реком.Термодинамика студент мед рус

МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ УКРАИНЫ
ХАРЬКОВСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
НАПРАВЛЕННОСТЬ ПРОЦЕССОВ
Методические указания для самостоятельной работы
студентов І курса по дисциплине «Медицинская химия»
«Утверждено»
Ученым советом
Харьковского национального
медицинского университета
Протокол №5
от 20 мая 2015 р.
Харьков 2015
Тепловые эффекты химических реакций. Направленность процессов: Метод.
указ. для студентов 1-го курса / сост. А.О. Сыровая, Е.Р. Грабовецкая,
Л.Г. Шаповал, В.Н. Петюнина, В.А. Макаров, С.В. Андреева, Л.В. Лукьянова,
С.Н. Козуб, С.А. Наконечная, Т.С. Тишакова, О.Л. Левашова, Е.В. Савельева,
Н.В. Копотева, Н.Н. Чаленко. – Харьков: ХНМУ, 2015. – 22 с.
Составители:
А.О. Сыровая
Е.Р. Грабовецкая
Л.Г. Шаповал
В.Н. Петюнина
В.А. Макаров
С.В. Андреева
Л.В. Лукьянова
С.Н. Козуб
С.А. Наконечная
Т.С. Тишакова
О.Л. Левашова
Е.В. Савельева
Н.В. Копотева
Н.Н. Чаленко
Тема
занятия
«Тепловые
эффекты
химических
реакций.
Направленность процессов»
1. Количество часов 2
2. Материальное и методическое обеспечение темы.
Таблицы:
1. Графологическая структура темы.
2. Типы систем.
3. Закон Гесса и его следствия.
4. І закон термодинамики.
5. ІІ закон термодинамики.
6. Изобарно-изотермический потенциал.
Учебно-методическая литература:
1. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко,
В.И. Галинская и др.; под ред. проф. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.
– 400 с.
2. Медицинская химия: Учебное пособие / И.В.
А.О. Сыровая,
Завгородний,
Н.М. Ткачук и др. / Под ред. И.В. Завгороднего и
А.О. Сыровой. – Харьков, Экограф, 2011. – 244 с.
3. Рабочая тетрадь для самостоятельной работы студентов по курсу
«Медицинская химия» Харьков, ХНМУ, 2013. – 72 с.
4. Методические указания для самостоятельной работы студентов по
курсу «Медицинская химия».
5. Конспект лекции.
3. Обоснование темы. В живых организмах постоянно происходит
обмен веществ (метаболизм). Это совокупность большого количества
химических преобразований, сопровождаемая выделением и поглощением
энергии.
Процесс обмена веществ и энергии является признаком жизни.
Поэтому для медиков очень важно знать основные законы термодинамики,
определяющие возможность, направление и пределы протекания этих
преобразований, влияние основных факторов (температуры, концентрации и
т. п.) на них. Методы термодинамики позволяют понять и изучить процессы
жизнедеятельности в биологических системах.
4. Цель занятия:
- общая: трактовать химические и биохимические процессы с позиций
их тепловых эффектов;
- конкретная: уметь использовать термодинамические функции для
оценки направленности процессов, объяснять энергетическое сопряжение в
биологических системах.
а)
знать:
закономерности
протекания
химических
процессов,
агрегатное состояние вещества, основные понятия и законы химической
термодинамики, физико-химические принципы гомеостаза.
б) уметь: рассчитать тепловой эффект химической реакции, используя
значение теплоты сгорания исходных веществ и продуктов реакции,
рассчитать
калорийность
термодинамические
функции
пищевых
для
оценки
продуктов,
использовать
направленности
процессов,
объяснять энергетическое сопряжение в живых системах.
в) практические навыки:
- рассчитывать тепловой эффект химической реакции, используя
значение теплоты сгорания исходных веществ и продуктов реакции;
- рассчитывать калорийность пищевых продуктов;
-
использовать
термодинамические
функции
для
оценки
направленности процессов, объяснять энергетическое сопряжение в живых
системах.
5. Граф логической структуры темы.
Терминология, используемая в термодинамике
Первый закон термодинамики. Энтальпия
Закон Гесса, первое и второе
следствия
Второй закон термодинамики.
