Кинетика и катализ. химическое равновесие.

ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЗАЧЕТУ (ЭКЗАМЕНУ) ПО ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ 1-го КУРСА ВСЕХ ФАКУЛЬТЕТОВ

ТЕРМОДИНАМИКА

1. Термодинамические системы (изолированные, закрытые, открытые, гомогенные и гетерогенные).

2. Параметры и функции состояния системы. Термодинамические процессы.

3. Внутренняя энергия (определение, составляющие, размерность). Энтальпия.

4. Первое начало (закон) термодинамики. Формулировки. Математическое выражение. Теплообмен и работа, как формы передачи энергии.

5. Термохимия. Закон Гесса и следствия из него. Стандартные теплоты образования и сгорания.

6.Термохимические уравнения реакций. Тепловой эффект химической реакции. Экзо- и эндотермические реакции.

7. Обратимые и необратимые процессы (реакции). Критерии самопроизвольного протекания процессов

8. Второе начало термодинамики. Различные формулировки его и математическое выражение.

9. Энтропия. Абсолютное значение энтропии. Расчет энтропии для химической реакции.

10. Энергия Гиббса. Термодинамические условия равновесия. Экзо- и эндо- эргонические процессы в организмах.

11. Третье начало (закон) термодинамики. Энтальпийный и энтропийный факторы.

 

Задачи

1. На основании закона Гесса рассчитайте энергетические затраты студента за сутки, если в сутки он употребляет: 8г белка, 80г жиров, 400 г углеводов. При сгорании 1 г белка, жира, углеводов выделяется 4,2; 9,5; 4,3 кДж соответственно.

2. DН° растворения СuSO₄ и СuSO₄ ^. 5Н₂О составляют соответ­ственно
–66,0кДж/моль и +11,7кДж/моль. Вычислить DН° гидрата­ции СuSO₄.

3. Вычислить количество теплоты, которое выделится при окислении глюкозы по реакции С₆Н₁₂О₆(т) +6О₂ (г) = 6СО₂(г) + 6 Н₂О(ж) при стандартных условиях, если теплоты образования веществ участвующих в реакции равны: -286 кДж/моль (Н₂О); -393 кДж/моль (СО₂); -1273 кДж/моль (С₆Н₁₂О₆).

4. Вычислить DН⁰ реакции С₂Н₅ОН(ж) + О₂(г) = СН₃СООН(ж) + Н₂О(ж) по стандартным теплотам сгорания веществ, участвующих в реакции:

-1371 кДж/моль (С₂Н₅ОН); -870 кДж/моль (СН₃СООН).

Кинетика и катализ. химическое равновесие.

1. Реакции простые, сложные, гомогенные и гетерогенные. Скорость гомогенных химических реакций и методы её измерения.

2. Закон действующих масс Гульберга и Вааге для скорости реакции. Константа скорости химической реакции, её физический смысл. Молекулярность и порядок реакции.

3. Зависимость скорости реакции от:

а) концентрации (закон действующих масс Гульберга и Вааге);

б) температуры (закон Вант-Гоффа); в) давления и катализатора.

4. Энергия активации. Катализ. Влияние катализатора на величину энергии активации. Виды катализа (гомогенный и гетерогенный)

5. Понятие об обратимых и необратимых химических реакциях.

Понятие о химическом равновесии. Константа химического равновесия и способы её выражения.

7. Даны обратимые реакции:

1) 2NO_(г) +O_2(г)«2 NO_2(г) – 66 кДж 2) 2SO_{2(г) ­}+ O_2(г)«2SO_3(г) – DН
3) CO_(г) + Cl_2(г)«COCl_2(г) + DН 4) 2CO_(г)«CO_2(г) + C_(т) + DН
5) 2SO_3(г)«2SO_2(г) + O_2(г) – DН 6) H_2(г) + I_{2 (т)}«2HI_(г) – DН

7) N_2(г) + O_2(г)«2NO_(г) – DН 8) 3H_2(г)­+ N_2(г)«2NH_3(г) + DН

Для каждой реакции напишите выражение для скорости прямой и обратной реакции и константу равновесия. Куда сместится равновесие данной реакции, если: а) увеличить или уменьшить концентрацию исходных веществ или конечных продуктов; б) увеличить или уменьшить давление; в) увеличить или уменьшить температуру?

