Экзаменационные вопросы по химии для студентов специальностей «Лечебное дело» и «Стоматология»

Экзаменационные вопросы по химии для студентов специальностей

«Лечебное дело» и «Стоматология»

1. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования. Закон Гесса. Расчеты по следствию из закона Гесса. Термохимические процессы. Применение первого начала термодинамики к биосистемам.

2.Основные термодинамические функции состояния. Энтальпия. Энтропия. Энергия Гиббса. Расчет изменение значения энергии Гиббса при различных условиях. Эндергонические и экзергонические реакции, принцип энергетического сопряжения в биологических системах.

3.Предмет и основные понятия химической кинетики. Скорость, константа скорости химических реакций; их зависимость от природы реагирующих веществ, концентрации (закон действующих масс), температуры (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса). Применение методов химической кинетике в медицине, биологии, фармакологии, физиологии.

4.Понятие о теории активных соударений, энергия активации. Энергетический профиль экзо - и эндотермической реакций, проходящих без катализатора и в присутствии катализатора. Особенности каталитической активности ферментов.

5.Кинетическое и термодинамическое условия химического равновесия. Константа равновесия, ее зависимость от различных факторов. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье и принцип адаптивных перестроек для живых систем.

6.Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля и следствия из него: понижение температуры кристаллизации, повышение температуры кипения растворов. Осмос. Осмотическое давление. Встречаемость в медико-биологической практике.

7.Электролитическая диссоциация. Взаимосвязь между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита их зависимость от различных факторов. Расчет концентрации ионов сильного и слабого электролита. Физико-химические основы водно-электролитного баланса в организме.

8. Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Закон Рауля и следствия из него: понижение температуры кристаллизации, повышение температуры кипения растворов. Осмоляльность. Встречаемость в медико-биологической практике.

9.Осмотические свойства растворов электролитов. Осмолярность. Гипо-, гипер - и изотонические растворы. Изотонический коэффициент. Роль осмоса в биологических системах. Плазмолиз и цитолиз.

10.Ионное произведение воды. Водородный показатель. Определение рН водных растворов кислот, оснований и солей. Привести примеры значений рН различных биологических сред.

11.Буферные растворы и системы. Механизм буферного действия на примерах ацетатного, гидрокарбонатного, гидрофосфатного, аммиачного буфера.

12. Расчет рН протолитических (буферных) систем, зависимость рН от различных факторов. Зона буферного действия.

13.Буферная емкость по кислоте и основанию. Зависимость буферной емкости от разбавления. Расчет и анализ буферной емкости. Сопоставление значений буферной емкости по кислоте и буферной емкости по основанию.

14.Понятия о буферных системах крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая, оксигемоглобиновая, протеиновая. Понятие о кислотно-основном состоянии организма. Ацидоз. Алкалоз.

15. Взаимосвязь между буферными системами организма на уровне плазмы и эритроцитов крови. Процессы, протекающие в эритроците в легких (при вдохе, выдохе), в тканях. Сущность гидрокарбонат - хлоридного сдвига.

16. Ограниченная и неограниченная растворимость; ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные растворы. Гетерогенные равновесия и процессы. Константа растворимости, ее зависимость от различных факторов. Связь между константой растворимости и молярной растворимостью. Условия образования и растворения осадков.

17. Конкуренция за катион или анион: изолированное и совмещенное гетерогенное равновесие в растворах электролитов.

18.Реакции, лежащие в основе образования неорганического вещества костной ткани – гидроксиапатита. Механизм функционирования кальциевого буфера. Явление изоморфизма: замещение в гидроксиапатите гидроксид-ионов на ионы фтора, ионов кальция на ионы стронция, бериллия. Особенности процесса камнеобразования.

19.Строение и номенклатура комплексных соединений. Зависимость прочности комплексных соединений от различных факторов. Хелатные комплексные соединения. Физико-химические принципы хелатотерапии.

20. Диссоциация комплексного электролита. Константа нестойкости комплексного иона. Конкуренция за лиганд или за комплексообразователь: изолированные и совмещенные лигандообменные равновесия. Инертные и лабильные комплексы.

21. Роль комплексных соединений в организме. Представления о строении металлоферментов, металлоценов, полиядерных, макроциклических биокомплексных соединений на примере гемоглобина, цитохромов, ионофоров, кобаламинов. Физико-химические принципы транспорта кислорода гемоглобином.

22.Окислительно-восстановительные реакции. Факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций. Редокс системы различных типов. Редокс-потенциал. Уравнения Нернста-Петерса.

23.Прогнозирование направления редокс-процессов по величине редокс-потенциала. Стандартная ЭДС (∆φ о реакции), ее связь с изменением энергии Гиббса редокс-процесса.

