I. Пояснювальна записка 2 страница

Змістовий модуль 2. Кислотно-основні рівноваги в біологічних рі-
динах.

Конкретні цілі:

• Вміти характеризувати кількісний склад розчинів.

• Вміти готувати розчини із заданим кількісним складом.

• Аналізувати принципи титриметричних методів дослідження.

• Аналізувати кількісний вміст в розчині кислот та основ за допо-
могою методів кислотно-основного титрування.

• Робити висновки щодо кислотності біологічних рідин на підставі водневого показника.

• Пояснювати механізм дії буферних систем та їх роль в підтримці кислотно-основної рівноваги в біосистемах.

• Аналізувати взаємозв’язок між колігативними властивостями та концентрацією розчинів.

Тема 4. ХІМІЧНІ РІВНОВАГИ В ГАЗАХ І РОЗЧИНАХ. Умови хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги. Рівняння ізотерми. Напрямок реакції. Різні способи вираження константи рівноваги. Зміщення стану рівноваги. Принцип Ле-Шательє. Закон діючих мас. Знаходження складу реагентів при рівновазі. Підбір оптимальних умов процесу. Константа рівноваги в неідеальних системах.

Гетерогенні рівноваги. Комбінування рівноваг. Залежність константи рівноваги від температури. Рівняння ізобари. Залежність константи рівноваги від температури. Точний вираз.

Тепловий закон Нернста. Хімічна стала в реакціях між кристалічними речовинами. Наближене рівняння Нернста. Ентропійний спосіб розрахунку констант рівноваги.

Тема 5. ТЕРМОДИНАМІКА РОЗЧИНІВ. Вступ в теорію розчинів. Структура рідин. В'язкість рідин. Поверхневий натяг. Дифузія в рідинах. Внутрішній тиск в рідинах. Концентрація. Різні форми вираження. Термодинамічні потенціали реальних газів. Летучість.

Розчинність газів і твердих речовин у рідинах. Закон Генрі. Парціальний мольний об'єм і методи його розрахунку. Ідеальні розчини. Закони Рауля. Реальні розчини. Відхилення від закону Рауля.

Рівноваги рідина – пара. Діаграми тиск – склад та температура кипіння – склад. Фракційна перегонка. Перший закон Коновалова. Температура кристалізації і температура кипіння розчинів нелетких речовин. Кріоскопія і ебуліоскопія. Другий закон Коновалова. Азеотопні розчини. Обмежена взаємна розчинність рідин.Критична температура розчинності. Перегонка з водяною парою. Осмотичний тиск. Термодинамічні властивості розчинів високомолекулярних сполук.

Тема 6. ОСНОВИ СТАТИСТИЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ. Термодинамічна ймовірність. Формула Больцмана – Планка для зв'язку між ентропією та термодинамічною ймовірністю. Статистика Бозе-Енштейна. Ентропія і термодинамічна імовірність. Характеристика ентропії. Частинки в силовому полі. Рівняння Больцмана. Сума станів та її зв'язок з основними термодинамічними функціями. Молекулярні суми станів для поступального, обертального, коливального та електронного рухів.

Представлення термодинамічних величин за допомогою суми станів. Розрахунки суми станів. Статистична теорія теплоємності молекул та твердих тіл. Знаходження теплоємності газів. Класична і квантова теорія теплоємності газів. Теплоємність багатоатомних газів. Теплоємність твердих тіл.

Статистичні розрахунки ентропії газу. Статистичний розрахунок хімічної сталої. Електронна сума станів. Розрахунки констант рівноваги і зміни нульової енергії.

Елементи термодинаміки необоротних процесів. Явища переносу: дифузія, теплопровідність, в'зкість і т.д. Роль ентропії. Явища переносу в газах. Класификація необоротних процесів. Співвідношення взаємності Онзагера. Тепло-, електропровідність та інші явища переносу в конденсованих фазах. Явище термодифузії.

Тема 7.

Тема 8.

Тема 9.

Модуль 2. Теплові ефекти хімічних реакцій. Направленість процесів.

Змістовий модуль 3.

Конкретні цілі:

• Трактувати хімічні та біохімічні процеси з позиції їх теплових ефектів.

