- •1.Понятие об эквиваленте. Эквивалент сложного вещества. Изменение эквивалентов, при вступлении их в химические реакции. Закон эквивалентов.
- •2.Теоретические основы объемного анализа. Классификация объёмного анализа, по реакции, лежащей в их основе и по способу титрования. Расчёты, применяемые в объёмном анализе.
- •3.Кислотно-основной метод титрования. Индикаторы, применяемые в этом методе. Кривые титрования. Точка эквивалентности. Стандартные и рабочие растворы. Определение общей кислотности желудочного сока.
- •4.Перманганатометрия. Определение активности каталазы крови.
- •5.Йодометрия. Определение содержания чистой аскорбиновой кислоты в витамине с.
- •6. Окислительно-восстановительные реакции. Зависимость эквивалентного окислителя и восстановителя от реакции среды.
- •7.Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •8.Агрентометрия. Методы Мора и Фольгарда
- •9.Термохимические уравнения и расчёты. Закон Гесса и следствия из него. Стандартные теплоты сгорания и образования и их применение для термохимических расчетов.
- •10. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Понятия о химическом равновесии. Принцип Ле-Шателье.
- •Влияние концентрации
- •Влияние температуры
- •Влияние давления
- •11.Химическая кинетка, как основа для изучения скоростей и механизма биохимических процессов. Средняя скорость реакции.
- •12. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации.
- •13. Молекулярность и порядок реакции. Лимитирующая стадия процесса.
- •14.Типы сложных химических реакций (параллельные, последовательные, сопряжённые, обратные, цепные).
- •15.Уравнение кинетики реакции первого порядка. Период полупревращения.
- •16.Уравнения кинетики реакций второго порядка.
- •17.Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции (правило Вант-Гоффа).
- •18. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •19. Катализ и катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ. Микрогетерогенный катализ.
- •20.Ферменты как биологические катализаторы и их классификация.
- •21. Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса-Ментен и его анализ.
- •22. Способы выражения концентрации растворов.
- •23. Коллигативные свойства растворов. Закон Рауля и следствия из него.
- •24. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент.
- •25. Понижение температуры замерзания растворов. Криоскопическая постоянная.
- •26. Повышение температуры кипения растворов. Эбулиоскопическая постоянная.
- •27. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Плазмолиз. Гемолиз.
- •28.Теория кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты, степень диссоциации.
- •29. Константа диссоциации. Закон разведения Освальда.
- •30. Электролиты в организме человека.
- •31. Протолитическая теория кислот и оснований.
- •32. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •33. Гидролиз солей. Степень гидролиза.
- •34. Константа гидролиза солеи образованной сильным основанием и слабой кислотой (вывод уравнения).
- •35. Константа гидролиза соли образованной слабым основанием и сильной кислотой (вывод уравнения).
- •36. Константа гидролиза соли образованной слабым основанием и слабой кислотой (вывод уравнения).
- •37. Ступенчатый гидролиз солей. Связь константы гидролиза со степенью гидролиза.
- •38. Буферные системы и механизм их действия. Буферная емкость и факторы ее определяющие.
- •39. Уравнения Гендерсона Гассельбаха для расчёта рН буферных систем (вывод).
- •40. Буферные системы крови.
- •41. Методы получения коллоидных растворов.
- •42. Методы очистки коллоидных растворов. Искусственная почка.
- •43. Строение коллоидных частиц. Строение мицеллы.
- •44. Электрокинетические явления. Электрофорез. Электроосмос. Потенциалы протекания и седиментации.
- •47. Металлы и сплавы. Применение металлов и сплавов в стоматологии. Коррозия металлов.
- •45. Состав и свойства гипса. Применение в стоматологии.
- •46. Цементы. Их состав и свойства. Применение в стоматологии.
10. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Понятия о химическом равновесии. Принцип Ле-Шателье.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.
Принцип Ле-Шателье
«Всякая система, находящаяся в состоянии термодинамического равновесия, претерпевает в результате изменения одного из параметров термодинамического равновесия такие смещения других её параметров, которые, происходя сами по себе, вызвали бы изменение рассматриваемого параметра в противоположном направлении (то есть возникает некоторое сопротивление системы отклонению от равновесия)».
Влияние концентрации
Концентрация влияет на состояние равновесия следующим образом:
При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.
В качестве иллюстрации рассмотрим реакцию угарного газа с водородом, с образованием метилового спирта:
CO + 2 H2 ↔ CH3OH
Влияние температуры
В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое — эндотермическому. Для примера рассмотрим реакцию взаимодействия азота с водородом с образованием аммиака:
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 + Q,
где Q = 92 кДж на 1 моль.
Прямая реакция — экзотермическая, идущая с выделением тепла а обратная реакция — эндотермическая, требующая поглощения тепла.
Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:
При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении исходных веществ реакции;
При понижении температуры химическое равновесие смещается в направлении продуктов реакции.
Следовательно, в приведённой реакции по мере выделения тепла растёт температура, что снижает выход аммиака.
Влияние давления
Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам реакции, на положение равновесия влияет давление в системе.
Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам:
При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов реакции) с меньшим объемом;
При понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом;
При равенстве объёмов исходных веществ и продуктов реакции давление не влияет на равновесие реакции.
Рассмотрим снова реакцию азота с водородом:
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3
11.Химическая кинетка, как основа для изучения скоростей и механизма биохимических процессов. Средняя скорость реакции.
Химическая кинетика - это наука о скоростях и механизмах химических превращений, о явлениях, сопровождающих эти превращения, и о факторах, влияющих на них.
Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.
Например для реакции:
выражение для скорости будет выглядеть так:
.
Средняя скорость реакции равна изменению концентрации реагирующих веществ в единицу времени (в пределах некоторого промежутка времени дельта t). V = - дельтаC / дельта t Это формула средней скорости по одному из исходных веществ - изменение концентрации этого вещества за промежуток времени дельта t. Знак минус поставлен, чтобы скорость не была отрицательной, поскольку дельтаС - отрицательная величина, концентрация исходного вещества убывает по ходу реакции. Если записывать скорость через концентрацию любого из продуктов реакции, то знак минус не нужен, потому что концентрация продукта реакции возрастает со временем. Таким образом, скорость реакции можно записать через изменение концентрации ЛЮБОГО из реагирующих веществ в единицу времени. Если вместо дельта С / дельта t записать производную (предел этого отношения при дельта t стремится к нулю), то будет не средняя, а мгновенная скорость реакции.