Тема 1 Строение вещества. Типы реакции
 Скачать 132 Kb.
|
|
Тема 1: Строение вещества. Типы реакции. 1.1 Охарактеризуйте элементарные частицы, входящие в состав атома. Корпускулярно-волновой дуализм. 1.2 Назовите квантовые числа, их физический смысл. Объясните, как они рассчитываются. 1.3 Строение электронных оболочек атома. Понятия: уровень, подуровень, орбиталь. Охарактеризуйте понятие орбиталь. 1.4 Охарактеризуйте изотопы и изобары. Приведите примеры. Как изотопы используются в медицине, приведите примеры. 1.5 Принцип Паули: формулировка, физический смысл. Привести пример. 1.6 Правило Гунда: формулировка, физический смысл. Привести пример использования этого правила. 1.7 Принцип минимума энергии (правило Клечковского). Основное и возбужденное состояние, объясните на примере атома серы. 1.8 Виды гибридизации электронных орбиталей, физический смысл гибридизации. 1.9 Дайте определение ковалентной связи, охарактеризуйте её виды, приведите примеры. 1.10 Ионная связь, её характеристика. Приведите примеры соединений. Охарактеризуйте ионы. 1.11 Водородная и металлическая химическая связь, механизм образования этих связей. Биологическая роль водородной связи. 1.12 Свойства ковалентной связи: энергия ковалентной связи, длина ковалентной связи, насыщаемость и направленность ковалентной связи. 1.13 Межмолекулярные взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса, электростатическое взаимодействие, проекционное взаимодействие, дисперсионное взаимодействие). 1.14 Классификация химических реакций, основанная на природе переносимых частиц (перенос протолитический, редокс-перенос, реакции атомно-молекулярного обмена). Привести конкретные примеры. 1.15 Основные положения протолитической теории кислот и оснований. Примеры молекулярных и ионных кислот и оснований, сопряжены протолитических пар, амфолитов. 1.16 Что такое водородный показатель pH? Вывод водородного показателя pH, его применение? 1.17 Определение окислительно-восстановительной реакции. Типы редокс-реакций, примеры. 1.18 Основные понятия теории строения комплексных соединений (теория Вагнера). Определение понятий: центральный атом, лиганд, координационное число. 1.19 Типы комплексных соединений, имеющих биологическое значение: хелатные комплексы, многоядерные комплексы. Каким фактором определяется пространственное строение комплексных соединений. 1.20 Реакции атомно-молекулярного обмена: радикального, электрофильного и нуклеофильного замещения. Дать определение этим реакциям, привести примеры. 1.21 Среди перечисленных ниже реакций найдите окислительно-восстановительные; укажите окислитель и восстановитель для каждой из них, расставьте коэффициенты: а) CuSO4 + KJ → CuJ + … б) Cu2O + HCl → CuCl2 + … в) (NH4)2S + FeCl2 → FeS↓ + … г) FeCl3 + Na2S → FeCl2 + … д) MnO2 + KOH → K2MnO3 + … 1.22 Напишите уравнения реакций диспропорционирования в молекулярной и ионной формах: а) брома в горячем растворе гидроксида натрия; б) оксида азота (IV) в гидроксиде бария. 1.23 Напишите уравнения внутримолекулярных реакций окисления-восстановления, протекающих при нагревании: а) хлорида фосфора (V) (образуется P+3 и простое вещество); б) нитрата аммония (степень окисления меняет только азот). 1.24 В реакции: K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O, расставьте коэффициенты на основе электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. 1.25 Что такое кислота и основание с точки зрения протонной теории Бренстеда? Укажите сопряженную кислоту для следующих оснований: H2O, NH3, HPO42-. 1.26 Концентрация ионов [OH–] в растворе равна 6,5∙10–8 моль/л. Вычислите рН этого раствора. 1.27 Вычислите [H+] для следующих растворов: а) моча рН=6,0; б) слюна рН=6,7; в) кровь рН=7,4. 