экзаменационные вопросы - Кафедра общей и органической

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЕ ВОПРОСЫ
по общей и неорганической химии
для студентов фармацевтического факультета
1 .Химия и медицина. Основы химии и фармация.
2. Химическая термодинамика. Первое начало термодинамики. Функции состояния.
3. Энтальпия и энтропия. Второе начало термодинамики.
4. Энергия Гиббса как критерий самопроизвольного протекания процесса
5 Теплота растворения, теплота нейтрализации.
6. Энтропия как мера неупорядоченности системы. Уравнение Больцмана.
7. Химическая кинетика. Закон действия масс.
8. Зависимость скорости
от концентрации и других факторов. Константа
скорости.
9. Понятие о механизме реакции. Ферментативный катализ и его особенности.
10. Химическое равновесие. Константа равновесия и ее расчет по стандартным
изменениям энергии Гиббса.
11.Определение смещения химического равновесия при изменении условий на
основании принципа Ле-Шателье.
12. Растворы, способы выражения концентрации, растворитель,
растворенное
вещество. Растворимость.
Роль водных растворов в жизнедеятельности
организмов. Неводные растворители.
13. Химическое взаимодействие компонентов при образовании растворов.
Изменение энергии Гиббса при образовании растворов.
14. Растворимость газов в жидкостях и ее зависимость от парциального давления и
температуры. Закон Генри – Дальтона.
15. Зависимость растворимости газа от концентрации растворенных в воде
электролитов. Закон И. М. Сеченова.
16. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Изотонический
коэффициент.
17. Роль осмотического давления в биологических системах. Плазмолиз, гемолиз,
тургор. Гипо-, изо-, и гипертонические растворы.
18. Развитие И.А. Каблуковым теории электролитической диссоциации Аррениуса.
Зависимость ионизации от диэлектрической проницаемости растворителя.
Гидратация (сольватация) ионов.
19. Сильные и слабые электролиты. Константа ионизации.
20. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатый характер ионизации.
21. Смещение равновесия в растворах слабых электролитов в присутствии
электролитов с одноимёнными ионами.
22. Произведение растворимости. Условия осаждения и растворения электролитов
23. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель
растворов слабых и сильных электролитов.
24.Теория кислот и оснований Аррениуса и её ограниченность.
25. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда – Лоури.
26. Сопряжённые пары кислота – основание. Количественная характеристика силы
кислот и оснований.
27. Константы кислотности и основности.
28. Типы протолитических реакций.
29. Гидролитические процессы. Степень и константа гидролиза.
30. Роль протолитических реакций при метаболизме лекарств,
в анализе
препаратов.
31. Ограниченность теории Бренстеда – Лоури Жесткие и мягкие кислоты
иоснования.
32. Электронная теория окислительно – восстановительных реакций Окислительно
– восстановительные свойства элементов в зависимости от положения в
периодической системе элементов
33.
Окислительно – восстановительные реакции и стандартные электродные
потенциалы.
34.
Метод электронного баланса и ионно – электронный метод (метод
полуреакций). Роль ОВР в организме.
35.
Квантовый характер поглощения и излучения энергии. Корпускулярноволновой дуализм микрочастиц.
36.
Уравнение Де-Бройля. Принцип неопределённости Гейзенберга.
37.
Характер движения электрона в атоме. Электронное облако. Волновая
функция (уравнение Шредингера).
38. Квантовые числа и их физический смысл.
39. Форма s, p, d орбиталей Принцип Паули.
40. Правило Хунда. Правило Клечковского.
41. Основное и возбужденное состояния атомов. Электронные и электронноструктурные формулы атомов.
42 . Периодический закон Д.И. Менделеева с точки зрения строения атома
Структура периодической системы элементов.
43. Периодический характер изменения свойств атомов элементов. Структура
ПСЭ, периоды, группы, семейства s -, p -, d -, f - элементы R , I, E, ОЭО.
44. Химическая связь. Кривая потенциальной энергии молекулы водорода.
Основные параметры химической связи.
45. Метод валентных связей.
46. Насыщаемость связи. Направленность связи. Образование сигма и пи связи.
