Программа по химии, спец. «лечебное дело»

Программа по химии, спец. «лечебное дело»

 

Современные представления о структуре атома. Квантовые числа. Электронная конфигурация атомов, ионов. Правила Клечковского, Хунда, принцип Паули.

Формулировка Периодического закона. Классификация химических элементов: металлы и неметаллы; s, p, d, f - семейства элементов; групповые названия.

Природа химической связи, Классификация химических связей:

по механизму образования - обменный, донорно-акцепторный. По способу перекрывания валентных орбиталей - s, p и d - связи. По положению связывающей электронной пары между ядрами - ковалентные, полярные, ионные. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие.

Классы химических соединений. Генетическая связь между классами неорганических соединений.

Комплексные (координационные) соединения: определение, условия их образования. Понятие о комплексообразователе, лигандах, координационном числе, внутренней и внешней сферах комплексного соединения. Примеры атомов и ионов - комплексообразователей, их электронные конфигурации; гибридизация валентных орбиталей комплексообразователя как способ обоснования формы комплекса. Примеры монодентантных (анионы галогенов, H₂O, NH₃, СО, СN^-, ОН^-) и полидентантных (трилон Б, порфирин) лигандов - особенности их электронного строения. Хелаты.

Примеры: строение комплексов[Fe(CN)₆]^3-, [Ag(NH₃)₂]⁺, Al(OH)₄ ^-, тетацина (комплекс трилона Б с ионом Са²⁺), миоглобина и гемоглобина.

Стехиометрические расчеты.

Основные характеристики образца вещества - масса, объем, количество вещества, единицы их измерения и связь между ними.

Моль - единица измерения количества вещества. Молярная масса, постоянная Авогадро. Молярный объем газов и жидкостей, определение его величины.

Способы измерения нужного количества вещества по массе и объему.

Количественная информация, связанная с индексами в химической формуле вещества. Расчеты по химическим формулам - определение количества, массы и массовой доли химических элементов и других структурных единиц в образце вещества.

Уравнение химической реакции как отражение закона сохранения количества атомов каждого вида и их массы в ходе реакции. Физический смысл стехиометрических коэффициентов. Основное расчетное уравнение. Опорное вещество в данном расчете, его выбор.

Элементы химической термодинамики.

Задачи химической термодинамики.

Основные понятия и определения:

· термодинамические системы и их виды;

· компоненты системы;

· фаза, гомогенные и гетерогенные системы;

· состояние системы, параметры и функции состояния, равновесные и стационарные состояния;

· термодинамический процесс и его виды; стандартные условия.

Человеческий организм с точки зрения основных понятий термодинамики. Состояние гомеостаза и его основные характеристики.

Первое начало термодинамики. Внутренняя энергия, теплота, работа - свойства, правило знаков. Формулировка первого начала и его применение к изобарическим процессам. Энтальпия системы. Экзотермические и эндотермические процессы. Энтальпии образования веществ. Расчет стандартных тепловых эффектов химических реакций по справочным данным. Термохимические уравнения реакций.

Пища как источник энергии живого организма и основные компоненты пищи. Расчет калорийности пищевых продуктов. Определение калорийности углеводов на примере реакции окисления глюкозы кислородом. Принципы рационального питания.

Второе начало термодинамики. Естественные (самопроизвольные) процессы. Энтропия системы как мера ее неупорядоченности, ее свойства. Изменение энтропии веществ при изменении их агрегатного состояния и температуры. Расчет изменения энтропии химических реакций по справочным данным.

Формулировка критерия самопроизвольного протекания термодинамического процесса и его частные случаи - процессы в изолированных системах (DS і 0) и изотермо-изобарические процессы (энергия Гиббса, DG < 0). Расчет изменения энергии Гиббса для химических реакций, идущих в стандартных условиях и при повышенных температурах, по справочным данным. Энтальпийный и энтропийный факторы возможности самопроизвольного протекания химической реакции в данных условиях. Определение термодинамической возможности реакций фотосинтеза и окисления глюкозы кислородом. Кинетические ограничения на возможность протекания реакции и роль катализаторов.

Основы биоэнергетики. Сопряжение биохимических реакций как основа процессов метаболизма в живых организмах. Механизм сопряжения, роль гидролиза АТФ в процессах биосинтеза и синтез АТФ как сопряженная реакция при усвоении углеводов.

