Дисципліна: Медична хімія
Спеціальність 223 «Медсестринство»
Спеціалізація «Лікувальна справа»
Тема: Основи хімічної термодинаміки та біоенергетики. Кінетика біохімічних реакцій. Хімічна рівновага.
Курс: ІІ
Кількість навчальних годин: 2
І. Науково-методичне обґрунтування теми:
Можливість перебігу тієї чи іншої реакції передбачає термодинаміка. Однак далеко не завжди термодинамічно можливі реакції справді відбуваються.
Хімічна кінетика розглядає залежність швидкості хімічної реакції від будови молекул реагуючих речовин, їх концентрації, температури, властивостей середовища, наявності каталізатора, інших чинників, а також вивчає механізми хімічних реакцій.
Велике значення має кінетика і для медицини. Дія різних лікарських речовин значною мірою залежить від швидкості реакцій, що відбуваються в організмі.
ІІ. Навчальні цілі лекції:
Ознайомитись (L - I):
З хімічною кінетикою, як основою для вивчення швидкостей та механізму біохімічних реакцій. Швидкість реакції. Залежність швидкості реакції від концентрації. Закон дії мас для швидкості реакції. Константа швидкості. Порядок реакції. Кінетичні рівняння реакцій першого, другого та нульового порядків. Період напівперетворення — кількісна характеристика зміни концентрації в довкіллі радіонуклідів, пестицидів тощо. Поняття про механізм реакції. Молекулярність реакції.
Залежність швидкості реакції від температури. Правило Вант-Гоффа. Особливості температурного коефіцієнта швидкості реакції для біохімічних процесів.
Знати (L - II):
¾ предмет хімічної термодинаміки.
¾ основні поняття хімічної термодинаміки: термодинамічна система (ізольована, закрита, відкрита, гомогенна, гетерогенна), параметри стану (екстенсивні, інтенсивні), термодинамічний процес (оборотний, необоротний).
¾ перший закон термодинаміки, ентальпія.
¾ термохімічні рівняння. стандартні теплоти утворення та згоряння. закон гесса.
¾ самовільні та несамовільні процеси.
¾ другий закон термодинаміки. ентропія. термодинамічні потенціали: енергія Гіббса, енергія гельмгольца. термодинамічні умови рівноваги. критерії спрямованості самовільних процесів.
ІІІ. Цілі розвитку особистості майбутнього фахівця (виховні цілі):
Виховувати відповідальність, уважність, організованість, прагнення вдосконалювати свої знання, щоб в подальшому продуктивно засвоювати знання з клінічних дисциплін.
IV. Міждисциплінарна інтеграція
| Дисципліна | Знати | Вміти |
| Попередні (забезпечуючі) дисципліни | ||
| 2. Наступні дисципліни (що забезпечуються) Внутрішня медицина | Потребу людини в енергії, вуглеводах, жирах, білках, процес окислення вуглеводів, засвоєння жирів в організму за участю ферментів ліпаз. | |
| 3. Внутрішнь дисциплінарна інтеграція (теми даної дисципліни, з якими інтегрується та, що вивчається) |
V. Організаційна структура та план заняття
| № п/п | Основні етапи лекції та її зміст | Цілі в рівнях абстрак ції | Тип лекції. Засоби активізації студентів | Матеріали методично Го забезпечен Ня | Розподіл часу | |||
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | |||
| І. Підготовчий етап 8 хв. | ||||||||
|
| 1. Організаційні заходи. 2. Визначення актуальності теми. 3. Постановка навчальних цілей лекції та мотивація |
| Перевірка присутніх, перевірка готовності до заняття | журнал
| 2 хв. 3 хв. 3 хв. | |||
| ІІ. Основний етап 60 хв. | ||||||||
|
| а) план вивчення теми 1. Предмет хімічної термодинаміки. 2. Основні поняття хімічної термодинаміки. 3. Перший закон термодинаміки. 4. Термохімічні рівняння. Закон Гесса. 5. Другий закон термодинаміки. 6. Швидкість хімічної реакції. 7. Поняття про молекулярність і порядок хімічної реакції. 8. Прості і складні реакції. б) короткий конспект, тези нового матеріалу (прикладається) |
L - ІІ
|
Оглядова лекція
Питання для активізації студентів | Конспект лекції | ||||
| ІІІ. Заключний етап 12 хв. | ||||||||
| а) резюме лекції, загальні висновки б) матеріали закріпити (прикладається) в) відповіді на можливі питання г) завдання для самопідготовки студентів Тема: «Ферменти як біологічні каталізатори. Механізм дії ферментів. Термохімічні розрахунки для визначення енергетичної цінності продуктів харчування.» Література: Медична хімія: підручник /А.В. Порецький, О.В. Баннікова – Безродна Л.В. Філіппова. – К.: ВСВ «Медицина», 2012. Стор. 235-272 - В. П. Музиченко, Д.Д. Луцевич, Л. П. Яворська Медична хімія, К.:ВСВ «Медицина»,2015 р., ст.163-190
| L ІІ- L ІІІ | Узагальнення та систематизація знань: рішення клінічних ситуаційних задач | Ситуаційні задачі ІІІ рівня Методична розробка СРС | |||||
VI. Зміст лекційного матеріалу
Тема: « Основи хімічної термодинаміки та біоенергетики. Кінетика біохімічних реакцій. Хімічна рівновага »
План:
1. Предмет хімічної термодинаміки.