47. Гибридизация атомных орбиталей. Пространственное расположение атомов в
молекуле.
48. Полярность и поляризуемость химической связи. Кратность связи.
49. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь. Биологическая роль
водородной связи.
50. Недостатки метода валентных связей. Метод молекулярных орбиталей.
51. Заполнение молекулярных орбиталей электронами
на примере простых
веществ элементов 1 и 2 периода.
52. Комплексные соединения. Теория Вернера. Структура КС.
53. Изомерия и номенклатура комплексных соединений.
54. Константа образования и константа нестойкости комплексных соединений.
Хелатные КС.
55. Комплексные соли, кислоты, основания . Химические основы применения
комплексных соединений в фармацевтическом анализе.
56. Химическое строение и электронные спектры поглощения УФ, видимая
область, ИК.
57. Изучение строения радикалов методом ЭПР.
58. ЯМР и другие методы изучения химического строения.
59. Водород. Химические свойства воды. Пероксид водорода Окислительно –
восстановительные свойства.
60. Общая характеристика элементов группы IА. Химические свойства.
Биологическая роль и применение соединений элементов 1А группы.
61. Элементы 2 А группы. Общая характеристика.
Химические свойства.
Биологическая роль и применение соединений.
62. Жёсткость воды её влияние на живые организмы. Методы устранения.
Соединения кальция в организме. Ион кальция как комплексообразователь.
63. Общая характеристика элементов 6 В группы. Хром, молибден, вольфрам и их
соединения.
64. Химические основы применения соединений хрома в химическом и
фармацевтическом анализе.
65. Элементы 7 В группы. Марганец и его соединения.
66. Перманганаты. Окислительные свойства. Применение как антисептических
средств и в фармацевтическом анализе.
67. Общая характеристика элементов 8 В группы. Железо и его соединения.
Комплексные соединения железа.
68. Кобальт и никель. Важнейшие соединения. Реакция Чугаева.
69. Элементы 1 В группы. Общая характеристика. Медь её соединения.
Комплексные соединения.
70. Серебро, его соединения. Применение их соединений в качестве лечебных
препаратов и фармацевтическом анализе.
71. Золото и его соединения. Применение в медицине.
72. Общая характеристика р – элементов. Бор, алюминий, их соединения.
Применение в медицине.
73. Углерод его соединения.
74. Кремний. Химические соединения. Использование в медицине.
75. Азот. Химические соединения.
76. Фосфор и элементы подгруппы мышьяка. Их соединения.
77. Кислород и сера. Биологическая роль серы и кислорода.
78. Галогены. Их соединения. Бактерицидное действие хлора и иода.
79. Элементы платиновой группы, их соединения, применение в медицине
80. Элементы 3В группы. Их соединения. Свойства соединений.
81. Элементы 4 В группы. Их соединения. Свойства соединений.
82. Элементы 5 В группы. Их соединения. Свойства соединений.
83. Элементы 1 В группы. Их соединения, биологическая роль и применение в
медицине.
84. Элементы 2 В группы. Их соединения. Свойства и применение в медицине.
ОБРАЗЕЦ
экзаменационного билета по общей и неорганической химии
Федеральное агентство по здравоохранению и социальному развитию
Казанский государственный медицинский университет
ФАРМАЦЕВТИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ
КАФЕДРА ОБЩЕЙ И ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
«УТВЕРЖДАЮ»
__________________
Зав. кафедрой, проф. Никитина Л.Е.
(Часть А)
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
В котором варианте ответов степень чистоты реактива возрастает слева направо ?
1) ч . , х.ч., техн.
2) техн. , ч. , х.ч.
3)ч.д.а. , ч. , х.ч.
4) х.ч. ,техн. , ч.д.а.
