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Chemie für Mediziner

MF (6 Kreditpunkte, Kolloquium, Dr. Gábor Bánhegyi; AOKOVM002_1N)
FFZ (6 Kreditpunkte, Rigorosum, Dr. Gábor Bánhegyi; FOKOOVM005_1N)

2018/2019, Herbstsemester

Studienbeauftragte: Dr. Rónai, Zsolt

Allgemeine

Anerkennung des Semesters:
Die Studenten, die
– mehr als dreimal von den Praktika abwesend waren, oder
– bei den 2 schriftlichen Demonstrationen einen Durchschnitt von 2,0 nicht erreicht haben
können keine Unterschrift bekommen und dürfen an der Prüfung nicht teilnehmen.

Tests:
Es werden 2 schriftliche Demonstrationen (6. und 13. Woche) während dem Semester gehalten, deren Stoff vor den Demonstrationen rechtzeitlich bekannt gegeben wird. Wenn die Demonstration nicht bestanden wurde, kann sie nachgeschrieben werden. In diesem Fall aber kann man höchstens ein Ergebnis von „genügend (2)“ bekommen.

Abschlussprüfung:
Am Ende des Semesters findet eine Abschlussprüfung statt. Sie ist eine mündliche Prüfung. Studenten müssen 5 Fragen (allgemeine Chemie I., II., organische Chemie, anorganische Chemie, Rechenaufgabe) beantworten. Studenten die die Demonstrationen mit einem Durchschnitt von 4,5 oder 5,0 absolvieren, ziehen nur 3 Fragen (allgemeine Chemie I., II. organische Chemie). Im Fall von einer erfolglosen Prüfung sollten mindestens 3 Tage vor der Nachprüfung vergehen.

Offizielle Lehrbücher:
Charles E. Mortimer: Chemie
Harold Hart: Organische Chemie
Miklós Tóth: Anorganische Chemie
Károly Szikla: Medizinische Chemie Praktikum
Károly Szikla: Medizinische Chemie Rechenaufgaben

Studienbeauftragte des ersten Jahres:
Dr. Rónai, Zsolt (ronai.zsolt@med.semmelweis-univ.hu)

Vorlesungen

Zeitpunkt und Ort:
Dienstag 8:00-9:10 wöchentlich, im Hörsaal Békésy im EOK Gebäude und
Mittwoch 13:45-14:55 wöchentlich, im Hörsaal Hevesy im EOK Gebäude

WocheDatumVorlesungVortragender
1.10-14 Sept.Grundbegriffe. Bindungsarten, kovalente BindungAsbóth
Hybridorbitale, MolekülorbitaleAsbóth
2.17-21 Sept.Intermolekulare AnziehungskräfteAsbóth
Aggregatzustände, LösungenAsbóth
3.24-28 Sept.Säure-Base TheorienMüllner
pHMüllner
4.1-5 Okt.Elektrolyte, LeitfähigkeitMüllner
Puffer Lösungen ISzikla
5.8-13 Okt.Puffer Lösungen IISzikla
Salze,Szikla
6.15-19 Okt.LöslichkeitsproduktSzikla
Chemische Thermodinamik ISzikla
7.24-26 Okt.Chemische Thermodinamik IISzikla
8.29-31 Okt.Elektrochemie ISzikla
Elektrochemie IISzikla
9.5-10 Nov.ReaktionskinetikKardon
Einführung in die organische ChemieRónai
10.12-16 Nov.Klassifizierung nach funkcionellen Gruppen IRónai
Klassifizierung nach funkcionellen Gruppen IIRónai
11.19-23 Nov.Isomerie IRónai
Isomerie IIRónai
12.26-30 Nov.Alkane, Cycloalkane, Alkene, Halogenierte VerbindungenRónai
Aromatische VerbindungenRónai
13.3-7 Dez.Alkohole, Enole, Phenole, Ether, EpoxideMészáros Gy.
Aldehyde, KetoneMészáros Gy.
14.10-14 Dez.CarbonsäurenMüllner
Schwefel- und StickstoffverbindungenMüllner