2. Основні поняття хімічної термодинаміки: термодинамічна система (ізольована, закрита, відкрита, гомогенна, гетерогенна), параметри стану (екстенсивні, інтенсивні), термодинамічний процес (оборотний, необоротний).
3. Перший закон термодинаміки.
4. Ентальпія.
5. Термохімічні рівняння.
6. Стандартні теплоти утворення та згоряння.
7. Закон Гесса.
8. Самовільні та несамовільні процеси.
9. Другий закон термодинаміки.
10. Ентропія.
11. Термодинамічні потенціали: енергія Гіббса, енергія Гельмгольца. Термодинамічні умови рівноваги.
12. Критерії спрямованості самовільних процесів.
Кінетика біохімічних реакцій. Хімічна рівновага
1. Хімічна кінетика як основа для вивчення швидкостей та механізму біохімічних реакцій.
2. Швидкість реакції.
3. Залежність швидкості реакції від концентрації.
4. Закон дії мас для швидкості реакції.
5. Константа швидкості.
6. Порядок реакції.
7. Кінетичні рівняння реакцій першого, другого та нульового порядків.
8. Період напівперетворення — кількісна характеристика зміни концентрації в довкіллі радіонуклідів, пестицидів тощо.
9. Поняття про механізм реакції.
10. Молекулярність реакції.
11. Залежність швидкості реакції від температури.
12. Правило Вант-Гоффа.
13. Особливості температурного коефіцієнта швидкості реакції для біохімічних процесів.
Термодинаміка вивчає закони взаємних перетворень різних видів енергії рівноваги та їх залежність від різних чинників, можливість перебігу мимовільних процесів. Залежно від поставлених завдань розрізняють фізичну (загальну), технічну, хімічну та біохімічну термодинаміку. В загальній термодинаміці розглядають основні закони (начала) термодинаміки та їх наслідки. Технічна термодинаміка вивчає застосуванняосновних законів та їх наслідків до теплових двигунів.
Хімічна термодинаміка — розділ фізичної хімії, що вивчає перетворення енергії в хімічних процесах га енергетичні характеристики різних речовин. Знаючи закони хімічної термодинаміки, можна передбачити, чи можлива певна реакція за даних умов, які умови слід створити, щоб реакція була можливою й щоб вихід продуктів був максимальним.
Перетворення хімічної або інших форм енергії в живих організмах є предметом вивчення біохімічної термодинаміки.
Основні поняття хімічної термодинаміки
Основними поняттями й величинами термодинаміки є система та її властивості, фаза, стан системи, параметри стану системи, термодинамічний процес.
Термодинамічною системою називають будь-яке тіло чи сукупність тіл, що перебувають у взаємодії і фактично або уявно виокремлені з навколишнього середовища. Вони здатні обмінюватися між собою та з іншими тілами енергією і речовиною.
У хімічній термодинаміці розглядають такі типи систем:
□ ізольована система - система, що не обмінюється речовиною та енергією з навколишнім середовищем і має сталий об'єм. Прикладами ізольованої системи є замкнена реакційна посудина з теплоізоляційними стінками, зачинена кімната лабораторії, земна куля з навколишньою атмосферою тощо;
□ закрита система — система, яка не обмінюється речовиною, але обмінюється енергією, маса такої системи є сталою. Прикладом закритої системи є запаяна ампула з речовиною, яку вміщують то в гаряче, то в холодне середовище. Маса вмісту ампули залишається сталою, хоча вона отримуватиме або виділятиме енергію;
□ відкрита система — реакційна система, яка обмінюється з навколишнім середовищем речовиною та енергією, тобто з якої безперервно відводяться продукти реакції й підводяться вихідні речовини. До відкритих систем належать усі живі організми.