Энтропия
Изобарно-изотермический потенциал, G
(Изохорно-изотермический потенциал, F)
Экзергонические и эндергонические реакции
Термохимические
расчеты
Гомеостаз
Саморегуляция
Механизм энергетического сопряжения
6. Ориентировочная карта работы студентов.
№
Этапы
Время,
Учебные и наглядные
Место
мин.
пособия
проведения
1. Ответы на вопросы
10
Учебное пособие
2. Самостоятельная
39
Методические указания
п.п.
работа студентов с
для студентов, тексты
методической
лекций, учебное пособие
литературой,
для самостоятельной
решение учебных
работы студентов,
задач, заполнение
справочные данные,
рабочей тетради
таблицы
3. Выполнение
20
Учебная
аудитория
Реактивы, посуда
лабораторной
работы, оформление
протокола
4. Контроль знаний
15
5. Анализ и подведение
5
итогов занятия
6. Домашнее задание
1
7. Задания для самостоятельной работы:
- перечень вопросов для изучения:
На практическом занятии следует рассмотреть следующие теоретические
вопросы:
1. Предмет и основные понятия химической термодинамики.
2. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Экзотермические и
эндотермические процессы.
3. Закон Гесса – основной закон термохимии. Термохимические расчеты
для оценки калорийности продуктов.
4.
Второй
потенциалы:
закон
термодинамики.
энергия
Гиббса,
Энтропия.
энергия
Термодинамические
Гельмгольца.
Критерии
направленности процессов.
5.
Применение
законов
термодинамики
к
живым
системам.
Энергетическое сопряжение в живых системах. Эндергонические
и
экзергонические процессы.
1. Предмет и основные понятия химической термодинамики
Термодинамика
–
наука
о
преобразовании
энергии.
Суть
термодинамического подхода состоит в рассмотрении только начального и
конечного состояния взаимодействующих тел, не принимая во внимание
путь, по которому протекает процесс.
Терминология, используемая в термодинамике.
Система – любая совокупность тел, отделенная от внешней среды
поверхностью раздела (реальной или мнимой), внутри которой возможен
массо- и теплообмен.
Изолированной системой называется система, которая не обменивается
с окружающей средой ни массой, ни энергией (Δm = 0, ΔU = 0).
Закрытая система обменивается с окружающей средой только
энергией (Δm = 0, ΔU ≠ 0).
Открытая система обменивается с окружающей средой и массой и
энергией (Δm ≠ 0, ΔU ≠ 0).
С точки зрения термодинамики живой организм относится к
открытым системам.
Состояние системы – это совокупность ее физических и химических
свойств; оно характеризуется термодинамическими параметрами. Основные
параметры: температура T, давление Р, объем системы V, общая масса
системы m, массы химических веществ (компонентов) m, из которых состоит
система, концентрация этих веществ Ск.
2. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Экзотермические и
эндотермические процессы
Если отсутствует теплообмен системы с внешней средой, то величина
внутренней энергии остается постоянной. По сути – это закон сохранения
энергии – первый закон термодинамики.
Другими словами, энергия не может ни создаваться, ни исчезать, она
может только переходить из одной формы в другую. Это фундаментальный
закон природы.
Теплота,
подведенная
к
системе,
расходуется
на
увеличение
внутренней энергии ΔU и осуществления работы против внешних сил А:
Q = ΔU + А – математическое выражение первого закона
термодинамики.
Под
внутренней энергией подразумевают общий ее запас. Сюда
относят энергию поступательного движения атомов, молекул, ионов,
энергию
внутримолекулярных
колебаний
атомов,
энергию
движения
электронов в атомах, внутриядерную энергию и т.д., но без кинетической и
потенциальной энергии системы в целом. Определить абсолютную величину
внутренней энергии не представляется возможным. Однако, ее изменение
при переходе из одного состояния в другое определить можно и это вполне
достаточно для решения многих вопросов.
В термодинамике различают изохорные (протекающие при V = const)
и изобарные (протекающие при P = const) процессы.