• Вміти використовувати термодинамічні функції для оцінки направленості процесів, пояснювати енергетичне супряження в живих системах

• Аналізувати залежність швидкості реакцій від концентрації та тем-
ператури.

• Інтерпретувати залежність швидкості реакцій від енергії активації.

• Аналізувати особливості дії каталізаторів та пояснювати механізм гомогенного та гетерогенного каталізу.

• Пояснювати механізм дії ферментів та аналізувати залежність швидкості ферментативних процесів від концентрації ферменту та субстрату.

• Аналізувати хімічну рівновагу та пояснювати її умову з позиції термодинаміки та кінетики.

• Пояснювати вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу.

• Аналізувати умови випадіння та розчинення осадів, пояснювати роль гетерогенних рівноваг за участю солей в загальному гомеостазі організму.

• Пояснювати механізм утворення електродних потенціалів.

• Аналізувати принципи методу потенціометрії та робити висновки щодо його використання в медико-біологічних дослідженнях.

• Вміти вимірювати окисно-відновні потенціали та прогнозувати напрямок окисно-відновних реакцій.

Тема 10.

Тема 11.

Тема 12.

Тема 13.

Змістовий модуль 4.

Конкретні цілі:

• Робити висновки щодо поверхневої активності речовин на підставі їх будови.

• Аналізувати особливості будови поверхневого шару адсорбованих молекул поверхневоактивних сполук, пояснювати принципи будови біологічних мембран.

• Аналізувати рівняння адсорбції та межі їх використання, розрізняти мономолекулярну та полимолекулярну адсорбцію.

• Інтерпретувати закономірності адсорбції речовин з розчинів на твердій поверхні.

• Пояснити фізико-хімічні основи методів адсорбційної терапії.

• Розрізняти вибіркову та йонообмінну адсорбцію електролітів.

• Інтерпретувати методи хроматографічного аналізу та їх роль в ме-
дико-біологічних дослідженнях.

• Аналізувати принципи методів одержання та очищення колоїдно-дисперсних розчинів.

• Пояснити фізико-хімічні основи гемодіалізу.

• Інтерпретувати фізико-хімічні властивості білків, що є структурними компонентами всіх тканин організму.

• Робити висновки щодо заряду розчинених біополімерів на підставі їх ізоелектричної точки.

Тема 14.

Тема 15.

Тема 16.

Тема 17.

Тема 18.

3. Орієнтовна структура залікового кредиту – модуля "Хімічна термодинаміка"

№	Тема	Лекції	Прак-тичні занят-тя	Самос-тійна робота
•
	Усього годин 60. Кредитів ECTS –2,0
		Аудиторна робота – 52%	СРС– 48%

Орієнтовна структура залікового кредиту – модуля “……….”

Змістовий модуль 3.
№	Тема	Лекції	Практичні заняття	Самостійна робота
Змістовий модуль 4.
•	Підсумковий контроль засвоєння модуля “……….”
	Усього годин 60. Кредитів ECTS –2,0
		Аудиторна робота – 65%	СРС – 35%

Орієнтовний тематичний план лекцій.

№ лекції	Тема	Кількість годин
РАЗОМ:

Орієнтовний тематичний план практичних занять.

№ заняття	Тема	Кількість годин
		2,0
		2,0
		2,0
		2,0
		2,0
		2,0
		2,0
•	Підсумковий контроль засвоєння модуля "Хімічна термодинаміка"	14,0

Орієнтовний тематичний план лабораторних занять з хімічної термодинаміки

№ заняття	Тема	Кількість годин
		6,0
		6,0
		6,0
		6,0
		6,0
		6,0
		6,0
		6,0
		6,0
•	Підсумковий контроль засвоєння модуля "Теплові ефекти хімічних реакцій"
	Теплові ефекти хімічних реакцій. Направленість процесів	6,0
РАЗОМ:

Орієнтовні завдання для самостійної (індивідуальної) роботи студентів.

№	Тема	Кількість годин
1.
2.
3.	Індивідуальна робота – підготовка огляду наукової літератури однієї з тем
4.	Підготовка до підсумкового контролю засвоєння модулів
РАЗОМ:

Розподіл балів, присвоюваних студентам.

