Общие свойства растворов.
1. Правила техники безопасности и работы в химических и физических лабораториях с реактивами и приборами.
2. Раствор как гомогенная система. Растворитель, растворённое вещество. Концентрированные и разбавленные растворы.
3. Количественный состав раствора как одна из главных характеристик раствора.
4. Свойства воды и водных растворов.
5. Роль воды и растворов в жизнедеятельности.
6. Физико-химические свойства воды, обуславливающие ее уникальную роль как единственного биорастворителя.
7. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация), массовая концентрация (или титр).
8. Химический эквивалент, закон эквивалентов.
9. Эквивалентная масса вещества, её связь с молярной массой, фактор эквивалентности. Правила расчёта фактора эквивалентности для различных классов неорганических соединений.
10. Изменения эквивалента вещества (эквивалентной массы) в зависимости от реакций, в которых участвует вещество.
11. Зависимость растворимости веществ в воде от соотношения гидрофильных и гидрофобных свойств.
12. Растворимость веществ, растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. Влияние на растворимость различных факторов: коэффициент растворимости как количественная характеристика растворимости веществ.
Основы объемного анализа.
1. Объёмный анализ как раздел количественного анализа.
2. Стандартные растворы, способы их приготовления. Понятия «первичный стандарт» и «вторичный стандарт». Типовые расчёты по практическому приготовлению растворов.
3. Определение рН среды раствора: кислотно-основные индикаторы (теория индикаторов Оствальда), их интервалы перехода окраски. Универсальные индикаторы. Понятие о рН-метрии.
|
|
Протолитические реакции. Гетерогенные реакции в растворах электролитов.
1. Протонная теория кислот и оснований Брэнстеда и Лоури. Теория Льюйса.
2. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Степень диссоциации (α) электролита как количественная характеристика равновесия процесса ионизации. Деление электролитов на сильные и слабые по величине степени диссоциации. Факторы, влияющие на величину степени диссоциации.
3. Константа диссоциации как константа равновесия процесса диссоциации. Показатель константы диссоциации (рК).
4. Константа кислотности и основности. Связь между константой кислотности и основности в сопряженной протолитической паре.
5. Закон разбавления Оствальда, его физический смысл.
6. Влияние общего иона и противоиона на процесс равновесия электролитической диссоциации слабого электролита.
7. Расчёт рН в растворах сильных электролитов и слабых электролитов.
8. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза. Амфолиты.
9. Константа растворимости. Факторы, влияющие на константу растворимости.
10. Условия образования и растворения осадков.
11. Общая, активная и потенциальная кислотность растворов. Теоретические основы анализа желудочного сока (определение общей, активной и потенциальной кислотности).
Буферные растворы
1. Какие растворы называются буферными растворами
2. Классификация буферных растворов.
|
|
3. Механизм буферного действия. механизм действия буферных систем, их взаимосвязь и роль в поддержании кислотно-основного состояния организма;
4. Уравнение Гендерсона – Гассельбаха для определения рН и рОН протолитических буферных растворов.
5. Факторы, влияющие на рН и рОН буферных растворов.
6. Буферная ёмкость.
7. Зона буферного действия.
8. Количественное определение буферной ёмкости.
9. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая и протеиновая.
10. Взаимодействие буферных систем в организме.
11. Кислотно-основное равновесие.
12. Основные показатели КОР
13. Возможные причины и типы нарушений КОР организма.
Реакции замещения лигандов
1. Основные положения и понятия координационной теории
2. Классификация комплексных соединений.
3. Комплексообразующая способностьs-р-иd- элементов. Её причины.
4. Природа химической связи в комплексных соединениях с позиций метода валентных связей.
5. Влияние природы комплексообразователя на распределение электронов в ионе - комплексообразователе. Внешнеорбитальные и внутриорбитальные комплексные соединения.
6. Представления о строении металлоферментов и других биокомплексных соединений (гемоглобин, цитохромы, кобаламины).
7. Устойчивость комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных соединений, её связь с константой устойчивости.
8. Конкуренция за лиганд или за комплексообразователь: изолированное и совмещенное равновесия замещения лигандов.
9. Общая константа совмещенного равновесия замещения лигандов. инертные и лабильные комплексы.
|
|
10. Физико – химические принципы транспорта кислорода гемоглобином.
11. Металло – лигандный гомеостаз и причины его нарушения.
12. Механизм токсического действия тяжелых металлов и мышьяка на основе теории жестких и мягких кислот и оснований (ЖМКО.
13. Термодинамические принципы хелатотерапии.
14. Механизм цитотоксического действия соединений платины.
15. Значение комплексных соединений
Окислительно-восстановительное равновесие
1. Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов.
2. Уравнение Нернста, укажите все входящие в него величины.
3. Сравнительная сила окислителей и восстановителей.
4. Перечислите факторы, определяющие окислительно-восстановительные свойства элементов.
5. Прогнозирование окислительно-восстановительного процесса.
6. Константа окислительно-восстановительного процесса, какие факторы на нее влияют.
7. Токсическое действие окислителей.
8. Какова биологическая роль окислительно-восстановительных процессов?