Химическое равновесие - его признаки. Положение химического равновесия, связь между равновесными концентрациями участников реакции через константу равновесия. Принципы расчета константы равновесия и состава равновесной смеси по справочным данным и известному начальному составу реакционной смеси.

Способы смещения положения равновесия при изменении внешних условий протекания реакции (температуры, давления в случае участия в реакции газообразных веществ, внешнего изменения состава реакционной смеси). Принцип Ле-Шателье. На конкретном примере уметь объяснить направление и причины смещения положения равновесия при изменении температуры, давления и концентрации.

Растворы.

Растворение как самопроизвольный термодинамический процесс. Роль энтальпийного и энтропийного факторов при растворении твердых, жидких и газообразных веществ. Электролиты и неэлектролиты. Механизм растворения электролитов и неэлектролитов. Гидратация.

Растворы - определение, растворитель и растворенное вещество, концентрированные и разбавленные, насыщенные и ненасыщенные растворы. Концентрация раствора как характеристика его состава. Способы выражения концентрации раствора: - весовые (массовая доля) и объемные (молярная (моль/л) и весовая (г/л)) концентрации. Уравнения пересчета между разными видами концентраций. Методика проведения расчетов при приготовлении растворов с заданным видом концентрации на основе безводного вещества, кристаллогидрата соли. Методика расчетов при разбавлении концентрированных растворов до заданной концентрации. Примеры расчетов.

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Расчет концентрации ионов в растворе по известной концентрации сильного электролита и наоборот. Примеры. Равновесия в растворах слабых кислот и оснований. Константа диссоциации и ее связь со степенью диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Расчет равновесных концентраций ионов в растворах одноосновных кислот и оснований.

Вода как слабый амфотерный электролит. Ионное произведение воды и рН среды. Шкала рН, кислые, нейтральные и щелочные растворы. Понятие об общей и активной кислотности раствора на примере сравнения свойств растворов соляной и уксусной кислот одинаковой молярной концентрации.

Методы определения рН растворов - колориметрический и потенциометрический. Кислотно-основные индикаторы (фенолфталеин, лакмус, метилоранж) и их характеристики. Универсальные индикаторные бумаги. Кислотность чистой дождевой воды и причины ее понижения (кислотные дожди). Экологические последствия кислотных дождей.

Понятие о коллигативных свойствах растворов. Характер частиц, в виде которых растворенное вещество существует в растворе. Изотонический коэффициент, связь между концентрацией раствора и концентрацией частиц в нем (осмолярность раствора). Кажущаяся степень диссоциации сильного электролита и ее связь с изотоническим коэффициентом. Примеры.

Криоскопия. Расчет понижения температуры замерзания растворов неэлектролитов и электролитов, условия применимости расчетной формулы. Практическое использование криоскопии - приготовление охлаждающих водно-солевых смесей, антифризов, очистка воды методом вымораживания, зонная плавка, борьба с гололедом.

Онкотическое давление и его роль в водном обмене между плазмой крови и тканями. Онкотические отеки. Биологические проявления осмотических явлений в быту и живом организме. Обратный осмос и его использование для опреснения морской воды и очистки производственных сточных вод.

Постоянство кислотности биологических жидкостей как важнейшая характеристика гомеостаза человеческого организма. Характер и относительное количество кислотно-основных продуктов, образующихся в процессе обмена веществ, и способы их удаления из организма.

Явления алкалоза и ацидоза и методы их устранения. Изменение рН крови, приводящее к летальному исходу. Дыхание как процесс транспорта кислорода из легких в ткани организма и углекислого газа в обратном направлении. Формы, в виде которых осуществляется транспорт этих молекул. Совместное действие буферных систем в процессе дыхания Характер процессов, протекающих в капиллярных кровеносных сосудах легких и тканей: процессы внутри эритроцитов и в плазме крови.

Влияние внешних факторов на способность гемоглобина к транспорту кислорода. Гемоглобин как октаэдрический комплекс Fe²⁺, характер лигандов, образование оксигемоглобина. Источники примесей угарного газа в воздухе и его влияние на гемоглобин крови, образование карбоксигемоглобина. Видимые признаки отравления угарным газом. Влияние избытка окислителей (NO₂ ^-, NO₃ ^-, H₂O₂, O₃) на гемоглобин крови - образование метгемоглобина. Последствия повышенного поступления нитратов в организм человека.

