Экзаменационные вопросы ФАРМ

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЕ ВОПРОСЫ
по дисциплине «Общая и неорганическая химия»
для студентов специальности
Фармация
Общая химия
1. Основные понятия и законы химии:
1.1. Химический элемент, относительные молекулярные массы, моль, молярная масса.
1.2. Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства состава. Закон эквивалентов.
ЗаконАвогадро. Относительная плотность первого газа по второму.
2. Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева.
2.1. Периоды и группы периодической системы. Изменение свойств элементов в группах и
периодах.
2.2. Периодичность изменения радиусов атомов и ионов, энергий ионизации и сродства к
электрону, электроотрицательности элементов.
3.Строение атома.
3.1. Основные принципы и положения квантовой механики. Современная модель атома.
3.2. Квантовые числа.
3.3. Электронные конфигурации атомов. Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило
Хунда. s, p, d, f-элементы.
4. Химическая связь и строение молекул.
4.1. Типы химической связи. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования
связи.
4.2. Ковалентная связь. Параметры ковалентной связи.
4.3. Гибридизация орбиталей, - и - связи.
4.3. Межмолекулярные взаимодействия.
5. Комплексные соединения.
5.1. Строение комплексных соединений. Основные положения координационной теории
Вернера.
5.1. Классификация и номенклатура комплексных соединений.
5.2. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константа нестойкости.
5.3. Применение комплексов, их биологическая роль.
6. Химическая термодинамика.
6.1. Понятие о внутренней энергии (U), энтальпии (Н) и энтропии (S) в химических
системах.
6.2. Стандартная энтальпия образования вещества. Закон Гесса. Следствия из закона
Гесса.
6.3. Энергия Гиббса. Направление самопроизвольного протекания химической реакции.
7. Кинетика химических реакций.
7.1. Скорость химической реакции для гомогенной и гетерогенной реакции.
7.2. Закон действующих масс.
7.3. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
7.4. Уравнение Аррениуса. Энергия активации химической реакции.
7.5. Химическое равновесие. Константа равновесия.
7.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
7.7.Понятие о катализе. Катализаторы.
25. Ионное произведение воды. Концентрация водородных и гидроксильных ионов в
кислых, нейтральных и щелочных растворах, растворах живого организма.
Водородный показатель.
8. Растворы и их коллигативные свойства.
8.1. Способы выражения состава растворов.
8.2. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент.
8.3. Законы Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов.
9. Растворы электролитов.
9.1.Теория электролитической диссоциации.
9.2. Степень диссоциации. Зависимость от различных факторов. Сильные и слабые
электролиты.
9.3. Диссоциация слабых электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления
Оствальда.
9.4. Реакции ионного обмена. Условия одностороннего протекания реакций.
9.5. Ионное произведение воды. Водородный (рН) и гидроксильный (рОН) показатели.
Методы определения рН.
9.6. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.
9.7. Факторы, усиливающие и ослабляющие гидролиз.
9.8. Буферные системы. Способы приготовления буферных растворов. Механизм
буферного действия.
9.9. Буферная емкость. Зависимость от различных факторов.
9.10. Вычисление рН буферного раствора.
9.11.Буферные системы организма.
10. Гетерогенные процессы и равновесия в растворах.
10.1. Гетерогенные системы. Константа растворимости и растворимость электролита.
10.2. Условия образования и растворения осадков.
10.3. Совмещенное гетерогенное равновесие. Последовательность осаждения ионов.
11. Электрохимические процессы.
11.1. Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции. Сущность окисления
-восстановления. Восстановители и окислители.
11.2. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного
баланса.
11.3. Окислительно-восстановительный потенциал (электродный потенциал). Зависимость
электродного потенциала от различных факторов. Уравнение Нернста.
11.4. ЭДС окислительно-восстановительных реакций. Направление окислительновосстановительных реакций.
11.5. Эквивалент окислителя и восстановителя.
11.6. Гальванический элемент. ЭДС гальванического элемента.
11.7. Электролиз расплавов и растворов. Катодные и анодные процессы.
11.8. Коррозия металлов. Виды коррозии. Процессы, протекающие при коррозии.
11.9. Защита металлов от коррозии. Анодные и катодные покрытия. Протекторная защита.
Химия элементов
1. Водород. Строение атома и молекулы. Физические и химические свойства. Водород в
природе. Пероксид водорода. Физические и химические свойства. Применение
пероксида водорода в медицине. Пероксид водорода в организме человека.
2. Щелочные металлы. Их общая характеристика и сравнительная активность. Свойства
щелочных металлов. Физиологическая активность соединений щелочных металлов.
3. Подгруппа кальция: кальций, стронций, барий и радий. Свойства щелочноземельных
металлов. Жесткость воды и ее устранение. Физиологическая активность соединений
щелочноземельных металлов.
4. Бор и алюминий. Свойства бора. Важнейшие соединения бора (бура и борная кислота).
Физические, химические и физиологические свойства буры и борной кислоты. Их
применение. Применение соединений бора в медицине.
