Занятие №7

9. Термодинамика, основные понятия и задачи. Параметры состояния (экстенсивные и интенсивные) и функции состояния системы.

10. Понятие внутренней энергии. Работа и теплота – две формы передачи энергии. Первое начало термодинамики. Изохорные и изобарные процессы. Тепловой эффект химической реакции. Энтальпия как функция состояния системы. Эндотермические и экзотермические процессы.

11. Первое начало термодинамики для изобарных процессов. Закон Гесса. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики химических и биохимических процессов. Стандартные энтальпии образования и сгорания. Следствия из закона Гесса.

12. Энергетическая ценность пищевых продуктов, обоснование рационов питания, основные задачи биоэнергетики.

13. Второе начало термодинамики, вклад С. Карно и Р. Клаузиуса. Энтропия как функция состояния системы. Критерии самопроизвольно протекающих процессов в изолированных системах. Связь энтропии с вероятностью состояния системы.

14. Применение первого и второго начала термодинамики к живым организмам. Математическое выражение второго начала термодинамики для открытых систем. Энергия Гиббса как функция состояния системы и критерий направленности процессов. Условия возможности протекания реакций в прямом направлении. Математическое выражение, связывающее изменение энергии Гиббса с изменениями энтальпии и энтропии. Расчет изменения энергии Гиббса по следствиям закона Гесса.

15. Экзергонические и эндергонические реакции. Понятие о сопряженных процессах. Коэффициент полезного действия биохимических процессов.

16. Современные представления о природе электрона. Характеристика энергетического состояния электрона с использованием квантовых чисел. Квантово-механическая модель атома.

17. Основные принципы заполнения электронной структуры атома (принцип минимума энергии). Деление атомов по подобию энергетических уровней на s-, p-, d-, f- семейства. Электронные и графические формулы для атомов и ионов.

18. Типы химических связей. Принцип образования ковалентной химической связи.

19. Метод валентных связей. Природа σ- и π-связей. Понятие о гибридизации атомных орбиталей. Взаимосвязь типа гибридизации и структуры молекул.

20. Водородная связь.

21. Межмолекулярные взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное.

22. Зависимость энтальпии процесса от температуры. Энергия Гельмгольца. Уравнения Гиббса-Гельмгольца.

23. Термодинамика открытых систем.

24. Понятие о скорости химической реакции. Закон действующих масс.

25. Молекулярность и порядок реакции.

26. Влияние различных факторов на скорость химической реакции. Фармакокинетика.

27. Кинетические уравнения реакций нулевого, первого, второго порядков. Размерность константы скорости. Период полураспада. Кинетика сложных реакций.

28. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.

29. Энергия активации. Катализ. Катализаторы. Механизм их действия. Основы гомогенного катализа. Кислотно-основной катализ. Кинетика ферментативного катализа. Зависимость скорости реакции от концентрации фермента и субстрата. Кинетическое уравнение Михаэлиса-Ментен.

30. Обратимые и необратимые химические реакции. Условия возникновения химического равновесия. Признаки истинного химического равновесия.

31. Химический потенциал, физический смысл и математическое выражение.

32. Вывод закона действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия, способы ее выражения.

33. Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Влияние температуры на величину константы химического равновесия. Прогнозирование смещения химического равновесия. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

34. Понятие о стационарном состоянии живого организма, его характеристика. Сходство и отличие стационарного состояния от химического равновесия. Гомеостаз и адаптация организма.

35. Виды катализа в биохимических реакциях.

36. Фотохимические реакции.

37. Гомеостаз и его характеристики.

38. Принцип Ле-Шателье, практическое применение.

39. Растворы, определение. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды, обуславливающие ее роль в качестве единственного биорастворителя. Строение воды, образование межмолекулярных водородных связей.

40. Концентрация растворов, способы ее выражения. Массовая доля, молярная доля, молярная концентрация, моляльная концентрация, молярная концентрация эквивалента, титр.

41. Механизм и термодинамика процесса растворения. Растворение в жидкостях твердых, жидких и газообразных веществ. Характер изменения энтальпии и энтропии в процессе растворения. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.

42. Растворимость, единицы ее измерения.

43. Влияние температуры на процесс растворения.

44. Законы Генри, Дальтона и Сеченова. Применение этих законов при лечении кессонной болезни, лечении в барокамере, и исследовании электролитного состава крови.

