Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Fyzikální a analytická chemie Základy lékařské chemie 1. ročník - zimní semestr © Ústav lékařské biochemie a laboratorní diagnostiky, 1. lékařská fakulta,

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Fyzikální a analytická chemie Základy lékařské chemie 1. ročník - zimní semestr © Ústav lékařské biochemie a laboratorní diagnostiky, 1. lékařská fakulta,"— Transkript prezentace:

1 Fyzikální a analytická chemie Základy lékařské chemie 1. ročník - zimní semestr © Ústav lékařské biochemie a laboratorní diagnostiky, 1. lékařská fakulta, Univerzita Karlova v Praze a Všeobecná fakultní nemocnice v Praze,

2 Termodynamika a kinetika 2014/152 Základy lékařské chemie Termodynamika a kinetika  Rovnováhy a rychlosti fyzikálních a chemických procesů;  Základy termodynamiky;  Termodynamické věty a definice jednotlivých pojmů;  Vratné a nevratné děje; Základy lék. chemie

3 Termodynamika a kinetika 2014/153 Termodynamické zákony Termodynamika – nauka o přesunech energie při fyzikálních a chemických dějích 1. věta termodynamická součet všech energií v uzavřené soustavě zůstává konstantní, i když uvnitř probíhají chemické či fyzikální děje – práce se přemění v teplo a naopak: dU = dw + dq (správně by nemělo být d, ale , není totální diferenciál) U - vnitřní energie, w - práce, q – teplo Soustava uzavřená – nevyměňuje s okolím hmotu a energii (E = mc 2 ) Soustava otevřená – vyměňuje s okolím hmotu či energii Základy lék. chemie

4 Termodynamika a kinetika 2014/154 Termodynamické zákony II 2. věta termodynamická S…entropie (míra neuspořádanosti soustavy – se vzrůstem neuspořádanosti soustavy vzrůstá i její entropie)); Q…teplo, T…teplota  teplo nemůže samovolně přecházet z tělesa chladnějšího na těleso teplejší  nelze sestavit periodicky pracující stroj, který by odebíral teplo z jediného zásobníku a konal práci přesně tomuto teplu ekvivalentní  Nelze sestrojit perpetum mobile druhého druhu  Všechny samovolné děje se dějí se vzrůstající entropií, se vzrůstající neuspořádaností soustavy Základy lék. chemie

5 Termodynamika a kinetika 2014/155 Termodynamické zákony III 3. věta termodynamická Druhy energie 1.Volná energie – „ušlechtilá“, protože se může volně pohybovat a měnit (chemická, elektrická) 2.Vázaná energie – teplo, která se může pohybovat jen ve směru tepelného spádu. Přeměna na jiné druhy energie se může dít jen tehdy, když těleso teplejší předává svou energii tělesu chladnějšímu. Základy lék. chemie

6 Termodynamika a kinetika 2014/156 Gibbsova energie H… Entalpie H = U+pV (přírůstek entalpie je roven teplu, které soustava přijala za konstantního tlaku, pokud se přitom nekonala jiná práce než objemová) G… Gibbsova energie G = H-TS (= Maximální vratná práce jiná než objemová, kterou soustava při konstantní teplotě a tlaku odevzdá (přijme) γ … povrchové napětí A… plocha … elektrochemický potenciál záporně vzatá práce na vyproštění 1 molu nabitých částic a převedení o nekonečně zředěného stavu Základy lék. chemie

7 Termodynamika a kinetika 2014/157 Termodynamické zákony VI - Termodynamické zákony VI - Terminologie Vratný (reverzibilní): soustava prochází velkým počtem malých stavových změn, při kterých je stále v rovnováze s okolím; lze jej zastavit a obrátit směr Nevratný (ireverzibilní): všechny způsoby změn lišící se nějakým způsobem od vratného děje Izobarický: P = konst. (tlak) Izotermický: T = konst. (teplota) Izochorický: V = konst. (objem) Adiabatický: q = konst. (teplo) Základy lék. chemie

8 Termodynamika a kinetika 2014/158 Termochemie Reakční teplo: teplo, které soustava přijme (odevzdá), jestliže se v ní za konstantního tlaku uskuteční daná chemická reakce v rozsahu 1 molu základních reakčních přeměn vyjádřených připojenou chemickou rovnicí, a to za předpokladu, že teplota soustavy před reakcí je stejná jako teplota po reakci a že reaktanty i produkty jsou ve stavech udaných v chemické rovnici. Reakce exotermická: ΔH < 0 Reakce endotermická: ΔH > 0 Reakce spontánní: ΔG < 0 (ΔG= ΔH-TΔS) Reakce nespontánní: ΔG> 0 Rovnováha ΔG = 0 C(s)+O 2 (g)=CO 2 (g) Základy lék. chemie

