Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Химия.doc
Скачиваний:
152
Добавлен:
28.02.2016
Размер:
5 Mб
Скачать

Вопросы, ситуационные задачи к зачету

Раздел 1. Строение вещества. Основы количественного анализа. Основные закономерности протекания химических процессов. Основные типы равновесий и процессов в жизнедеятельности. Химия биогенных элементов.

Тема №1. Введение в практикум. Основные законы химии. Классификация и номенклатура неорганических соединений. Способы выражения концентрации растворов. Основы количественного анализа.

  1. Техника безопасности и правила работы в химической лаборатории. Меры оказания первой помощи и правила поведения при несчастных случаях.

  2. Предмет и задачи химии. Место химии в системе естественных наук Связь химии с медициной. Основные этапы развития химии. Вклад отечественных и зарубежных ученых в развитие химии.

  3. Современные представления о природе электрона. Характеристика энергетического состояния электрона с использованием квантовых чисел. Квантово-механическая модель атома. Электронные и графические формулы для атомов и ионов.

  4. Типы химических связей. Принцип образования ковалентной химической связи. Метод валентных связей. Природа σ- и π-связей. Понятие о гибридизации атомных орбиталей. Взаимосвязь типа гибридизации и структуры молекул. Межмолекулярные взаимодействия.

  5. Определение понятий: эквивалент, фактор эквивалентности, количество вещества эквивалента, молярная масса эквивалента.

  6. Способы выражения концентрации растворов: а) массовая доля; б) молярная концентрация; в) молярная концентрация эквивалента; г) молярная доля растворенного вещества; д) моляльная концентрация; е) титр вещества. Формулы перехода от одних способов выражения концентрации к другим. Закон эквивалентов.

  7. Правила приготовления растворов различных концентраций. Виды мерной химической посуды и приемы работы с ними.

  8. Задачи количественного анализа. Классификация методов количественного анализа.

  9. Разновидность количественного анализа – титриметрический анализ Требования к реакциям, применяемым в титриметрическом анализе. Классификация титриметрического анализа по типу химической реакции (кислотно-основное, осадительное, окслительно-востановительное, комплексонометрическое); по типу титранта.

  10. Основные понятия: титрант, титрование, точка эквивалентности, точка конца титрования. Способы проведения анализа (прямое, заместительное, обратное), приемы проведения анализа (отдельных навесок, аликвотных проб (пипетирования)).

  11. Способы выражения концентрации титрованных растворов, способы их приготовления. Стандартные (установочные, исходные) вещества. Требования, предъявляемые к стандартным веществам.

  12. Теоретические основы, сущность алкалиметрического, ацидиметрического, перманганатометрического, йодометрического титрования. Используемые титранты, концентрация, способы их приготовления, стандартные вещества, способы фиксирования точки эквивалентности, индикаторы.

  13. Индикаторы метода кислотно-основного титрования. Интервал перехода окраски индикаторов.

  14. Оборудование в титриметрическом анализе. Правила работы с оборудованием.

  15. Расчетные формулы, используемые в титриметрическом анализе согласно системе СИ.

  16. Понятие о физико-химических методах анализа.

  17. Сколько мл раствора серной кислоты с массовой долей 98% ( = 1,84 г/мл) необходимо взять для приготовления 200 мл раствора с массовой долей 10% ( = 1,05 г/мл)?

  18. Вычислите массовую долю и молярную концентрацию раствора глюкозы, содержащего 75 г вещества в 500 г воды.

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

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

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

  22. 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?

  23. 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 ( = 1,0 г/мл), который необходимо ввести больному массой 75 кг.

  24. Тактивин – лекарственный препарат полипептидной природы используется в медицинской практике как иммуномодулирующее средство. Форма выпуска: 0,01% раствор во флаконах по 1 мл. При офтальмогерпесе препарат назначают в виде подкожных инъекций по 0,010-0,025 мг один раз в сутки. Рассчитайте объемы 0,01% раствора тактивина, которые соответствуют суточной дозе препарата.

  25. Ампициллин – полусинтетический антибиотик. Форма выпуска: таблетки и капсулы по 0,25 г. Суточная доза для детей составляет из расчета 100 мг/кг. Суточную дозу делят на 4-6 приемов. Рассчитайте, какую часть таблетки нужно дать ребенку массой 10 кг на один прием: а) при четырехкратном приеме; б) при шестикратном приеме препарата в сутки?