Задачи химической кинетики. Понятие о механизме химической реакции и его отличие от стехиометрического уравнения реакции. Пример. Классификация реакций по механизму - простые и сложные. Стадии сложного процесса как простые реакции, лимитирующая стадия.

Влияние температуры: температурный коэффициент реакции и формулировка эмпирического правила Вант-Гоффа; активные соударения и энергия активации; энергетическая диаграмма реакции, понятие об активированном комплексе (переходном состоянии). Уравнение Аррениуса для константы скорости и расчет энергии активации по экспериментальным данным.

4) влияние катализатора: роль катализатора в изменении механизма реакции и уменьшении энергии активации, как необходимом условии роста скорости реакции; примеры гомогенного и гетерогенного катализа. Особенности ферментативного катализа биохимических процессов – высокая эффективность и специфичность, механизм взаимодействия катализатора и субстрата (“ключ в замке”), уравнение Михаэлиса-Ментен зависимости скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата.

Элементы коллоидной химии.

Коллоидная химия как наука о поверхностных явлениях и дисперсных системах. Признаки дисперсных систем - гетерогенность и дисперсность (степень развитости поверхности, размеры ее площади). Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.

Получение коллоидных растворов типа “Т/Ж” методами диспергирования малорастворимого вещества (суспензии) и химической конденсации в результате реакции обмена или гидролиза (гидрозоли). Размеры коллоидных частиц в суспензиях и золях. Принципиальное отличие золя от суспензии. Коагуляция как процесс перехода золя в суспензию в результате внешних воздействий на дисперсную систему. Коагуляция золей электролитами. Правило Шульце-Гарди.

Светорассеяние (мутность) как внешний признак коллоидных растворов. Эффект Тиндаля. Связь между длиной волны видимого света и степенью его рассеяния на коллоидных частицах, практическое значение светорассеяния.

Избыточная поверхностная энергия как следствие нескомпенсированности сил молекулярного взаимодействия на границе раздела фаз. Поверхностное натяжение как мера поверхностной энергии. Изменение состава и заряда поверхностного слоя (адсорбция) и уменьшение площади поверхности - два самопроизвольных процесса снижения поверхностной энергии. Абсолютная и избыточная адсорбция. Обоснование формы мелких капель жидкостей и газовых пузырей.

Поверхностно-активные вещества (ПАВ). Строение молекул ПАВ и их ориентация в поверхностном слое в соответствии с правилом уравнивания полярностей контактирующих фаз. Адсорбция на поверхности раствор ПАВ - воздух. Зависимость поверхностного натяжения раствора от концентрации ПАВ. Строение поверхностного слоя, предел адсорбции (частокол Ленгмюра). График изотермы мономолекулярной адсорбции Ленгмюра. Поверхностная активность и ее изменение в гомологическом ряду низших спиртов и карбоновых кислот. Правило Дюкло-Траубе.

Коллоидные ПАВ - особенности строения и поведения в водных растворах. Мицеллообразование, форма мицелл, явление солюбилизации. Механизм моющего действия коллоидных ПАВ (мыла, стиральные порошки).

Адсорбция газов и паров на поверхности твердых адсорбентов. Получение активированных углей. Силикагели. Принцип работы противогаза, адсорбционные способы удаления паров воды на силикагелях. Необходимые условия избирательной адсорбции ПАВ из растворов. Биологическое значение избирательной адсорбции, применение активных углей в медицинской практике при отравлениях и очистке воды от органических примесей. Ориентация молекул ПАВ в поверхностном слое.

Хроматография как физико-химический метод разделения и анализа смесей веществ, основанный на процессах адсорбции. Принципиальная схема хроматографического опыта. Вид хроматограмм и информация, получаемая с их помощью.

Объёмный (титриметрический) анализ. Основные понятия: титрование, титрант, точка эквивалентности и способы её фиксирования. Расчёты в объёмном анализе. Закон эквивалентов и его математическое выражение.

Сущность метода нейтрализации. Титранты, их стандартизация, кислотно-основные индикаторы. Алкалиметрическое определение сильных кислот (серной) в растворе в присутствии фенолфталеина и метилоранжа. Ацидиметрическое определение карбоната натрия в растворе.

Массообменные процессы.

Системы с “прямой” меткой, физико-химические основы их действия. Примеры использования.

