- •Типы систем:
- •Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Термодинамические условия равновесия. Константы химического равновесия. Прогнозирование смещения химического равновесия:
- •Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов. Кинетические уравнения реакция первого, второго и нулевого порядков:
- •Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Осбенности каталитич.Активности ферментов:
- •Условия растворения и образования осадков
- •Колигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов и электролитов.
- •Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури, сопряженная протолитическая пара, амфолиты. Теория Льюиса:
- •Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды. Водородный показатель.
- •Типы протолитических реакций. Понятие о гидролизе. Роль гидролиза в биохимических процессах. Ацидиметрия и алкалиметрия.
- •Буферные системы, их классификация и механизм действия. Буферные системы крови: бионеорганические биоорганические. Буферная емкость. Кислотно-основной баланс организма.
- •Буферные системы крови: 1) Фосфатная б.С. Крови- ; 2) Карбонатная б.С. Крови; 3)Ацетатная б.С. Крови; 4)Гемоглобиновая б.С. Крови; 5) Белковая б.С. Крови.
- •Лигандообменные реакции. Основные положения координационной теории Вернера. Комплексообразователь, лиганды, координационное число, дентатность.
- •Пространственное строение комплексных соединений. Классы комплексных соединений.
- •Квантово-механическая модель атома. Применение системы квантовых чисел для характеристики энергетического состояния электрона, основное и возбужденное состояние атома.
- •Химия элементов d блока.
- •Химия элементов p блока.
- •Оптические свойства: рассеивание света. Электрокинетические свойства: электрофорез и электроосмос. Строение двойного электрического слоя.
- •Коллоидные пав. Биологически важные коллоидные пав (мыла, детергенты, желчные кислоты). Мицеллообразование в растворах пав. Липосомы.
- •Окислительно-востановительное титрирование. Пермангонатометрия и иодометрия: титранты и индикаторы.
- •Электронные потенциалы и механизмы их возникновения. Уравнения Нериста для вычисления электродных потенциалов.
- •Окислительно-востановительные системы. Окислитено-востановительные потенциалы, механизм их воздействия, биологическое значение. Потенциометрия.
Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Термодинамические условия равновесия. Константы химического равновесия. Прогнозирование смещения химического равновесия:
Химическое равновесие - состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакция, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.
Необратимые процессы могут протекать самопроизвольно только в одном направлении; таковы диффузия, теплопроводность, вязкое течение и другое.
Обратимые процессы – реакции, которые при данных внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции отношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия. Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.
Характер смещения равновесия можно прогнозировать, применяя принцип французского ученого Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.
Предмет и основные понятия химической кинетики. Химическая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов. Скорости реакции. Классификация реакций, применяющиеся в кинетике: реакции гомогенные, гетерогенные; реакции простые и сложные. Молекулярность реакции. Кинетические уравнения. Порядок реакции. Период полупревращения:
Химическая кинетика – наука о скорости и механизме химической реакции.
Основные понятия:
-Ограниченность термодинамического подхода(в термодинамике не определяется быстрота)
-Гомогенность и гетерогенность реакции
-Определяется по агрегатному состоянию реагентов в (одной фазе и в разных фазах)
Скорость реакции – изменение концентрации вещества в единицу времени. Ʊ=Δс/Δt
Классификация реакций: гомогенные- если реагирующие вещества находятся в одной фазе: гетерогенные – если в разных фазах; простые – если продукт образуется в результате непосредственного взаимодействия молекул реагентов; сложные – если конечный продукт получается в результате двух и более простых реакций с образование промежуточных продуктов
Молекулярность реакции – число молекул участвующие в простой реакции.
Кинетические уравнения - -первого порядка, V=kc (k-константа скорости реакции) -второго порядка, V=kc2 ( 2 на верху)
Порядок реакции- сумма показателей степеней концентраций реагирующих вещ-в.
Период полупревращений- промежуток времени, в течении которого начальное кол-во реагента или его концентрация уменьшаются в 2 раза. T1/2=ln2/k