В химической практике чаще используют изобарные процессы, когда
объем системы может увеличиться на ΔV, в результате чего она выполнит
работу, равную pΔV. В этом случае процесс характеризуется энтальпией,
величиной, описываемой уравнением Н = U + pΔV. Изменение энтальпии
равно:
ΔH = ΔU + pΔV,
то есть изменение энтальпии продуктов реакции по сравнению с энтальпией
исходных веществ в изобарном процессе численно равно подведенной или
выделенной, теплоте:
Qp = H2 – H1 = ΔH.
Часто энтальпию называют теплосодержанием системы.
Энтальпия, как и внутренняя энергия, характеризует энергетическое
состояние вещества, но отличается от внутренней энергии на величину
энергии, затраченной на преодоление сил внешнего давления. Она также
определяется состоянием системы и не зависит от того, каким образом это
состояние достигнуто. У газов различия между ΔH и ΔU в ходе того или
иного процесса может быть весьма значительным. Это обусловлено тем, что
для химического процесса, протекающего при постоянном давлении,
изменение объема связано с изменением числа молей газообразных веществ:
PV = nRT
Если в реакции расходуется n1 моль газообразных веществ и образуется
n2 моль газообразных продуктов, то:
Δ(p) = (n2 – n1)RT = ΔnRT
Итак,
Qp = ΔH = ΔU + ΔnRT, Qp = Qv + ΔnRT
Сопоставляя значения Qp и Qv нетрудно заметить, что тепловой
эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, отличается от
такового при постоянном объеме на величину работы расширения. В том
случае, когда реакция происходит в конденсированных фазах (твердом или
жидком состоянии), различия между Qp и Qv и, следовательно, между ΔH и
ΔU незначительны.
Уравнения реакций, для которых кроме формул веществ указываются
их агрегатные состояния и значения любой термодинамической функции
состояния, называются термохимическими. Энтальпию реакции в этом
случае называют тепловым эффектом реакции. Его характеризуют не только
абсолютной величиной, но и знаком. Принято считать, что тепло,
поглощенное системой (эндотермические реакции) – положительное (ΔH> 0),
а тепло, отданное системой в окружающую среду (экзотермические реакции)
– отрицательное (ΔH <0), так: Q = –ΔH.
Термохимия позволяет определять тепловые эффекты различных
реакций – теплоты образования химических веществ, теплоты сгорания
веществ, растворения, плавления, нейтрализации, ионизации, атомизации и
т.п. Тепловые эффекты, отнесенные к 1 моль вещества в стандартных
условиях
(температура
298К
и
давление
101,3
кПа),
называются
стандартными. Стандартным состоянием вещества является: для твердых
веществ – устойчивая при стандартной температуре полиморфная форма
(графит для углерода, ромбическая сера, белый фосфор и т.п.), для газов –
состояние идеального газа при давлении 1 атм, для веществ в растворах –
принимают концентрацию, равную 1 моль/л.
3. Закон Гесса - основной закон термохимии. Термохимические
расчеты для оценки калорийности продуктов
Следствием первого закона термодинамики является закон Гесса
(основной закон термохимии): Тепловой эффект химических реакций,
протекающих при постоянном объеме или давлении, не зависит от числа
промежуточных стадий и определяется только начальным и конечным
состоянием системы. Закон Гесса позволяет вычислить тепловые эффекты
таких реакций, которые либо вообще не протекают в условиях опыта, или
для них невозможно определение теплового эффекта (в случае нестабильных
соединений).
Из закона Гесса следует: тепловой эффект реакции (энтальпия) равна
алгебраической сумме энтальпий образования продуктов реакции за
исключением алгебраической суммы энтальпий образования исходных
веществ, учитывая стехиометрические коэффициенты (первое следствие).
С теплотой сгорания (речь идет о реакции окисления кислородом)
связано второе следствие из закона Гесса: Тепловой эффект реакции равен
разности сумм стандартных энтальпий сгорания исходных веществ и
стандартных
энтальпий
сгорания
продуктов
реакции,
взятых
в
соответствии со стехиометрическими коэффициентами.
Применительно к живым системам первый закон термодинамики
можно сформулировать так: все виды работ в организме происходят за счет
эквивалентного
количества
энергии,
выделяющейся
при
окислении
питательных веществ.