Сутність життєдіяльності будь-якого організму полягає в постійному обміні речовин і енергії, з припиненням яких припиняється й життя. Інакше кажучи, обмін речовин і енергії — невід'ємна ознака життя. Обмін речовин — це сукупність хімічних, фізико-хімічних, фізіологічних і біологічних процесів, спрямованих на самовідновлення живих організмів у тісному зв'язку з навколишнім середовищем. До цих реакцій належать засвоєння поживних речовин та кисню, які надходять iз навколишнього середовища, аж до утворення кінцевих продуктів (СО2, вода, сечовина та ін.). Що виділяються назовні. Живі організми здатні вбирати з навколишнього середовища й перетворювати енергію (енергетичний обмін), яка потім витрачається на побудову й підтримання їхньої структурної організації (пластичний обмін).
Система може бути гомогенною і гетерогенною. Систему називають гомогенною, якщо вона складається з однієї фази. Гетерогенна система складається з кількох фаз (наприклад, лід — вода, вода — бензол тощо). Фаза - це частина гетерогенної системи, що відокремлена поверхнею поділу і характеризується однаковими фізичними та хімічними властивостями в усіх своїх точках.
Сукупність усіх фізичних і хімічних властивостей системи називають станом системи. Стан системи характеризують термодинамічними параметрами.
Ін тенсивними називають такі властивості, які не залежать від маси й вирівнюються під час контакту систем (температура, тиск, молярні теплоємності, хімічний потенціал). Властивості системи, які залежать від маси, називають екстенсивними.
Всі процеси, що відбуваються у природі, можна розподілити на мимовільні (природні) та немимовільні. Мимовільні процеси не потребують витрат енергії зовні (наприклад, перехід теплоти від більш нагрітого тіла до менш нагрітого). Немимовільні процеси потребують витрат енергії (наприклад, розділення суміші газів на складові компоненти).
Оборотний процес можна здійснити як у прямому, так і у зворотному напрямках через ті самі стадії. Якщо в системі відбулися зміни, що повернули її у початкове положення, то система здійснила коловий процес, або цикл.
Якщо в результаті перебігу процесів у системі або навколишньому середовищі залишаться не зникаючі зміни, то процес називають необоротним.
Перший закон термодинаміки
Будь-яка термодинамічна система складається з атомів і молекул, що безперервно рухаються. Кількісною характеристикою руху є енергія. Внутрішня енергія (U) характеризує загальний запас усіх видів енергії: поступального, обертального руху молекул, коливального руху атомів у молекулах, енергії міжмолекулярної взаємодії, внутрішньомолекулярної або хімічної енергії, енергії електронного збудження, внутрішньоядерної енергії тощо.
Кінетична і потенціальна енергії разом складають макроенергію системи. А якщо взяти кінетичну, потенціальну та внутрішню енергії разом, вони становити муть загальну енергію системи.
Абсолютне значення внутрішньої енергії виміряти неможливо, але можна визначити її зміну ∆ U = U 2 – U 1.
У термодинаміці, поряд з внутрішньою енергією широко використовують поняття ентальпії. Ентальпія (Н) – це повний енергетичний запас системи, що перебуває за сталого тиску; ентальпія дорівнює сумі внутрішньої енергії U та потенціальної енергії Р V:
Н= U +р V
Як і у разі внутрішньої енергії у термодинаміці оперують величиною ∆Н:
∆ Н = Н2 – Н1.
∆ Н= ∆ U + р ∆ V.
Отже, численними дослідами було показано, що різні види енергії переходять один в одного в еквівалентних кількостях. У результаті узагальнення цих досліджень було відкрито і сформульовано перший закон термодинаміки. Він має кілька визначень, пов'язаних між собою.
- Якщо система не обмінюється енергією з навколишнім середовищем (ізольована система), то її внутрішня енергія залишається сталою величиною. Це положення відоме як закон збереження енергії.
- Неможливо створити вічний двигун першого роду, тобто машину, що створює роботу без витрати енергії.
- Енергія не зникає безслідно і, не виникне з нічого, перехід її з одного виду в інший відбувається в чітко еквівалентних співвідношеннях.
