chemia medyczna w 100 zagadnieniach.pdf

CHEMIA MEDYCZNA –zakres materiału do egzaminu w 100 zagadnieniach.

Termodynamika i kinetyka chemiczna.

1. Podstawowe pojęcia termodynamiczne: funkcje termodynamiczne, warunek samorzutności reakcji.

Funkcje termodynamiczne –

U(p, T) - energia wewnętrzna.

łączny zasób energii zgromadzonej w układzie nazywamy energią wewnętrzną układu. Jest ona funkcją

pewnych parametrów – zmiennych układu, czyli wielkości fizycznych jednoznacznie określających aktualny

stan układu. Takie parametry Np. w przypadku jednoskładnikowego układu gazowego parametrami stanu

będą trzy, dowolnie wybrane spośród czterech następujących: p, V, T, n (ciśnienie, objętość, temperatura

i liczba moli).

F(υ, T) – funkcja Helmholtza F=U-TS; energia swobodna, część energii wewnętrznej, która może być

zamieniona na pracę użyteczną.

H(V, T) – entalpia jest to ciepło wymieniane między reagentami a otoczeniem, podawane w odniesieniu

do 1 mola dowolnego reagenta. Zmianę reakcji entalpii reakcji podajemy w kilodżulach na mol (kJ/mol).

Zmiana reakcji egzotermicznej jest ujemna ( ∆H < 0 ), natomiast reakcji endotermicznej dodatnia ( ∆ H >

0 )

G(T, p) – funkcja Gibbsa ∆G = ∆H - T∆S; entalpia swobodna, potencjał termodynamiczny, część entalpii,

która może być zamieniona na pracę użyteczną; miara samorzutności .

S – entropia jest miara nieuporządkowania układu. Entropia standardowa substancji to wartość odnosząca

się do stanu standardowego ( ciśnienie 1013hPa) i wybranej temperatury (najczęściej 25 ˚C ). Wartość ta

podaje się w odniesieniu do 1 mola substancji. Zmiana entropii w reakcji chemicznej jest równa różnicy

między sumą entropii produktów a sumą entropii substratów, wziętych w ilościach wynikających ze

współczynników stechiometrycznych w równaniu reakcji.

[H, S, G odnoszą się do organizmów żywych]

Pomiędzy tymi funkcjami zachodzą związki, które można przedstawić przy pomocy następującego

schematu:

energia wewnętrzna

- TS

energia swobodna

U (p, T)

F (V, T)

+ pV

H(V, T) G(p, T)

entalpia - TS

entalpia

ΔU = ΔH

tylko

swobodna

dla faz

skondensowanych (stałych i ciekłych); ogólnie ΔH = ΔU + p ΔV;(ΔH =ΔU –

W objętościowe )

Gdy pracę wykonuje układ (ilość moli produktów gazowych jest większa od ilości substratów gazowych) w

warunkach standardowych pod ciśnieniem atmosferycznym, to każdy jeden mol gazów zużywa 2,5 kJ

energii:

W = 101300 * 24,4 * 10 -3 [Pa * m 3 /mol = N/m 2 * m 3 /mol = N * m/mol = J/mol gazu]

Obliczenia: ilość moli produktów gazowych – ilość moli substratów gazowych = x = ΔH = ΔU + x ► * 2,5

ilość moli substratów gazowych – ilość moli produktów gazowych = x = ► ΔH = ΔU - x * 2,5 kJ

I zasada termodynamiki: to zasada zachowania energii – energia nie zanika ani nie powstaje z niczego

ulega jedynie konwersji czyli zamianie z jednej postaci w drugą.

Układ zamknięty -

ΔU = W + Q

Układ izolowany -

ΔU = constans

Układ otwarty -

ΔU = zmiana energii na sposób przepływu masy, ciepła, pracy

II zasada termodynamiki: w procesach nieodwracalnych następuje produkcja entropii: czyli suma zmiany

entropii układu i otoczenia jest dodatnia (entropia to liczba sposobów podziału energii pomiędzy molekuły

i ich dopuszczalne rodzaje gromadzenia energii; entropia rośnie w reakcjach analizy, ze wzrostem

temperatury,

z obniżaniem wartości ciśnienia, w procesie topnienia, parowania i sublimacji).