1.28 Назовите комплексное соединение: [Zn(NH3)4](OH)2. Укажите внутреннюю и внешнюю сферу, и комплексообразователь. 1.29 Назовите комплексное соединение: [Pt(NH3)4Cl2]Cl2. Напишите уравнение диссоциации этой соли по типу сильного электролита (первичная диссоциация). Укажите координационное число. 1.30 Дайте определение понятию «дентатность». Приведите примеры (напишите формулы) соединений с разной дентатностью (не менее трех соединений). 1.31 Классификация комплексных соединений с полидентатными лигандами. Приведите примеры (не менее трех соединений). 1.32 Даны реакции: а) CH3Br + NaOH → CH3OH + NaBr б) C6H6 + HONO2 → C6H5NO2 + H2O в) CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl Укажите тип каждой реакции (SR, SE, SN) и дайте объяснение. 1.33 Приведите примеры диссоциативных и ассоциативных процессов. 1.34 Проклассифицируйте следующие химические реакции: а) AlCl3 + 3KOH → 3KCl + Al(OH)3↓ б) Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O в) CH3–CH2–CH3 + Br2 → CH3–CHBr–CH3 + HBr г) C6H5–CH3 + Cl2 → C6H5–CH2–Cl + HCl д) CH3–CH2–CH2–CH2–CH3 →→ CH3–CH–CH2–CH3 ĆH3 Назовите продукты реакции. 1.35 Укажите число протонов, нейтронов и электронов в атоме азота и в следующих соединениях: NH3, HNO3, Ca(NO3)2. 1.36 Напишите электронную формулу азота углерода в основном и возбужденном состоянии. Объясните при каких условиях происходит переход из основного в возбужденное состояние. 1.37 Приведите примеры молекул в которых имеется одновременно ионная и ковалентная связь (не менее 7 соединений). 1.38 Каковы значения квантовых чисел (n, l, m) для орбиталей, входящих в 3d-подуровень? 1.39 Какой подуровень заполняется первым 5s или 4f? Почему? 1.40 Приведите примеры соединений между молекулами которых образуется межмолекулярная водородная связь, приведите схему образования водородной связи (не менее трех примеров). Для каких соединений характерна внутримолекулярная водородная связь. Тема 2. Элементы химической термодинамики 2.1. Понятие о термодинамической системе. Классификация систем и их характеристики. 2.2. Состояния термодинамических систем и их характеристики. Виды параметров, определяющих состояние термодинамических систем. 2.3. Понятие о термодинамическом процессе. Виды процессов в термодинамике. 2.4. Внутренняя энергия – как функция состояния термодинамической системы. Её определение, обозначение. Теплота и работа – две формы передачи энергии. 2.5. Первый закон термодинамики и его формулировки для различных типов термодинамических систем. 2.6. Энтальпия – как функция состояния системы, ее вывод и математическое выражение. 2.7. Тепловой эффект химических реакций и физико-химических процессов. Изменение энтальпии. Стандартная энтальпия. 2.8. Закон Гесса. Термохимические процессы и термохимические уравнения. Следствия из закона Гесса. 2.9. Применение первого начала термодинамики к биосистемам. 2.10. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Понятие о самопроизвольных процессах. Энтропия. Энтропия – как функция состояния системы. Изменение энтропии. 2.11. Второй закон термодинамики. Критерии самопроизвольно протекающих процессов в изолированных системах. 2.12. Энергия Гиббса – как термодинамическая функция состояния системы. 2.13. Энергия Гиббса – как термодинамический критерий самопроизвольно протекающих процессов при изобарно-изотермических условиях. Экз- и эндэргонические реакции. 2.14. Термодинамические условия равновесия. Роль энтропийного и энтальпийного факторов. Стандартная энергия Гиббса. 2.15. Примеры эндэргонических и экзэргонических реакций, протекающих в живом организме. Принцип энергетического сопряжения. 