№	Модуль №1 (поточне тестування)	Кількість балів
1.	Змістовий модуль 1.
	Тема 1
	Тема 2
	Тема 3
2.	Змістовий модуль 2.
	Тема 4
	Тема 5
	Тема 6
	Тема 7
	Тема 8
	Тема 9
Разом змістові модулі
Самостійна (індивідуальна) робота студентів
РАЗОМ:
Підсумковий контроль засвоєння модуля №1
РАЗОМ сума балів за засвоєння модуля №1
№	Модуль №2 (поточне тестування)	Кількість балів
3.	Змістовий модуль 3
	Тема 10
	Тема 11
	Тема 12
	Тема 13
4.	Змістовий модуль 4
	Тема 14
	Тема 15
	Тема 16
	Тема 17
	Тема 18
Разом змістові модулі
Самостійна (індивідуальна) робота студентів
РАЗОМ:
Підсумковий контроль засвоєння модуля №2
РАЗОМ сума балів за засвоєння модуля №2

№	Модуль №3 (поточне тестування)	Кількість балів
1.	Змістовий модуль 5.
	Тема 19
	Тема 20
	Тема 21
2.	Змістовий модуль 6.
	Тема 22
	Тема 23
	Тема 24
	Тема 25
	Тема 8
	Тема 26
Разом змістові модулі
Самостійна (індивідуальна) робота студентів
РАЗОМ:
Підсумковий контроль засвоєння модуля № 3
РАЗОМ сума балів за засвоєння модуля № 3

№	Модуль №4 (поточне тестування)	Кількість балів
1.	Змістовий модуль 7.
	Тема 1
	Тема 2
	Тема 3
2.	Змістовий модуль 8.
	Тема 4
	Тема 5
	Тема 6
	Тема 7
	Тема 8
	Тема 9
Разом змістові модулі
Самостійна (індивідуальна) робота студентів
РАЗОМ:
Підсумковий контроль засвоєння модуля № 4
РАЗОМ сума балів за засвоєння модуля № 4
Разом сума балів за вивчення дисципліни

Оцінка “5” конвертується в 13 балів;

“4” – в 9 балів;

“3” – в 5 балів;

“2” – в 0 балів.

Мінімальна кількість балів, з якою студент допускається до складання підсумкового контролю модуля – 45.

5. Форми контролю.

Поточний контроль здійснюється на кожному практичному занятті відповідно до конкретних цілей теми, на практичних підсумкових заняттях – відповідно до конкретних цілей змістових модулів. Рекомендується застосовувати на всіх практичних заняттях види об’єктивного контролю теоретичної підготовки та контроль засвоєння практичних навичок.

Підсумковий контроль засвоєння модуля відбувається по завершенню вивчення блоку відповідних змістових модулів шляхом тестування. Максимальна кількість балів, що присвоюється студенту при засвоєнні модуля (залікового кредиту ECTS)-200.

Єдина шкала оцінок для студентів.

Оцінка ECTS	Статистичний показник	Традиційна оцінка
А	Найкращі 10% студентів	Відмінно
В	Наступні 25% студентів	Добре
С	Наступні 30% студентів	Добре
D	Наступні 25% студентів	Задовільно
E	Останні 10% студентів	Задовільно
Fx	Повторна здача	Незадовільно з можливістю повторного складання
F	Обов’язковий повторний курс навчання	Незадовільно з обов’язковим повторним курсом

Для тих студентів, хто бажає покращити свою успішністі до вищої оцінки при засвоєнні дисципліни (модуля), можливе проведення повтор-
ного підсумкового контролю в комісії. Методика проведення підсумкового контролю визначається вищим навчальним закладом й відображається у робочій навчальній програмі з дисципліни.

Орієнтовний перелік питань до підсумкового

контролю знань з дисципліни.

Змістовий модуль 1. Термодинамічні та кінетичні закономірності перебігу процесів та електрохімічні явища в біологічних системах.

1. Макроергічні сполуки. АТФ як універсальне джерело енергії для біохімічних реакцій. Характеристика макроергічних зв’язків.

2. Перший закон термодинаміки. Внутрішня енергія. Ентальпія. Теплота ізобарного та ізохорного процесів. Стандартні теплоти утворення та згоряння речовин.

