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.

Приведите формулы 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).

К_и (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.

К_д (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 К_н 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 К_н = 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