Коллигативные свойства растворов

1. Коллигативные свойства растворов (перечислить и дать характеристику каждому из них).

2. Закон Рауля и следствия из него. Эбулиоскопическая и криоскопическая константы. Методы эбулиоскопии и криоскопии.

4. Осмос и осмотическое давление. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах.

5. Закон Вант-Гоффа для неэлектролитов и электролитов. Изотонический коэффициент, его физический смысл.

6. Гипо-, гипер-, изотонические растворы. Явление плазмолиза, гемолиза и изоосмии.

 

Задачи

1. В 300 г воды растворили 0,5 моля мочевины. Найти понижение давления насыщенного пара воды над раствором при 100°С (р_о=101,3 кПа).

2. В 180 г воды растворил 6 г мочевины с М_r(СО(NH₂)₂) = 60г/моль. Найти давление пара растворителя над раствором мочевины при 100°С (р_о=101,3 кПа).

3. Найдите температуру кипения 0,1моль/кг раствора NaCl (i = 1,92), а Кэб=0,563.

4. В 4 л воды растворили 1 моль глюкозы. Каково осмотическое давление раствора при 0°С? R=8,31 кПа л/моль-К.

Кислотно-основное равновесие. Гидролиз солей

1 Протолитическая теория кислот и оснований. Сила кислот и оснований.
Закон разведения Оствальда.

3. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды (ионное произведение воды).

4. Водородный показатель, как количественная мера активной кислотности и щелочности.

5. Типы протолитических реакций (ионизация, нейтрализация и гидролиз).

6. Даны соли: 2) натрия карбонат; 3) натрия сульфид; 5) железа (III) хлорид; 6) железа (II) нитрат; 7) меди (II) нитрат; 8) ацетат натрия; 10) аммония хлорид;

Для каждого случая напишите: а) формулу соли; б) укажите её тип; в) запишите её гидролиз; г) константу гидролиза; д) запишите формулу для расчета рН раствора данной соли.

 

БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

1. Механизм буферного действия. Факторы, определяющие рН буферной системы.

2. Буферная емкость, факторы, определяющие её значение.

3. Даны буферные системы: ацетатный, аммиачный, гемоглобиновый, оксигемоглобиновый, фосфатный, водородокарбонатный, аминокислотные, белковые. Для каждого из них записать: а) состав, б) механизм буферного действия, в) формулу для определения рН, зоны буферного действия и емкости каждого буфера по кислоте и щелочи.

 

Задачи

1. Рассчитайте значение рН аммиачного буфера, 1 л которого содержит 0,2 моля аммония оксида и 0,2 моля аммония хлорида (рК(NH₄OH)=4,75).

2. Вычислить величину рН аммиачного буфера, составленного из 200 мл 0,015М раствора аммония хлорида и 150 мл 0,02 М раствора аммония гидроксида.

3. К 100 мл крови добавили 36 мл 0,05 М раствора хлористого водорода. рН крови изменилось с 7,36 до 7,00. Рассчитайте буферную ёмкость крови по кислоте.

4. К 20 мл крови добавили 1,5 мл 0,02 М раствора натрия гидроксида. При этом рН крови изменилось от 7,44 до 7,6. Найдите буферную ёмкость крови по кислоте.

 

БИОГЕННЫЕ элементы. Комплексные соединения

1. Биогенное значение соединений s-, p-, d-элементов в организме.

2. Соединения d-элементов (Mn, Fe, Co, Cu, Zn, Mo) в организме.

3. Дано комплексное соединение (КС) …………………….

1) K₂[MnCI₄]; 2) K₂[Mn(CN)₆]; 4) К₄[Fe(CN)₆]; 5) К₃[Fe(CN)₆]; 7) К₂[Co(CN)₄]; 8) [Co(NH₃)₄]Cl₂; 11) [Cu(NH₃)₄]SO₄; 13) Na₂[Zn(OH)₄];

Для каждого из них дать: а) название

б) записать уравнение диссоциации данного комплексного соединения, как сильного электролита и указать внешнюю и внутреннюю координационные сферы.

