой сгорания простых веществ, из которых оно может быть получено ( С-графит, Н₂-газ, S-ромб), и теплотой сгорания самого соединения.

Δ Н=∑ Δ Н_{сгор.исх}.-∑ Δ Н_{сгор.прод}.

Второе начало термодинамики: формулировки Клаузиуса и Томсона. Свободная и связанная энергия.

Второй закон устанавливает, что все реальные самопроизвольно идущие процессы являются необратимыми

Примеры необрат процессов-расширение газов, растворение, все процессы в организме

Формулировки:

Тепло не может самопроизвольно переходить от более холодного к более тёплому телу (Р. Клаузиус).

Невозможно при помощи неодушевлённого материального двигателя непрерывно получать работу, только охлаждая какую-либо массу вещества ниже температуры самой холодной части окружающей среды (В. Томсон)

Свободная и связанная энергия.

Из формулировки 2 зкона следует, что не весь запас внутр энергии системы при постоянной темературе может превращаться в работу-это физический смысл 2го закона

Условно, внутр энергию системы можно представить U=F+Q

F-свободня энергия(часть вн. Энергии, способная производить работу)

Q-связанная эрергия

Т.к U и F ф-ции состояния, то ∆ U=∆ F+Q

Толкование энтропии (S)-функция состояния, которая служит мерой беспорядка(неустойчивости) системы

Вычисление S в различных процессах

1.изотермический-т-пост

∆ S=Q/T [S]=Дж/кк

2.неизотермич

∆ S=C* lnT₂/Т_{1 =}2, 3С * lg T₂/Т₁

С-молярная теплоемкость в-в

∆ S> 0 процесс протекает самопроизв

Энтропия с точки зрения классической термодинамики (энтропия как мера связанной энергии). Определение энтропии, расчет энтропии веществ в различных процессах (изотермический, изобарный, изохорный), стандартная энтропия, расчет DS химической реакции. Свойства энтропии.

Энтропия- мера связанной энергии, т.е. количество связанной энергии, приходящейся на 1К.

Понятие энтропии было впервые введено в 1865г. Рудольфом Клаузиусом. Он определил изменение энтропии термодинамической системы при обратимом процессе как отношение общего количества тепла Δ Q к величине абсолютной температуры Т (т.е. тепло, переданное системе, при постоянной температуре).

· Изотермический процесс (Т=const):

Δ S= Δ Q/Т

[S] = Дж/К

· Неизотермические процессы ( изобарный (Р=const), изохорный (V=const)):

Δ S= С*lnT₂/ Т₁= 2, 3*lg lnT₂/ Т₁ , где С-молярная теплоемкость в-ва.

Стандартная энтропия (S₂₉₈) – абсолютное значение энтропии 1 моля в-ва, рассчитанное для стандартных условий.

[S₂₉₈] = Дж/моль*К

Δ S₂₉₈=∑ nS_{298(прод.)}- ∑ nS_298(исх.)

Свойства энтропии:

1. Энтропия тела при абсолютном нуле равна нулю.

2. Энтропия веществ может быть только положительной величиной.

3. Энтропия является величиной аддитивной: энтропия сложной системы равна сумме энтропий ее частей.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ (закон действующих масс). Константа скорости.

Закон действующих масс сформулирован в 1867 г. норвежскими учеными К. Гульдбергом и П. Вааге: скорость простой реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные коэффициентам в стехиометрическом уравнении.

-для гомогенной реакции:

аА + bB= fF + dD

Математическое выражение ЗДМ:

V= k* C^а_А * C^b_B, где

k - константа скорости.

Примечания:

1.математическое выражение ЗДМ называется кинетическим уравнением.

2.сумма показателей степеней в кинетическом уравнении, как правило, не больше 3.

a+b≤ 3

3.ЗДМ применим только к гомогенным, простым реакциям или к отдельным стадиям сложных.