9 Termodynamika a kinetika 2014/159 Termochemické zákony 1. termochemický zákon (Lavoisier-LaPlace) Uvolní-li se při chemické reakci určité celkové množství energie, pak se při opačném průběhu této reakce musí stejné množství energie spotřebovat A ↔B;ΔH A→B = -ΔH B←A 2. termochemický zákon (Hessův) Provedeme-li chemickou reakci v několika mezistupních, pak součet množství energie, který se uvolní (spotřebuje) v jednotlivých mezistupních je roven množství energie, které by se uvolnilo (spotřebovalo), kdyby reakce probíhala přímo v jednom stupni A→ B → C; ΔH A→C = ΔH A→B + ΔH B→C To nám např. umožňuje určit kalorickou hodnotu potravin jejich spálením, i když v těle jejich odbourávání probíhá v řadě mezistupňů (glukóza, tuky apod.). Výpočet reakčního tepla ze slučovacích (teplo, které se uvolní (spotřebuje) při vzniku 1 molu dané látky přímo z prvků za konstantní teploty a tlaku) nebo spalných tepel (teplo, které se uvolní při spálení 1 molu látky v čistém kyslíku za vzniku nejstálejších oxidačních produktů). Základy lék. chemie

10 Termodynamika a kinetika 2014/1510 Výměna tepla 2. Skupenské teplo Skupenské teplo tání = Skupenské teplo tuhnutí Skupenské teplo výparné = Skupenské teplo kondenzační 3. Termochemický zákon skupenství 1. Beze změny skupenství Základy lék. chemie

11 Termodynamika a kinetika 2014/1511 Výměna tepla - 1 kg vody 1. Ohřev z 0 o C na 100 o C 2. Výparné teplo (při normální teplotě varu) ~ ohřev z 0 na 540 o C 3. Teplo tání (při normální teplotě tání) ~ ohřev z 0 na 80 o C Základy lék. chemie

12 Termodynamika a kinetika 2014/1512 Chemická rovnováha Výchozí látka A a B, Produkty C a D V rovnováze probíhá reakce zleva doprava stejnou rychlostí jako zprava doleva Guldberg-Waagův zákon K je rovnovážná konstanta rekce K je závislá na T, P apod. Slovy: Součin molárních koncentrací reakčních produktů lomený součinem molárních koncentrací výchozích látek je po dosažení rovnovážného stavu v uzavřené soustavě konstantní. Základy lék. chemie

13 Termodynamika a kinetika 2014/1513 Chemická rovnováha II [C].[D] = [B].[A]=>K=1 [C].[D] > [B].[A] =>K>1 – převažují produkty [C].[D] K<1 – převažují výchozí látky Oscilační reakce: např. Žabotinského Chceme-li ovlivnit průběh vratné reakce tak, aby probíhala určitým směrem, musíme pracovat v otevřené soustavě. Budeme-li z rovnovážné směsi jednu složku odebírat, bude soustava odebrané množství stále doplňovat tak, aby se rovnováha opět obnovila. Tím můžeme dosáhnout téměř úplného proběhnutí reakce i ve směru, ve kterém v uzavřené soustavě prakticky skoro neprobíhá (K<<1) Základy lék. chemie

14 Termodynamika a kinetika 2014/1514 Možnost ovlivnění rovnovážného stavu 1.Odebírání produktů 2.Přidávání výchozích látek 3.Při nestejném počtu molů výchozích látek a produktů v plynné fázi (2A + B = C) změna tlaku 4.Změna teploty (Exotermické – rychlost klesá s teplotou; Endotermické – rychlost roste s teplotou) Všechny reakce v živých soustavách probíhají v takových otevřených systémech, které na sebe navazují, následná reakce odebírá produkty předcházející reakci, čímž porušuje její rovnovážný stav a způsobuje průběh v potřebném směru. A+B=C+D → D+E=F+G → G+H=I+J → J+K=L+M Látka M je jako konečný produkt metabolismu odváděna z otevřené (živé) soustavy pryč, například dýcháním nebo vylučováním. Katalyzátor: ovlivňuje rychlost, ale ne rovnováhu. Umožňuje pouze jinou reakční cestu, ale neovlivní rovnováhu!!! Základy lék. chemie