Самопроизвольно протекают процессы, если
1) ∆G = 0
2) ∆G < 0
3) ∆G > 0
4) ∆G = T∆S
При увеличении температуры энтропия
1) уменьшается
2) не меняется
3) увеличивается
4) сохраняется
Изохорный процесс, это когда
1) ∆T = 0
2) ∆T < 0
3) ∆V = 0
4) p = const
Моляльная концентрация – это число молей растворенного вещества, приходящееся на :
1)1 литр раствора
2) 1000 г растворителя
3)1 мл р-ра
4)1000мл р-ра
Два раствора изотоничны, если у них :
1) p1 осм< p2 ocм
2) p1 осм> p2 ocм
3) p1 осм= p2 ocм
4)t1 = t2
Ионная сила 1-молярного раствора NaCl равна ( в моль/л )
1) 1
2) 2
3) 0,5
4) С
Образуется ли осадок, если ПР < [Kt]n [An]m
1)образуется 2)нет 3)наступает химическое равновесие 4)видимых изменений нет
Окислитель в ходе ОВР
1) окисляется
2) не участвует
3) восстанавливается
4) выпадает в осадок
Орбитальное квантовое число принимает значения :
1)-∞ до 0
2) 0, ± 1 , ± 2 …
3)0,1,2,3… (n-1)
4)1,2,3… +∞
Количество конфигураций
p – орбиталей
равно:
1) 2
2) 3
3) 5
4) 4
Как изменяется электроотрицательность сверху вниз в подгруппах p – элементов ?
1) уменьшается
2) увеличивается
3) не меняется
4) периодически
Сумма зарядов внешних сфер всех комплексных соединений : K2[SiF6]; Na2 [Pt Cl4] ;Mg [Pt (CN)6] ;
[Fe (CО)5] равна:
1) -2
2) +3
3) +6
4) +2
Пламя окрашивается в малиновый цвет в случае :
1) натрия
2) калия
3) лития
4) кальция
При контакте меди с концентрированной азотной кислотой выделяется :
1) NO
2)H 2
3) N2
4) NO2
Качественно ионы серебра (I) можно обнаружить с помощью :
1) р-ра HNO3
2) водного р-ра KI
3) H2SO4
4) р-р NaF
Качественно ионы никеля (II ) обнаруживают с помощью :
1) NH4OH
2) (NH4)2S
3) диметилглиоксима
4) р-ра NaOH
При действии на кремний водных растворов щелочей выделяется :
1) силан
2) водород
3) кислород
4) оксид кремния
Какого цвета пламенем горит борноэтиловый эфир ?
1) красного
2) желтого
3) синего
4) зеленого
При термическом разложении нитрата аммония выделяется:
1) O2
2) N2
3) NO
4) N 2O
21. Каким реагентом можно качественно определить ортофосфат ион ?
1) AgNO3
2) KOH
3)NH 4OH
4)Co2O3
22. Кислород в лаборатории нельзя получить рязложением :
1) KClO3
2) KMnO4
3)NaNO3
4) HNO3
23. В каких реакциях сера проявляет восстановительные свойства ?
1)SO2 + H2O 
2)SO2 + Cl2 
3)SO2 + CaO 
4)H2S + PbCl2 
24. Соляная кислота не взаимодействует ни с одним из двух указанных ввеществ :
1) Zn , NaOH
2) Cu ,CuO
3)Hg , CO2
4)Mg ,NH3
25. Как изменяется сила кислот в ряду: HClO3 - HBrO3 - HIO3
1) уменьшается
2) усиливается
3) не меняется
4) меняется периодически
(Часть Б)
1. Закон Гесса и следствия из него. Теплоты образования и сгорания. Теплота
растворения, теплота нейтрализации.
2. Элементы 2 а группы.
Общая
характеристика.
Химические свойства.
Биологическая роль и применение их соединений в фармации и медицине.
3.Подберите коэффициенты ионно-электронным методом:
KMnO4+KNO2+H2SO4=MnSO4+KNO3 +…
4. Допишите продукты реакции и подберите коэффициенты:
K2CrO4 + BaCl2 …
K2CrO4 +AgNO3 …
Отметьте цвет образующихся веществ.
5.Сколько граммов глюкозы C6H12O6 должно находиться в 0,5 л раствора, чтобы его
осмотическое давление (при той же температуре) было таким же, как и раствора, в 1л
которого содержится 9,2 г глицерина C3H5(OH)3