Если изменить концентрацию реагирующих в-в, скорость системы или давление, то скорость данной р-ции изменится в соответствии с ее кинетическим ур-нием.

Физический смысл константы скорости.

аА +bB= fF + dD

C_А =C_В = 1моль/л

С^а_А * С^b_B =1

В случае гомогенной р-ции, кинетическое ур-ние будет иметь вид V= k. Вывод: константа скорости хим. р-ции (при условии, что концентрация реагирующих или их произведение в соответствии со степенями) равна 1.

В случае гетерогенной р-ции, в кинетическое ур-ние входят только концентрации газообразных и жидких в-в. Концентрация твердого в-ва, на поверхности которого протекает р-ция, изменяется незначительно, считается величиной постоянной, не включается в ур-ние.

Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа, особенности температурного коэффициента для биохимических процессов. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

В 1884 г. Вант-Гофф установил, что при повышении температуры на 10 градусов скорость многих реакций увеличивается в 2–4 раза.
Математически эта зависимость выражается соотношением:

V_t₂ = V_t₁*ɣ ^t₂-t₁/10,

K_t₂= k_t₁*ɣ ^t₂-t₁/10

где V2 и V1 — скорости реакции при температурах t1 и t2,

k - константа скорости,

ɣ — температурный коэффициент скорости реакции.

Для многих реакций ɣ имеет значения в пределах 2–4.

Если t2-t1=10, то V_t₂/V_t₁= k _t₂/k _t₁= ɣ или что одно и тоже ɣ =V_t+10/V_t=k_t+10/k_t

Физический смысл температурного коэффициента.

Из последнего ур-ния следует, что ɣ - величина, показывающая во сколько раз увеличивается скорость р-ции или константа скорости при увеличении температуры реакционной смеси на 10 градусов.

Ферментативные р-ции имеют более высокие значения температурного коэф.
ɣ = 7-10 (процессы денатурации белка)

Все жизненные процессы протекают в небольшом температурном интервале.

Уравнение Аррениуса.

k=A* e^-E_a /R*T, где

k- константа скорости,

А- постоянная для данной р-ции величина= общему числу соударения в единицу скорости за единицу времени,

е- основание натурального логарифма,

Е_a- энергия активации- количество энергии, которое необходимо сообщить молекулам реагирующих в-в, чтобы они при столкновении могли вступить в хим.взаимодействие, т.е. стали активными,

R- универсальная газовая постоянная,

Т- абсолютная температ. процесса.

КБС.

· При добавлении сильной кислоты в реакцию вступает солевой компонент и наоборот.

Пр.: ацетатная БС.

CH3COONa + HCl= CH3COOH + NaCl

CН3COO^- + H⁺= CH3COOH

При добавлении сильной кислоты образуется эквивалентное кол-во слабой уксусной кислоты, являющейся компонентом БС. Увеличение концентрации CH3COOH, в соответствии с законом разведения Освальда, приводит к уменьшению степени ее диссоциации. В результате этого концентрация Н увеличивается незначительно и рН практически не меняется.

· При добавлении щелочи.

CH3COOH + NaOH= CH3COONa + H2O

CH3COOH + OH^-=CH3COO^-+ H2O

Гидроксид-ионы, влияющие на реакцию среды, превращаются в эквивалентное количество воды, являющейся слабым электролитом. Уменьшение концентрации CH3COOH увеличивает ее степень диссоциации, следовательно, увеличения рН из-за расходования уксусной кислоты не происходит.

ОБС.

· При добавлении сильной кислоты в реакцию вступает основный компонент, а при добавлении щелочи- солевой.

Пр.: аммиачная БС.

NH4ОН + HCl= NH4Cl + H2O

NH4OH + H⁺=NH4⁺ + H2O

Механизм действия ОБС при добавлении сильной кислоты аналогичен мех-му действия КБС при взаимодействии со щелочью

· При добавлении щелочи.