15 Termodynamika a kinetika 2014/1515 Rychlost reakce, řád chemické reakce Rovnováha: Reakce více než druhého řádu probíhá ve skutečnosti postupně, jako reakce složená z více podreakčních roků. Pro rychlost reakce je určující ten nejpomalejší. Reakce 1. řáduReakce 2. řádu Základy lék. chemie

16 Termodynamika a kinetika 2014/1516 Vliv teploty na chemické reakce Ze vztahu vyplývá, že zvýšení teploty výrazně zvyšuje rychlost chemických reakcí – vztah je exponenciální. Této skutečnosti se běžně využívají homonotermní organismy, např. při obranných reakcích, které při vyšší teplotě probíhají rychleji a jsou tedy účinnější. Koeficient Q 10 = kolikrát se rychlost změní při změně teploty o 10 stupňů ~2 Vzestup teploty zvyšuje reakční rychlost. Vztah je vyjádřen Arheniovou rovnicí: k... rychlostní konstanta, A… funkční faktor; T … absolutní teplota; E a … aktivační energie; R universální plynová konstanta. Základy lék. chemie

17 Termodynamika a kinetika 2014/1517Katalýza Katalyzátory: a) pozitivní b) negativní (inhibitory) U mnoha katalyzovaných (enzymatických reakcí) platí: Vliv katalyzátoru: Látka ovlivňující rychlost chemické reakce, avšak na ní se bezprostředně nepodílející, mění reakční mechanismus, mění aktivační energii, účastní se tvorby aktivovaného komplexu. A+B→AB vs. A+B+K→ABK→AB+K Katalyzátory: a) homogenní b) heterogenní Základy lék. chemie

18 Termodynamika a kinetika 2014/1518 Třídění chemických reakcí Anorganické: syntetické, analytické (rozkladné), substituční (vytěsňovací), podvojná záměna Organické: Adice, eliminace (štěpení), substituce, přesmyky Podle počtu fází: vyskytujících se v průběhu reakce: a) Homogenní: reaktanty i produkty v jedné fázi: H 2 SO 4 (l) +NaOH(l)= Na 2 SO 4 (l) +H 2 O(l) b) Heterogenní: reaktanty i produkty ve více fázích 2HI(g) =(Pt-katalyzátor)= H 2 (g) +I 2 (g) (katalýza reakce v plynné fázi na pevném katalyzátoru) H 2 O(l) + CO 2 (g) = H 2 CO 3 (l) c) Iontové reakce: reakce se účastní pouze ionty – charakter iontové reakce může být oxidoredukční, acidobazický, koordinační nebo srážecí. Podle povahy chemického děje: Oxidačně redukční (přenos elektronu), acidobazické (protolytické – přenos protonu), koordinační (komplexotvorné) Základy lék. chemie

19 Termodynamika a kinetika 2014/1519 Redukčně – oxidační (redoxní) reakce Reakce, při kterých dochází k přenosu nebo jinému rozdělení elektronů mezi složkami reakce. Vždy, když se jedna látka (atom) oxiduje, musí se jiná redukovat. Podobně jako u protolytických reakcí je při redoxních reakcích látka v oxidované a redukované formě (redoxní systém) a mezi oběma formami se ustavuje rovnováha. Ztráta elektronu = oxidace (Pb  Pb e - ) Příjem elektronu = redukce (Pb e -  Pb) Redukce = Příjem vodíku (cystin  cystein); Oxidace = Odevzdání vodíku (cystein  cystin) Základy lék. chemie

20 Termodynamika a kinetika 2014/1520 Elektrická dvojvrstva Užití: a)Elektrolýza roztoků b)Pokovování c)Zubní článek – nevhodné materiály d)Voltametrie e)Zdroje energie Základy lék. chemie

21 Termodynamika a kinetika 2014/1521 Redukčně – oxidační (redoxní) reakce Příklad Galvanický článek-samovolně Anoda: Zn=Zn 2+ +2e - 1. redoxní systém E 0 (Zn 2+ /Zn)=-0,76 V Katoda: Cu 2+ +2e - =Cu2. redoxní systém E 0 (Cu 2+ /Cu)=0,34 V Zn(s) + Cu 2+ = Cu(s) + Zn 2+ U=E k -E a Měření redoxního potenciálu (zopakovat si středoškolskou látku) Elektorolytický článek - Vložení napětí Anoda: Cu = Cu e - 1. redoxní systém Katoda: Zn e - = Zn2. redoxní systém Cu(s) + Zn 2+ = Zn(s) + Cu 2+ U=E a -E k Na katodě vždy probíhá redukce! Základy lék. chemie