в) записать уравнение диссоциации комплексного иона, как слабого электролита, указать комплексообразователь, лиганды, координационное число комплексообразователя

г) указать, какую конфигурацию имеет данный комплексообразователь и какой гибридизацией атомных орбиталей она обусловленна

д) указать тип и характер связи комплексообразователя и лиганд

ж) записать для данного комплексного иона константу нестойкости

 

ГЕТЕРОГЕННЫЕ ПРОЦЕССЫ И РАВНОВЕСИЯ

1. Гомогенные и гетерогенные системы. Условия образования и растворения осадков.

2. Гетерогенные равновесия в живых организмах (формирование неорганического вещества костной и зубной ткани).

3. Напишите уравнение реакции между: 1) СаСI₂ и Nа₃PО₄ 2) NiСI₂ и NаОН

5) СаСI₂ и Nа₂СО₃ 6) СоСI₂ и NаОН 7) FeCI₃ и NаОН 8) А1С1₃ и NаОН

Для каждого случая запишите: а) гетерогенное равновесие; б) выражение для константы растворимости для, выпадающего в осадок соединения; в) формулу для расчета К_s осадка и растворимости (s).

 

ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ

1. Поверхностные явления и их значение в биологии и медицине.

2. Поверхностная энергия и поверхностное натяжение. Поверхностно-активные (ПАВ), -инактивные (ПИВ) и -неактивные (ПНВ) вещества.

3.Сорбционные явления: адсорбция, абсорбция, десорбция, хемосорбция, капиллярная конденсация.

4. Понятие об адсорбенте, адсорбтиве и адсорбционном равновесии.

5. Молекулярная и полимолекулярная адсорбция.

6. Адсорбция на границе раздела твердое тело–газ и твердое тело–жидкость (раствор).

7. Адсорбция сильных электролитов – избирательная и ионообменная.

ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ

1. Дисперсные системы их классификация.

2. Природа коллоидного состояния. Роль электролитов стабилизаторов.

3. Конденсационные и дисперсные методы получения золей.

4. Идет химическая реакция образования гидрозоля:

1) серебра хлорида по реакции между серебра нитратом и избытком натрия хлорида

2) серебра хлорида по реакции между натрия хлоридом и избытком серебра нитрата

3) серебра иодида по реакции между серебра нитратом и избытком натрия иодида

4) серебра иодида по реакции между натрия иодидом и избытком серебра нитрата

5) бария сульфата по реакции между бария хлоридом и избытком натрия сульфата

6) бария сульфата по реакции между натрия сульфатом и избытком бария хлорида

7) фосфата кальция по реакции между кальция хлоридом и избытком натрия фосфата

8) фосфата кальция по реакции между натрия фосфатом и избытком кальция хлорида

Для каждого случая:

1) составьте хим. формулу мицеллы, укажите её химический состав

2) укажите, где в мицеллах возникают адсорбционный и электрокинетический потенциалы.

5. Кинетическая и агрегативная устойчивость коллоидных систем. Факторы, определяющие устойчивость коллоидной системы.

6. Коагуляция. Медленная и быстрая коагуляция. Коагуляция золей электролитами и смесями электролитов.

7. Порог коагуляции, его определение. Коагулирующая способность. Коллоидная защита.

БИООРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Омыляемые липиды

10. Липиды, жиры, классификация. Карбоновые кислоты высшего жирного ряда. Привести примеры.

11. Кислотный и щелочной (омыление) гидролиз жиров. Привести примеры.

12. Фосфолипиды (кефалины и лецитины), синтез и гидролиз (кислотный и щелочной).

α-аминокислоты. Белки и пептиды

13. α-аминокислоты. Классификация по строению радикала и дополнительным функциональным группам (привести примеры).

14. Кислотно-основные свойства α-аминокислот, их амфотерность показать на конкретных примерах).

15. Образование пептидов. Качественные реакции на белки.

16. Структуры белка (первичная, вторичная, третичная и четвертичная), стабилизирующие их факторы.

Углеводы

17. Важнейшие моносахариды: альдопентозы, альдогексозы, кетозы (привести примеры).

18. Цикло-цепная (оксо-окси) таутомерия углеводов на примере глюкозы и фруктозы.

19. Дисахарид мальтоза, её строение, цикло-цепная таутомерия. Восстанавливающие свойства.

20. Дисахарид лактоза, её строение, цикло-цепная таутомерия. Восстанавливающие свойства.