NH4Cl + NaOH= NH4ОН+ NaCl

NH4⁺+ ОН^-= NH4ОН

Механизм действия ОБС при добавлении щелочи аналогичен мех-му действия КБС при добавлении сильной кислоты.

Амфолитные БС

При взаимодействии АБС с кислотой в реакцию вступает концентрированная кислотная группа (акцептор Н+), а при взаимодействии со щелочью- концентрированная основная группа(донор Н+). В результате ионы, влияющие на реакцию среды, нейтрализуются и рН практически не меняется.

Пр.: белковая БС.

· Взаимодействие с сильной к-той.

· Взаимодействие со щелочью

В процессе нейтрализации белковые частицы приобретают заряд: при взаимодействии с к-той- положительный, при добавлении щелочт- отрицательный.

Разбавление водой.

Разбавление БР в 10, 20 и более раз незначительно влияет на их рН.

Из уравнения Г-Г видно, что при разбавлении БР, концентрации компонентов уменьшаются одинаково, и их отношение не меняется, следовательно, не меняется рН

Механизм действия.

При накоплении в организме кислых продуктов они вступают в реакцию нейтрализации с бикарбонатом Na с образованием NaCl и H₂CO₃ (который диссоциирует на CO₂ и H₂O) CO₂ с помощью гемоглобиновой буферной системы переносится в легкие, а оттуда выводится из организма. Таким образом существует связь между этими двумя буферными системами.

NaHCO₃ + НCl NaCl + H₂CO₃ (диссоциирует на)

H₂O CO₂

При появлении в крови избытка щелочных продуктов в реакцию вступает второй компонент буферной системы H₂CO₃, в результате чего образуется бикарбонат Na и вода. Избыток NaHCO₃ удаляется через почки.

H₂CO₃ + NaOH NaHCO₃ + H₂O

Таким образом, благодаря легким и почкам соотношение между NaHCO₃ и H₂CO₃ поддерживается на постоянном уровне равном 20: 1 (это соотношение свидетельствует о том, что щелочной компонент буфера должен быть больше кислотного резерва т.к. вероятность образования в организме кислого продукта намного выше).

Фосфатная буферная система.

1% от всей емкости крови. Она представлена солями фосфорной кислоты: двух и одного замещенного фосфорнокислого Na.

Na₂HPO₄ / NaH₂PO₄ = 4: 1

Механизм действия.

При появлении в среде кислого продукта появляется однозамещенный NaH₂PO₄-менее кислый продукт, а при защелачивании двузамещенный Na₂HPO₄.

Действие фосфатного буфера связано с действием почек, а механизм регуляции, как и у бикарбонатной буферной системы, т.е. при закислении среды в почках возрастает секреция ионов водорода в просвет канальцев, где эти ионы вступают в реакцию с двузамещенным фосфорнокислым Na (Na₂HPO₄) и образованием Na₂H₂PO₄ который выделяется с мочой, и наоборот.

HPO₄^2- + H⁺ H₂PO₄^-

H₂PO₄^- + OH^- HPO₄^2- + H₂O

Белковая буферная система.

Имеет меньшее значение для поддержания К.О.С. в плазме крови.

Механизм :

1. Взаимодействие с кислотой

(NH₄)⁺-R-(COO^-)+H⁺=(NH₃)⁺ -R-(COOH)

2. Взаимодействие со щелочью

(NH₃)⁺ -R-(COO^-)+ OH^-=(NH₂) -R-(COO^-)+H₂O

Коррекция КОС

Ацидоз- вводят гидрокарбонат Na

Протекающие процессы

1. Диссоциации NaHCO₃

NaHCO_{3 =}Na⁺ +HCO₃^-

2. Нейтрализация избытка H⁺

H⁺+ HCO₃^-= H ₂CO₃В рез-те образуется слабая кислота

Алкалоз- вводят внутривенно кислотный р-р глюкозы, получаемый добавление 100мл 1% р-р HCL к 1л 5% р-ра глюкозы