45. Коллигативные свойства разбавленных растворов.

46. Диффузия. Закон Фика. Роль диффузии в процессах переноса веществ в биологических системах. Давление пара над раствором, причины его уменьшения. Закон Рауля.

47. Относительное понижение давления пара над раствором. Повышение температуры кипения растворов. Формулы расчета. Эбулиометрическая константа, эбулиометрический способ расчета молярной массы растворенного вещества. Понижение температуры замерзания растворов. Формулы расчета. Криометрическая константа, криометрический способ расчета молярной массы растворенного вещества.

48. Осмос. Условия, необходимые для проявления осмоса, механизм. Осмотическое давление, формулы расчета. Уравнение Вант-Гоффа. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Изотонические, гипертонические и гипотонические растворы, их применение в медицине. Гемолиз и плазмолиз.

49. Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Причина отклонения растворов электролитов от законов Рауля и Вант-Гоффа. Уравнение, связывающее степень диссоциации и изотонический коэффициент.

50. Основные положения протолитической теории кислот и оснований. Кислоты и основания по Бренстеду-Лоури, сопряженные кислоты и основания. Константы кислотности и основности. Показатели кислотности (рК_а) и основности (рК_в).

51. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели, рН биологических жидкостей. Расчет рН и рОН сильных и слабых электролитов. Изменение рН органов и тканей при различных заболеваниях. Ацидоз. Алкалоз. Способы их устранения.

52. Буферные системы. Механизм буферного действия систем I и II типа. Расчет рН буферных систем при добавлении сильной кислоты или сильного основания.

53. Буферное действие. Буферная емкость. Расчет буферной емкости по кислоте и по основанию. Факторы, влияющие на буферную емкость.

54. Буферные системы крови. Сравнительная буферная емкость буферных систем крови. Бикарбонатная, фосфатная, белковая, гемоглобиновая буферные системы. Механизм действия. Формулы для расчета.

55. Гидролиз солей, (АТФ), константы.

56. Роль гидролиза в биохимических процессах.

57. Лекарственные препараты, используемые для устранения алкалоза и ацидоза.

58. Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Строениекомплексных соединений.

59. Классификация и номенклатура. Получение комплексных соединений.

60. Внутрикомплексные соединения и их роль в биологических процессах. Полидентатные лиганды. Строение активного центра биологических комплексов: хлорофилла, гемоглобина, цианкобаламина, каталазы. Токсичность солей тяжелых металлов, взаимодействие их с комплексами биогенных металлов.

61. Антидоты: унитиол, комплексоны, британский антилюизит (БАЛ), тетацин, пенициламин.

62. Устойчивость комплексных соединений в растворах. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа устойчивости и константа нестойкости комплексного иона и их взаимосвязь с устойчивостью комплекса.

63. Комплексонометрическое титрование. Определение жесткости воды комплексонометрическим методом. Динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА) – трилон Б. Металлиндикаторы – кислотный хромовый черный (эриохром черный Т).

64. Гетерогенные равновесия и процессы. Константа растворимости. Условия образования и растворения осадков. Реакции, лежащие в основе образования неорганического вещества костной ткани гидроксидфосфата кальция. Явление изоморфизма: замещение в гидроксидфосфате кальция гидроксид ионов на ионы фтора, ионов кальция на ионы стронция. Остеотропность металлов.

65. Механизм функционирования кальциевого буфера.

66. Реакции, лежащие в основе образования конкрементов: уратов, оксалатов, карбонатов. Применение хлорида кальция и сульфата магния в качестве антидотов.

67. Классификация и сущность методов осадительного титрования. Аргентометрия.

68. Пространственная изомерия комплексных соединений.

69. Э лектронная теория окислительно-восстановительных реакций (ОВР) (Л.В.Писаржевский).

70. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в Периодической системе элементов и степени окисления элементов в соединениях.

71. Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная двойственность

72. Типы окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования. Составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного и ионно-электронного баланса.

73. Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов. Стандартные, реальные, формальные электродные и окислительно-восстановительные потенциалы (редокс-потенциалы). Уравнение Нернста-Петерса. Сравнительная сила окислителей и восстановителей.