III zasada termodynamiki: entropia kryształu idealnego w temperaturze zera absolutnego wynosi 0 (ln W

= 0, bo liczba sposobów podziału energii wynosi 1).

Rodzaje ciepeł reakcji:

definicje stosowane w fizyce:

ciepło właściwe – efekt energetyczny charakterystyczny dla 1 grama substancji;

ciepło molowe - efekt energetyczny charakterystyczny dla 1 mola substancji (ciepło molowe = ciepło

właściwe razy masa molowa);

definicje stosowane w chemii:

molowe ciepło rozpuszczania – efekt energetyczny procesu rozpuszczania 1 mola substancji w warunkach

izobaryczno – izotermicznych;

molowe ciepło tworzenia – efekt energetyczny procesu tworzenia 1 mola substancji w warunkach

izobaryczno – izotermicznych z pierwiastków;

molowe ciepło spalania – efekt energetyczny procesu spalania 1 mola substancji w warunkach

izobaryczno – izotermicznych do trwałych termodynamicznie produktów;

molowe ciepło hydratacji – efekt energetyczny procesu hydratacji (wbudowywania wody do sieci

krystalicznej) 1 mola substancji w warunkach izobaryczno – izotermicznych;

Obliczanie ciepła reakcji:

Na podstawie znajomości ciepeł tworzenia reagentów: ΔH = Σ ΔH tw produktów - Σ ΔH tw substratów .

Na podstawie znajomości ciepeł spalania reagentów: ΔH = Σ ΔH p substratów - Σ ΔH sp produktów .

Na podstawie znajomości energii wiązań reagentów: ΔH = Σ ΔE substratów - Σ ΔE produktów (tą metodą można

jedynie oszacować wartość efektu energetycznego reakcji biegnącej w fazie gazowej).

Na podstawie znajomości efektów energetycznych innych reakcji – wykonujemy takie działania na

reakcjach dla, których znamy efekty energetyczne aby otrzymać równanie reakcji dla której efektu nie

znamy i takie samo działanie wykonujemy na równaniach reakcji.

Z cyklu termodynamicznego.

Warunek samorzutności reakcji - Przewidywanie kierunku reakcji – funkcje optymalizujące: ΔG i ΔF –

mówią o współzawodnictwie czynnika energetycznego i entropowego w przyrodzie:

ΔG (lubΔF) < 0 – reakcja biegnie samorzutnie, reakcja egzoergiczna

ΔG (lubΔF) = 0 – układ jest w stanie równowagi termodynamicznej

ΔG (lubΔF) > 0 – reakcja nie biegnie samorzutnie, reakcja endoergczna

2. Równanie Gibbsa-Helmholtza, kierunek reakcji chemicznej

*reakcje endotermiczne ∆ H > 0

* reakcje egzotermiczne ∆ H < 0

Zmiana entalpii jest równa różnicy między entalpią substratów i entalpią produktów i nie zależy od

sposobu przeprowadzenia reakcji, czyli drogi przemiany.

-Niektóre przemiany są możliwe bez zmiany entalpii, ponieważ zmienia się stopień uporządkowania

układu, czyli entropia.

-Układ zawsze będzie darzył do stanu o minimalnej energii i maksymalne entropii.

Równanie Gibasa-Helmholtza. –

∆G =∆H -T∆S

∆G < 0 REAKCJA SAMORZUTNA

∆G = 0 STAN RÓWNOWAGII TERMODYNAMICZNEJ

*∆ H< 0 i ∆S> 0 reakcja samorzutna

*∆H <0 i ∆S < 0 reakcja samorzutna w niskich T

*∆H >0 i ∆S >0 reakcja samorzutna zależy od ∆S i T | reakcje

*∆H <0 i ∆S < 0 reakcja niesamorzutna w dowolnej T | endotermiczne

Kierunek reakcji chemicznej –

*Kierunek reakcji przewidujemy w oparciu o zmiany entalpii swobodnej

* w organizmach żywych procesy endoergiczne (∆G 1 > 0 ) są możliwe i zachodzą dzięki sprzężeniu przez

wspólny reagent z procesami egzoergicznymi ( ∆G 2 < 0 )

*procesy fizjologiczne są endoergiczne ( transport substancji przez błonę komórkową wbrew gradientowi,

przewodzenie impulsów nerwowych, skurcz mięśni, synteza makrocząsteczek)