5. Алюминий. Важнейшие минералы. Свойства и применение: оксида, гидроксида и
солей. Двойные соли алюминия - квасцы. Алюмосиликатное производство и
физиологическая активность алюмосиликатов.
6. Углерод и кремний. Распространение в природе. Аллотропия углерода. Понятие об
активированном угле как адсорбенте, его медицинское применение. Кислородные
соединения углерода. Получение, свойства и применение оксида и диоксида углерода.
Угольная кислота и ее соли (карбонаты и гидрокарбонаты), их свойства и применение.
Цианистые соединения. Синильная кислота и ее соли - цианиды.
7. Кремний и его соединения. Распространенность кремния в природе. Свойства.
Кислородные соединения. Кремниевый ангидрид. Кремниевая кислота, ее свойства.
8. Азот. Распространенность азота в природе. Свойства азота, его применение. Значение
азота для жизнедеятельности живых организмов. Водородные соединения азота.
Аммиак. Физические, химические и физиологические свойства аммиака. Аммонийные
соли. Применение аммиака.
9. Кислородные соединения азота. Оксиды азота в степенях окисления I, П, Ш, IV, V.
Свойства (физические, химические и физиологические). Азотистая кислота и ее соли нитриты. Азотная кислота. Свойства азотной кислоты и ее применение. Соли азотной
кислоты - нитраты. Их свойства и применение, особенно в медицине, пищевой
промышленности.
10.Фосфор. Распространенность фосфора в природе. Значение фосфора для
жизнедеятельности живых организмов. Аллотропия фосфора. Белый и красный
фосфор. Физические и химические свойства фосфора. Кислородные соединения
фосфора (III) и фосфора (V). Фосфорная кислота и ее соли. Применение фосфора и его
соединений. Биологическая роль фосфора и его соединений.
11. Подгруппа мышьяка. Мышьяк, сурьма и висмут. Распространение в природе.
Сравнительная характеристика элементов, их водородных и кислородных соединений.
Мышьяк. Мышьяковистый водород. Кислородные соединения.
12. Подгруппа кислорода. Кислород, озон, пероксид водорода. Применение в медицине и
технике.
13. Соединение серы с водородом. Сероводород, его физические и химические свойства.
Применение природных сероводородных вод в медицине. Кислородные соединения
серы. Сернистый ангидрид. Сернистая кислота и ее соли - сульфиты.
14. Серный ангидрид и серная кислота, их свойства. Соли серной кислоты - сульфаты. Их
свойства и применение в медицине.
15. Галогены: фтор, хлор, бром и йод. Общая характеристика элементов. Распространение
элементов в природе.
16. Фтор. Его физиологические и химические свойства. Фтористый водород. Токсические
свойства. Взаимодействие фтористого водорода со стеклом. Значение фтора как
микроэлемента для жизнедеятельности организма.
17. Хлор. Физические, химические, токсические свойства хлора. Применение хлора
(хлорирование питьевой воды). Хлористый водород и его свойства. Соляная кислота и
ее свойства. Соли соляной кислоты - хлориды. Применение соляной кислоты и ее солей
в промышленности и в медицине.
18. Кислородные соединения хлора. Хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная
кислоты. Соли кислородных кислот. Хлорная известь. Хлорат калия. Их свойства и
применение в медицине.
19. Бром и йод. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Применение.
Бромистый водород и йодистый водород, их свойства. Соли: бромиды и йодиды.
Применение. Физиологическая активность галогенов и их соединений.
20. Хром, молибден, вольфрам. Свойства элементов и их применение Важнейшие
соединения хрома: оксид хрома, хромовый ангидрид, хроматы. Их свойства и
применение. Физиологические свойства соединений хрома.
21. Марганец. Оксиды и гидроксиды марганца. Изменение свойств соединений марганца
с увеличением степени окисления. Соли марганца, их свойства и применение. Влияние
реакции среды на окислительные свойства перманганата. Применение соединений
марганца в медицине.
22. Железо, кобальт, никель. Нахождение в природе. Свойства и применение. Общая
характеристика оксидов и гидроксидов. Соли железа, кобальта и никеля. Комплексные
соединения. Гемоглобин.
23. Элементы семейства платины. Свойства платиновых металлов. Применение.
24. Медь, серебро, золото. Их общая характеристика. Нахождение в природе. кислородные
соединения: оксид меди (I) и оксид меди (II); гидроксид меди. Соли двухвалентной
меди. Аммиак меди. Физиологическая активность и токсические свойства меди.
Применение соединений меди.
25. Серебро, физические и физиологические свойства серебра и его соединений. Соли
серебра: нитрат, хлорид и бромид. Комплексные соли серебра. Применение серебра и
его соединений в медицине.
26. Цинк, кадмий, ртуть. Общая характеристика. Свойства металлов и их применение.
Соединения цинка, их свойства и применение в медицине.
