- •1.Катализ.Основные понятия, свойства катализаторов, механизм гомогенного катализа. Особенности ферментов.
- •2. Адсорбция электролитов. Правило фаянса. Лиотропные ряды. Ионообменная адсорбция. Химическая адсорбция.
- •1.Диссоциация воды. Водородный показатель(рН)среды. Ионное произведение воды.
- •2.СвойстваВмс.Набухание.ВязкостьрастворовВмс(ур.Штаудингера).Осмотическое давление(уравнение Галлера)
- •1.Роль воды и растворов в жизнедеятельности,термодинамика растворения,влияние условии на растворимость.
- •2.Дисперсные системы.Классификация.
- •1.Реакции нейтрализации в медицине. Кислотно-основное титрование.
- •2.Полиэлектролиты.Изоэлектрическая точка. Мембранное равновесие Доннана
- •2.Методы получения и очистки дисперсных систем (диализ,электродиализ ,ультрафльтрация)
- •1.Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования.Стандартная энтальпия сгорания.
- •2.Комплексные соединения. Центральный атом, лиганды, координационное число. Характер связи. Классификация.
- •1.Химическое равновесие.Константы хим.Равновесия.
- •2.Кондуктометрия.
- •1.Второе начало термодинамики.Энтропия.
- •2.Биокомплексные соединения и металлоферменты.
- •1.Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов. Примеры экзэргонических и эндэргонических процессов в организме.
- •2.Электролитическая проводимость раствора электролитов. Удельная, молярная, предельная электропроводность. Закон Кольрауша.
- •2.Оптические ,электрокинетические свойства дисперсных систем.
- •1.Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации слабого электролита, закон разведения Оствальда.
- •2.Молекулярно-кинетические свойства дисперсных систем: броуновское движение, диффузия, осмотическое давление, седиментационное равновесие.
- •1.Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса, правило Вант-Гоффа
- •2.Адсорбционные уравнения : Гиббса. Ленгмюра, Фрейндлиха .Изотерма адсорбции.
- •1Кинетическая классификация сложных реакций.
- •2.Гальванические элементы. Эдс.Потенциометрия.
- •2.Буфферная системы крови : гидрокарбонатная, фосфатная, белковая.
- •2.Кислотно-основные буферные растворы. Классификация. Механизм буферного действия, количественные характеристики буферных систем.
- •2.Поверхностные явления. Поверхностное натяжение. Поверхностная энергия Гиббса. Смачивание, адгезия, адсорбция. Поверхностно-активные вещества.
- •2.Коагуляция.Порог коагуляции.Правило Шульце-Гарди.Взаимная коагуляция.
- •2.Коллоидные пав (мыла, желчные кислоты).Критическая концентрация мицеллообразования. Липосомы.
- •2.Устойчивость комплексов.Механизм токсичного действия тяжелых металлов.Комплексонометрия
1.Второе начало термодинамики.Энтропия.
Второе начало термодинамики накладывает ограничения на эффективность преобразования энергии в работу и вводит критерии самопризвольного протекания процесса! Процесс наз-ся самопроизв-ым, если он осуществляется без воздействий извне, когда система предоставлена самой себе. В изолир системе самопроизвольно протекает процесс, кот идет с увеличением энтропии, в равновесии энтропия системы максимальна: dSизолир> или=0. Понятие Энтропии ввел нем физик Клаузис-Э –это функция состояния, приращение кот-ой, равно теплоте, подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолют температуру, при кот-ой осущ-ся процесс dS=Q:T! измер-ся в Дж/моль*К! Энтропия –мера хаотичности системы! Больцман расчитывает Энтр по числу возможных микросостяний S=klnw, где k-постоянная Больцмана=1, 38*10(-23), w-термодинамическая вероятность(число микросостояний системы) (w>1)! Обратимый процесс- если он может быть проведен в обратном направлении и при этом ни в системе, ни в окр среде не произойдет никаких изменений! В нем все промежуточные состояния равновесны.в необратимом процессе хоть одно из промежуточных состояний неравновесно!
2.Биокомплексные соединения и металлоферменты.