Энергетический баланс организма изучается методами прямой и
непрямой
калориметрии.
В
первом
случае
человека
помещают
в
изолированную камеру, в которой определяют количество теплоты,
излучаемой живым организмом при различных процессах нормальной
физиологической деятельности.
Непрямая
калориметрия
основана
на
расчетных
методах
с
использованием дыхательных коэффициентов и калорического эквивалента
кислорода.
Дыхательный коэффициент – это соотношение между объемом
выделившегося углекислого газа, и объемом поглощенного кислорода. Для
углеводов он равен 1,0, белков – 0,8, жиров – 0,7.
Калорический эквивалент кислорода равен количеству теплоты,
выделяющейся при расходе 1 л кислорода. Для углеводов он равен 21,2 кДж,
белков – 20,09 кДж, жиров – 19,6 кДж. Калорийность пищевых продуктов
также определяется на основании методов термохимии. В среднем ценность
физиологического горючего – пищевых продуктов – трех основных классов
такова: углеводов – 19,8 кДж/г, белков – 16,8 кДж/г, жиров – 37,8 кДж/г. На
основании данных о калорийности пищевых продуктов составляются научно
обоснованные нормы потребностей в пище для отдельных групп населения с
учетом энергетических затрат. Нормы учитывают возраст, пол человека,
характер его труда и быта, а также климатические особенности.
4. Второй закон термодинамики. Энтропия. Термодинамические
потенциалы: энергия Гиббса, энергия Гельмгольца. Критерии
направленности процессов
Первый закон термодинамики показывает, что при любых процессах
энергия не возникает и не исчезает, энергетический баланс химического
процесса можно рассчитать. Однако, он не дает ответа на очень важный
вопрос: возможен или не возможен самопроизвольный (без воздействия
внешних сил) процесс при данных условиях, и в каком направлении он будет
протекать.
Долгое время считалось, что самовольно протекают только процессы,
сопровождающиеся уменьшением энергии системы (экзотермические).
Однако, известно много эндотермических процессов (например, растворение
некоторых солей, разложения угольной кислоты и др.), при которых теплота
поглощается. При невысоких температурах самовольно протекают, в
основном, экзотермические реакции:
Н2 (г) + О2 (г) = Н2О (г) + 241,8 кДж
Но при высоких температурах эта реакция начинает идти в обратном
направлении: вода разлагается на водород и кислород. Более того, принцип
направленности всех процессов в сторону минимума внутренней энергии
исключает
возможность обратимых
реакций, однако
такие реакции
протекают.
В чем причина определенной направленности химических процессов?
Какие факторы определяют то или иное состояние химического равновесия?
Известно, что в механических системах устойчивое состояние
соответствует минимуму потенциальной энергии. Отсюда понятно, почему
вода течет сверху вниз, а не наоборот. В то же время, молекулы веществ,
входящих в состав воздуха, распределяются вокруг Земли в виде атмосферы
многокилометровой толщины, но не падают на Землю, хотя минимуму
потенциальной энергии соответствует наиболее низкое их положение.
Рассматриваемое явление – пример проявления принципа направленности
процесса в сторону наиболее вероятного состояния, состояния, которому
соответствует максимальный беспорядок распределения
частиц. Так,
тенденция к минимуму потенциальной энергии заставляет молекулы воздуха
падать на Землю, а тенденция к максимальной вероятности заставляет их
беспорядочно распределяться в пространстве. В результате создается некое
равновесное распределение молекул, которое характеризуется более высокой
их концентрацией у поверхности Земли и большим разрежением по мере
удаления от нее.
В
системе
соль-вода
минимум
энергии
соответствует
кристаллическому состоянию соли. Однако более вероятное состояние
достигается при беспорядочном распределении соли в жидкой воде. При
химических реакциях под действием того же принципа атомы стремятся
соединиться в такие молекулы, образование которых приводит к выделению
энергии (реакция соединения). Но более вероятными являются те реакции, в
результате которых растет число частиц (реакции разложения).
Таким образом, самопроизвольные процессы, происходящие без
изменения энергетического состояния, происходят только в направлении,
при котором беспорядок в системе возрастает и она переходит в более
вероятное состояние.