2.16. Принцип энергетического сопряжения на примере реакций гидролиза АТФ и переноса фосфата на другой субстрат. Какую роль для живого организма играет этот процесс в организме. 2.17. Роль питания для живого организма. Взаимосвязь между энергетикой организма и калорийностью питания. 2.18. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Химическое равновесие и равновесные концентрации веществ в системе. 2.19. Химическое равновесие и равновесные концентрации веществ в системе. Особенности химического равновесия. 2.20. Химическое равновесие и изменение скорости прямой и обратной реакций в процессе установления химического равновесия. 2.21. Константа химического равновесия. Закон действующих масс для химического равновесия. 2.22.. Взаимосвязь между энергией Гиббса и константой химического равновесия 2.23. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. 2.24. Влияние концентрации реагентов и давления на положение химического равновесия. 2.25. Влияние температуры и катализатора на химическое равновесие. 2.26. Напишите выражения первого и второго следствия из закона Гесса для расчета энтальпии реакции С2H5OH (ж) + 3O2 (г) -> 2CO2 (г) + 3Н2О (ж). 2.27. Напишите выражения первого и второго следствия из закона Гесса для расчета энтальпии реакции С3H6 (ж) + 9O2 (г) -> 6CO2 (г) + 6Н2О (ж). 2.28. Напишите выражение для расчета изменения энтропии реакции и оцените возможность самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе 2NO (г) + О2 (г) -> 2NO2 (г). 2.29. Напишите выражения для расчета изменения энергии Гиббса в результате химической реакции CO2 + 4H2 (г) -> CH4 (г) + 2H2O (г). 2.30. Определите энтальпию образования глицерина из энтальпии реакции 2C3H8O3 (ж) + 7O2 (г) -> 6CO2 (г) + 8H2O (ж); ∆Н = - 4590 кДж и стандартных энтальпий ∆Но(CO2 (г)) = - 394 кДж/моль ∆Но(Н2О (ж)) = -286 кДж/моль 2.31. Рассчитайте энтальпию образования этана из энтальпии реакции 2C2H6 (г) + 7O2 (г) -> 4CO2 (г) + 6Н2О (ж); ∆H = - 3119 кДж и стандартные энтальпии образования веществ: ∆Но(CO2 (г)) = - 394 кДж/моль ∆Но(Н2О (ж)) = -286 кДж/моль 2.32. Для процесса тепловой денатурации многих ферментов ∆H > 0 и ∆S > 0. Проанализируйте, может ли данный процесс протекать самопроизвольно? 2.33. Для процесса гидратации многих ферментов ∆H < 0 и ∆S < 0. Проанализируйте, может ли данный процесс протекать самопроизвольно? 2.34. Для процесса фотосинтеза – образование глюкозы из углекислого газа и воды, ∆H > 0 и ∆S < 0. Проанализируйте, может ли данный процесс протекать самопроизвольно? 2.35. При гидролизе любого пептида ∆H > 0? ∆S < 0. Проанализируйте, может ли данный процесс протекать самопроизвольно? 2.36. Рассчитайте изменение энергии Гиббса и определите направление реакции 2NO (г) + О2 (г) -> 2NO2 (г) при стандартных условиях, если стандартные энергии Гиббса образования веществ ∆Gо(NO (г)) = 87 кДж/моль; ∆Gо(NO2 (г)) = 52 кДж/моль. 2.37. Возможен ли прямой процесс для реакции 2C (тв.) + CO2 (г) -> 2CO (г), ∆Ho = 173 кДж/моль; ∆ Go = 120 кДж/моль. Какой фактор может изменить направление протекания реакции? 2.38. В какую сторону сместиться равновесие химической реакции CO (г) + H2O (г) <-> CO2 (г) + Н2 (г); ∆Нo = 43 кДж а) при уменьшении концентрации воды, б) при увеличении температуры, в) при уменьшении давления. 2.39. В какую сторону сместится равновесие химической реакции N2 (г) + 3Н2 (г) <-> 2NH3 (г); ∆Hoх.р. = -92 кДж а) при увеличении температуры, б) при увеличении давления, в) при увеличении концентрации аммиака? 2.40. В каком направлении и по какой причине сместится равновесие в системе Hb (ж) + O2 (г) <-> HbO2 (ж), при увеличении парциального давления кислорода? 2.41. Какие воздействия на систему 2SO2 (г) + О2 (г) <-> 2SO2 (г) могут уменьшить выход продукта реакции? Ответ обоснуйте. 