План ответа на вопросы “Химия элементов”
1. Электронная конфигурация атома элемента. Характерные степени окисления элемента.
2. Привести примеры соединений, указать их основные свойства: характер оксидов и
гидроксидов, устойчивость кислот, их окислительную способность и кислотные
свойства, для солей указать возможность протекания гидролиза. Рассмотреть
способность к комплексообразованию, окислительно-восстановительную способность
элементов и их соединений. Привести примеры реакций.
3. Важнейшие соединения элемента и их медико-биологическое значение и применение.
Практические задания
1.Химическая термодинамика
- понятие энтропии, не производя расчетов, определить знак
- энергия Гиббса, как критерий самопроизвольного протекания реакции, анализ
энтальпийного и энтропийного факторов.
2. Химическая кинетика
- зависимость скорости реакции от концентрации, выражение закона действующих масс
для гомогенных и гетерогенных реакций
- зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа
- дать понятие энергии активации, знать энергетический профиль для экзотермической и
эндотермической реакции
-катализ, энергетический профиль каталитической реакции. Особенности каталитической
активности ферментов
- константа равновесия, как выражается, от каких факторов зависит
- смещение равновесия, принцип Ле-Шателье
3.Способы выражения состава вещества
-(массовая доля, молярная и моляльная концентрации, молярная концентрация
эквивалента).
- зная одну концентрацию, уметь рассчитывать все остальные.
4.Коллигативные свойства разбавленных растворов
-расчет понижение температуры кристаллизации, повышение температуры кипения
растворов, осмотического давления;
-сравнение этих свойств для различных растворов электролитов и неэлектролитов.
-определение гипо-, гипер- и изотонических растворов. Плазмолиз и цитолиз.
осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей
-что показывает изотонический коэффициент
5.Электролитическая диссоциация
- диссоциация сильных и слабых электролитов;
- расчет концентрации иона в растворе по известной концентрации электролита;
- выражение для константы диссоциации слабого электролита;
- степень диссоциации, ее зависимость от различных факторов,
- закон разведения Оствальда;
- составление ионно-молекулярных уравнений
6.Ионное произведение воды. Водородный показатель
- расчет рН водных растворов сильных и слабых электролитов.
7.Гидролиз солей
-написание уравнений гидролиза по I ступени, определение кислотности среды
- знать факторы, усиливающие (подавляющие) гидролиз.
8.Буферные растворы и системы
- понятие сопряженные кислота и основание
- определение зоны буферного действия по табличному значению рК
- расчет рН буферной системы
- зависимость рН буферного раствора от различных факторов
- буферная емкость по кислоте и основанию
9. Гетерогенные равновесия и процессы.
- выражение для константы растворимости. Факторы, влияющие на растворимость
- определить возможно ли для нескольких данных ионов протекание изолированного или
совмещенного гетерогенного равновесия
- расчет растворимости соли, нахождение массы иона в растворе, зная константу
растворимости
- решение задачи на условие образования или растворения осадков
10. Строение и номенклатура комплексных соединений.
- для предложенного комплекса указать: комплексообразователь; лиганды; внутреннюю
сферу; внешнюю сферу; координационное число;
- записать уравнение диссоциация комплексных электролитов
- выражение для константы нестойкости
11. Лигандообменные равновесия и процессы
- пользуясь табличными значениями констант нестойкости предложить реакцию
замещения лигандов или комплесообразователя для предложенного комплексного
соединения.
12. Окислительно-восстановительные реакции
- уравнять предлагаемую реакцию, используя метод электронного баланса, указать
окислитель, восстановитель
-рассчитать Δφ реакции, пользуясь справочными данными.
_____________________________________________________________________________
Министерство образования и науки Российской Федерации
Новгородский государственный университет имени Ярослава Мудрого
Институт сельского хозяйства и природных ресурсов
Кафедра фундаментальной и прикладной химии
_____________________________________________________________________________
___
Дисциплина: Общая и неорганическая химия
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 0
1.Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля и
следствия из него: понижение температуры кристаллизации, повышение температуры
кипения растворов. Осмос. Осмотическое давление.
2. Соединения марганца(VII): оксид, марганцовая кислота, перманганаты, КО и ОВ
свойства, продукты восстановления перманганатов при различных значениях рН,
окисление органических соединений, термическое разложение. Химические основы
применения калия перманганата и его раствора как антисептического средства и в
фармацевтическом анализе.
3.Константа растворимости (ПР) хлорида свинца при 250 С равна1,6 10-5
Определите концентрацию ионов свинца (Pb2+ ) в насыщенном растворе PbCl2 .
4. Расположите вещества в порядке уменьшения рН. (Концентрация растворов 0,1
моль/л).
а) Fe(NO3)3
б) HClO4
в) Zn(OH)2
г) NaOH
д) K2SO3
Для каждой из солей написать ионно-молекулярное уравнение гидролиза по первой
ступени, указать тип гидролиза, кислотность среды.
Преподаватель
Зав. кафедрой
Е.Н.Бойко
И.В.Зыкова