21. Дисахарид сахароза, её строение, гидролиз. Причина отсутствия восстанавливающих свойств у самой сахарозы и наличие их у продуктов гидролиза.

22. Строение крахмала, показать схематически. Указать типы связей между остатками моносахаридов в амилозе и амилопектине. Гликоген.

 

Нуклеиновые кислоты

26. Нуклеиновые кислоты, классификация, состав, функции.

27. Пиримидиновые азотистые основания, их лактам-лактимная таутомерия.

28. Пуриновые азотистые основания, их лактам-лактимная таутомерия.

29. Образование нуклеозидов и нуклеотидов (привести примеры).

30. Строение участка ДНК и РНК. Типы связей в нуклеиновых кислотах.

 

 

Экзаменационные вопросы по биохимии одобрены и утверждены на заседании кафедры общей и биологической химии 15 марта 2014 г. (Протокол № 6).

Рецензент - профессор кафедры биохимии Дагестанского государственного университета Н.К. Кличханов

 

 

Профессор Э.Р. Нагиев

 

 

ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЗАЧЕТУ (ЭКЗАМЕНУ) ПО ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ 1-го КУРСА ВСЕХ ФАКУЛЬТЕТОВ

ТЕРМОДИНАМИКА

1. Термодинамические системы (изолированные, закрытые, открытые, гомогенные и гетерогенные).

2. Параметры и функции состояния системы. Термодинамические процессы.

3. Внутренняя энергия (определение, составляющие, размерность). Энтальпия.

4. Первое начало (закон) термодинамики. Формулировки. Математическое выражение. Теплообмен и работа, как формы передачи энергии.

5. Термохимия. Закон Гесса и следствия из него. Стандартные теплоты образования и сгорания.

6.Термохимические уравнения реакций. Тепловой эффект химической реакции. Экзо- и эндотермические реакции.

7. Обратимые и необратимые процессы (реакции). Критерии самопроизвольного протекания процессов

8. Второе начало термодинамики. Различные формулировки его и математическое выражение.

9. Энтропия. Абсолютное значение энтропии. Расчет энтропии для химической реакции.

10. Энергия Гиббса. Термодинамические условия равновесия. Экзо- и эндо- эргонические процессы в организмах.

11. Третье начало (закон) термодинамики. Энтальпийный и энтропийный факторы.

 

Задачи

1. На основании закона Гесса рассчитайте энергетические затраты студента за сутки, если в сутки он употребляет: 8г белка, 80г жиров, 400 г углеводов. При сгорании 1 г белка, жира, углеводов выделяется 4,2; 9,5; 4,3 кДж соответственно.

2. DН° растворения СuSO₄ и СuSO₄ ^. 5Н₂О составляют соответ­ственно
–66,0кДж/моль и +11,7кДж/моль. Вычислить DН° гидрата­ции СuSO₄.

3. Вычислить количество теплоты, которое выделится при окислении глюкозы по реакции С₆Н₁₂О₆(т) +6О₂ (г) = 6СО₂(г) + 6 Н₂О(ж) при стандартных условиях, если теплоты образования веществ участвующих в реакции равны: -286 кДж/моль (Н₂О); -393 кДж/моль (СО₂); -1273 кДж/моль (С₆Н₁₂О₆).

4. Вычислить DН⁰ реакции С₂Н₅ОН(ж) + О₂(г) = СН₃СООН(ж) + Н₂О(ж) по стандартным теплотам сгорания веществ, участвующих в реакции:

-1371 кДж/моль (С₂Н₅ОН); -870 кДж/моль (СН₃СООН).

Кинетика и катализ. химическое равновесие.

1. Реакции простые, сложные, гомогенные и гетерогенные. Скорость гомогенных химических реакций и методы её измерения.

2. Закон действующих масс Гульберга и Вааге для скорости реакции. Константа скорости химической реакции, её физический смысл. Молекулярность и порядок реакции.

3. Зависимость скорости реакции от:

а) концентрации (закон действующих масс Гульберга и Вааге);

б) температуры (закон Вант-Гоффа); в) давления и катализатора.

4. Энергия активации. Катализ. Влияние катализатора на величину энергии активации. Виды катализа (гомогенный и гетерогенный)

5. Понятие об обратимых и необратимых химических реакциях.