- Теплота Q, одержана із зовнішнього середовища, перетворюється на роботу А, створену системою, і зумовлює приріст внутрішньої енергії системи ∆ U.
Q = А + ∆ U.
Залежно від того, які параметри системи будуть сталими, перший закон термодинаміки матиме різний вигляд.
У разі ізотермічного процесу (Т= const) передавання теплоти від одного тіла до іншого відбувається за сталої температури. Зміна внутрішньої енергії дорівнює нулю. Уся теплота цілком переходить у роботу розширення:
Q Т =А= р ∆ V.
У разі ізохорного процесу (V = const) об'єм системи сталий, тому робота розширення дорівнює нулю. Уся теплота витрачається на збільшення внутрішньої енергії системи:
Q V = ∆ U.
У раз, ізобарного процесу (Р = const) сталий тиск. Кількість теплоти ізобарного процесу є мірою зміни ентальпії:
Qp = ∆ U + A = ∆ U + р ∆ V = ∆Н.
Термохімічні рівняння. Закон Гесса.
Під час хімічних реакцій змінюеться внутрішня енергія системи, оскільки внутрішня енергія продуктів реакції відрізняється від внутрішньої енергії вихідних речовин. Це відбувається за рахунок виділення або поглинання теплоти та виконання роботи.
Розділ хімічної термодинаміки, який вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, фазових перетворень та інших фізико-хімічних процесів, називають термохімією.
Тепловим ефектом хімічної реакції або будь-якого фізико-хімічного процесу називають зміну внутрішньої енергії (при V = const) або ентальпії (при Р = const) за однакової температури початкових та кінцевих продуктів.
Теплові ефекти визначають як експериментально, так і за допомогою термохімічних розрахунків. Залежно від умов перебігу хімічної реакції досягатимуться різні теплові ефекти — Q V або QP.
Хімічні рівняння, в яких поряд зі стехіометричними коефіцієнтами та формулами речовин є дані про теплові ефекти та наведено агрегатні стани речовин, називають термохімічними.
Н2(г)+ ½ О2(г) →Н2Ор; ∆ Н= -284,2кДж/моль;
½ N2(г)+ ½ О2(г) → NО(г); ∆ Н= 90,25кДж/моль.
Оперують ними як звичайними алгебраїчними рівняннями. При цьому теплові ефекти залежать від агрегатного стану реагуючих речовин, тому в термохімічних рівняннях указують агрегатний стан.
Основним законом термохімії є закон Гесса: тепловий ефект хімічної реакції залежить від початкового та кінцевого стану речовин, що беруть участь у реакції, і не залежить від проміжних стадій, шляху процесу та механізму реакцій.
Закон Гесса має такі наслідки:
□ теплота реакції утворення складної сполуки з простих речовин дорівнює теплоті утворення цієї сполуки. Теплота утворення простих речовин за стандартних умов дорівнює нулю;
□ тепловий ефект прямої реакції дорівнює тепловому ефекту зворотної реакції, але має протилежний знак. Тобто:
∆Н пр = - ∆Н зв.
Теплота утворення — це тепловий ефект реакції утворення 1 моль певної речовини і простих речовин за стандартних умов (Р = 101,325 кПа, Т= 298 К), якщо всі учасники реакції перебувають у стійких агрегатних станах. Стандартну теплоту утворення речовини позначають ∆ Н о f, (або ∆ Н о f 298).Верхній індекс указує на стандартні умови, а нижній f — початкова літера англійського слова formation (утворення). Наприклад:
Са + ½О2→СаО; ∆ Н о f = - 631 кДж/моль.
Для багатьох речовин значення стандартної теплоти утворення визначено та наведено в довідниках з хімії.
Теплота згоряння - це тепловий ефект реакції згоряння 1 моль речовини до утворення вищих оксидів. Стандартну теплоту згоряння речовини позначають ∆ Н ос (або ∆ Н ос298) Нижній індекс с - початкова літера англійського слова combustion (згоряння).
Теплоємність одного кілограму речовини називають питомою теппоємністю (Дж/кг •К).
Теплоємність одного моля речовини називають молярною men л o ємністю (Дж/моль•К).