24. Влияние лигандного окружения центрального атома на величину редокс-потенциала. Электрохимические процессы. Физико-химические принципы транспорта электронов в электронотранспортной цепи митохондрий. Токсическое действие окислителей (нитраты, нитриты, оксиды азота). Обезвреживание кислорода, пероксида водорода и супероксид-иона. Применение редокс-реакций для детоксикации.

25. Гальванический элемент. Процессы, протекающие на аноде и катоде. Расчет ЭДС.

26. Коррозия химическая и электрохимическая. Механизм действия. Возникновение ЭДС в полости рта при металлопротезировании.

27.Классификация дисперсных систем по степени дисперсности; по агрегатному состоянию фаз; по силе межмолекулярного взаимодействия между дисперсной фазой и дисперсионной средой. Ткани организма, как дисперсные системы различных типов (примеры).

28.Получение дисперсных систем. Мицелла - структурная единица золя, ее строение.

29.Свойства лиофобных коллоидных растворов: молекулярно-кинетические, оптические. Диализ, электродиализ, ультрафильтрация. Физико-химические принципы функционирования искусственной почки.

30. Устойчивость коллоидных растворов. Седиментационная, агрегативная и конденсационная устойчивость лиозолей. Факторы, влияющие на устойчивость лиозолей. Коагуляция. Порог коагуляции и его определение, правило Шульце-Гарди, явление привыкания. Взаимная коагуляция. Коллоидная защита и пептизация. Физиологическое значение процесса коагуляции для живых систем. Электрофорез, электроосмос: применение в медицине.

31.Понятие об адсорбции. Физическая адсорбция и хемосорбция. Уравнение Ленгмюра. Изотерма адсорбции.

32. Адсорбция ионов из растворов: ионная адсорбция и ионообменная адсорбция. Характерные особенности. Правило Панета - Фаянса - Пескова. Значение адсорбционных процессов для жизнедеятельности.

33. Абсорция. Абсорбция газов, законы Генри и Сеченова, способы предупреждения кессонной болезни.

34. Поверхностно-активные и поверхностно-неактивные вещества. Изменение поверхностной активности в гомологических рядах (правило Траубе). Изотерма адсорбции.

35.Зависимость величины адсорбции от различных факторов. Избирательная адсорбция. Значение адсорбционных процессов для жизнедеятельности. Физико-химические основы адсорбционной терапии, гемосорбции, применения в медицине ионитов.

ОБРАЗЕЦ ЭКЗАМЕНАЦИОННОГО БИЛЕТА

по дисциплине «Химия»

для студентов специальностей 31.05.01-Лечебное дело; 31.05.03- Стоматология

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 0

1.Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля и следствия из него: понижение температуры кристаллизации, повышение температуры кипения растворов.

2.Константа растворимости (ПР) хлорида свинца при 250 С равна1,6 10-5 . Определите концентрацию ионов свинца (Pb2+ ) в насыщенном растворе PbCl2 .

3.Расположите вещества в порядке уменьшения рН. Концентрация растворов 0,1 моль/л).

а) Fe(NO3)3 б) HClO4 в) Zn(OH)2 г) NaOH д) K2SO3

Для каждой из солей написать ионно-молекулярное уравнение гидролиза по первой ступени, указать тип гидролиза, кислотность среды.

4. Возможно ли в стандартном состоянии замещение лиганда в гексафтороферрат (Ш)-ионе на тиоцианат-ион. Для мотивированного ответа воспользуйтесь табличными значениями констант нестойкости.

Основой для определения оценки на экзамене служит уровень усвоения студентами материала, предусмотренного рабочей программой соответствующей дисциплины. Заведующий кафедрой несет личную ответственность за объективность и единообразие требований, предъявляемых на экзаменах, с учетом роли данной дисциплины в изучении других дисциплин и в дальнейшей деятельности выпускников.

Критерии оценки знаний и умений по дисциплине установлены кафедрой.

Оценка «отлично» выставляется, если студент дает полный и правильный ответ на поставленные в экзаменационном билете вопросы, а также на дополнительные:

а) обстоятельно раскрывает состояние вопроса, его теоретические и практические аспекты;

б) анализирует литературные источники по рассматриваемому вопросу;

в) имеет собственную оценочную позицию по раскрываемому вопросу и умеет аргументировано и убедительно ее раскрыть;

г) излагает материал в логической последовательности.

