Химическая термодинамика и её применение к биосистемам

ВОПРОСЫ К ЗАЧЁТУ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

ДЛЯ СТУДЕНТОВ 1 КУРСА ПЕДИАТРИЧЕСКОГО ФАКУЛЬТЕТА

(2012-2013 учебный год)

Часть I. Теория

Химическая термодинамика и её применение к биосистемам

1. Основные понятия термодинамики: термодинамическая система, окружающая среда, термодинамические параметры, термодинамическое состояние, термодинамический процесс (определение, классификация, примеры).

2. Внутренняя энергия. Энтальпия. Теплота и работа – две формы передачи энергии.

3. Первое начало термодинамики: формулировки, связь с ЗСЭ. Применение первого начала термодинамики к биосистемам.

4. Значение и сущность 2 начала т/д. Необратимость самопроизвольных процессов Свободная и связанная энергия.

5. Энтропия с точки зрения классической термодинамики (энтропия как мера связанной энергии). Определение энтропии, расчет энтропии веществ в различных процессах (изотермический, изобарный, изохорный), стандартная энтропия, расчет S химической реакции.

6. Свойства энтропии: зависимость от температуры, агрегатного состояния, плотности, давления (объема), модификации и сложности строения вещества.

7. Энергия Гиббса. Уравнение Гиббса G как критерий самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов. Экзергонические и эндергонические процессы

 

Химическая кинетика и её значение для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов

8. Классификация химических реакций. Реакции обратимые и необратимые, гомогенные и гетерогенные, простые и сложные, последовательные, цепные, сопряженные: определение, примеры.

9. Скорость химической реакции: определение, средняя и истинная скорости.

10. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ (закон действующих масс). Константа скорости.

11. Молекулярность элементарного акта реакции. Определение молекулярности сложной реакции.

12. Порядок реакции. Кинетические уравнения реакции нулевого, первого и второго порядков.

13. Зависимость скорости реакции от температуры: правило Вант-Гоффа, особенности температурного коэффициента для биохимических процессов, уравнение Аррениуса.

14. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции.

15. Прогнозирование смещения химического равновесия (принцип Ле-Шателье).

 

Растворы и их роль в жизнедеятельности

16. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды, обусловливающие её уникальную роль как единственного биорастворителя.

17. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля: формулировки, расчетные формулы.

 

 

18. Следствие из закона Рауля: понижение температуры замерзания раствора, повышение температуры кипения раствора.

19. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа: вывод, формулировка.

20. Осмотические свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент.

21. Гипо-, гипер-, изотонические растворы. Понятие об изоосмии (электролитном гомеостазе). Осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей.

22. Роль осмоса в биологических сиcтемах. Плазмолиз и цитолиз.

23. Закон разведения Оствальда: вывод, формулировка.

 

Буферные системы и их роль в организме человека

24. Буферные растворы и системы: определение, состав, классификация.

25. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для расчета рН кислотных и основных буферных систем.

26. Механизм действия буферных систем при добавлении кислоты и щелочи (на примере ацетатной, аммиачной и белковой), разбавлении водой.

27. Буферная емкость и факторы на нее влияющие. Зона буферного действия.

28. Буферные системы крови: состав, классификация. Механизм действия гидрокарбонатной, фосфатной и белковой буферных систем.

29. Понятие о кислотно-основном состоянии организма: определение, механизмы, регуляция.

 

Часть II. Задачи

Растворы ВМС. Свойства биополимеров

38. Объясните, как заряжаются молекулы альбумина плазмы крови при рН < 4,64 и при рН > 4,64.

 

Напишите соответствующие схемы реакций. ИЭТальбумина = 4,64.

39. ИЭТ гемоглобина и альбумина плазмы крови соответственно равны 6,8 и 4,64.

 

Укажите направление перемещения указанных ВМС при электрофорезе в буферной системе с рН = 5,1.

40. Желатин помещен в 0,01М раствор НCl.

 

Определите знак заряда молекул ВМС, если ИЭТ = 4,7.

ВОПРОСЫ К ЗАЧЁТУ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

ДЛЯ СТУДЕНТОВ 1 КУРСА ПЕДИАТРИЧЕСКОГО ФАКУЛЬТЕТА

(2012-2013 учебный год)

Часть I. Теория

Химическая термодинамика и её применение к биосистемам

1. Основные понятия термодинамики: термодинамическая система, окружающая среда, термодинамические параметры, термодинамическое состояние, термодинамический процесс (определение, классификация, примеры).

2. Внутренняя энергия. Энтальпия. Теплота и работа – две формы передачи энергии.

3. Первое начало термодинамики: формулировки, связь с ЗСЭ. Применение первого начала термодинамики к биосистемам.

4. Значение и сущность 2 начала т/д. Необратимость самопроизвольных процессов Свободная и связанная энергия.

5. Энтропия с точки зрения классической термодинамики (энтропия как мера связанной энергии). Определение энтропии, расчет энтропии веществ в различных процессах (изотермический, изобарный, изохорный), стандартная энтропия, расчет S химической реакции.

6. Свойства энтропии: зависимость от температуры, агрегатного состояния, плотности, давления (объема), модификации и сложности строения вещества.

7. Энергия Гиббса. Уравнение Гиббса G как критерий самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов. Экзергонические и эндергонические процессы