I. Химическая термодинамика и биоэнергетика

I. Химическая термодинамика и биоэнергетика

1. Предмет и задачи химической термодинамики. Химическая термодинамика как основа биоэнергетики. Системы: изолированные, закрытые, открытые. Понятие о фазе: гомогенные и гетерогенные системы. Процессы: изохорные, изобарные, изотермические, адиабатные.

2. Внутренняя энергия. Теплота и работа — две формы передачи энергии. Первый закон термодинамики. Изобарный и изохорный тепловые эффекты. Энтальпия.

3. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартные теплоты образования и сгорания. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики биохимических процессов.

4. Взаимосвязь между процессами обмена веществ и энергии. Применение первого закона термодинамики к биосистемам. Калорийность основных составных частей пищи и некоторых пищевых продуктов. Расход энергии при различных режимах двигательной активности.

5. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Термодинамически обратимые и необратимые процессы. Второй закон термодинамики. Стандартная энтропия. Критерии самопроизвольного протекания процессов и равновесного состояния

изолированных систем.

6. Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики. Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Энтальпийный и энтропийный факторы. Критерии самопроизвольного протекания процессов и равновесного состояния неизолированных систем. Экзо- и эндоэргонические процессы в организме. Принцип энергетического сопряжения.

7. Понятие о химическом равновесии. Константа химического равновесия и способы ее выражения: Кс, Кр, Ка.

8. Смещение химического равновесия при изменении температуры, давления и концентрации. Принцип Ле-Шателье. Уравнения изотермы и изобары химической реакции.

II. Химическая кинетика и катализ

9. Предмет и задачи химической кинетики. Химическая кинетика как основа, для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов. Реакции простые и сложные, гомогенные и гетерогенные.

10. Скорость гомогенных химических реакций и методы ее измерения. Зависимость скорости реакции от концентрации. Кинетические уравнения. Константа скорости реакции. Порядок реакции. Закон действующих масс для скорости реакции; область применения.

11. Кинетические уравнения реакций нулевого, 1-го и 2-го порядков. Период полупревращения. Молекулярность реакций.

12. Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции. Энергетический барьер реакции. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Понятие о теориях активных соударений и переходного состояния.

13. Понятие о кинетике сложных реакций: параллельных, последовательных, сопряженных, обратимых, цепных. Фотохимические реакции.

14. Механизм гомогенного и гетерогенного катализа. Энергетическая диаграмма каталитической реакции.

15. Ферменты как биологические катализаторы, особенности их действия. Общая схема действия ферментов.

III. Учение о растворах

16. Вода как универсальный растворитель в биосистемах. Физико-химические свойства воды, обусловливающие ее роль в процессах жизнедеятельности.

17. Термодинамика растворения. Энтальпийный и энтропийный факторы и их связь с механизмом растворения. Идеальные растворы.

18. Коллигативные свойства разбавленных растворов. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Полупроницаемые мембраны в организме. Осмолярность и осмоляльность биологических жидкостей и перфузионных растворов.

19. Осмотическое давление плазмы крови. Распределение воды в организме между клетками и внеклеточной жидкостью. Плазмолиз и гемолиз. Гипо-, гипер- и изотонические растворы в медицинской практике.

20. Давление насыщенного пара над раствором. Закон Рауля. Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора. Криоскопия. Эбуллиоскопия.

21. Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа, его физический смысл.

22. Элементы теории, растворов слабых и сильных электролитов. Константа ионизации слабого электролита. Закон разведения Оствальда.

23. Основные положения теории сильных электролитов. Активность и коэффициент активности. Ионная сила раствора.

24. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель — рН как количественная мера активной кислотности и щелочности. Интервал значений рН важнейших биологических жидкостей. Виды кислотности биологических жидкостей.

25. Основные положения протолитическойя теории кислот и оснований. Молекулярные и ионные кислоты и основания. Сопряженная протолитическая пара. Вода как амфипротонный растворитель. Типы протолитических реакций: реакции нейтрализации, гидролиза, ионизации. Гидролиз АТФ как универсальный источник энергии в организме.

26. Классификация буферных систем и механизм их действия.

27. Расчет рН буферных систем. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха. Буферная емкость.

28. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, гемоглобиновая, фосфатная и белковая. Понятие о кислотно-щелочном равновесии крови. Ацидоз и алкалоз.

29. Гетерогенные равновесия в системе «насыщенный раствор - осадок малорастворимого электролита». Константа растворимости (термодинамическая, концентрационная). Условия образования и растворения осадков.

30. Химический состав минерализованных тканей зуба и слюны. Физико-химические характеристики слюны. Гетерогенные равновесия в полости рта. Химические основы минерализации костной и зубной ткани и метода реминерализации. Применение фторсодержащих препаратов и зубных паст в стоматологии.

 

IV. Электродные и окислительно-восстановительные (ОВ)

Потенциалы и процессы

31. Электродные и окислительно-восстановительные (ОВ) потенциалы. Механизм возникновения электродного потенциала. Уравнение Нернста. Уравнение Петерса. Водородный электрод.

32. Химические и концентрационные гальванические элементы. Расчеты ЭДС. Прогнозирование направления окислительно-восстановительных процессов по стандартной энергии Гиббса и по величинам окислительно-восстановительных потенциалов.

33. Электроды сравнения и определения. Хлорсеребряный электрод. Ионосе-лективные электроды: стеклянный электрод.

34. Потенциометрическое титрование, его - сущность и использование в количественном анализе и медико-биологических исследованиях.

 

VII. Комплексные соединения

42. Координационная теория Вернера. Классификация и номенклатура комплексных соединений. Внутрикомплексные соединения. Хелаты.

43. Реакции комплексообразоваиия. Константы нестойкости и устойчивости комплексов. Характер связи в комплексах с точки зрения метода валентных связей. Комплексообразующая способность s-, р- и d-элементов.

I. Химическая термодинамика и биоэнергетика

1. Предмет и задачи химической термодинамики. Химическая термодинамика как основа биоэнергетики. Системы: изолированные, закрытые, открытые. Понятие о фазе: гомогенные и гетерогенные системы. Процессы: изохорные, изобарные, изотермические, адиабатные.

2. Внутренняя энергия. Теплота и работа — две формы передачи энергии. Первый закон термодинамики. Изобарный и изохорный тепловые эффекты. Энтальпия.

3. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартные теплоты образования и сгорания. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики биохимических процессов.

4. Взаимосвязь между процессами обмена веществ и энергии. Применение первого закона термодинамики к биосистемам. Калорийность основных составных частей пищи и некоторых пищевых продуктов. Расход энергии при различных режимах двигательной активности.

5. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Термодинамически обратимые и необратимые процессы. Второй закон термодинамики. Стандартная энтропия. Критерии самопроизвольного протекания процессов и равновесного состояния

изолированных систем.

6. Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики. Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Энтальпийный и энтропийный факторы. Критерии самопроизвольного протекания процессов и равновесного состояния неизолированных систем. Экзо- и эндоэргонические процессы в организме. Принцип энергетического сопряжения.

7. Понятие о химическом равновесии. Константа химического равновесия и способы ее выражения: Кс, Кр, Ка.

8. Смещение химического равновесия при изменении температуры, давления и концентрации. Принцип Ле-Шателье. Уравнения изотермы и изобары химической реакции.