Протекающие процессы

1. Диссоциация сильной кислоты

HCL= H⁺+ CL^-

2. Нейтрализация OH^-

H⁺+ OH^- = H ₂O

В результате ион, влияющие на реакцию среды нейтрализуются, превращаясь в слабый электролит воду

Классификация

1) По заряду: кислые, анионные(электролиты), нейтральные (неэлектролиты)

K4[Fe(CN)6]- анионное

2) По природе лигандов:

- Аквакомплексы (L- H2O)

- Амминокомплексы (L- NH3)

- Гидрокомплексы (L- ОН-)

- Ацидокомплексы (L- анионы кислот)

- Смешенные лигандные комплексы (различные L)

- Внутрикомплексные соединения (хеланты)

Ст.

[Ag(NH₃)₂]⁺= [Ag(NH₃)]⁺NH₃

Вторичная диссоциация

Ст.

[Ag(NH₃)]⁺= Аg⁺ + NH₃

Сложив левую и правую части, получим сумму диссоциаций

[Ag(NH₃)₂]⁺= Аg⁺ + 2NH₃

Применив закон действующих масс для постоянного химического равновесия получим:

К_н= [Ag⁺]*([NH₃]^-)² /[ [Ag(NH₃)₂]⁺ ], где К_н- константа нестойкости К_н=К_д(К_к)=К_{равновесия}

К_н является мерой устойчивости комплексной частицы. Чем больше устойчивость, тем меньше образуется простых частиц при диссоциации, тем меньше К_н.

Величина обратная К_н- константа устойчивости К_у.

К_у=1/К_н

Чем прочнее комплекс, тем больше К_у

ПРАКТИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ К_н И К_у .

С их помощью можно предсказать возможность протекания реакций с участием КС

Реакция возможна, если К_н< К_{н(исх. компл.)}. Образование более устойчивое

Комплексное соединение.

К_н связано с ∆ G реакции диссоциации комплекса уравнением изотермы химической реакции

∆ G=-RTLnК_н=2, 3RTLgК_н

28. Металлоферменты и другие биокомплексные соединения: гемоглобин и его производные, цитохромы, каталаза, пероксидаза, витамин В₁₂ (пространственное строение, функции, электронное строение и тип гибридизации комплексообразователя)

Гемоглобин состоит из глобина (высокомолекулярный белок). Состоит из 4 субъединиц (2 α и 2 β ) К каждой спирали присоединён гемоглобин.

Гемоглобин КС железа (+2) с протопорфином(ароматический, небензоидный, плоский, макроциклический, состоящий из 4 гетероциклов, 5 членное соединение с 1 атомом N.

Соединения между гетероциклическими метиленовыми группами. Метиленовые группы не принимают участие в связи с Fe.

ПРОТОПОРФЕРИНОВОЕ КОЛЬЦО

Простое строение определяется типом гибридизации комплексообразователя Fe+²d²sp³ КЧ

Октаэдр

Ст.ок.	H	H-C	Символ, формула
+2	H₂O	Гемоглобин (дезоксигемоглобин)	HHb
+2	O₂	Оксигемоглобин	HHbO₂^*(В пр.дых)
+2	CO	Карбоксигемоглобин	HHbCO(в пр.дых)
+2	CO₂	Карбоксигемоглобин	HHbCO₂^*( в пр.дых)
+3	OH^-	Метгемоглобин не прис-т O₂не уч-т в пр.дых-я	HHbOH^-

Каталаза, пероксидаза, цитохром С (ЦТХЗ) витамин B12( формула витамина!!! )

Является металоферментом

ЦТХС(формула в интерн.)

Основное отличие от гемоглобина- отсутствие переменного лиганда, то есть все лиганды( L ) постоянны.

ЦТХС является католизатором различных реакций. Участвует в переносе энергии в митохондрии. Перенос энергии осуществляется благодаря реакции.

Физические

А. метод замены растворителя – получается из истинного раствора путем добавления растворителя.