3. Термохімія. Закон Гесса. Термохімічні перетворення.

4. Термохімічні розрахунки та їх використання для енергетичної характеристики біохімічних процесів.

5. Другий закон термодинаміки. Ентропія. Енергія Гіббса.

6. Хімічна рівновага. Термодинамічні умови рівноваги. Прогнозу-
вання направлення самодовільних процесів. Екзергонічні та ендергенічні процеси, які відбуваються в організмі.

7. Закон діючих мас. Константа хімічної рівноваги. Способи її вираження. Принцип Ле-Шательє. Прогнозування зміщення хімічної рівноваги.

8. Швидкість хімічних реакцій. Закон діючих мас для швидкості хімічних реакцій. Константа швидкості реакції.

9. Реакції прості та складні (послідовні, паралельні, супряжені, оборотні, ланцюгові). Фотохімічні реакції та їх роль в життєдіяльності.

10. Порядок реакції. Реакції 1-го та ІІ-го порядку. Реакції нульового порядку. Період напівперетворення.

11. Залежність швидкості реакції від температури. Температурний коефіцієнт. Правило Вант-Гоффа. Особливості температурного коефіці-
єнту швидкості реакції для біохімічних процесів.

12. Рівняння Арреніуса. Енергія активації. Поняття про теорію активних зіткнень та про теорію перехідного стану.

1З. Гомогенний та гетерогенний каталіз. Особливості дії каталізатору. Механізм каталізу та його роль в процесах метаболізму.

14. Ферменти як каталізатори біохімічних реакцій. Залежність ферментативної дії від концентрації ферменту та субстрату, температури та реакції середовища.

15. Електродні потенціали та механізм їх виникнення. Рівняння Нернста. Нормальний (стандартний) електродний потенціал.

16. Нормальний водневий електрод.

17. Вимірювання електродних потенціалів. Електроди визначення. Електроди порівняння.

18. Окисно-відновні електродні потенціали. Механізм їх виникнення, біологічне значення. Рівняння Петерса.

19. Окисно-відновні реакції в організмі. Прогнозування їх направ-
лення за стандартними значеннями енергії Гіббса та за величинами окисно-відновних потенціалів.

20. Окисно-відновне титрування (оксидиметрія). Метод перманга-
натометрії.

21. Метод йодометрії.

22. Потенціометричне титрування, його використання в медико-біологічних дослідженнях.

23. Дифузійні та мембранні потенціали, їх роль у генезі біологічних потенціалів. Йонселективні електроди, їх використання для вимірювання концентрації іонів Н⁺ (скляний електрод), К⁺, Na⁺,Са²⁺ в біологічних розчинах.

Змістовий модуль 2. Кислотно-основні рівноваги в біологічних рідинах.

1. Розчини в життєдіяльності. Ентальпійний та ентропійний фактори розчинення та їх зв’язок з механізмом розчинення.

2. Розчинність газів у рідинах та її залежність від різних факторів. Закон Генрі–Дальтона. Вплив електролітів на розчинність газів. Роз-
чинність газів у крові.

3. Розчинність твердих речовин та рідин. Розподіл речовин між двома рідинами, що не змішуються. Закон розподілу Нернста, його значення у явищі проникності біологічних мембран.

4. Рівновага у розчинах електролітів. Закон розведення Оствальда.

5. Дисоціація води. Йонний добуток води. pH біологічних рідин.

6. Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення осадів.

7. Типи протолітичних реакцій. Реакції нейтралізації, гідролізу та йонізації.

8. Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу.

9. Основи титриметричного аналізу. Методи кислотно-основного титрування. Кислотно-основні індикатори та принципи їх підбору.

10. Буферні системи та їх класифікація, рН буферних розчинів.

11. Механізм дії буферних систем.

12. Буферна ємність та фактори, від яких вона залежить. Буферні системи крові.

13. Колігативні властивості розбавлених розчинів: зниження темпера-
тури замерзання, підвищення температури кипіння. Закони Рауля. Кріомет-рія та ебуліометрія.

14. Колігативна властивість розбавлених розчинів – осмос. Осмотич-ний тиск. Закон Вант-Гоффа. Плазмоліз та гемоліз.