2.42. Какие воздействия на систему H2 (г) + I2 <-> 2HI (г) могут увеличить выход продукта реакции? Ответ обоснуйте. 2.43. В какую сторону сместиться равновесие химической реакции COCl2 (г) <-> CO (г) + Cl2 (г); ∆H = + 112?5 кДж а) при увеличении температуры; б) при повышении давления; в) при увеличении концентрации COCl2. 2.44. В каком направлении химическая реакция 3O2 (г) <-> 2O3 (г); ∆H = +184?6 кДж протекает самопроизвольно? Какие факторы будут определять протекание прямой реакции? 2.45. В каком направлении химическая реакция CO (г) + 2H2 <-> CH3OH (ж); ∆H = + 193,3 кДж протекает самопроизвольно? Как влияют энтальпийный и энтропийный факторы на направление протекания реакции? 2.46. Определите особенности биохимических процессов в живых системах. 2.47. Стационарное состояние открытых систем. Принцип Пригожина. 2.48. Применение основных законов и принципов термодинамики для биотехнологии. 2.49. Напишите выражение закона действующих масс для равновесия C (тв.) + CO (г) <-> 2CO2 (г). 2.50. Напишите выражение закона действующих масс для равновесия C2H2 (г) + H2 (г) <-> 2C2H4 (г). 2.51. Напишите выражение закона действующих масс для равновесия 2C2H5OH (ж) + O2 (г) <-> 2CH3CHO (ж) + 2H2O (ж). Литература: 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под редакцией Ю.А. Ершова. Москва: Высшая школа, 2003, с. 73-95; 2. Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого. Санкт-Петербург: Химиздат, 2000, с. 73-95; 109-199. 3. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия. Москва: ГЕОТАР Медиа, 2009, с. 150-!99. Тема 3. Растворы. 3.1. Роль воды и растворов в жизнедеятельности организма. Классификация растворов; значение растворов в медицине. 3.2. Физико-химические свойства воды, как универсального биорастворителя. Автопротолиз воды; константа автопротолиза воды. 3.3. Растворимость веществ в воде в зависимости от соотношения гидрофильных и гидрофобных свойств; факторы, влияющие на растворимость. 3.4.Термодинамика процесса растворения; роль энтальпийного и энтропийного факторов. Идеальный раствор. 3.5. Растворимость твердых и жидких веществ в жидкостях. Факторы, влияющие на растворимость. 3.6. Растворимость газов в жидкостях; законы Генри, Дальтона, Сеченова, биологическое значение. 3.7. Диффузия в растворах. Роль диффузии в процессах переноса веществ в биологических системах. 3.8. Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Закон Рауля. 3.9. Следствия из закона Рауля: понижение температуры замерзания раствора, повышение температуры кипения раствора. Сущность криометрических определений. 3.10. Объясните явление осмоса и осмотического давления. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент. 3.11. Электрическая проводимость растворов и факторы, влияющие на нее. Жидкости и ткани организма как проводники второго рода. 3.12. Удельная электрическая проводимость раствора, молярная электрическая проводимость электролита; их изменения в зависимости от концентрации раствора. 3.13. Электрическая подвижность ионов; зависимость ее величины от различных факторов. 3.14. Предельная молярная электрическая проводимость. Закон Кольрауша. 3.15. Кондуктометрия: сущность метода, использование в медико-биологических исследованиях. 3.16. Использование кондуктометрии для определения степени ионизации слабого электролита, констант кислотности, растворимости. 3.17. Кондуктометрическое титрование; преимущество по сравнению с титрованием с визуальной индикацией точки эквивалентности. 3.18. Кривые кондуктометрического титрования, определение точки эквивалентности. 3.19. Степень диссоциации (ионизации), сильные и слабые электролиты. Факторы, влияющие на степень диссоциации (ионизации). 