22 Termodynamika a kinetika 2014/1522 Redukčně – oxidační (redoxní) reakce Redoxní pár [V]Redoxní pár[V] Li + /Li (s)- 3,04Co 2+ /Co (s)- 0,28 K + /K (s)-2,92Ni 2+ /Ni (s)- 0,25 Na + /Na (s)- 2,71Sn 2+ /Sn (s)- 0,14 Ca 2+ /Ca (s)-2,50Pb 2+ /Pb (s)- 0,13 Al 3+ /Al (s)- 1,662H + /H 2 (g)+0,00 Mn 2+ /Mn (s)- 1,18Sn 4+ /Sn 2+ +0,15 Zn 2+ /Zn (s)- 0,76Cu 2+ /Cu (s)+0,34 Cr 3+ /Cr (s)- 0,74Ag + /Ag (s)+0,80 Fe 2+ /Fe (s)- 0,44Cl 2 /2Cl - (g)+1,36 Cd 2+ /Cd (s)- 0,40Au + /Au (s)+1,50 Tl + /Tl (s)- 0,34 Základy lék. chemie

23 Termodynamika a kinetika 2014/1523 Redukčně – oxidační (redoxní) reakce I Základy lék. chemie

24 Termodynamika a kinetika 2014/1524 Redukčně – oxidační (redoxní) reakce II Změna napětí: 1.Spojení dvou různých kovů 2.Spojení dvou stejných kovů v různě koncentrovaných ellytech Redoxní pár s vyšším potenciálem je oxidačním činidlem redoxního páru s potenciálem nižším. Základy lék. chemie

25 Termodynamika a kinetika 2014/1525 Redukčně – oxidační (redoxní) reakce III Srovnání výhodnosti různých způsobů zaopatřování energie u mikroorganismů. V závorkách jsou čísla odpovídající ΔG O’ v kJ.mol -3, cytFe 3+ a cytFe 2+ značí oxidovanou a redukovanou formu cytochromů Základy lék. chemie

26 Termodynamika a kinetika 2014/1526 Redoxní reakce v živých organismech Živé organismy běžně využívají redoxní reakce jako zdroj energie. Řada organických látek existuje v oxidované i redukované formě a může se účastnit přenosu elektronů, při kterém organismy získávají energii potřebnou k životu. Přenášené elektrony umožňují například přenos protonů (H + ) přes biologické membrány proti koncentračnímu spádu a umožňují tak změny pH. Nahromaděné protony při zpětném průchodu přes membrány mohou dodávat energii pro přenos jiných látek nebo syntézu ATP. Z redoxního potenciálu dvou stejných redoxních systémů můžeme vypočítat ΔG o příslušné chemické reakce ΔG o = -zF ΔE’ o (z – počet přenesených elektronů) při změně redoxního potenciálu ΔE’ o Voltů (ΔE’ o - „biologický“ standardní redukční potenciál –standardní stav pro pH=7) [A red ]=[A ox ]. Základy lék. chemie

27 Termodynamika a kinetika 2014/1527 Redoxní reakce v živých organismech II Při aerobní přeměně látek (metabolismu)v podstatě probíhá silně exergonická (a exotermická) redoxní reakce: 2H 2 +O 2 →2H 2 O, kdy se vysoce energetické elektrony vodíku přenášejí na kyslík v řadě postupných kroků, kdy se jejich energie využívá pro životní pochody buňku (organismu). Tyto pochody budou náplní biochemie, velmi dobře jsou popsány v knize Alberts a kol.: Základy buněčné biologie. Jako přenašeče elektronů často slouží kovy vázané na bílkoviny. Spontánní reakce = exergonické (exotermní) Nespontánní reakce = endergonické (endotermní) 2H 2 (g)+O 2 (g)→2H 2 O(g) ΔG o =-242 kJ.mol -1 – exotermická (hoření) 2H 2 O(g) → 2H 2 (g)+O 2 (g) ΔG o =242 kJ.mol -1 – endotermická, rovnováha posunuta úplně vlevo, teprve při vysoké teplotě a sníženém tlaku začíná probíhat (2100 o C a 0,1 MPa je rozštěpeno 2% molekul). Základy lék. chemie


Stáhnout ppt "Fyzikální a analytická chemie Základy lékařské chemie 1. ročník - zimní semestr © Ústav lékařské biochemie a laboratorní diagnostiky, 1. lékařská fakulta,"

Podobné prezentace


Reklamy Google