Условия получения:

1.объем истинного раствора намного больше объема нового растворителя.

2.ДФ плохо растворяется в новом растворителе.

3.оба растворителя хорошо смешиваются друг с другом.

Пример: при добавлении 5 мл воды несколько капель спиртового раствора канифоли образуется коллоидный раствор, что можно установить появлением голубого окрашивания.

2.Химический – они основываются на химических реакциях, в результате которого образуются нерастворимые в воде вещества. Для получения золей химическим методом необходимо два условия:

1 – это невысокая концентрация исходных растворов

2 – избирательность одного из реактивов

Метод окисления.

2H₂S + O₂= HS + H₂O

S^-2-2 = S⁰ восстановитель, окисление

O₂⁰ +4 = 2O^-2, окислитель, восстановление.

Метод восстановления – реакция присоединения электрона ионами, которые затем превращаются в атомы, конденсируются в качестве каллоидной частицы.

В качестве восстановителя используется водород, формалин, танин.

Ag₂O + H₂ = 2Ag + H₂O

Метод гидролиза – при получении изолей из солей, в результате реакции образуются плохо растворимые вещества.

FeCl₃ + 3 H₂O = Fe(OH)₃ + 3HCl

Fe(OH)₃ + HCl = FeOCl + 2 H₂O

FeOCl = Feo⁺ + Cl^-

Метод обменного разложения – основан на взаимодействии двух веществ. В результате реакции образуется новое труднорастворимое вещество, способное сохраняться в высоко дисперсном состоянии

2H₃AsO₃ + 3H₂S = As₃S₂ + 6H₂O

{[mS]nHS^-(n-x)H⁺}^x-xH⁺

Понятие биогенности химических элементов: химические элементы в организме человека, их классификация по степени важности для процессов жизнедеятельности, биогенные элементы в периодической системе. Биосфера, круговорот биогенных элементов в природе. Кларки элементов.

Биогенными называются элементы, необходимые для построения и жизнедеятельности различных клеток и организмов.

БЭ в периодической системе:

I Н

II все кроме Be, Ne

III все кроме Ar

IV все кроме Se, Ga, Ge, Kr

V Sr, Mo, Cd, Sn, I

Примечания: 1. Всего в ПС 33 БЭ: 7 s-элементов, 11 d-элементов, 15 р- элементов

2.большинство БЭ находятся в II-IV

3. Среди БЭ нет инертных газов

Классификация БЭ по степени значимости для жизнедеятельности (В.В.Ковальский):

1.Жизненно необходимые (незаменимые) элементы. Они постоянно содержатся в организме человека, входят в состав ферментов, гормонов и витаминов: Н, О, Са, N, K, P, Na, S, Mg, Cl, C, I, Mn, Cu, Co, Fe, Zn, Mo, V.

2.Примесные элементы. Эти элементы постоянно содержатся в организме животных и человека, но их биологическая роль мало выяснена: Ga, Sb, Sr, Br, F, B, Be, Li, Si, Sn, Cs, Al, Ba, Ge, As, Rb, Pb, Ra, Bi, Cd, Cr, Ni, Ti, Ag, Th, Hg, U, Se.

3.Примесные элементы обнаружены в организме человека и животных, но данные о количестве и их биологическая роль не выяснены: Sc, Tl, In, La, Pr, Sm, W, Re, Tb

Биосфера - часть земной оболочки, занятая растительными и животными организмами. По Вернадскому, биосфера- это определенным образом организованная среда, переработанная живыми организмами и космическими излучениями и приспособленная к жизни.

Распространенность (кларки) хим.элементов в земной коре различна. Около 50% массы земной коры приходится на кислород, более 25%- на кремний. Восемнадцать элементов- кислород, кремний, алюминий, железо, кальций, натрий, калий, магний, водород, титан, углерод, хлор, фосфор, сера, азот, марганец, фтор, барий- составляют 99, 8% массы земной коры. На долю всех остальных элементов приходится лишь 0, 2%.