*energia potrzebna do przeprowadzenia fizjologicznego endoergicznego procesu jest czerpana z energii

słonecznej zmagazynowanej w procesie fotosyntezy

*entalpia swobodna wyznacza zarówno kierunek jak i stan jego równowagi

*∆G = 0 - układ znajduje się w stanie równowagi

*ujemna wartość ∆G oznacza, że reakcja jest samorzutna, ale nie oznacza, że reakcja będzie przebiegała

z wystarczająca szybkością

3. Układy biologiczne jako układy otwarte.

+ układ (fragment wszechświata podlegający naszym badaniom)/ otoczenie(wszysko, co znajduje się

poza układem)

-stan równowagi – parametry układu nie zależą od temperatury

-proces odwracalny – może zachodzić w obie strony, nie pozostawiając zmian w otoczeniu

- parametry stanu : p , V, T, n

- funkcje termodynamiczne : U, H, S, F, G

+układy otwarte – wymiana energii i wymiana materii

+układy zamkniete – wymiana energii i brak wymiany materii

+układy izolowane –brak wymiany energii i brak wymiany materii

+układy adiabatyczne – wymiana energii na sposób pracy

*Chemia organizmów żywych opiera się prawie wyłącznie na związkach węgla

* zależy od reakcji przebiegających prawie wyłącznie w roztworach wodnych i w określonej temperaturze

*komórki są bardziej złożone niż jakikolwiek układ chemiczny

*chemia komórek jest zdominowana przez cząsteczki polimerowe

*komórka wykształciła mechanizmy kontrolne, zapewniające zachodzenie wszystkich reakcji chemicznych

we właściwym miejscu i czasie

4. Równanie kinetyczne reakcji (szybkość reakcji, stała szybkości).

Szybkość reakcji – zalezy przede wszystkim od temperatury i stęzenia substratów. Wzrost temp zwiększa

szybkośc reakcji chemicznych

szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do liczby cząsteczek, posiadających energie wyższą od

energii aktywacji

*Każda reakcja przebiega z określoną szybkością

V 1 =k 1 [A] a [B] b

równanie kinetyczne , k – stała szybkości reakcji

jeżeli reakcja jest wieloetapowa to o jej szybkości decyduje najwolniejszy etap. Dla reakcji etapowych

szybkość uzyskujemy nie z równanie kinetycznego , ale na podstawie obserwacji.

* miara szybkości reakcji jest zmiana stężenia substratów lub produktów w jednostce czasu

V 1 =k 1 [A] a [B] b reakcja prosta

V 2 =k 2 [C] c [D] d reakcja odwrotna

Stała szybkości –

ln C 0 /C = k * t

jednostka stałej szybkości reakcji powinna być uzgodniona z jednostką czasu badanego eksperymentu.

Oznacz to, że jeśli t podajemy w sekundach, to w mianowniku jednostki k musi tez być sekunda; jeśli t

podajemy w dniach, to w mianowniku jednostki k musi tez być dzień.

5. Czynniki wpływające na szybkość reakcji. Teoria zderzeń. Teoria kompleksu aktywnego.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji –

Szybkość reakcji zależy od

* stężenia substratów

* temperatury ( im wyższa T tym wyższa V)

* obecności katalizatora

Teoria zderzeń – Aby zderzenie było efektowne reagujące cząsteczki muszą posiadać energie większą od

pewnej określonej energii granicznej, czyli energii aktywacji. Energia aktywacji jest różna dla różnych

reakcji.

Teoria kompleksu aktywnego – cząsteczki w chwili zetknięcia tworzą kompleks przejściowy, który posiada

energię niezbędną do zajścia reakcji, rozpad kompleksu daje zarówno substraty, jak i produkty.

6. Energia aktywacji. Kataliza chemiczna i enzymatyczna.

Energia aktywacji – określona energia graniczna, różna dla różnych reakcji.

Energia, którą muszą mieć cząsteczki, aby nastąpiło zderzenie aktywne, nosi nazwę energii aktywacji.

Wartość energii aktywacji jest zawsze związana z konkretną reakcją i może zmieniać się w bardzo

szerokich granicach.

Kataliza

*Katalizator obniża energie aktywacji.

*katalizator przyśpiesza osiągnięcie stanu równowagi termodynamicznej

-reakcje zaczynamy od mieszaniny azotu i wodoru

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika: