Вопросы для подготовки к экзамену факультета медицинской биологии
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКОГО ФАКУЛЬТЕТА
I курс
1.Предмет и задачи химии. Место химии в системе естественных наук. Связь химии с биологией и медициной.
2. Основные этапы развития представлений о строении атомов. Электрон как элементарная частица. Корпускулярно – волновая природа электрона. Характер движения электронов в атоме. Электронное облако (атомная орбиталь).
3. Квантово-механическая модель атома. Главное, орбитальное, магнитное и спиновое квантовые числа. Размеры, форма и пространственная ориентация орбиталей.
4. Понятие об энергетических уровнях и подуровнях атомов. Принципы их заполнения электронами: запрет Паули, правило Клечковского, правило Хунда. Определение емкости электронных уровней и подуровней.
5. Периодический закон Менделеева и его трактовка на основании современной теории строения атома. Построение системы элементов на основе электронных структур атомов. Особенности длинно- и короткопериодных вариантов периодической системы.
6. Периодический характер изменения свойств химических элементов и их соединений (оксидов и гидроксидов) в зависимости от электронного строения атомов.
7. Основные закономерности в изменении атомных констант в периодах и группах: атомных и ионных радиусов, ионизационных потенциалов, энергии сродства к электрону, относительной электроотрицательности. Связь этих величин с химическими свойствами.
8. Химическая связь. Возможные типы химической связи в зависимости от типа взаимодействующих элементов. Ионная связь. Свойства ионной связи. Особенности ионных соединений.
9. Ковалентная химическая связь. Механизм (обменный и донорно-акцепторный) образования ковалентной связи. Нормальное и возбужденное состояние атомов и их валентные возможности.
10. Ковалентная химическая связь. Направленность ковалентной связи. σ –
и π - связи. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации и формы гибридных молекул и ионов. Основные положения метода ВС и МО.
11. Учение о направлении химических процессов. Тепловые эффекты химических реакций. Внутренняя энергия. Тепловые эффекты при постоянном объеме и постоянном давлении. I-вый закон термодинамики. Энтальпия.
12. Закон Гесса. Примеры использования закона Гесса для нахождения тепловых эффектов химических реакций, устойчивости химических соединений.
13. Самопроизвольный химический процесс. Принцип Бертло-Томсена и его ограниченность. Энтропия и ее изменение в химических и физических процессах. Закономерности изменения энтропии. Энергия Гиббса как критерий возможности протекания химических реакций. Объединенное выражение I и II начала термодинамики.
14. Учение о скорости химических процессов. Средняя и истинная скорость. Зависимость скорости от концентрации. Закон действующих масс для скоростей реакции. Константа скорости. Особенности гетерогенных химических реакций. Молекулярность и порядок реакций. Уравнение кинетики 0 и I порядка.
15. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса. Энергия активации. Катализ в химии. Гомогенный и гетерогенный катализ. Особенности ферментов.
16. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия и ее связь с энергией Гиббса.
17. Химическое равновесие и его смещение при изменении внешних условий. Принцип Ле-Шателье.
18. Общая характеристика растворов. Виды растворов. Концентрация растворов и способы ее выражения.
19. Растворение как физико-химический процесс. Гидратная теория Д.И. Менделеева. Растворение газов, закон Генри и Генри-Дальтона. Растворение твердых веществ.
20. Диффузия в растворах. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса в биологических процессах. Изотонические, гипертонические и гипотонические растворы.
21. Свойства растворов электролитов. Причина отклонения от закона Вант-Гоффа. Основные положения теории электролитической диссоциации.
22. Основные классы электролитов (кислоты, основания, соли) с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерные электролиты. Современные представления о кислотах и основаниях. Протолитическая теория.
23. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Химическое равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда и расчеты на его основе. Электролиты в организме человека.
24. Диссоциация воды. Приложение закона действующих масс к процессу диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
25. Кислотно-основные индикаторы. Механизм их действия.
26. Объемный анализ. Закон эквивалентов в объемном анализе. Метод нейтрализации. Кривые титрования. Выбор индикатора.
27. Гетерогенное равновесие между раствором и осадком трудно растворимого электролита. Произведение растворимости. Использование величин ПР для расчета растворимости трудно растворимых электролитов, условий образования осадков и их растворения.
28. Гетерогенные равновесия и процессы жизнедеятельности, лежащие в основе образования основного вещества костной и зубной тканей.
29. Поведение солей в растворах. Гидролиз солей, его основные случаи.
30. Количественная оценка гидролиза. Степень гидролиза, константа гидролиза, их расчет.
31. Окислительно-восстановительные реакции. Основные термины. Степень окисления и ее определение. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений. Важнейшие окислители и восстановители, применение в фармации.
32. Типы окислительно-восстановительных реакций. Особенности уравнивания окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом в кислой, нейтральной и щелочной среде. Определение направления протекания окислительно-восстановительной реакции и константы равновесия
33.Окислитель-восстановительные реакции. Изменение степени окисления марганца в зависимости от реакции среды. Перманганатометрия.
34. Комплексные соединения. Характер химической связи в комплексных соединениях. Понятие о комплексообразователе, лигандах, координационном числе. Внутренняя и внешняя сферы. Номенклатура комплексных соединений.
35. Поведение комплексных соединений в растворах. Первичная и вторичная диссоциация. Константа нестойкости. Образование и разрушение комплексных соединений.
36. Хелатные комплексные соединения. Биороль комплексных соединений. Терапия, основанная на образовании комплексных соединений.
37. Буферные растворы. Классификация буферных растворов. Механизм действия буферных систем. Уравнение буферной системы. Количественные характеристики буферных систем: значение рН, зона буферного действия, буферная емкость. Зависимость буферной емкости от различных факторов.
38. Буферные системы крови. Краткая характеристика гидрокарбонатной, фосфатной, гемоглобиновой и белковой буферных систем. Сравнительная буферная емкость различных буферных систем.
39. Понятие о кислотно-основном состоянии организма. Ацидоз, алкалоз. Неразрывная связь между поддерживанием постоянста рН, ионного баланса и осмотического давления. Взаимодействие буферных систем крови.
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
S – элементы
1. Водород, положение в периодической системе. Изотопы водорода. Основные химические свойства.
2. Вода, физические и химические свойства, биороль. Аквакомплексы и кристаллогидраты.
3. Общая характеристика S – элементов I группы. Строение атомов, основные химические свойства, биороль.
4. Общая характеристика S – элементов II группы. Физические и химические свойства. Биороль S – элементов в минеральном балансе организма.
P – элементы
5. Общая характеристика P – элементов II группы. Особенности строения атомов. Изменение кислотно – основных свойств оксидов и гидроксидов в подгруппах.
6. Бор. Строение атома, бориды, соединения с водородом (бораны). Борный ангидрид. Борные кислоты. Биороль бора и его соединений.
7. Алюминий, строение атома. Простое вещество и его химическая активность. Оксид и гидроксид алюминия, амфотерность. Ион алюминия как комплексообразователь.
8. Общая характеристика p – элементов IV группы. Углерод, аллотропия углерода. Химические свойства. Оксиды углерода, физические и химические свойства.
9. Кремний: основное отличие от углерода. Силициды, силаны. Оксиды кремния и кремниевые кислоты. Силикаты.
10. Общая характеристика p – элементов V группы. Азот, общая характеристика. Причина малой химической активности азота. Нитриды. Аммиак, КО и ОВ характеристика. Азотная кислота и нитраты. ОВ и КО характеристика. Оксиды азота, способы их получения, физические и химические свойства, биороль.
11. Фосфор, строение атома, свойства. Соединения фосфора: фосфин, оксиды фосфора, фосфорные кислоты, ОВ характеристика. Биороль фосфора.
12. Общая характеристика р – элементов VI группы. Кислород, общая характеристика. Биороль кислорода. Химическая активность кислорода, молекула О2 с точки зрения метода ВС и метода МО. Озон, химическая активность в сравнении с кислородом.
13. Пероксид водорода, его КО и ОВ характеристика, применение в медицине.
14. Сера, общая характеристика; физическая и химическая активность. Сероводород и сульфиды, ко и ОВ характеристика. Оксиды серы и их гидроксиды, ОВ и КО характеристика.
15. Общая характеристика p – элементов VII группы. Простые вещества и их химическая активность. Соединения галогенов с водородом, КО и ОВ свойства. Галогены в положительных степенях окисления. Оксиды хлора, их ОВ и КО характеристика. Кислородные кислоты хлора и их соли, изменение КО и ОВ свойств в зависимости от степени окисления. Биороль галогенов.
16. Общая характеристика d – элементов. Изменение ОВ и КО свойств в зависимости от степени окисления.
17. Железо, общая характеристика, свойства. Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ характеристика, биороль, способность к комплексообразованию.
В Н И М А Н И Е!!!
В экзаменационные билеты будут включены задачи по темам:
1. Термодинамика
2. Термохимия
3. Кинетика
4. Растворы
5. Окислительно-восстановительные реакции.
6. Произведение растворимости.
|