3.20. Константа ионизации слабого электролита; взаимосвязь между степенью и константой диссоциации (ионизации). Закон разведения Оствальда. 3.21. Почему для характеристики сильных электролитов применяют термин « кажущаяся степень диссоциации»? Как можно определить эту величину? 3.22. Общие положения теории Дебая-Хюккеля. Активность, коэффициент активности. Ионная сила раствора. Чему равна ионная сила плазмы крови? 3.23. Роль электролитов в процессах жизнедеятельности организма. 3.24.Осмотические свойства растворов электролитов. Осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей и перфузионных растворов. Гипо-, гипер- и изотонические растворы. 3.25. Роль осмоса и осмотического давления в биосистемах. Понятие об изоосмии. Назовите стандартную величину этого состояния для организма. Приведите примеры фармакотерапевтического воздействия на осмотическое давление. 3.26. Регуляция водно-солевого обмена в организме. Понятие об эндоосмосе, экзоосмосе. Объясните явления цитолиза (лизиса), гемолиза, плазмолиза. 3.27. Особенности осморегуляции в живых системах. Осмотическое давление крови человека, как можно повлиять на его стандартную величину? Дайте пояснения. 3.28. Рассчитайте температуру кипения и температуру замерзания физиологического раствора (ω%(NaCl)=0,86%, i=1,95). E(H2O)= 0,52, K(H2O)=1,86 (Ответ: tкип.=100,150С, tзам.=-0,540С) 3.29. Установите, каким будет по отношению к плазме крови (изо- ,гипо- или гипертоническим) при t=370C раствор хлорида калия С(KCl)=0,01M, i=1,96. (Ответ: 50,5 кПа, гипотоническим) 3.30. Вычислите осмотическое давление раствора хлорида натрия с массовой долей 8% при 250С. Плотность раствора составляет 1,08 г/мл. (Ответ: 3658к Па) 3.31.Каким будет поведение эритроцитов в 2%-ном растворе глюкозы (гемолиз или плазмолиз) при 310 К? Объясните данное явление. Плотность раствора 1,006 г/мл. (Ответ: 287,95kПа, гемолиз) 3.32. Водный раствор хлорида натрия с концентрацией 0,1моль/л замерзает при температуре --0,3350С. Вычислите изотонический коэффициент NaCl в этом растворе. Плотность воды 1г/мл. (К=1,86). (Ответ: 1,876) 3.33. 2,25моль гидроксида натрия растворили в 750мл воды. Температура кипения полученного раствора равна 102,650С. Вычислите изотонический коэффициент NaOH в этом растворе. Плотность воды 1 г/мл. ( Е = 0,52) (Ответ: 1,7) 3.34. Осмотическое давление при 298 К водного раствора с концентрацией хлорида магния 0,1 моль равно 691 К Па. Вычислите изотонический коэффициент MgCl2 в растворе (Ответ:i= 0.52). 3.35. При 200С осмотическое давление раствора, в 100мл которого содержится 6,33г гематина, равно 243,4kПа. Определите его молярную массу. (Ответ: 633г/моль) 3.36. Вычислите константу растворимости хлорида таллия (I) при 298 К, считая раствор предельно разбавленным, если удельная электрическая проводимость его насыщенного раствора равна 2,4∙10-4 См/м. λº(Cl-)=76,4∙10-4 См∙м2/моль; λº(Tl+)=74,6∙10-4 См∙м2/моль (Ответ: 2,5·10-10 ) 3.38. Определите степень диссоциации в 0,01М растворе, если для этого раствора малярная электрическая проводимость равна 11,2∙10-4 Cм∙м2∙моль-1, а λº(OH-)=197,6∙10-4 Cм∙м2/моль; λº(NH4+)=73,6∙10-4 Cм∙м2/моль. (Ответ: 4,13%) 3.39. Рассчитайте рН желудочного сока человека, если молярная электрическая проводимость его при 37ºС равна 3,70∙10-2 Cм∙м2∙моль-1, а удельное сопротивление его 0,90 Ом∙м (Ответ: 1,52) 3.40. Определите относительное изменение концентрации минеральных солей в моче при заболевании почек, если удельная электрическая проводимость мочи человека уменьшается от 1,98 Cм∙м-1 до 1,12 Cм∙м-1, а отношение молярных электрических проводимостей равно 0,6. (Ответ: с1/c2 2,95) 3.41. Плазма крови начинает замерзать при -0,59ºС. Какова осмоляльность плазмы и каковое её осмотическое давление при температуре 37ºС? (Ответ: Cm=0.32осмоль/кг; росм.