Согласно Вернадскому, живые организмы принимают активное участие в перераспределении хим. элементов в земной коре. Особое значение имеют круговороты биогенных хим.элементов, прежде всего углерода. Растительные организмы извлекают из атмосферы до 300 млрд. т углекислого газа ежегодно. Растения частично поедаются животными, частично отмирают. Орг. вещество в результате дыхания организмов, разложения их остатков, процессов брожения и гниения превращаюся в углекислый газ или отлагается в виде гумуса, торфа.

Железо (Fe)

В организме содержится 5-5, 5 г, большая его часть 70-80% находится в гемоглобине.

Ежедневная доза- 1, 2 мг. Ежедневное потребление 10-20 (5-10) мг

Из пищи поступает в организм только 10-20% железа.

Недостаток Fe вызывает железодефицитную анемию. Соединения железа выполняют каталитическую, транспортную, буферную функцию.

Цинк (Zn)

В организме содержится 2, 3 г.

Суточная потребность 13 мг.

Биологическая роль Zn обусловлена постоянным зарядом его иона. Известно более 40 металлоферментов, активирующих гидролиз белка, пептидов.
Zn влияет на основные процессы кроветворения, размножения, роста и развития организма.

Медь (Cu)

В организме содержится 100 мг.

Суточная норма- 2-3 мг

Главная функция- ферментативная. Известно около 25 медьсодержащих ферментов. Участие меди в ОВР основано на легкости превращения: Cu²⁺+e=Cu⁺ Cu участвует в кроветворении

Марганец (Mn)

В организме содержится 12 мг.

Суточная потребность 5-7 мг.

Присутствует в виде ионов M²⁺или в комплексе с белками, амк.

Функция- регуляция активности различных ферментов. Активируя АТФ, марганец участвует в процессах аккумуляции и переноса энергии. Мn стабилизирует структуру нуклеиновых кислот.

Молибден (Мо)

В организме содержится 9 мг.

С пищей потреб. 0, 2-0, 3 мг/сут.

Входит в состав ферментов, которые катализируют окислительно- восстановительные процессы. Входе этих реакций, его степень окисления с +6 уменьшается до +5, +4, происходит восстановление. При избыточном поступлении молибдена происходит активация синтеза ксантиноксидазы.

Хром (Cr)

Содержание в организме 6-6, 6 мг

Суточная потребность- 0, 15мг.

Преимущественно концентрируется в костях, содержится в эритроцитах.

Cr участвует в обмене НК, входит в состав ферментных систем. Иона Cr³⁺участвуют в стабилизации НК.

Кобальт (Со)

В организме содержится 1, 2 мг.

Ежедневное потребление- 0, 3 мг.

5-10% входит в состав витамина В12, Со единственный из металлов, входящий в структуру витамина. Участвует в ОВР организма, поскольку возможен процесс:
Со³⁺+е= Со²⁺

Со влияет на минеральный, липидный обмен, участвует в кроветворении. Недостаток Со вызывает злокачественную анемию.

Номенклатура органиеских соединений.Понятие о структурной изомерии органических соединений. Строение атома углерода, типы гибридизации и виды ковалентной связи в орг соединениях. Связь пространственного строения орг. соединений с их биолог активностью

Названия углеводородов и алкильных групп:

Метан	СН₄	Метил	СН₃-
Этан	С₂Н₆	Этил	С₂Н₅-
Пропан	СН₃СН₂СН₃	Пропил Изопропил	СН₃СН₂СН₂- СН₃СНСН₃
Бутан	СН₃СН₂СН₂СН₃	Бутил Изобутил Втор. бутил Трет. бутил

по номенклатуреIUPAC

( заместительная номенклатура )

Для составления названия органического соединения по номенклатуре IUPAC необходимо выполнить следующие операции:

1. Определите функциональную (характеристическую) группу, если она имеется, суффикс которой используют при составлении названия. При составлении названия используется суффикс только одной функциональной группы, называемой главной ( исключение: суффиксы двойной или тройной связи). Все заместители, в том числе и другие младшие функциональные группы, указываются префиксами.