Степенью неупорядоченности системы или вероятности является
энтропия
(S),
которая
представляет
собой
функцию
состояния
и,
следовательно, ее изменение зависит только от начального и конечного
состояния системы, измеряется в кДж / мл · К. Энтропия S связана с числом
возможных микросостояний W, которыми можно реализовать данное
макросостояние системы, уравнением:
S = R/N ln W,
где R – универсальная газовая постоянная, N – число Авогадро.
Наименьшую энтропию имеет идеально построенное кристаллическое
вещество при абсолютном нуле. При нагревании вещества энтропия всегда
возрастает, растет она при переходе вещества из кристаллического состояния
в жидкое и далее в газообразное. При химических процессах энтропия
особенно резко меняется в случае реакций, идущих с изменением числа
молекул газов: при увеличении числа газовых молекул она возрастает, при
уменьшении – падает.
Суть второго закона термодинамики состоит в следующем:
различные виды энергии стремятся превратиться в теплоту, а теплота, в
свою очередь, стремится рассеяться, то есть теплоту нельзя полностью
превратить
в
работу.
Или:
всякий
самопроизвольный
процесс
в
изолированной системе протекает с ростом энтропии.
Возникает вопрос: можно ли обратить самопроизвольный процесс?
Второй закон термодинамики отвечает, что это возможно путем создания
эквивалентной или еще большей неупорядоченности где-то в другом месте.
Наглядным примером является фотосинтез. Двуокись углерода и вода
поглощаются растениями и за их счет синтезируются сложные молекулы
углеводов. Этот процесс сопровождается снижением энтропии. Фотосинтез
без солнечного света невозможен. Поэтому уменьшение энтропии при
синтезе углеводов в растениях компенсируется ростом энтропии на Солнце.
Многие
другие
важные
биохимических
процессы
также
осуществляются с уменьшением энтропии – образование биополимеров
(белков, нуклеиновых кислот и др.). Активный транспорт ионов через
клеточные мембраны и т.п. Но живой организм – открытая система, а в ней
энтропия может расти, оставаться неизменной или уменьшаться в
зависимости от количества энтропии, образованной внутри системы, ее
притока извне или оттока во внешнюю среду.
Наша Вселенная тоже не является изолированной системой и поэтому
ей «тепловая смерть» – состояние максимальной энтропии – не грозит.
Устойчивость
соотношением
любой
энтальпийного
изолированной
и
системы
энтропийного
определяется
факторов.
Первый
характеризует стремление системы к упорядочению, так как этот процесс
сопровождается уменьшением внутренней энергии, второй – показывает
тенденцию к беспорядку, поскольку такое положение наиболее вероятно.
Так, если в процессе ΔS = 0, т.е. степень беспорядка не меняется, то процесс
идет в сторону уменьшения энтальпии, то есть Н <0. Если же в процессе не
происходит энергетических изменений (Н = 0), то процесс идет в сторону
увеличения энтропии, т.е. ΔS>0. В качестве критерия самопроизвольности в
неизолированных системах была введена новая функция состояния,
учитывающая оба эти фактора. Эта функция состояния для изобарных
процессов называется энергией Гиббса (в честь американского физика
Д. У. Гиббса), или изобарно-изотермический потенциал, G:
ΔG = Н – ТΔS
Для изохорных процессов вводится аналогичная энергия Гельмгольца
или изохорно-изотермический потенциал, F:
ΔF = ΔU – ТΔS
При постоянной температуре и давлении самопроизвольно могут
протекать только те процессы, для которых изменение энергии Гиббса (или
Гельмгольца) отрицательно. Это одна из формулировок второго закона
термодинамики.
С помощью справочных стандартных значений рассмотренных выше
термодинамических функций (энтальпии, энтропии, энергии Гиббса (см.
таблицу)) на основании закона Гесса можно проводить биоэнергетические
расчеты для большого количества биохимических реакций и прогнозировать
их протекание.
5. Применение законов термодинамики к живым системам.
Энергетическое сопряжение в живых системах. Эндергонические и
экзергонические процессы
Биохимические реакции, сопровождающиеся уменьшением энергии
Гиббса (ΔGреакции <0), называются экзергоническими и, соответственно,
эндергоническими при ΔGреакции> 0.