=820kПа) 3.42. Осмотическое давление крови в норме 740–780 kПа. Вычислите осмоляльность крови (t=37ºС). (Ответ: 0,287–0,303 моль/л) 3.43. При несахарном диабете осмолярность мочи может снижаться до 0,08 осмоль/л. Каково осмотическое давление мочи при t=37ºС? (Ответ: 206,10 kПа) 3.44. Вычислите ионную силу изотонического раствора хлорида кальция объемом 100мл, содержащего 2г хлорида кальция. (Ответ: 0,054 моль/л) 3.45. Рассчитайте степень диссоциации (ионизации) борной кислоты, если 12,4г её находится в 2л раствора. (Ответ: 8,5∙10-3%) 3.46. При отравлениях цианидами внутривенно вводят 2%-ный раствор нитрита натрия (ρ=1,011г/мл). Вычислите коэффициент активности ионов в этом растворе (Ответ: γ=0,56). 3.47. Вычислите значения активности ионов в растворе нитрата кальция (i=2,7), изотоничного крови. (Ответ: а(Са2+)=0,0308; а(NO3-)=0,136) 3.48. Рассчитайте активность иона цинка в растворах с массовой долей сульфата цинка 0,1%; 0,25%. Плотность раствора принять равной 1 г/мл. (Ответ: 0,00483 моль/л) 3.49. Константа диссоциации (ионизации) HCN 7,9∙10-10. Чему равна степень диссоциации (ионизации) HCN в 0,001 М растворе? (Ответ: 8,9∙10-4) Литература: 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под редакцией Ю.А. Ершова. Москва: Высшая школа, 2003, с. 42-95; 451-464. 2. Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого. Санкт-Петербург: Химиздат, 2000, с. 124-172. 3. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия. Москва: ГЕОТАР- Медиа, 2009, с.63-76, с. 240-285. 4. Лабораторный практикум по общей химии. Учебное пособие для студентов./ В. И. Гончаров, Л. И. Еременко, Т. А. Милащенко и др. - Ставрополь.-Изд.: СГМА. 2003, c.64-80. Тема 4. Кинетика и катализ. 4.1. Химическая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов. 4.2. Определение и формулы скорости химической реакции.. 4.3. Классификации химических реакций по агрегатному состоянию: гомогенные, гетерогенные, микрогетерогенные. Приведите конкретные примеры. 4.4. Понятие о механизме химических реакций. Простые и сложные реакции. Параллельные и последовательные реакции. 4.5. Охарактеризуйте сопряженные и цепные химические реакции. Приведите примеры. 4.6. Закон действующих масс (ЗДМ) – основной закон кинетики: его формулировка и математическая запись. 4.7. Константа скорости химической реакции, её физический смысл. Объясните, написав уравнение химической реакции по выбору. 4.8. Понятия молекулярности и порядка химической реакции. Что такое период полупревращения? 4.9.Кинетические уравнения реакций первого, второго и нулевого порядков. 4.10.Экспериментальные методы определения скорости и константы скорости реакции. 4.11.Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа; температурный коэффициент скорости реакции, его особенности для биохимических процессов. 4.12.Понятие о теории активных соударений. Энергия активации; связь между энергией активации и температурным коэффициентом скорости реакции. 4.13.Уравнение Аррениуса и его анализ; роль стерического фактора. 4.14.Понятие о теории переходного состояния; энергетический профиль реакции; связь между энергией активации и энтальпией реакции. 4.15.Приведите энергетические профили экзо - и эндотермической реакций. Дайте пояснения. 4.16.Энергия активации обратной реакции меньше энергии активации прямой реакции. Какая из двух реакций будет эндотермической? Ответ поясните. Приведите энергетический профиль реакции. 4.17. Энергия активации прямой реакции меньше энергии активации обратной реакции. Какая из двух реакций будет экзотермической? Ответ поясните. Приведите энергетический профиль реакции. 