Другий закон термодинаміки
Перший закон термодинаміки характеризує енергетичні баланси і дає змогу обчислити теплові ефекти хімічних реакцій. Однак він не відповідає на запитання щодо можливості мимовільного перебігу того чи іншого процесу. Зміна внутрішньої енергії або ентальпії не може слугувати критерієм, що дає змогу передбачити напрямок реакції. Мимовільні хімічні реакції можуть бути як екзотермічними, так і ендотермічними. Це потребує введення нової термодинамічної функції. Для цього розглянемо деякі термомеханічні процеси.
□ Отже, жоден пристрій не може добути роботу з системи, яка перебуває на одному енергетичному рівні.
Це одне з формулювань другого закону термодинаміки. Є також інші формулювання.
□ Теплота не може мимовільно переходити від холодного тіла до нагрітого.
Процеси можуть мимовільно відбуватися лише в напрямі, який призводить до вирівнювання факторів інтенсивності — теплота може переходити від гарячого тіла до холодного, газ може розширюватися лише з одночасним зниженням тиску, електричний струм проходить від вищого потенціалу до нижчого тощо,
□ Неможливо створити вічний двигун другого роду, тобто машину, яка б періодично діяла лише за рахунок віднімання теплоти від теплового резервуара.
Згідно із другим законом термодинаміки, неможливо перетворити на роботу всю теплоту. Частина її обов'язково витратиться непродуктивно. Для врахування цієї недоступної частини енергії введено величину, що виражає відношення теплоти до температури, - ентропію (S).
Ентропія є мірою невпорядкованості стану системи.
Функцію G =Н-Т S називають вільною енергією Гіббса, або ізобарно-ізотермічним потенціалом.
Функцію F = U - Т S називають вільною енергією Гельмгольця, або ізохорно-ізотермічним потенціалом.
Вільна енергія. Найважливішим показником енергетичного ефекту – коефіцієнтом корисної дії реакції – є зміна величини вільної енергії. Кількість енергії, яка за певних температури й тиску може бути перетворена на роботу, має назву вільної енергії. Хімічні реакції зазвичай відбуваються або з виділенням енергії, або з її поглинанням. Якщо реакція відбувається з виділенням енергії, вона супроводжується втратою чи зменшенням вільної енергії; такі реакції називають екзергонічними (екзотермічними). Реакція цього типу може здійснюватися мимовільно. До такого типу реакцій, наприклад, належать реакції гідролізу (гідроліз жирів, білків тощо). Розкладання складних речовин на простіші, як правило, супроводжується зменшенням вільної енергії.
Реакції, що відбуваються з поглинанням енергії, називають ендергонічними(ендотермічними). Ендергонічні реакції можливі тільки в поєднанні з екзергонічними реакціями, тобто збільшення вільної енергії можливе лише за рахунок інших спряжених реакцій, що відбуваються зі зменшенням вільної енергії.
Деякі процеси життєдіяльності організму, такі як реакції синтезу або ті, що пов'язані з різними видами клітинної роботи, є ендергонічними і поєднані з екзергонічними. Ендергонічні реакції в біологічних системах здійснюються за участю ферментів. Клітини одержують вільну енергію за рахунок вивільнення енергії хімічних зв'язків, зосередженої («законсервованої») в біологічному «паливі» (вуглеводах, ліпідах, білках та ін). Однак клітини використовують цю енергію спеціфічно.
Te плова енергія здатна здійснювати роботу тільки в разі зміни температури й тиску (тобто при їх перепаді). Теплота не єдля клітин істотним джерелом енергії, оскільки вона здатна здійснювати роботу лише в тому разі, якщо переходить від більш нагрітого тіла до менш нагрітого.
VII. Матеріали активізації студентів під час викладення лекції
1. Термодинамічна система:
а. ізольована,
б. закрита,
в. відкрита,
г. гомогенна,
д. гетерогенна
2. Параметри стану
а. екстенсивні,
б. інтенсивні.
3. Термодинамічний процес
а. оборотний,
б. необоротний.
4. Перший закон термодинаміки.
5. Закон Гесса.
6. Другий закон термодинаміки.
7. Ентропія.
8. Енергія Гіббса,
9. Енергія Гельмгольца.
10. Швидкість реакції.
11. Залежність швидкості реакції від концентрації.
12. Закон дії мас для швидкості реакції.
13. Константа швидкості.
14. Порядок реакції. Кінетичні рівняння реакцій першого, другого та нульового порядків. Період напівперетворення — кількісна характеристика зміни концентрації в довкіллі радіонуклідів, пестицидів тощо.
15. Поняття про механізм реакції.
16. Молекулярність реакції.
17. Залежність швидкості реакції від температури.
18. Правило Вант-Гоффа.
VIII. Матеріали для самопідготовки студентів
Зазначте рівняння, яке є математичним виразом першого закону термодинаміки
А. 
В. 
C. Q= 
D. Q= 
1. В якому рядку наведено речовини, ентальпія утворення яких за стандартних умов дорівнює нулю?
A. СО2, НCl, NО, Р(білий)
B. С(алмаз), N2, Cl2, 
C. Н2, О2, С(графіт),І2(кр)
D. О3, Н2 
, Р2О5, СаО
2. В якому рядку наведено речовини, ентальпія згоряння яких за стандартних умов дорівнює нулю?
A. 
, Н2, NО, СН4
B. С(гр), N2, НCl, СО2
C. NН3, СО, Cl2, Н2О
D. Н2О, СО2,Р2О5, О3
3. Із наведених нижче рівнянь виберіть реакцію, під час перебігу якої зростає ентропія
A. 2Al(т)+3 Cl2(г)→2 Al Cl3(т)
B. С(гр)+О2(г) → СО2(г)
C. С(т)+ СО2(г) → 2СО(г)
D. N2(г) +3Н2(г) →2NН3(г)
4. Зазначте рівняння, за яким обчислюють ізобарно-ізотермічний потенціал.
A.
B. 
C. 
D. 
5. Яку термодинамічну функцію використовують для встановлення принципової можливості перебігу реакції? За якої умови хімічний процес є термодинамічно можливим?
A. Ентропія; 
>0
B. Ізобарно—ізотермічний потенціал; 
<0
C. Вільна енергія Гіббса; >0
D. Ентальпія; 
>0
Еталони відповідей:
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 |
| D | C | D | C | A | B |
IX. Література для викладачів
Навчальна:
Основна
- Медична хімія: підручник /А.В. Порецький, О.В. Баннікова – Безродна Л.В. Філіппова. – К.: ВСВ «Медицина», 2012. Стор. 235-272
- В. П. Музиченко, Д.Д. Луцевич, Л. П. Яворська Медична хімія, К.:ВСВ «Медицина»,2015 р., ст.163-190
Додаткова
- Стрельцов О.А., Мельничук Д.О., Снітинський В.В. Фізична і колоїдна хімія / О.А. Стрельцов, Д.О. Мельничук, В.В. Снітинський. — Львів: Ліга-Прес, 2003. — 443 с.
- Степаненко О.М. та ін. Загальна та неорганічна хімія: Ч. 1 / О.М. Степаненко, Л.Г. Рейтер, В.М. Ледовських. — К.: Педагогічна преса, 2001. — 518 с.
- Степаненко О.М. та ін. Загальна та неорганічна хімія: Ч. 2 / О.М. Степаненко, Л.Г. Рейтер, В.М. Ледовських. — К.: Педагогічна преса, 2001. — 733 с.
- Лебідь В.І. Фізична хімія: підруч. для студ. вищ. навч. закл. / В.І. Лебідь. — Х.: Фоліо, 2005. — 478 с.
- Мчедлов-Петросян М.О. та ін. Колоїдна хімія: підруч. для студ. вищ. навч. закл. / М.О. Мчедлов-Петросян, В.І. Лебідь, О.М. Глазкова, С.В. Єльцов, О.М. Дубина, В.Г. Панченко. — Х.: Фоліо, 2005. — 302 с.
- Лєвітін Є.Я. Загальна та неорганічна хімія / Є.Я. Лєвітіню. — Вінниця: Нова книга, 2003. — 480 с.
- Л. М. Миронович, О. О. Мардашко Медична хімія, Київ, «Каравела»,
2008р. А.С. Мороз, Д.Д. Луцевіч,
- Л. П. Яворська Медична хімія, ПП «Нова книга»,2006 р.
- В. П. Музиченко, Д.Д. Луцевич, Л. П. Яворська Медична хімія, ВСВ
«Медицина»,2010 р.
Наукова
Методична
В.Є.Мілерян «методичні основи підготовки і проведення навчальних занять в медичних ВУЗах (методичний посібник): - Київ, «Хрещатик», 2004.
С.Д.Максименко, М.М.Філоненко «Педагогіка вищої медичної освіти» Підручник:-К.: «Центр учбової літератури», 2014р.
Нікопольський медичний коледж