  26. Для определения общей кислотности желудочного сока 5 мл сока оттитровали раствором щелочи с концентрацией 0,095 моль/л в присутствии фенолфталеина. На реакцию израсходовано 2,5 мл раствора щелочи. Рассчитайте кислотность анализируемого сока в моль/л.

  27. Рассчитайте массу навески КMnO4, необходимую для приготовления: а) 1 л раствора KMnO4 с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л, б) 0,5 л раствора KМnO4 c молярной концентрацией эквивалента 0,05 моль/л для проведения работ по перманганатометрическому титрованию.

  28. Для определения кальция в сыворотке крови его осаждают в виде СаС2О4, добавляя к 0,5 мл сыворотки оксалат аммония в избытке. Осадок отфильтровывают, промывают и растворяют в серной кислоте. Раствор титруют раствором KMnO4 c молярной концентрацией эквивалента 0,01 моль/л до неисчезающего розового окрашивания. Вычислите содержание кальция в миллимолях на 1 л сыворотки, если на титрование 0,5 мл сыворотки израсходовано 5 мл KMnO4.

  29. Рассчитайте массовую долю (%) уксусной кислоты, если на 10 мл ее раствора израсходовано при титровании 20 мл 0,2 моль/л раствора гидроксида натрия.

  30. На титрование 2,5 мл раствора щавелевой кислоты с концентрацией С(1/2Н2С2О4) = 0,1 моль/л израсходовано в среднем 27,5 мл раствора KMnO4. Рассчитайте С(1/5KMnO4), моль/л.

Тема № 2. Строение вещества. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики.

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

  2. Понятие внутренней энергии. Работа и теплота – две формы передачи энергии. Первое начало термодинамики. Изохорные и изобарные процессы.

  3. Тепловой эффект химической реакции. Энтальпия как функция состояния системы. Эндотермические и экзотермические процессы.

  4. 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.

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

  6. 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.

  7. 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.

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

  9. На испарение 1 моля воды требуется 40 кДж. Сколько теплоты будет потеряно за день при выделении через кожу 720 г воды?

  10. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса для процесса окисления глюкозы по следующим данным: ∆Н0обр6Н12О6) = -1264,4 кДж/моль, ∆Н0обр(СО2) = -393 кДж/моль, ∆Н0обр2О) = -286 кДж/моль. Изменение энтропии всей реагирующей системы равно 0,259 кДж/моль.

  11. В организме человека реакция окисления этилового спирта протекает в две стадии. Первая – окисление этилового спирта до уксусного альдегида с участием фермента алкогольдегидрогеназы – протекает по уравнению: С2Н5ОН + 1/2О2 = СН3СОН + Н2О. Рассчитайте ΔНр-ии, используя первое следствие закона Гесса.

  12. Теплота сгорания углеводов, белков и жиров составляет 17; 17 и 39 кДж/г. Среднесуточная потребность в белках, жирах и углеводах для студентов (юношей) составляет 113; 106 и 451 г. Какова их суточная потребность в энергии?

  13. Почему процесс денатурации белка трипсина при 500С является самопроизвольным, хотя тепловой эффект реакции равен 2725 Дж/моль? Изменение энтропии для данной реакции 8,8 Дж/(моль·К).

  14. Используя справочные данные, вычислите тепловой эффект биохимического процесса брожения глюкозы: С6Н12О6 = 2С2Н5ОН + 2СО2.

  15. Константа равновесия разложения лекарственного вещества в автоклаве при 413 К равна 0,396·105 Па, а при 443 К – 1,286·105 Па. Вычислите тепловой эффект реакции.

Тема № 3. Химическая кинетика и катализ. Химическое равновесие. Учение о растворах. Коллигативные свойства растворов.

  1. Понятие о скорости химической реакции. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции. Влияние различных факторов на скорость химической реакции. Фармакокинетика.

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

  3. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

  4. 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.

  5. Обратимые и необратимые химические реакции. Условия возникновения химического равновесия. Признаки истинного химического равновесия. Химический потенциал, физический смысл и математическое выражение. Константа химического равновесия, способы ее выражения.

  6. 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.

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

  8. 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.

  9. Механизм и термодинамика процесса растворения. Растворение в жидкостях твердых, жидких и газообразных веществ. Характер изменения энтальпии и энтропии в процессе растворения.

  10. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Растворимость, единицы ее измерения. Влияние температуры на процесс растворения.

