Комплексные соединения: строение, роль в организме, применение в медицине

ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ: ОБЩЕЙ И БИООРГАНИЧЕСКОЙ

(2012-2013 учебный год)

 

Часть I. Теория. Общая химия

 

Химическая термодинамика и её применение к биосистемам. Термохимия

 

1. Основные понятия термодинамики: система, параметры, состояние, процесс (определение, классификация, примеры).

2. Внутренняя энергия. Энтальпия. Теплота и работа – две формы передачи энергии.

3. Первое начало термодинамики: формулировки, применение к биосистемам.

4. Закон Гесса: формулировка, следствия, практическое значение.

5. Второе начало термодинамики: формулировки Клаузиуса и Томсона. Свободная и связанная энергия.

6. Энтропия с точки зрения классической термодинамики (энтропия как мера связанной энергии). Определение энтропии, расчет энтропии веществ в различных процессах (изотермический, изобарный, изохорный), стандартная энтропия, расчет DS химической реакции.Свойства энтропии.

7. Энтальпийный и энтропийный факторы, энергия Гиббса. Уравнение Гиббса. DG как критерий самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов.

 

Химическая кинетика и её значение для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов

 

8. Классификация химических реакций. Реакции обратимые и необратимые, гомогенные и гетерогенные, экзотермические и эндотермические, простые и сложные, последовательные, цепные, сопряженные: определение, примеры.

9. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ (закон действующих масс). Константа скорости.

10. Молекулярность и порядок реакции. Определение молекулярности сложной реакции. Кинетические уравнения реакций нулевого, первого и второго порядков.

11. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа, особенности температурного коэффициента для биохимических процессов. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

12. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции.

13. Прогнозирование смещения химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

 

Растворы и их значение в процессах жизнедеятельности

14. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля: формулировки, расчетные формулы.

15. Следствие из закона Рауля: понижение температуры замерзания растворов, повышение температуры кипения растворов.

16. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа: вывод, формулировка.

17. Осмотические свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент.

18. Гипо-, гипер-, изотонические растворы. Понятие об изоосмии (электролитном гомеостазе). Осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей.

19. Роль осмоса в биологических системах. Плазмолиз и цитолиз. Зависимость степени гемолиза эритроцитов от концентрации раствора NaCl.

 

Буферные системы и их роль в организме человека

 

20. Буферные системы: определение, состав, классификация. Уравнения Гендерсона-Гассельбаха для расчета рН буферных систем.

21. Механизм действия буферных систем при добавлении кислоты и щелочи (на примере ацетатной, аммиачной и белковой буферных систем), разбавлении водой.

22. Буферная емкость и факторы на нее влияющие. Зона буферного действия.

23. Буферные системы крови: состав, распределение в плазме и эритроцитах, механизм действия гидрокарбонатной, фосфатной, белковой буферных систем, рН крови в норме, рН артериальной и венозной крови.

24. Понятие о кислотно-основном состоянии организма: определение, значение для процессов жизнедеятельности, щелочной резерв крови (%, ммоль/л).

 

Комплексные соединения: строение, роль в организме, применение в медицине

 

25. Координационная теория Вернера. Структура комплексных соединений.

26. Номенклатура комплексных соединений.

27. Константы нестойкости и устойчивости комплексных частиц.

28. Металлоферменты и другие биокомплексные соединения: гемоглобин и его производные, цитохромы, каталаза, пероксидаза, витамин В₁₂ (пространственное строение, функции, электронное строение и тип гибридизации комплексообразователя).

29. Металло-лигандный гомеостаз и причины его нарушения.