Часть I. Теория. Общая химия
ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ: ОБЩЕЙ И БИООРГАНИЧЕСКОЙ
(2011-2012 учебный год)
Часть I. Теория. Общая химия
Химическая термодинамика и её применение к биосистемам. Термохимия
1. Основные понятия термодинамики: система, параметры, состояние, процесс (определение, классификация, примеры).
2. Внутренняя энергия. Энтальпия. Теплота и работа – две формы передачи энергии.
3. Первое начало термодинамики: формулировки, применение к биосистемам.
4. Закон Гесса: формулировка, следствия, практическое значение.
5. Второе начало термодинамики: формулировки Клаузиуса и Томсона. Свободная и связанная энергия.
6. 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 DS химической реакции.Свойства энтропии.
7. Энтальпийный и энтропийный факторы, энергия Гиббса. Уравнение Гиббса. DG как критерий самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов.
Химическая кинетика и её значение для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов
8. Классификация химических реакций. Реакции обратимые и необратимые, гомогенные и гетерогенные, экзотермические и эндотермические, простые и сложные, последовательные, цепные, сопряженные: определение, примеры.
9. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ (закон действующих масс). Константа скорости.
10. Молекулярность и порядок реакции. Определение молекулярности сложной реакции. Кинетические уравнения реакций нулевого, первого и второго порядков.
11. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа, особенности температурного коэффициента для биохимических процессов. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.
12. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции.
13. Прогнозирование смещения химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Растворы и их значение в процессах жизнедеятельности
14. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды, обусловливающие ее уникальную роль как единственного биорастворителя.
15. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля: формулировки, расчетные формулы.
16. Следствие из закона Рауля: понижение температуры замерзания растворов, повышение температуры кипения растворов.
17. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа: вывод, формулировка.
18. Осмотические свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент.
19. Гипо-, гипер-, изотонические растворы. Понятие об изоосмии (электролитном гомеостазе). Осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей.
20. Роль осмоса в биологических системах. Плазмолиз и цитолиз. Зависимость степени гемолиза эритроцитов от концентрации раствора NaCl.
Буферные системы и их роль в организме человека
21. Буферные системы: определение, состав, классификация. Уравнения Гендерсона-Гассельбаха для расчета рН буферных систем.
22. Механизм действия буферных систем при добавлении кислоты и щелочи (на примере ацетатной, аммиачной и белковой буферных систем), разбавлении водой.
23. Буферная емкость и факторы на нее влияющие. Зона буферного действия.
24. Буферные системы крови: состав, распределение в плазме и эритроцитах, механизм действия гидрокарбонатной, фосфатной, белковой буферных систем, рН крови в норме, рН артериальной и венозной крови.
25. Понятие о кислотно-основном состоянии организма: определение, значение для процессов жизнедеятельности, щелочной резерв крови (%, ммоль/л).
Комплексные соединения: строение, роль в организме, применение в медицине
26. Координационная теория Вернера. Структура комплексных соединений.
27. Номенклатура комплексных соединений.
28. Константы нестойкости и устойчивости комплексных частиц.
29. Металлоферменты и другие биокомплексные соединения: гемоглобин и его производные, цитохромы, каталаза, пероксидаза, витамин В12 (пространственное строение, функции, электронное строение и тип гибридизации комплексообразователя).
30. Металло-лигандный гомеостаз и причины его нарушения.
31. Термодинамические принципы хелатотерапии.
Углеводы
69. Моносахариды. Альдозы, кетозы. Пентозы, гексозы. Ксилоза, рибоза, 2-дезоксирибоза, глюкоза, манноза, галактоза, фруктоза: строение, цикло-оксо-таутомерия.
70. Дисахариды: строение, типы гликозидной связи, образование, гидролиз, цикло-оксо-таутомерия. Восстанавливающие (мальтоза, лактоза, целлобиоза) и невосстанавливающие (сахароза) дисахариды.
71. Гомополисахариды: крахмал (амилоза, амилопектин), гликоген, декстран, целлюлоза. Пектиновые вещества. Понятие о гетерополисахаридах.
Растворы
9. Раствор содержит 20 г глюкозы в 100 г воды.
Вычислите давление насыщенного пара растворителя над раствором при температуре 15 оС, если давление пара чистой воды при этой же температуре равно 23,75 мм рт. ст.
Рассчитайте молярную долю растворителя.
10. Раствор содержит 18 г глюкозы в 100 г воды.
Рассчитайте моляльность и температуру замерзания раствора.
11. Водный раствор одноатомного спирта, содержащий 0,874 г вещества в 100 мл воды, замерзает при температуре -0,354 оС.
Рассчитайте относительную молекулярную массу спирта и установите его формулу.
12. Осмотическое давление раствора объемом 250 мл, в котором содержится 20 г гемоглобина, равно 2855 Па (при 4 оС).
Установите молярную массу гемоглобина.
13. Водный раствор NaOH кипит при температуре 102,65 оС. Кажущаяся степень ионизации электролита равна 70%.
Определите массу NaOH, растворённую в 100 г воды.
14. 8,7 г K2SO4 растворили в 100 г воды.
Определите кажущуюся степень диссоциации полученного раствора, если его температура замерзания равна -1,83 оС.
15. Осмотическое давление 0,04 М раствора электролита при t = 0 оС составляет 2,178∙105 Па. Экспериментальное значение a = 0,7.
Определите число ионов, на которые диссоциирует электролит.
Буферные системы
16. В состав крови входит буферная система, состоящая из двух анионов.
Приведитеформулы её составных частей.
Назовите эту буферную систему.
