- •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.
14.Типы сложных химических реакций (параллельные, последовательные, сопряжённые, обратные, цепные).
Сложные реакции такие Реакции химические, элементарные акты которых различны.
С. р. можно рассматривать как совокупность простых реакций, которые в этом случае называются стадиями сложной реакции. Иногда все образующиеся в ходе С. р. вещества являются её продуктами в том смысле, что они могут быть получены в количествах, сравнимых с затраченными количествами исходных веществ.
Последовательные реакции
химические процессы, в которых продукт одной реакции является исходным веществом др. реакции. К П. р. относятся такие важные химические процессы, как Полимеризация, термический Крекинг углеводородов, хлорирование углеводородов и т.д. Так, при крекинге происходят последовательное превращение высокомолекулярных соединений во всё более низкомолекулярные и в то же время последовательные процессы образования высокомолекулярных соединений, бедных водородом (например, кокс). При хлорировании метана последовательно образуются CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3 и CCl4. Пример простой П. р. — последовательное протекание двух необратимых реакций первого порядка: А → В → С, где A, В, С — некоторые вещества. Изменение концентраций веществ во времени можно получить, интегрируя систему двух кинетических уравнений. Расчёт показывает, что концентрация промежуточного вещества В сначала растет, достигает некоторого максимального значения, а затем убывает.
Параллельные реакции
совместно протекающие химические реакции, у которых по крайней мере одно исходное вещество является общим (реже говорят о П. р. в случае разных исходных веществ и общего продукта). Примеры: нитрование фенола с образованием орто-, мета- и пара- нитрофенола (одни и те же исходные вещества), нитрование смеси бензола и толуола (общее исходное вещество — азотная кислота).
Цепные реакции
химические и ядерные реакции, в которых появление промежуточной активной частицы (свободного радикала, атома или возбуждённой молекулы — в химических, нейтрона — в ядерных процессах) вызывает большое число (цепь) превращений исходных молекул или ядер вследствие регенерации активной частицы в каждом элементарном акте реакции (в каждом звене цепи).
15.Уравнение кинетики реакции первого порядка. Период полупревращения.
Кинетическое уравнение реакции первого порядка:
Приведение уравнения к линейному виду даёт уравнение:
Константа скорости реакции вычисляется как тангенс угла наклона прямой к оси времени:
Период полупревращения:
16.Уравнения кинетики реакций второго порядка.
Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:
или
В первом случае скорость реакции определяется уравнением
Линейная форма уравнения:
Константа скорости реакции равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:
Во втором случае выражение для константы скорости реакции будет выглядеть так:
Период полупревращения (для случая равных начальных концентраций!):
17.Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции (правило Вант-Гоффа).
Правило Вант – Гоффа. Повышение температуры ускоряет большинство химических реакций. Согласно эмпирическому правилу Вант- Гоффа при повышении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2 – 4 раза
где v2 и v1 - скорости реакции при температурах Т2 и Т1, γ - коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической. Для многих реакцийγ лежит в пределах 2 – 4.
При концентрациях реагирующих веществ 1 моль/л скорость реакции численно равна константе скорости k. Правило Вант – Гоффа запишется так:
Уравнение показывает, что константа скорости зависит от температуры так же, как и скорость процесса.
Эти два уравнения можно использовать лишь для ориентировочных расчетов, так как точность их не очень высока.