4.18. Катализ и катализаторы. Положительный и отрицательный катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. 4.19. Гомогенный катализ. Теоретические основы и механизм. Пример гомогенного катализа в химии. 4.20. Гетерогенный катализ. Теоретические основы и механизм. Пример гетерогенного катализа в химии. 4.21. Катализ. Энергетический профиль каталитической реакции и реакции без катализатора.Энергия активации каталитической реакции. 4.22. Катализ. Влияние катализатора на состояние химического равновесия. Изотерма равновесной реакции с катализатором и без катализатора. 4.23. Ферментативный катализ и его особенности. 4.24. Строение ферментов. 4.25. Свойства ферментов как биологических катализаторов. 4.26. Специфичность ферментов. Теории ферментативного катализа. 4.27. Влияние активаторов и ингибиторов на механизм действия ферментов. 4.28. Особенности кинетики ферментативных реакций. Влияние концентрации субстрата на скорость ферментативных реакций. 4.29. Уравнение Михаэлиса-Ментен. Взаимосвязь изотермы ферментативной реакции и уравнения Михаэлиса-Ментен.. 4.30. Анализ уравнения Михаэлиса-Ментен. Уравнение Михаэлиса-Ментен при низкой концентрации субстрата. 4.31. Анализ уравнения Михаэлиса-Ментен. Уравнение Михаэлиса-Ментен при средней концентрации субстрата. 4.32. Анализ уравнения Михаэлиса-Ментен. Уравнение Михаэлиса-Ментен при высокой концентрации субстрата. 4.33. Примеры ферментов в организме человека. Взаимосвязь фермент-субстрат для организма. 4.34. Обратимое и необратимое ингибирование. Конкурентное и неконкурентное ингибирование. 4.35. Сбалансированный состав пищи человека и роль ферментов в ЖКТ 4.36. Напишите выражение ЗДМ для скорости следующих реакций а) 4NH3 (г) + 5O2 (г) → 4NO (г) + 6H2O (ж); б) FeO (тв.) + CO (г) →Fe (тв.) + СО2 (г); в) С (тв.) + О2 → СО2 (г). 4.37. Определите молекулярность и порядок следующих реакций: а) AgCl (тв.) ↔ Аg+ (р-р) + Cl-(р-р) б) С12H22O11 (р-р) + H2O (р-р) -> С6Н12О6 (р-р) + С6Н12О6 (р-р); в) Н2 (г) + I2 (г) ↔2HI (г). 4.38. Напишите выражение константы скорости для следующих реакций: а) СО2 (г) + 4H2 (г) -> CH4 (г) + 2Н2О (г); б) ВаSO4 (тв.) -> Ba2+ (р-р) + SO42- (р-р); в) 2С (тв.) + CO2 (г) -> 2CO (г). 4.39. Как изменится скорость химической реакции 2Fe (тв.) + Сl2 (г) → COCl2 (г), если концентрации исходных веществ увеличить в три раза? 4.40.Температурный коэффициент константы скорости равен 2,5. Как нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 25 раз? 4.41. Химическая реакция при 100С заканчивается за 16 мин. При какой температуре она закончится за 1 мин, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2? 4.42.Во сколько раз уменьшится скорость окисления глюкозы при гипотермии, если температура тела падает с 36,6 до 270С, а температурный коэффициент данной реакции равен 1,3? 4.43. Определите направление реакции при следующих концентрациях: Н2(г) + I2(г)↔2НI(г): а) с (Н2)=с(I2)=0,01моль/л; c(НI)=1моль/л; б) с (Н2)=с(I2)=0,1моль/л; c(НI)=0,01моль/л 4.44. При 300 К константа равновесия реакции L-глутамат + пируват ↔2-оксоглутарат + L-аланин равна 1,11. В каком направлении будет идти реакция при следующих концентрациях: L-глутамат = пируват=3*10-5моль/л; 2-оксоглутарат=L-аланин=3*10-3 моль/л? Литература: 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под редакцией Ю.А. Ершова. Москва: Высшая школа, 2003, с. 391-423; 2. Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого. Санкт-Петербург: Химиздат, 2000, с. 96-120. 3. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия. Москва: ГЕОТАР Медиа, 2009, с. 200-229. Номера вопросов соответствующих номеру варианта к контрольной работе №1.
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||