74. Стандартное изменение энергии Гиббса и Гельмгольца окислительно-восстановительной реакции. Прогнозирование направления протекания ОВ реакций по разности ОВ потенциалов. Влияние лигандного окружения центрального атома на величину редокс-потенциала. Влияние среды и внешних условий на направление окислительно-восстановительных реакций и характер образующихся продуктов.

75. Классификация и сущность методов окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия, иодометрия.

76. Строение гемоглобина, каталазы, цианкобаламина и цитохромов. Их применение в медицине.

77. Физико-химические принципы транспорта электронов в электронотранспортной цепи митохондрий.

78. Механизм действия редокс-буферных систем.

79. Токсическое действие окислителей (нитраты, нитриты, оксиды азота). Обезвреживание кислорода, пероксида водорода, супероксид-иона. Применение редокс-реакций для детоксикации.

80. Совмещенные равновесия и конкурирующие процессы разных типов. Константа совмещенного равновесия.

81. Биогенные элементы. Органогенные элементы и их роль в живой клетке. Металлы жизни.

82. Классификация химических элементов в организме по В.И. Вернадскому.

83. Роль макро- и микроэлементов в живом организме.

84. Содержание в организме, топография, биологическая роль лития, натрия, калия, кальция, магния, алюминия, бора, бария, углерода, кремния, азота, фосфора, мышьяка, кислорода, хлора, серы, фтора, брома, йода, меди, серебра, золота, цинка, молибдена, марганца, железа, хрома, кобальта.

85. Концентрирование химических элементов в органах, тканях и биологических жидкостях человека. Эндемические заболевания.

86. Химия элементов IА и IIА групп. Уровни содержания биогенных элементов в различных органах и тканях.

87. Химия элементов IIIВ – VВ, VIВ, VIIВ, VIIIВ, IВ, IIВ групп. Применение радиоактивных элементов в медицине, кинетика радиоактивного распада. Роль d-элементов в медицине. Особенности экологической обстановки в Тюменской области.

88. Химия элементов IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА групп. Химико-токсикологическое значение р-элементов.

89. Механизмы образования активных форм кислорода в организме человека.

Ситуационные задачи к контрольной работе:

1. Чему равна молярная концентрация 0,9% раствора хлорида натрия (r = 1,0 г/мл)?

2. Как приготовить 5% раствор глюкозы из 20% раствора?

3. Концентрация глюкозы в сыворотке крови равна 3,5 ммоль/л, выразите концентрацию в мг%.

4. Гидроперит (содержит перекись водорода и мочевину) применяют как антисептическое средство. Одна таблетка соответствует 15 мл 3% раствора перекиси водорода. Сколько таблеток необходимо растворить в 100 мл воды для получения 1% раствора?

5. Для лечения впервые выявленных больных деструктивным туберкулезом вводят внутривенно 10% раствор изониазида из расчета 15 мг/кг массы тела. Рассчитайте объем в мл 10% раствора изониазида (r = 1,0 г/мл), который необходимо ввести больному массой 75 кг.

6. При окислении 1г улеводов выделяется………ккал, белков……..ккал, жиров…….ккал.

7. Теплота сгорания углеводов, белков и жиров составляет 17; 17 и 39 кДж/г. Среднесуточная потребность в белках, жирах и углеводах для студентов – мужчин составляет 100; 80 и 350 г. Какова суточная потребность студентов – мужчин в энергии?

8. Химические процессы, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы и во внешнюю среду выделяется теплота, называются…………

9. Закон действующих масс устанавливает зависимость между скоростью химической реакции и …….

10. Повышение скорости биохимических реакций при введении в систему фермента объясняется………..

11. Сродство фермента к субстрату можно оценить по величине…………..

12. Реакция разложения пероксида водорода в водном растворе протекает как реакция первого порядка. Период полураспада при данных условиях 15,86 мин. Определите, какое время требуется для разложения 99% взятого количества пероксида водорода.

13. Опишите состояние эритроцитов при 310⁰К в растворах сахарозы с массовой долей 8% (плотность 1,03 г/мл) и глюкозы 2% (1,006 г/мл).

14. Определите молярную массу камфоры, если раствор 0,552 г камфоры в 17 г эфира кипит на 0,45⁰ выше, чем чистый эфир (К_э = 2,16 кг∙К/моль).