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

  12. Коллигативные свойства разбавленных растворов. Диффузия. Закон Фика. Роль диффузии в процессах переноса веществ в биологических системах.

  13. Давление пара над раствором, причины его уменьшения. Закон Рауля. Относительное понижение давления пара над раствором.

  14. 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.

  15. Осмос. Условия, необходимые для проявления осмоса, механизм. Осмотическое давление, формулы расчета. Уравнение Вант-Гоффа.

  16. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Изотонические, гипертонические и гипотонические растворы, их применение в медицине. Гемолиз и плазмолиз.

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

  18. Фармпрепарат при 500С в воде подвергается термическому разложению по уравнению первого порядка с константой скорости 0,071 мин-1. Сколько времени нужно нагревать раствор при 500С для того чтобы исходная концентрация вещества, равная 0,01 моль/л уменьшилась до 0,001 моль/л.

  19. Константа скорости реакции гидролиза трипептида аланилглицилглицина, которая протекает как реакция первого порядка, равна 0,0116 мин-1. Какое количество исходного вещества (в процентах) прореагирует за 1 час?

  20. 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.

  21. Из 1 кг сахарозы при превращении ее в глюкозу и фруктозу в присутствии воды и фермента сахарозы за 5 часов осталось 0,6 кг. Какое количество сахарозы останется через 2 ч 20 мин? Определите время полураспада. Рассчитайте константу равновесия, если ∆G0298 для данной реакции равно 4,478 кДж/моль.

  22. Для реакции H2 + I2 → 2HI при 4440С константа равновесия равна 50. Определите направление процесса, если исходная смесь имеет следующий состав: C(H2) = 2 моль/л, C(HI) = 10 моль/л.

  23. Температура кипения раствора, содержащего 6,4 г адреналина в 360 г CCl4 на 0,49 К выше температуры кипения чистого CCl4. Кэ = 5,02 кг∙К/моль. Какова молярная масса адреналина?

  24. Этиловый спирт внутривенно иногда вводят при гангрене и абсцессе легкого в виде раствора с массовой долей 20%. Определите, будет ли при 370С этот раствор изотоничен плазме крови? Плотность раствора принять за 1 г/мл.

  25. Почему при аллергических реакциях, сопровождающихся отеками тканей, в организм вводят высококонцентрированные растворы хлорида кальция (10%) и глюкозы (20%)?

  26. Сколько граммов глюкозы нужно растворить в 270 г воды для повышения температуры на 1 градус?

  27. Осмотическое давление раствора гемоглобина в воде, содержащего 124 г в литре при 170С равно 4400 н/м2. Рассчитайте молярную массу гемоглобина.

  28. Осмотическое давление плазмы крови равно 780000 н/м2. Рассчитайте, сколько граммов хлорида натрия необходимо для приготовления 200 мл раствора изотоничного плазме крови. Степень диссоциации хлорида натрия равна 95%.

  29. Опишите состояние эритроцитов при 310 К в растворах сахарозы с массовой долей 8% (плотность 1,03 г/мл) и глюкозы 2% (1,006 г/мл).

Тема № 4. Протолитические процессы. Свойства буферных систем.

  1. Основные положения протолитической теории кислот и оснований. Кислоты и основания по Бренстеду-Лоури, сопряженные кислоты и основания. Константы кислотности и основности. Показатели кислотности (рКа) и основности (рКв).

  2. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели, рН биологических жидкостей.

  3. Расчет рН и рОН сильных и слабых электролитов. Изменение рН органов и тканей при различных заболеваниях. Ацидоз. Алкалоз. Способы их устранения.

  4. Буферные системы. Механизм буферного действия систем I и II типа. Расчет рН буферных систем.

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

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

  7. Показатели кислотно-основного состояния: рН крови; рСО2; рО2 артериальной крови; стандартный бикарбонат плазмы крови; буферные основания; ВЕ (избыток оснований).

  8. Гидролиз солей, константы. Роль гидролиза в биохимических процессах.

  9. Вычислите степень диссоциации и рН уксусной кислоты, если Ка(СН3СООН) = 1,8·10-5, С(СН3СООН) = 0,18 моль/л.

  10. Определите концентрацию ионов водорода в плазме крови, если рН = 7,3.

  11. Определите рН буферного раствора, который получен смешиванием 0,1 моль/л раствора NH4Cl и 0,1 моль/л раствора NH4OH в соотношении: а) 1:1, б) 1:4, в) 4:1. KВ(NH4OH) = 1,79·10-5.