15. Колігативні властивості розбавлених розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини в медичній практиці. Роль осмосу в біологічних системах.

Змістовий модуль 3. Фізико-хімія поверхневих явищ. Ліофобні та ліофільні дисперсні системи.

1. Особливості розчинів ВМС. Механізм набухання та розчинення ВМС. Залежність набухання та розчинення ВМС від різних факторів. Роль набухання у фізіології організмів.

2. Ізоелектрична точка білку та методи її визначення.

3. Драглювання розчинів ВМС. Властивості драглів.

4. Аномальна в’язкість розчинів ВМС. В’язкість крові та інших біологічних рідин. Осмотичний тиск розчинів біополімерів. Рівняння Галлера. Онкотичний тиск плазми та сироватки крові.

5. Мембранна рівновага Доннана.

6. Поверхнева активність. Правило Дюкло–Траубе. Рівняння Гіббса. Орієнтація молекул в поверхневому шарі та структура біологічних мембран.

7. Рівняння Ленгмюра.

8. Адсорбція із розчинів на поверхні твердого тіла. Рівняння Фрейндліха.

9. Фізико-хімічні основи адсорбційної терапії.

10. Адсорбція електролітів (вибірна та йонообмінна). Правило Панета–Фаянса.

11. Йоніти та їх використання в медицині.

12. Класифікація хроматографічних методів дослідження за ознаками механізму розподілу речовин, агрегатного стану фаз та техніки виконання. Використання хроматографії у медико-біологічних дослідженнях.

13. Дисперсні системи та їх класифікація. Способи одержання та очищення колоїдних розчинів. Діаліз, електродіаліз, ультрафільтрація. “Штучна нирка”.

14. Молекулярно-кінетичні властивості колоїдних систем (броунів-
ський рух, дифузія, осмотичний тиск). Оптичні властивості колоїдних систем. Ультрамікроскопія.

15. Будова колоїдних частинок.

16. Електрокінетичний потенціал колоїдних часточок. Електрофорез, його використання в медицині та медико-біологічних дослідженнях. Рівняння Гельмгольца–Смолуховського.

17. Кінетична та агрегативна стійкість ліозолей. Фактори стійкості. Механізм коагулюючої дії електролітів.

18. Поріг коагуляції, його визначення. Правило Шульце–Гарді. Процеси коагуляції при очистці питної води та стічних вод. Колоїдний захист, його біологічна роль.

19. Грубодисперсні системи (аерозолі, суспензії, емульсії). Одержання та властивості. Медичне застосування. Напівколоїди.

Змістовий модуль 4. Хімія біогенних елементів. Комплексоутворення в біологічних рідинах

1. Електронна структура біогенних елементів. Типові хімічні влас-тивості елементів та їх сполук (реакції без зміни ступеня окиснення, зі змі-
ною ступеня окиснення, комплексоутворення). Зв’язок між місцезнаход-женням s-, p-, d-елементів в періодичній системі та їх вмістом в організмі.

2. Розчини комплексних сполук. Сучасні уявлення про будову комплексних сполук. Класифікація комплексних сполук (за природою лігандів та зарядом внутрішньої сфери).

3. Константи нестійкості та стійкості комплексних йонів. Основи комплексонометрії.

4. Внутрішньокомплексні сполуки. Поліядерні комплекси. Комплексні сполуки в біологічних системах. Уявлення про будову гемоглобіну.

Орієнтовний перелік завдань для підсумкового контролю знань

1. В організмі людини відбуваються аеробний та анаеробний процеси окислення глюкози:

C₆H₁₂O_6(т) = 2C₂H₅OH_(р) + 2СО_2(г)

C₆H₁₂O_6(т) + 60_2(г) = 6СО_2(г) + 6Н₂О_(р)

В якій із реакцій утворюється більше теплоти?

	C6H12O6(т)	2C2H5OH(р)	СО2(г)	Н2О(р)	О2(г)
∆Нугв(кДж/моль)	– 1274,0	– 277,0	– 393,5	– 286,0

2. Які реакції в біохімії називають екзергонічними (катаболічними) та ендергонічними (анаболічними), враховуючи характер зміни вільної енергії (ΔG) при їх ізобарно-ізотермічному протіканні?

Дата добавления: 2015-05-24