Оценка «хорошо» выставляется, если студент дает ответ, отличающийся обстоятельностью и глубиной изложения, но:

-  допускает несущественные ошибки в изложении теоретического материала, исправленные после дополнительного вопроса экзаменатора;

-  опирается при построении ответа только на материал лекций;

-  испытывает трудности при определении собственной оценочной позиции;

Оценка «удовлетворительно» выставляется, если студент в ответе на вопрос, допускает существенные ошибки. Студенту требуется помощь со стороны экзаменатора (путем наводящих вопросов, небольших разъяснений и т. п.). При ответе наблюдается нарушение логики изложения.

Оценка «неудовлетворительно» выставляется, если студент при ответе:

-  обнаруживает незнание или непонимание большей или наиболее существенной части содержания учебного материала;

-  не может исправить ошибки с помощью наводящих вопросов;

-  допускает грубое нарушение логики изложения.

Спецификация практических заданий раздела «Общая химия»

1.Химическая термодинамика:

-понятие энтропии, не производя расчетов, определить знак;

-энергия Гиббса, как критерий самопроизвольного протекания реакции, анализ энтальпийного и энтропийного факторов.

2. Химическая кинетика

- зависимость скорости реакции от концентрации, выражение закона действующих масс для гомогенных и гетерогенных реакций.

- зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа.

-дать понятие энергии активации, знать энергетический профиль для экзотермической и эндотермической реакции

-катализ, энергетический профиль каталитической реакции. Особенности каталитической активности ферментов.

- константа равновесия, как выражается, от каких факторов зависит

- смещение равновесия, принцип Ле-Шателье.

3.Учение о растворах

3.1Способы выражения состава вещества (массовая доля, молярная и моляльная концентрации, молярная концентрация эквивалента). Зная одну концентрацию, уметь расчитывать все остальные.

3.2.Коллигативные свойства разбавленных растворов:

-расчет понижение температуры кристаллизации, повышение температуры кипения растворов, осмотического давления; сравнение этих свойств для различных растворов электролитов и неэлектролитов.

- определение гипо-, гипер - и изотонических растворов. Плазмолиз и цитолиз. Осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей; что показывает изотонический коэффициент

3.3.Электролитическая диссоциация: диссоциация сильных и слабых электролитов; расчет концентрации иона в растворе по известной концентрации электролита; выражение для константы диссоциации слабого электролита; степень диссоциации, ее зависимость от различных факторов, закон разведения Оствальда; составление ионно-молекулярных уравнений

3.4.Ионное произведение воды. Водородный показатель

- расчет рН водных растворов сильных и слабых электролитов.

3.5.Гидролиз солей

-написание уравнений гидролиза по I ступени, определение кислотности среды

- знать факторы, усиливающие (подавляющие) гидролиз.

4.Основные химические явления и процессы в жизнедеятельности

4.1. Протолитические равновесия и процессы.

-для буферных растворов уметь определять сопряженную кислоту и основание;

- определять зону буферного действия по табличному значению рКа;

-делать расчет рН буферной системы;

-знать зависимость рН буферного раствора от различных факторов;

- рассчитывать буферную емкость по кислоте и основанию.

4.2. Гетерогенные равновесия и процессы.

-выражение для константы растворимости. Факторы, влияющие на растворимость

-определить возможно ли для нескольких данных ионов протекание изолированного или совмещенного гетерогенного равновесия

-расчет растворимости соли, нахождение массы иона в растворе, зная константу растворимости

-решение задачи на условие образования или растворения осадков

- явление изоморфизма: замещение в гидроксиапатите гидроксид-ионов на ионы фтора, ионов кальция на ионы стронция (написать формулы соединений)

4.3. Лигандообменные равновесия и процессы

- знать строение и номенклатуру комплексных соединений: для предложенного комплекса указать: комплексообразователь; лиганды; внутреннюю сферу; внешнюю сферу; координационное число; записать уравнение диссоциация комплексных электролитов; выражение для константы нестойкости;

-пользуясь табличными значениями констант нестойкости предложить реакцию замещения лигандов или комплесообразователя для предложенного комплексного соединения.

4.4. Редокс-равновесия и процессы

-уравнять предлагаемую реакцию, используя метод электронного баланса, указать окислитель, восстановитель; рассчитать Δφ реакции, пользуясь справочными данными, сделать вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.

4.5. Элементы электрохимических процессов

-составить схему гальванической цепи и рассчитать ЭДС элемента

-написание катодного и анодного процессов электрохимической коррозии металла.

5.Физико-химия дисперсных систем

-составлять формулу мицеллы, определять потенциалопределяющий ион;

- Определять ион, обладающий наименьшим порогом коагуляции для данного золя

Примечание: для решения задачи, мотивированного ответа на вопрос предлагается использовать комплект таблиц физико-химических величин.