15. Буферная емкость фосфатной буферной системы по кислоте …….., по сравнению с буферной емкостью по основанию.

16. Максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов вносит ………. буферная система.

17. рН сыворотки крови - ….

18. Сколько молей эквивалента аскорбиновой кислоты необходимо ввести больному для нормализации крови при алкалозе, если рН его крови 7,65 (норма 7,45) общее количество крови 5 л, емкость по кислоте 0,05 моль/л.

19. Математическое выражение Кн([Cu(NH₃)₄]²⁺) имеет вид: …………

20. Биологическая роль гемоглобина – транспорт ………

21. Структурными формулами отразите строение активного центра биологического комплекса хлорофилла.

22. В какой последовательности будут выпадать осадки, если к раствору, содержащему в равных концентрациях ионы Ва²⁺ Sr²⁺ Ca²⁺ Pb²⁺, постепенно приливать раствор Na₂SO₄?

23. В состав зубной эмали входит …….. Использование фторсодержащих зубных паст приводит к …….. Пс, Кs ………….

24. Перечислите активные формы кислорода.

25. Используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и учитывая условия направленности процесса, определите, может ли бром в стандартных условиях окислить: воду до пероксида водорода; ион железа (II) до иона железа (III); ион марганца (II) до перманганат - иона?

26. Укажите с какой целью используются в медицине следующие вещества и их растворы: Na₂SO₄·10Н₂О, NaCl, NaHCO₃, Na₂B₄O₇, KBr, KCl, MgO, MgSO₄·7Н₂О, CaCl₂, CaSO₄, BaSO₄.

27. Напишите уравнения гидролиза карбоната и гидрокарбоната натрия, укажите рН раствора. Почему нельзя применять раствор карбоната натрия для полоскания горла при воспалении?

28. В хирургической практике применяется раствор пероксида водорода с массовой долей 3%. Сколько миллилитров раствора пероксида водорода с массовой долей 26% (ρ = 1,1 г/мл) необходимо взять для приготовления 500 мл 3% раствора (ρ = 1,05 г/мл)?

29. При некоторых заболеваниях в организм вводят раствор хлорида натрия с массовой долей 0,9%, называемый физиологическим. Вычислите сколько воды и соли нужно взять для приготовления 1 л физиологического раствора, плотность которого 1,005 г/мл.

30. Каким свойством должно обладать вещество, которое используется как противоядие перманганату калия?

31. Раствор, содержащий 0,85 г хлорида цинка в 125 г воды, кристаллизуется при -0,23⁰С. Определите кажущуюся степень диссоциации хлорида цинка.

32. При 20⁰С осмотическое давление раствора, в 100 мл которого содержится 6,33 г компонента крови гематина (внутрикомплексное соединение железа), равно 243,4 кПа. Определите молярную массу гематина и молекулярную формулу, если известен элементарный состав гематина: С – 64,6%; Н – 5,2%; N – 8,8%; О – 12,6%; Fe – 8,8%.

33. Медный купорос (CuSO₄·5Н₂О) применяется в медицине как антисептическое и вяжущее средство. Определите массовую долю сульфата меди(II) в растворе, полученном при растворении 50 г медного купороса в 450 г воды.

34. Сульфат цинка применяется в виде 0,25% раствора, как глазные капли. Сколько нужно добавить воды к 25 г раствора сульфата цинка с массовой долей 2%, чтобы приготовить глазные капли?

35. Для компенсации недостатка «соляной кислоты» в желудочном соке применяют ее растворы как лекарственные формы. Сколько миллилитров хлороводородной кислоты с массовой долей 24% (ρ = 1,12 г/мл) необходимо для приготовления 200 мл 0,1 моль/л раствора HCl?

36. Напитки, содержащие в растворенном виде углекислоту, вызывают гиперемию слизистых оболочек, и усиливают секреторную активность желудочно-кишечного тракта. Найти концентрацию ионов водорода в 0,01 моль/л растворе угольной кислоты. К(Н₂СО₃) = 4,5·10^-7.

37. Сколько таблеток йодида калия необходимо назначать в сутки детям и взрослым, если потребность в йоде для детей составляет 50 мг, а для взрослых 200 мг. Одна таблетка йодида калия имеет массу 130 мг.

Основная литература: 1-7.

Дополнительная литература: 1-24.