  12. Вычислите соотношение Ссоликислоты для буферной системы муравьиная кислота/формиат натрия, если рН = 4,0; Ка(НСООН) = 1,76·10-4.

  13. Рассчитайте объем 0,2 моль/л раствора гидроксида натрия, который нужно прибавить к 50 мл 0,2 моль/л раствору дигидрофосфата натрия, чтобы получить буферный раствор с рН = 7,4.

  14. Вычислите массу ацетата натрия, которую следует добавить к раствору уксусной кислоты С(СН3СООН) = 0,316 моль/л и объемом 2 л, чтобы получить буферный раствор с рН = 4,87.

  15. 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?

Тема № 5. Комплексообразование. Свойства комплексных соединений. Гетерогенное равновесие. Окислительно-восстановительное равновесие.

  1. Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Строение комплексных соединений. Классификация и номенклатура. Получение комплексных соединений. Пространственная изомерия комплексных соединений.

  2. 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.

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

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

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

  6. Гетерогенные равновесия и процессы. Константа растворимости. Условия образования и растворения осадков. Реакции, лежащие в основе образования неорганического вещества костной ткани гидроксидфосфата кальция.

  7. Явление изоморфизма: замещение в гидроксидфосфате кальция гидроксид-ионов на ионы фтора, ионов кальция на ионы стронция. Остеотропность металлов. Механизм функционирования кальциевого буфера.

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

  9. Классификация и сущность методов осадительного титрования. Аргентометрия.

  10. Электронная теория окислительно-восстановительных реакций (ОВР) (Л.В. Писаржевский). Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в Периодической системе элементов и степени окисления элементов в соединениях.

  11. Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная двойственность. Типы окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования.

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

  13. 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.

  14. Классификация и сущность методов окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия, йодометрия.

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

  16. Механизм действия редокс-буферных систем.

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

  18. Совмещенные равновесия и конкурирующие процессы разных типов, протекающие в организме в норме, при патологии и при коррекции патологических состояний.

  19. Запишите выражения для констант нестойкости следующих комплексных соединений: [Ni(NH3)4](OH)2, K2[HgI4], [Cr(H2O)3Cl3], K3[Fe(CN)6].

  20. На титрование 50 мл воды с эриохромом черным Т было затрачено 4,58 мл раствора комплексона III с молярной концентрацией 0,05114 моль/л. Рассчитайте жесткость воды. Запишите химизм реакций, находящихся в основе количественного определения жесткости воды.

  21. Отразите химизм взаимодействия унитиола (2,3-димеркаптопропансульфоната натрия) с солями токсичных металлов (ртуть, мышьяк).

  22. Структурными формулами отразите строение активного центра биологических комплексов: хлорофилла, гемоглобина, цианкобаламина, каталазы.

  23. Сформулируйте правило константы растворимости (произведения растворимости). Запишите выражения констант растворимости для сульфата кальция и карбоната кальция. Используя справочные данные, сравните их растворимость.

  24. В растворе присутствуют в равных концентрациях сульфат– и карбонат–ионы. В каком порядке будут образовываться осадки сульфата и карбоната кальция при постепенном добавлении раствора, содержащего ионы кальция?

  25. Сформулируйте условия растворения осадка. При помощи каких приемов и химических реакций можно растворить осадок оксалата кальция (СаC2O4)?

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

  27. Допишите уравнения, расставьте коэффициенты, используя метод электронного или ионно-электронного баланса:

Н2О2 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + …

Na2HAsO3 + KBrO3 + HCl → Na2HАsO4 + Br2 + …

Fe2O3 + NaNO3 + NaOH → Na2FeO4 + NaNO2 + …

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

  2. Смешали 20 мл раствора хлорида железа (III) с концентрацией 0,05 моль/л и 25 мл раствора хлорида железа (II) с концентрацией 0,02 моль/л. Вычислите величину редокс-потенциала этой системы при Т = 298 К.

  3. Рассчитайте массовую долю аскорбиновой кислоты (М(C6H8O6) = 176,13 г/моль) в процентах, если точную массу ее 0,1235 г растворили в воде и оттитровали раствором йода с молярной концентрацией эквивалента 0,098 моль/л. На титрование затрачено 14,0 мл раствора йода.