Классическая термодинамика имеет ряд особенностей, которые
требуют соблюдать осторожность в окончательных выводах относительно
биохимических систем.
Во-первых, классическая термодинамика изучает изолированные
системы, а в живой природе таких систем нет. Во-вторых, она рассматривает
равновесные
состояния,
для
живых
организмов
же
их
состояние
определяется как неравновесное стационарное. Стационарное состояние
внешне похоже на равновесное тем, что в нем сохраняется постоянство
давления,
объема,
температуры,
концентрации
частиц.
Однако
это
постоянство обеспечивается непрерывным, идущим с постоянной скоростью,
оттоком вещества из системы и поступлением питательных веществ в нее
извне.
Свойство живых систем поддерживать постоянство параметров и
неизменность во времени скоростей поступления и удаления веществ и
энергии, которое обеспечивает устойчивость физиологических функций,
называется гомеостазом (с греческого – «оставаться прежним»). Механизм
гомеостаза действует на всех уровнях организации живых систем –
молекулярном, клеточном, на уровне всего организма и даже на
популяционном уровне.
Стационарное состояние необходимо биосистемам, так как в этом
состоянии
они
приобретают
способность
к
саморегуляции.
Если
стационарное состояние достаточно устойчиво, то после отклонения от него,
вызванного внешним воздействием, система способна вернуться в исходное
состояние.
Энергетический обмен в живых системах организован так, что в нем
параллельно идут возможные с термодинамической точки зрения реакции
(например, распад углеводов до воды и углекислого газа) и невозможные
(биосинтез сложных молекул, активный транспорт через клеточные
мембраны и т.п.) Это достигается за счет энергетического сопряжения,
перехода
процесса
в
многостадийный
режим
и
функционирования
мультиферментных систем.
Механизм энергетического сопряжение имеет место, когда возможная с
точки зрения энтропийного критерия реакция сочетается с реакцией,
термодинамически невозможной и дает ей энергию.
При этом свободная энергия первой должна превышать потребляемую
энергию второй. Реакции, которые сопрягаются, должны иметь общий
компонент – объединяющий фактор, которым обычно является фосфат-ион.
Перевод биохимического процесса в многостадийный режим позволяет
живому организму легко регулировать синтез тех или иных веществ в
необходимых количествах. Это объясняется тем, что разница свободных
энергий начального и конечного состояния для каждой из отдельных стадий
обычно невелика, а потому вероятность достижения равновесия для нее
больше, чем для процесса в целом.
Многостадийность прохождения химических превращений в живых
системах обеспечивается функционированием мультиферментных систем,
которые работают по принципу молекулярного конвейера – продукт одной
ферментативной
преобразования.
реакции
служит
субстратом
для
последующего
Таблица 1. Значения термодинамических функций при 298,15 К
Вещество
Энтальпия
ΔH0,
кДж/моль
Энтропия
S,
Дж/моль·К
Энергия
Гиббса ΔG0,
кДж/моль
HCl (г)
92,2
186,7
-95,3
NaCl (тв.)
411,0
72,4
-384,1
O2 (г)
0
205,0
0
O3 (г)
-142,0
238,8
162,8
H2O (г)
-241,8
188,7
-226,6
H2O (жидк.)
-285,8
69,9
-237,2
(г)
296,9
248,5
-300,2
H2S (г)
20,4
205,6
-33,5
NH3 (г)
-46,2
192,5
-16,5
NH3 (водн.)
-80,8
HCN (г)
132,0
201,7
121,6
H3PO4 (тв.)
-1281,1
110,5
-1119,2
C (графит)
0
5,7
0
C (алмаз)
+1,8
2,4
2,8
CO (г)
-110,5
197,9
-137,1
CO2 (г)
-393,5
213,6
-393,4
CO2 (водн.)
-699,6
H2 (г)
0
SO2
130,6
Вещество
Энтальпия
ΔH0,
кДж/моль
Энтропия
S,
Дж/моль·К
Энергия
Гиббса ΔG0,
кДж/моль
Метан (г)
-74,8
186,2
-50,8
Этилен (г)
52,3
219,4
68,1
Ацетилен (г)
226,7
200,8
209,2
Бензол (жидк.)