Некоторые характеристические группы, расположенные

в порядке уменьшения старшинства

КЛАСС	Формула	ПРЕФИКСЫ	СУФФИКСЫ
Карб.к-ты Альдегиды Кетоны Спирты Фенолы Амины	-СООН -(С)ООН -СНО -(С)НО -(С)=О -ОН -ОН -NH₂	-карбокси - -формил -оксо -оксо -гидрокси -гидрокси -амино	-карб. кислота -овая кислота -карбальдегид -аль -он -ол -ол -амин

2. Определите родовой гидрид:

а) для ациклических соединений родовым гидридом является самая длинная неразветвленная цепь, включающую главную функциональную группу а также двойные и (или) тройные связи. Родовой гидрид образуется прибавлением атомов водорода вместо заместителей или гетероатомов, присоединеннных к длинной цепи, чтобы получился насыщенный углеводород.

б) для циклических соединений родовым гидридом является насыщенный циклоалкан, например циклогексан или полностью ненасыщенный углеводород ( гетероциклическое соединение), например бензол, пиридин и т.д.

3. Назовите родовой гидрид вместе с суффиксом главной группы.

4. Пронумеруйте самую длинную цепь таким образом, чтобы атом углерода главной функциональной группы получил наименьший номер.

5. Назовите заместители вместе с цифрами(локантами), указывающими атомы углерода, при которых заместители находятся и присоедините их к названию родового гидрида. Локанты двойной и (или) тройной связи и локант главной функциональной группы расположите перед соответствующими суффиксами.

1-ый пример

Н₃С - СН₂ - ОН НО - СН₂ - СН₂ - ОН

Главная группа: -ОН -ол

Родовой гидрид: Н₃С - СН₃ этан

Название: этан ол этан диол-1, 2

2-ой пример:

3-ий пример:

Пространственные изомеры: Энантиомеры

Строение атома углерода

Типы гибридизации

В зависимости от числа вступивших в гибридизациб орбиталей том углерода может находиться в 3 видах гибрид-ии

1.первое валентное состояние sp³ гибр- при комбинации 1 s и 3 p орбиталей,

2. Sp2- 1s и 2p

3. Sp -1s и 1p

Ковалентная связь -хим связь, образованная за счете обобщения электронов связываемых атомов-осн тип связи в орг в-вах

Неполярная КС-связь, образованная между атомами с одинаковой электроотрицательностью, при которой связующее электронное облако равномерно распределено в обасти пространства между ядрами данных атомов

Полярная КС- связь, образованная между атомами с разной электроотрицательностью, при которой связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома

КС бывают 2х типов: сигма и пи связи

Сигма связь-связь, образованная при осевом перекрывании атомной орбиталей с расположением максимума перекрывания на прямой, соединяющей ядра связываемых атомов

Пи связь-образована при бороков перекрывании p-АО

46-Реакция электрофильного присоединения: гетеролитическая реакция с участием π -связи между sp²-гибридизованными атомами углерода (галогенирование, гидрогалогенирование, гидратация).

А_Е- реакция электрофильного присоединения.

Ненасыщенные углеводороды – алкены, циклоалкены, алкадиены и алкины проявляют способность к реакциям присоединения, так как содержат двойные или тройные связи. За счёт π -электронов в молекулах таких соединений имеется довольно обширная область отрицательного заряда. Поэтому они представляют собой нуклеофилы и, следовательно, склонны подвергаться атаке электрофильной частицей (электрофильмым реагентом).

Галогенирование.

Нитрование.

Алкинирование.

48-Реакция нуклеофильного замещения у sp³-гибридизованного атома углерода: гетеролитические реакции обусловленные поляризацией ϭ -связи углерод-гетероатом (галогенпроизводные, спирты).

SN-Реакция нуклеофильного замещения

SN наиболее характерны для насыщенных органических соединений, содержащих следующие функциональные группы: галоген, гидроксильную, тиольную и аминогруппу.

SN₁– характерны характерны для третичных и частично вторичных алкангалогенидов при наличии слабого нуклеофила и полярного растворителя

Механизм:

I стадия

II стадия

SN₂ -характерен для первичных и частично вторичных атомомв.

Механизм:

49-Реакция нуклеофильного присоединения: гетеролитическая реакция с участием π -связи углерод-кислород (взаимодействие альдегидов и кетонов со спиртами, первичными аминами). Влияние электронных и пространственных факторов, роль кислотного катализа. Биологическое значение реакции нуклеофильного присоединения.

A_N-Реакция нуклеофильного присоединения.

Характерны для альдегидов и кетонов.

Большое значение в биологическом плане имеет реакция карбонильных соединений (альдегидов и кетонов) с аммиаком, при этом образуются имины (основания Шиффа), очень неустойчивые, легкогидролизующиеся соединения.

Имины являются промежуточными продуктами в некотоорых ферментативных реакциях, при синтезе аминов из альдегидов и кетонов.

Например, в организме по такой схеме синтезируются некоторые α -аминокислоты.

Взаимодействие аммиака с альдегидами может осложняться возможной циклизацией. Так, из формальдегида А.М. Бутлеров впервые получил медицинский препарат – гексаметилентетраамин (уротропин), получивший широкое применение в качестве антисептического средства.

Кислотный катализ служит для активации субстрата.

Реакционные центры.

Механизм:

В реакциях A_N для увеличения скорости реакции используется катализатор (неорганическая кислота)

Схема:

Механизм:

Высшие жирные кислоты (ВЖК)

В состав омыляемых липидов входят различные карбоновые кислоты от С₄ до С₂₈. Это в основном монокарбоновые кислоты с неразветвленной цепью и четным числом атомов углерода, что определяется особенностями биосинтеза. Наиболее распространены кислоты с числом атомов углерода 16-18.

CH₃(CH₂)₁₄COOHС₁₅Н₃₁СООН пальмитиновая кислота

CH₃(CH₂)₁₆COOHС₁₇Н₃₅СООН стеариновая кислота- входит в виде глицеридов в состав липидов, прежде всего триглицеридов жиров животного происхождения, последние выполняют функцию энергетического депо.

CH₃(CH₂)₇СН = СН(CH₂)₇СООН С₁₇Н₃₃СООН олеиновая кислота

CH₃(CH₂)₄СН = СНСН₂СН = СН(CH₂)₇СООН С₁₇Н₃₁СООН линолевая кислота

CH₃CH₂СН = СНСН₂СН = СНСН₂СН = СН(CH₂)₇СООН С₁₇Н₂₉СООН линоленовая кислота

CH₃(СH₂)₄СН = СНСН₂СН = СНСН₂СН = СНСН₂СН = СН(CH₂)₃СООН С₁₉Н₃₁СООН арахидоновая кислота

Собственная номенкатура ненавыщенных ВЖК: концевой атом угерода обозначается ϖ (омега) отсчет двойных связей производится не как обычно от карбоксильной группы, а от метильной группы.

63.Перикисное окисление липидов.

ЦИКЛО-ОКСО-ТАУТОМЕРИЯ

Циклические формы моносахаридов изображают с помощью формул Хеуорса. Молекулу представляют в виде плоского цикла, перпендикулярного плоскости рисунка.

Циклические, особенно пиранозные формы, энергетически более выгодны для большинства моносахаридов. Например, в растворе D-глюкозы преобладает b-D-глюкопираноза

Существование равновесия между линейной и циклическими формами моносахаридов получило названиецикло-оксо-таутомерии.

12 3 4 5 6 7 8 9 Следующая ⇒