Системы с “непрямой” меткой. Комплексные соединения f-элементов как основа иммунофлюоресцентного анализа. Понятие о радиоиммунном анализе. Примеры использования.

Физико-химические основы фиксированного окрашивания биопрепаратов. Примеры использования в гистологии, микробиологии, патанатомии.

А.В.Суворов, А.Б.Никольский. Вопросы и задачи по общей химии.-СПб: Химиздат,2002.-304с.

6. Химический практикум Методические указания для студентов естественнонаучных направлений и специальностей/Н.В.Грищенко и др., Сыктывкар, 90с.,2015

Общая химия: учебник. А.В.Жолнин/Под ред. В.А.Попкова

Электронная библиотека студента (ЭБС) www.studmedlib.ru

Примерные варианты экзаменационных билетов

Экзаменационный билет №

1. Равновесие осадок малорастаоримого электролита – его насыщенный раствор. Произведение растворимости. Условия образования осадка. Вычислите массу ионов серебра в 250 см³ насыщенного раствора хромата серебра, ПР(Ag₂CrO₄) =1,2∙10^-12.

2. Реакции необратимые и обратимые. Химическое равновесие. Принцип Ле–Шателье. Объясните, как изменится положение равновесия при увеличении концентрации первого реагента, давления, температуры для следующей обратимой реакции:

СО(г)+2Н₂(г) СН₃ОН(ж), ∆_r Н⁰₂₉₈ = – 127,8 кДж

3. Коллигативные свойства разбавленых растворов неэлектролитов и электролитов. Законы Рауля: понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения. Раствор, приготовленный растворением 10,1 г нитрата калия в дистиллированной воде массой 246 г, кипит при 100,4 ^оС. Вычислите изотонический коэффициент и кажущуюся степень диссоциации нитрата калия в этом растворе.

4. Уравняйте окислительно-восстановительную реакцию методом полуреакций, определите эквиваленты окислителя и восстановителя, запишите закон эквивалентов. Как определить возможность протекания данной реакции в указанном направлении?

KMnO₄+ KBr+ KOH→

5. В растворе содержится смесь белков: глобулина (ИЭТ=7), альбумина (ИЭТ=4,9) и коллагена (ИЭТ=4,0). При каком значении рН можно электрофоретически разделить эти белки?

Экзаменационный билет №

1. Буферные системы крови. Механизм буферного действия гидрофосфатной буферной системы крови, фосфатный резерв крови. Буферный раствор приготовлен смешением 12 мл раствора с молярной концентрацией гидрофосфата натрия 0,05 моль/л и 8 мл раствора с молярной концентрацией дигидрофосфата натрия 0,05 моль/л.; рК_а(H₃PO₄)_II = 6,8. Вычислите рН буферного раствора. Буферную емкость большую по кислоте или по щелочи имеет приготовленный буферный раствор?

2. Уравняйте окислительно-восстановительную реакцию методом полуреакций, определите эквиваленты окислителя и восстановителя, запишите закон эквивалентов. Как определить возможность протекания данной реакции в указанном направлении?

PH₃ + Br₂ + H₂O →

3. Осмос и его роль в организме и медицинской практике. Закон Вант-Гоффа для расчета осмотического давления растворов электролитов и неэлектролитов. Физиологические растворы. Что произойдет с эритроцитами при 37 ^оС в 2%-ном растворе глюкозы (ρ=1,006 г/мл)?

4. Равновесие в растворе слабого основания (на примере раствора аммиака). Константа и степень диссоциации, закон разбавления Оствальда. Раствор с массовой долей аммиака 10% и плотностью 0,956 г/мл называют нашатырным спиртом. Вычислите рН в этом растворе.

5. Жесткость воды, виды жесткости. Способы устранения и определения временной жесткости воды. В мерной колбе вместимость 100 мл содержится раствор питьевой соды (NaHCO₃). На титрование 10 мл раствора гидрокарбоната натрия в присутствии индикатора метилоранжа израсходовано 12,4 мл стандартного раствора с молярной концентрацией эквивалента серной кислоты 0,1 моль/л. Вычислите массовую концентрацию ρ(NaHCO₃ ) в растворе.

Программа по химии, спец. «лечебное дело»

 

Современные представления о структуре атома. Квантовые числа. Электронная конфигурация атомов, ионов. Правила Клечковского, Хунда, принцип Паули.