Классифицируйте её по составу и природе компонентов.
Укажите зону буферного действия.
Напишите уравнения реакций, отражающих механизм действия (ионная форма).
17. Аммиачная буферная система состоит из двух составных частей.
Классифицируйте её по составу и природе компонентов.
Укажите интервал значений рН, внутри которого эта система обладает буферной емкостью.
Напишите уравнения реакций, отражающих механизм её действия (ионная форма).
Объясните, почему аммиачная буферная система не входит в состав крови.
18. В 200 мл фосфатного буферного раствора содержится 0,8 моль кислотного компонента и 1,6 моль солевого компонента.
Установите рН буферного раствора.
Объясните, входит ли рассчитанное значение рН в ЗБД ( рН: 6,2 – 8,2).
Ки (Н2РО4-) = 6,2×10-8 моль/л; lg 2 = 0,3; lg 6,2 = 0,79.
Классифицируйте буферную систему по составу и природе компонентов.
19. Концентрации кислотного и солевого компонентов фосфатной буферной системы (ФБС) относятся как 1:19.
Объясните, будет ли рН ФБС входить в зону буферного действия ( рН: 6,2 – 8,2).
Подтвердите ваше предположение расчетами.
Кд (Н2РО4-) = 6,2∙10-8 моль/л; lg 6,2 = 0,79; lg 19 = 1,28.
Укажите роль ФБС в организме человека.
20. Концентрация ионов водорода в крови больного равняется 2,46∙10-8 моль/л.
Рассчитайте рН крови (lg 2,46 = 0,39).
Назовите состояние, возникающее при данном нарушении КОС.
Укажите, чем характеризуется это состояние с точки зрения протолитического гомеостаза.
Комплексные соединения
21. Определите заряд комплексообразователя и его координационное число в комплексном ионе [Fe(C2O4)2(OH)2]3-.
Изобразите графически его структурную формулу.
Классифицируйте этот ион по природе лигандов.
Напишите выражение константы нестойкости.
22. Напишите формулу комплексного соединения, имеющего название: хлорид гексаамминхрома (III).
Изобразите графически структурную формулу внутренней сферы.
Классифицируйте соединение по заряду комплексной частицы, по электропроводности, по природе ионов внешней сферы и по природе лигандов.
Рассчитайте координационное число комплексообразователя.
Напишите выражение константы нестойкости.
23. Навеску технического хлорида кальция массой 0,2910 г растворили в мерной колбе на 100 мл. На титрование 10 мл полученного раствора израсходовано, в среднем, 9,6 мл раствора трилона Б с молярной концентрацией эквивалентов 0,05 моль/л.
Рассчитайте массовую долю хлорида кальция в исходной навеске. z(CaCl2) = 2.
24. Рассчитайте DG процесса [Fe(CN)6]4- ↔ Fe2+ + 6CN-, если Кн в стандартных условиях равна 10-35.
Изобразите графически структурную формулу комплексной частицы.
Классифицируйте её по природе лигандов.
Напишите выражение константы нестойкости.
25. Равновесные концентрации ионов Ag+ и молекул NН3 в растворе хлорида диамминсеребра (I) соответственно равны, моль/л: 3∙10-4 и 5∙10-3.
Напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации.
Определите концентрацию комплекса в этом растворе, если Кн = 6,8∙10-8.
Моносахариды
61. Напишите схемы реакций окисления D-глюкозы до глюконовой, глюкуроновой и глюкаровой кислот.
Укажите условия протекания реакций.
62. Напишите уравнения реакций взаимодействия a,D-рибофуранозы с уксусным ангидридом и гидролиза полученного продукта.
Назовите продукты первой реакции.
63. Напишите уравнения реакций образования глюкозо-1-фосфата, глюкозо-6-фосфата, фруктозо-1,6-дифосфата.
Объясните значение полученных продуктов в процессах жизнедеятельности.
64. Напишите уравнения реакций взаимодействия D-маннозы с СН3I и СН3ОН и гидролиза полученных продуктов.
Объясните отличие в протекании этих реакций.
Укажите роль среды в реакции гидролиза.
Дисахариды, полисахариды
65. Напишите уравнение реакции образования мальтозы.
Приведите её полное название.
Назовите тип гликозидной связи.
Объясните причину восстанавливающей способности мальтозы.
Подтвердите Ваш тезис уравнением реакции с аммиачным раствором Ag2O.
Укажите эффект реакции.
66. Напишите уравнение реакции образования лактозы.
Приведите её полное название.
Назовите тип гликозидной связи.
Объясните причину восстанавливающей способности лактозы.
Подтвердите Ваш тезис уравнением реакции с гидроксидом меди (II).
Укажите эффект реакции.
67. Напишите уравнение реакции образования сахарозы.
Приведите её полное название.
Укажите тип гликозидной связи.
Объясните причину отсутствия у сахарозы восстанавливающей способности.
68. Напишите формулы фрагментов молекул амилозы и амилопектина.
Назовите моносахаридные и дисахаридные звенья.
Укажите типы гликозидной связи.
Объясните отсутствие восстановительной способности у крахмала.
Перечислите отличия гликогена от амилопектина, способствующие выполнению его биологической роли.
69. Напишите формулы дисахаридных фрагментов молекул хондроитинсульфата и гиалуроновой кислоты.
Назовите типы гликозидной связи внутри дисахаридных фрагментов и между ними.
Укажите биологическую роль перечисленных гетерополисахаридов.
ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ: ОБЩЕЙ И БИООРГАНИЧЕСКОЙ
(2011-2012 учебный год)
Часть I. Теория. Общая химия