  4. В процессе тканевого дыхания происходит перенос протонов водорода и электронов от окисляемого субстрата на кислород с участием переносчиков, функцию которых выполняют ферменты. Исходя из значений окислительно-восстановительных потенциалов, составьте электронно-транспортную цепь последовательного переноса протонов и электронов от субстрата на акцептор.

Тема №6. Химия биогенных элементов. Свойства s-элементов. Свойства d-элементов. Свойства р-элементов.

  1. Классификация химических элементов в организме по В.И. Вернадскому. Роль макро- и микроэлементов в живом организме. Биогенные элементы. Органогенные элементы и их роль в живой клетке. Металлы жизни.

  2. Концентрирование химических элементов в органах, тканях и биологических жидкостях организма. Эндемические заболевания.

  3. Общая характеристика s-элементов. Изменение активности s-элементов в главной подгруппе. Степени окисления, особенности лития и бериллия. Оксиды, надпероксиды, пероксиды щелочных металлов. Биологическая роль s-элементов и применение соединений натрия, калия, кальция, магния и бария в медицине.

  4. Общая характеристика d-элементов. Изменение химической активности d-элементов в подгруппах в направлении сверху вниз. Закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-востановительных свойств d-элементов в зависимости от степени окисления. Характерные степени окисления для d-элементов, встречающихся в организме.

  5. Общая характеристика элементов VIБ группы. Электронные формулы для хрома, молибдена, вольфрама и наиболее устойчивые их степени окисления. Характер соединений хрома в степени окисления +2, +3, +6. Биологическая роль Cr+3, Mo+6. Ксантиноксидаза и альдегидоксидаза – ферменты, содержащие Mo+6.

  6. Общая характеристика элементов VIIБ группы. Электронные формулы для марганца, технеция и рения. Наиболее устойчивые степени окисления для них. Изменение химической активности в ряду указанных элементов. Соединения марганца в степени окисления +2, +4, +6, +7. Окислительная активность перманганат-иона в зависимости от среды. Биологическая роль Mn+2.

  7. Общая характеристика d-элементов IIБ группы. Электронные формулы для цинка, кадмия и ртути. Характерные степени окисления. Амфотерный характер цинка, его оксида и гидроксида. Строение комплексных соединений данных элементов. Биологическая роль Zn+2. Карбоангидраза, карбоксипептидаза – биологические ферменты, их роль в организме. Хелатотерапия. Соединения цинка и ртути, применяемые в медицине. Токсическое действие на организм ртути и кадмия.

  8. Общая характеристика р-элементов. Строение электронной структуры для р-элементов. Характер изменения свойств р-элементов по периодам и подгруппам. Наиболее характерные степени окисления. Правило «четности». Органогенные р-элементы. Макроэлементы.

  9. Свойства р-элементов IIIА группы. Изменение активности элементов в подгруппе. Степени окисления. Бор и борные кислоты. Особенности борной кислоты. Амфотерный характер алюминия, его оксида и гидроксида. Биологическая роль Al+3. Соединения алюминия, применяемые в медицине.

  10. Свойства р-элементов IVА группы. Электронные формулы и степени окисления. Биологическая роль углерода и кремния. Германий, олово – микроэлементы. Токсическое действие на организм свинца и его соединений.

  11. Свойства р-элементов VА группы. Азот, свойства соединений азота в отрицательных степенях окисления: нитриды, гидразин, гидроксиламин, кислородные соединения и соответствующие им кислоты, соли. Токсическое действие нитратов, нитритов, оксидов азота. Фосфор, кислородные соединения, соответствующие им кислоты. Состав и биологическая роль АТФ и АДФ. Кислородные соединения мышьяка, кислоты и соли мышьяка. Биологическая роль As+5. Токсическое действие As+5. Реакция Марша.

  12. Свойства серы и ее соединений. Действие тяжелых металлов на серосодержащие ферменты. Свойства сероводорода, его токсичность. Сернистая, серная и тиосерная кислоты.

  13. Галогены. Электронные формулы, степени окисления. Водородные соединения галогенов. Кислородные соединения хлора. Хлорная вода. Жавелевая вода. Хлорная известь. Биологическая роль ионов F-, Cl-, Br-, I-. Применение соединений галогенов в медицине.

  14. Механизмы образования активных форм кислорода в организме человека.

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

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

  17. 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)?

  18. 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.

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

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

  21. 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?

  22. 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?

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

  24. 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.