Глава 5. Растворы и их коллигативные свойства.

1. Особенности строения молекулы воды и особенности жидкого состояния воды, ее уникальные физико-химические свойства и ее роль в жизнедеятельности организмаю Вода – растворитель газообразных, жидких и твердых веществ.

2. Основные способы приготовления растворов из твердых и жидких реактивов: метод навески и метод разбавления более концентрированного раствора данного вещества. Рассмотрите приготовление растворов, используемых в медико-санитарной практике: 0.1M HCl, 0.9% NaCl, 3%(1.76M) NH3*H20/

3. Понятие о процессе диффузии. Осмос. Осмотическое давление и факторы, влияющие на его величину. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент, его значение для разбавленных растворов. Сравните при одинаковой температуре и молярной концентрации осмотическое давление следующих веществ: а) NaCl, C₆H₁₂O₆, CaCl₂, б) СH₃COOH, KCl, C₂H₅OH

4. Фазовые равновесия. Диаграмма состояния воды. Давление насыщенного пара над растворителем и раствором. Первый закон Рауля, его применение к реальным системам.

Глава 6. Растворы электролитов и ионные равновесия.

1. Электролитическая диссоциация веществ с ионными и ковалентными связями. Сильные и слабые электролиты. Особенности процессов диссоциации слабых электролитов. Количественная мера процесса диссоциации. Метод расчета концентрации ионов в растворах слабых электролитов. Факторы, влияющие на процессы диссоциации слабых электролитов.

2. Растворы сильных электролитов. Особенности процессов диссоциации. Расчет активности ионов в растворах сильных электролитов. Экспериментальное определение активности ионов в растворах сильных электролитов. Ионная сила растворов NaCl (0.15M) и KCl (0.146M). Влияние ионной силы этих электролитов на процессы диссоциации слабых электролитов.

3. Вода как слабый электролит. Константа диссоциации и ионное произведение воды. Водородный показатель как единица измерения кислотности водных растворов и биологических сред. Способы расчета и экспериментального определения кислотности среды в единицах pH.

Глава 7. Теория кислот и оснований бренстеда. Протолитические равновесия

1. Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда. Кислоты, основания и амфолиты Бренстеда. Сопряженные кислотно-основные пары. Связь между константами кислотности и основности в сопряженных парах в водных растворах.

2. Буферные растворы, их классификация, механизм буферного действия. Уравнение Гендерсона-Хассельбаха для расчета pH буферных растворов. Область буферного действия. Буферная емкость, ее виды и факторы, от которых зависит ее значение.

3. Гидрокарбонатный и аммиачный буферные растворы, их состав. Механизм действия этих буферных растворов. Рассчитать pH в каждом буферном растворе, если соотношение [донор H⁺]/[акцептор H⁺] = 1/10. Какая буферная емкость (кислотная или щелочная) больше в этих растворах.

4. Буферные системы плазмы крови: гидрокарбонатная, белковая и гидрофосфатная. Основные компоненты и их соотношение в этих системах. Сопряжение гидрокарбонатной и белковой буферных систем. Механизм их действия.

Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции.

1. Сущность окислительно-восстановительного взаимодействия. Сопряженные окислительно-восстановительные пары. Количественная мера силы окислителя и восстановителя в сопряженной паре. Критерий направления протекания ОВР и критерий необратимости реакции. Укажите направление протекания следующих реакций: а) 2FeCl₃ + 2KI = FeCl₂ + I₂ + 2KCl, б) 2HI + S = I₂ + H₂S.

2. Типы окислительно-восстановительных реакций:

А) внутримолекулярные, б) диспропорционирования (простых веществ, оксидов и солей), в) межмолекулярные ОВР. Приведите примеры. Типы окислительно-восстановительных реакций в живом организме

3. Влияние внешних факторов на протекание окислительно-восстановительных реакций. Рассмотрите это влияние на следующих реакциях: а) Zn + H₂SO₄(разб) = … Zn + H₂SO₄(конц) = … б) Cl₂ + KOH (холод) = … Cl₂ + KOH (горяч) = … в) KMnO₄ + Na₂SO₄ + (1) H₂SO₄ = … (2) H₂O = … + (3) NaOH