В виде комплексных соединений в орган-ме сущ-ют микроэлементы. МФ-представляют собой биокластеры, полости которых образуют центры ферментов. В полости нах-ся метал, кот взаимодействует с донорными атомами связывающих групп-ОН, SH, H2N, СОО….)Сам известн МФ: КАРБОАНГИДРАЗА, КСАНТИНОКСИАЗА, ЦИТОХРОМЫ! В завистимости от биол функции, биокомплексы делят на: транспортные, аккумуляторы, биокатализары, активаторы инертных процессов!трансп биокомплексы доставляют кислород и биометаллы(координирующим металлом явл никель, цинк, железо и др)!Роль аккумуляторов выпол-ют миоглобин и ферритин! Катализатор:напр усиливает действие гормонов(металл-MnII)! Биокомплексы важны для норм деят-ти организма!
Б10
1.Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов. Примеры экзэргонических и эндэргонических процессов в организме.
В качестве критерия самопроизвольности процесса в откр и закр сист-х ввели нов функцию состояния-ЭНЕРГИЯ ГИББСА(амер физик, вывел и испол-л её в термодинам работах)! G=H-TS (H-энтальпия,S-энтропия), но т.к.H=E+pV, то G=E+pV-TS! Если процесс протекает обратимо при пост давлении p и температуре T(изобарно-изотермич процесс), то соответствующее приращение энергии Гибсса dG=dH-TdS!Т.о. самопроизвольно могут осущ-ся только те процессы, в рез-те кот-рых энергия Гиббса системы уменьшаетя(dG<0)!В состоянии равновесия энергии Г не сист-мы не мен-ся(g=const, dG=0)!термич реакции, при протекании кот-ых происх-ит уменьшение энергии Г(dG<0) и соверш-ся раьота наз-ся ЭКЗЕРГОНИЧЕСКИМИ(окисление глюкозы дикислородом- C6H12O6+6O2=6CO2+6H2O, dG=-2880 кДж/моль! Реакции в рез-те кот-ых энергия Г возрастает (dG>0) и над системой совершается работа. Наз-ся ЭНДЕРГОНИЧЕСКИМИ!
2.Электролитическая проводимость раствора электролитов. Удельная, молярная, предельная электропроводность. Закон Кольрауша.
Величина, характер-щая способность проводить Эл ток, наз-ся электропроводностью! Раствор электролитов –проводники 2-го рода, обладают ионной Эл проводимостью(L=I:E, сила тока/ЭДС! Удельн Э-(овальный икс)-электропроводность столба раствора длинной 1м и площадью сечения 1м2. Единица измерения Ом(-1)*м(-1). Молярная Э – (лямбда) электропрово-ть объёма раствора, содержащего 1 моль вещ-ва, заключенного м/у электродами, стоящими др от др на растоя-ии 1 м!лямбда=удел элктропр-ть /(1000*С), Ом(-1)*М(2)*моль(-1), где С-молярн концентрация. УЭ и МЭ зависят от концентрации электролита. У сильн и слабых электролитов с ростом разбавления, моляр электропровод-ть стремиться к максим значению, кот наз-ся Предельной электропро-тью(лямбда со знакм бесконечности внизу)! Закон Кольрауша:Предельная молярная электропр-ть раствора электрол-та равна сумме молярных подвижностей анионов лямбда – и катионов лямбда +, входящих в состав этого электролита!лямбда бескон=лямбда плюс +лямбда минус, лямбда+-=F*U+-, где u+- это скорость движен-я иона прии бесконеч разбавлении и напряж-ти Эл поля 1В/м-это наз-ся Эл подвижностью!Моляр подвиж-ти даны в таблицах). УЭ и МЭ увеличива-ся на 2% с увелич-ем темп на 1градус!Влияет напряжение >10(-4) В*см(-1).
Б11
1.Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов.Суть теории Дебая-Хюккеля.I-ионная сила раст-ра-колич хар-ка межионных взаимод-ий, величина, измеряемая полусуммой произведений концентраций всех ионов в раств-ре на квадрат их заряда!:I=0,5*сумма*bi*zi(2), где bi-моляльность иона, zi-заряд иона!Дебай-Хюккель: в разбавл раст-рах сильн электролитаов с одинак ионной солой кофиц-ты актив-ти ктионов и анионов одинак зарядности равны независимо от их хим природы!. Кажущая степень диссоциац-и а<1 Активность(а)-эффективная концентрация, в соотв с кот-ой вещ-во участвует в процессах, а=f*c или гамма*с, где гамма или f-кофффиц актив-ти!Коф актив-ти не зависти от хим природы иона.Коэф акт выражает отклонение р-ра с конц С(Х от поведения р-ра при бесконечном разведении).эксперимент значения КА можно опр криометрич,осмометрич,электрохимич методами!ИОННЫЙ ГОМЕОСТАЗ=постоян-во концентрации ионов в тканях.