Praktika

Ort: EOK (Tűzoltó Str. 37-47.), Gang „D“

WocheDatumPraktikum / Konsultation
1.10-14 Sept.Sicherheitsregeln
2.17-21 Sept.Säure-Base Titration
3.24-28 Sept.Säure-Base Titration
4.1-5 Okt.Titrationskurven
5.8-13 Okt.Konsultation
6.15-19 Okt.Demonstration 1
7.24-26 Okt.Komplexometrie*
8.29-31 Okt.Redoxtitration*
9.5-10 Nov.Fotometrie*
10.12-16 Nov.Elektrochemie*
11.19-23 Nov.Konduktometrie*
12.26-30 Nov.Bestimmung der Aktivität der Urease
13.3-7 Dez.Demonstration 2
14.10-14 Dez.Fällungstitration

*für die einzelnen Gruppen in verschiedenen Reihenfolge – wie im ausführlichen Programm beschrieben

Einteilung


GruppePraktikumsleiterTagZeitpunkt
DM/1BőgelMontag14:00-16:40
DM/2KardonMontag14:00-16:40
DM/3KeszlerDienstag14:00-16:40
DM/4Kovács-NagyDienstag14:00-16:40
DM/5Szikla Dienstag11:00-13:40
DM/6MolnárDienstag11:00-13:40
DM/7SzeitnerMittwoch8:00-10:40
DM/8Rónai Mittwoch8:00-10:40
DM/9AsbóthMittwoch8:00-10:40
DM/10PándicsMontag8:00-10:40
DM/11BartaMontag8:00-10:40
DZ/1SzelényiMittwoch8:00-10:15
DZ/2MüllnerMittwoch8:00-10:15

Themen

Prüfungsthemen der allgemeinen Chemie I.

  1. Die Quantenzahlen
  2. Die Theorie des Periodensystems
  3. Die kovalente Bindung
  4. Erklärung des polaren bzw. apolaren Charakters bei zwei- bzw. mehratomigen Molekülen
  5. Hybridzustände des Kohlenstoffatoms, die Raumstruktur der Verbindungen
  6. Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Elektronegativität
  7. Die koordinative Bindung. Komplexverbindungen
  8. Die Arten der Ionen. Die Ionenbindung
  9. Die Struktur der Molekülionen (zusammengesetzten Ionen)
  10. Schwache chemische Bindungen: Londonsche Kräfte, Wasserstoff-Brücken
  11. Die Dampfdruckkurve und die Erklärung der Aggregatzustände. Siedepunktserhöhung bzw. Gefrierpunktserniedrigung
  12. Die Osmose und der osmotische Druck
  13. Die Löslichkeit, das Löslichkeitsprodukt. Die Fällungstitration
  14. Die Säure-Base-Theorien
  15. Die Salze (normales, saures bzw. basisches Salz, Doppelsalze, Komplex-Salze). Die Reaktionen von Salzen mit Wasser
  16. Der Dissoziationsgrad und der Begriff und die Bedeutung der Dissoziationskonstante und des pK-Wertes
  17. Die spezifische Leitfähigkeit und die Äquivalenzleitfähigkeit. Bestimmung der Dissoziationskonstante mit Hilfe von Leitfähigkeitsmessung
  18. Das Ionenprodukt des Wassers und Berechnung des pH-Wertes wässriger Lösungen
  19. Die Wirkung einer starken Säure (bzw. Base) auf die Dissoziation einer schwachen Säure (bzw. Base) Die Titration von Magensaft
  20. Pufferlösungen. Die Pufferkapazität
  21. Physiologisch wichtige Puffersysteme
  22. Säure-Base-Indikatoren. Die Bestimmung des pKs-Wertes des Phenolrotes
  23. Titrationskurven der Säure-Base-Titrationen

Prüfungsthemen der allgemeinen Chemie II.

