VOPR_1modul (1)

2

ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ОТЧЕТУ ПО МОДУЛЮ I

по дисциплине “ХИМИЯ”

«Основные типы химических равновесий и процессов в функционировании живых систем»

Общие свойства растворов.

1. Правила техники безопасности и работы в химических и физических лабораториях с реактивами и приборами.

2. Раствор как гомогенная система. Растворитель, растворённое вещество. Концентрированные и разбавленные растворы.

3. Количественный состав раствора как одна из главных характеристик раствора.

4. Свойства воды и водных растворов.

5. Роль воды и растворов в жизнедеятельности.

6. Физико-химические свойства воды, обуславливающие ее уникальную роль как единственного биорастворителя.

7. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация), массовая концентрация (или титр).

8. Химический эквивалент, закон эквивалентов.

9. Эквивалентная масса вещества, её связь с молярной массой, фактор эквивалентности. Правила расчёта фактора эквивалентности для различных классов неорганических соединений.

10. Изменения эквивалента вещества (эквивалентной массы) в зависимости от реакций, в которых участвует вещество.

11. Зависимость растворимости веществ в воде от соотношения гидрофильных и гидрофобных свойств.

12. Растворимость веществ, растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. Влияние на растворимость различных факторов: коэффициент растворимости как количественная характеристика растворимости веществ.

Основы объемного анализа.

1. Объёмный анализ как раздел количественного анализа.

2. Стандартные растворы, способы их приготовления. Понятия «первичный стандарт» и «вторичный стандарт». Типовые расчёты по практическому приготовлению растворов.

3. Определение рН среды раствора: кислотно-основные индикаторы (теория индикаторов Оствальда), их интервалы перехода окраски. Универсальные индикаторы. Понятие о рН-метрии.

Протолитические реакции. Гетерогенные реакции в растворах электролитов.

1. Протонная теория кислот и оснований Брэнстеда и Лоури. Теория Льюйса.

2. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Степень диссоциации (α) электролита как количественная характеристика равновесия процесса ионизации. Деление электролитов на сильные и слабые по величине степени диссоциации. Факторы, влияющие на величину степени диссоциации.

3. Константа диссоциации как константа равновесия процесса диссоциации. Показатель константы диссоциации (рК).

4. Константа кислотности и основности. Связь между константой кислотности и основности в сопряженной протолитической паре.

5. Закон разбавления Оствальда, его физический смысл.

6. Влияние общего иона и противоиона на процесс равновесия электролитической диссоциации слабого электролита.

7. Расчёт рН в растворах сильных электролитов и слабых электролитов.

8. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза. Амфолиты.

9. Константа растворимости. Факторы, влияющие на константу растворимости.

10. Условия образования и растворения осадков.

11. Общая, активная и потенциальная кислотность растворов. Теоретические основы анализа желудочного сока (определение общей, активной и потенциальной кислотности).

Буферные растворы

1. Какие растворы называются буферными растворами

2. Классификация буферных растворов.

3. Механизм буферного действия. механизм действия буферных систем, их взаимосвязь и роль в поддержании кислотно-основного состояния организма;

4. Уравнение Гендерсона – Гассельбаха для определения рН и рОН протолитических буферных растворов.

5. Факторы, влияющие на рН и рОН буферных растворов.

6. Буферная ёмкость.

7. Зона буферного действия.

8. Количественное определение буферной ёмкости.

9. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая и протеиновая.

10. Взаимодействие буферных систем в организме.

11. Кислотно-основное равновесие.

12. Основные показатели КОР

13. Возможные причины и типы нарушений КОР организма.

Реакции замещения лигандов

1. Основные положения и понятия координационной теории

2. Классификация комплексных соединений.

3. Комплексообразующая способность s-р-и d- элементов. Её причины.

4. Природа химической связи в комплексных соединениях с позиций метода валентных связей.

5. Влияние природы комплексообразователя на распределение электронов в ионе - комплексообразователе. Внешнеорбитальные и внутриорбитальные комплексные соединения.

6. Представления о строении металлоферментов и других биокомплексных соединений (гемоглобин, цитохромы, кобаламины).

7. Устойчивость комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных соединений, её связь с константой устойчивости.

8. Значение комплексных соединений