49,0
173,2
-124,4
Этанол (жидк.)
-277,8
164,0
-174,1
Глицерин
(жидк.)
-670,7
20,5
-477,1
Ацетальдегид
-166,0
264,2
-132,9
Ацетон (жидк.)
-246,8
198,7
-155,4
Уксусная
кислота (жидк.)
-487,3
159,8
-389,4
Масляная
кислота (жидк.)
-524,3
255,0
-376,7
Фумаровая
кислота (тв.)
-811,1
166,1
-653,6
Молочная
кислота (водн.)
-694,0
221,7
Пировиноградная кислота
(водн.)
-607,5
Глицин (тв.)
-524,7
109,2
-366,8
Мочевина (тв.)
-333,2
104,6
-197,1
Мочевина
(водн.)
-319,2
173,8
Глюкоза (тв.)
-1274,4
Сахароза (тв.)
-2222,0
-919,5
360,3
-1544,7
- Перечень практических навыков, которыми необходимо овладеть.
После рассмотрения темы необходимо уметь рассчитывать тепловой
эффект химической реакции, используя значение теплоты сгорания исходных
веществ и продуктов реакции; рассчитывать калорийность пищевых
продуктов;
использовать
термодинамические
функции
для
оценки
направленности процессов, объяснять энергетическое сопряжение в живых
системах.
8. Ситуационные задачи для определения конечного уровня
знаний.
1. Какой термодинамической системой являются живые организмы?
А. Изолированная
Б. Открытая
В. Закрытая
Г. Живой организм не является системой
2.
Выберите
математическое
выражение
первого
закона
термодинамики:
А. Н = U + pV
Б. Q = U + А
В. S = Q / T
Г. G = Н - ТS
3. Энтальпия – это:
А.
Функция,
характеризующая
направление
протекания
преобразований в системе
Б. Функция, характеризующая скорость протекания преобразования в
системе
В. Функция, характеризующая теплосодержание системы;
Г. Функция, характеризующая вероятность протекания превращения
в
системе
Эталоны ответов: 1 - Б; 2 - Б; 3 - В.
9. Рекомендации к оформлению результатов работы. Алгоритмы
решения учебных вопросов аудиторной и самостоятельной работы и
результаты занести в рабочую тетрадь.
10. Литература
а) основная:
1. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко,
В.И. Галинская и др.; под ред. проф. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.
– 400 с.
2. Медицинская химия: Учебное пособие / И.В. Завгородний,
А.О. Сыровая,
Н.М. Ткачук и др. / Под ред. И.В. Завгороднего и
А.О. Сыровой. – Харьков, Экограф, 2011. – 244 с.
б) вспомогательная:
1. Садовничая Л. П., Хухрянский В. Г., Цыганенко А. Я. Биофизическая
химия. – Киев: «Вища школа», 1986. – 272 с.
2. Зеленин К. Н. Химия. – Санкт-Петербург: «Специальная Литература»,
1997. – 688 с.
3. Чанг Р. Физическая химия с приложениями к биологическим системам.
– Москва, «Мир», 1980.
Учебное издание
Тепловые эффекты химических реакций. Направленность процессов
Методические указания для самостоятельной работы студентов І курса
по дисциплине «Медицинская химия»
Составители:
Сыровая Анна Олеговна,
Грабовецкая Евгения Романовна,
Шаповал Людмила Григорьевна,
Петюнина Валентина Николаевна,
Макаров Владимир Александрович,
Андреева Светлана Викторовна,
Лукьянова Лариса Владимировна,
Козуб Светлана Николаевна,
Наконечная Светлана Анатолиевна,
Тишакова Татьяна Станиславовна,
Левашова Ольга Леонидовна,
Савельева Елена Валериевна,
Копотева Наталия Василиевна,
Чаленко Наталия Николаевна.
Ответственный за выпуск: Грабовецкая Е.Р.
Компьютерный набор и верстка: Грабовецкая Е.Р.
Ризография.
Усл. печ. стр. 1,25, тираж 100 экз.
ФЛП Томенко Ю.И.
г.Харьков, пл. Руднева, 4