  1. Der erste Hauptsatz der Thermodynamik. Innere Energie und Enthalpie
  2. Reaktionsenthalpie (Wärmetönung), spezifische und molare Verbrennungswärme. Molekulare und atomare Bildungsenthalpien. Der Satz von Hess
  3. Entropie. Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik
  4. Die freie Reaktionsenthalpie. Chemische Gleichgewichte: die Gleichgewichtskonstante. Exergone und endergone Vorgänge
  5. Oxidation und Reduktion: die Oxidationszahl
  6. Die galvanischen Ketten. Das Standardpotential und die Spannungsreihe der Elemente
  7. Die verschiedenen Typen der Halbzellen
  8. Konzentrationsketten. pH-Bestimmung auf elektrischem Wege
  9. Das Redoxpotential und seine Bedeutung. Das biologische Redoxpotential. Das Prinzip der Permanganometrie
  10. Die Molekularität und die kinetische Ordnung chemischer Reaktionen.
  11. Faktoren, die die Geschwindigkeit der chemischen Reaktionen beeinflussen: die Arrhenius-Gleichung. Die Aktivierungsenergie, der aktivierte Komplex. Die Katalyse

Prüfungsthemen der organischen Chemie

  1. Konstitution in der organischen Chemie
  2. Konfiguration und Konformation in der organischen Chemie
  3. Der Begriff, die Ursache und die Messung der optischen Aktivität: chirale und achirale Verbindungen
  4. Die projektive Darstellung der Struktur von chiralen Verbindungen. Relative und absolute Konfiguration bzw. die d/l- und r/s-Nomenklatur
  5. Der aromatische Charakter. Die wichtigsten homo- und heteroaromatischen mono- bzw. polyzyklischen Grundverbindungen
  6. Reaktionen der aromatischen Verbindungen
  7. Substitutionsreaktionen in der organischen Chemie
  8. Additions- bzw. Eliminationsreaktionen in der organischen Chemie
  9. Die Struktur und Eigenschaften der Alkane und Cycloalkane. Herstellung und charakteristische Reaktionen
  10. Die Struktur und Eigenschaften der Alkene und Cycloalkene. Herstellung und charakteristische Reaktionen
  11. Halogenierte organische Verbindungen. Herstellung und charakteristische Reaktionen
  12. Alkohole, Enole, Phenole. Herstellung und charakteristische Reaktionen
  13. Herstellung, Eigenschaften und Reaktionen der Aldehyde
  14. Herstellung, Eigenschaften und Reaktionen der Ketone und Chinone
  15. Die Struktur, Entstehung und Eigenschaften der Carbonsäuren; Ester- und Anhydrid-Bindung. Dicarbonsäuren
  16. Hydroxy- und Oxocarbonsäuren. Die Halogen- und Aminoderivate der Carbonsäuren. Säureamide
  17. Organische schwefelhaltige Verbindungen
  18. Organische Amino- und Iminoverbindungen
  19. Die Amide der Kohlensäure und ihre Derivate. Die organischen Derivate der Salpetersäure bzw. der salpetrigen Säure

Prüfungsthemen der anorganischen Chemie

  1. Wasserstoff und seine anorganischen Verbindungen
  2. Die Halogenelemente und ihre anorganischen Verbindungen
  3. Sauerstoff und seine Verbindungen
  4. Die Struktur und Eigenschaften des Wassers
  5. Schwefel und seine Verbindungen
  6. Stickstoff und seine Verbindungen
  7. Phosphor und seine Verbindungen
  8. Kohlenstoff und seine anorganischen Verbindungen
  9. Die Alkalimetalle und ihre Salze. Die metallische Bindung
  10. Die wichtigsten anorganischen starken Säuren und Basen. Säure–Base-Titrationen
  11. Die Erdalkalimetalle und ihre Verbindungen. Die Bestimmung der Konzentration von Ca2+– und Mg2+-Ionen
  12. Die wichtigsten Schwermetalle. Die Edelmetalle
  13. Die Kupfergruppe. Die Bestimmung der Konzentration von Cu2+-Ionen.

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