Неорганическая химия - Северный Государственный

Структура учебно-методического комплекса дисциплины
1. Рабочая учебная программа
Приложение № 1 «Тематический план лекций»; Тематический план практических занятий;
Приложение № 2 Методические рекомендации для преподавателей по дисциплине;
Приложение №3 Методические рекомендации для студентов по дисциплине;
Приложение №4 « Фонд оценочных средств»
1. Цель и задачи изучения дисциплины
Цель дисциплины – формирование у студентов современных,
систематизированных
знаний о химических явлениях и процессах, основных законах и
понятиях неорганической
химии, умений и навыков, необходимых для дальнейшего изучения
медико–биологических дисциплин и в будущей работе врача.
Задачами дисциплины являются:











формировать системные знания об основных закономерностя
строения неорганических соединений, их биологической роли,
типах химической связи, термодинамических системах и их
свойствах, свойствах растворов и закономерностях протекания
в них реакций (в том числе и в биологических системах);
формировать знание о роли и месте неорганической химии в
структуре естественно – научных и медико – биологических дисциплин;
формировать навыки организации и проведения самостоятельных
исследований;
формировать навыки работы с научной литературой;
научить использовать знания по предмету в практической деятельности.
2. Место дисциплины в структуре ООП
Программа составлена в соответствии с требованиями ФГОС ВПО
по направлению подготовки «Медицинская биохимия». Дисциплина
«Неорганическая химия» относится к естественно – научному и
математическому циклу дисциплин по специальности «Медицинская биохимия»
высшего профессионального медицинского образования, изучается в первом семестре.
Входные знания, умения и компетенции студента для изучения дисциплины
«Неорганическая химия» связаны с предшествующей подготовкой по математике,
физике, информатике, биологии, философии.
Освоение дисциплины необходимо для дальнейшего освоения следующих
дисциплин: биологии, биохимии, биофизики, общей патологии, фармакологии.
3. Требования к уровню освоения содержания дисциплины
Компетенции, формируемые при изучении дисциплины:
ПК-1 Способен и готов выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих
в ходе профессиональной деятельности, анализировать результаты
естественнонаучных исследований, совершенствовать свои профессиональные знания
и навыки
ПК-24 Способен и готов прогнозировать направление и результат физико–
химических процессов и явлений, химических превращений биологических важных
веществ, происходящих в клетках различных тканей организма человека, решать
ситуационные задачи, моделирующие физико–химические процессы протекающие
в живом организме
ПК-26 Способен и готов работать на персональных компьютерах, использовать
основные пакеты программ, в том числе по обработке экспериментальных
и клинико – диагностических данных биохимических и медико–генетических
исследований
ПК-28
Способен и готов проводить аналитическую работу с информацией–
учебной, научной, нормативно справочной литературой и другими источниками.
В результате освоения дисциплин студент должен:
Знать:
1. различные способы выражения концентрации растворов;
2. современные представления о строении атома, видах химической связи, строении и
свойствах комплексных соединений, окислительно – восстановительных реакциях;
3. основные законы термохимии, термодинамики, кинетики;
4. классификацию растворов, способы выражения их концентрации;
5. свойства буферных растворов и механизм их действия;
6. свойства наиболее важных S, p, d – элементов и их соединений, применение их в
медицинской практике;
7. правила работы в химической лаборатории.
Уметь:
1. -готовить растворы заданной концентрации;
2. -титровать растворы;
3. -работать с химической посудой;
4. -пользоваться технохимическими и аналитическими весами;
5. -пользоваться горелкой;
6. -проводить простейшие количественные и качественные исследования;
7. -пользоваться методами статистической обработки данных эксперимента;
8. -производить расчёты: массы вещества по данным титриметрического анализа,
стандартной энтальпии реакции, стандартной энергии Гиббса реакции, константы
химического равновесия, равновесных и исходных концентраций, рН и рОН сильных и
слабых электролитов, рН буферных растворов;
9. -составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций(ОВР);
10.-прогнозировать направление ОВР;
11.- прогнозировать свойства неорганических соединений с учетом положения
составляющих их элементов в периодической системе Д.И. Менделеева.
Владеть:
- техникой постановки простейшего эксперимента
1. Требования к уровню освоения содержания дисциплины
Коды
Компетенции
формируемых
компетенций
ОК-№
Общекультурные компетенции
1
Способность и готовность анализировать социальнозначимые проблемы и процессы, использовать на
практике методы гуманитарных, естественнонаучных,
медико-биологических и клинических наук в различных
видах профессиональной и социальной деятельности
4
Способность
и
готовность
анализировать
экономические проблемы и общественные процессы
Способность и готовность к логическому и
5
аргументированному анализу, к публичной речи,
ведению дискуссии и полемики
Способность и готовность осуществлять свою
деятельность с учетом принятых в обществе моральных
8
и правовых норм, соблюдать законы и нормативные
правовые акты по работе с конфиденциальной
информацией
ПК -№
Профессиональные компетенции
2
Способность
и
готовность
выявлять
естественнонаучную сущность проблем, возникающих в
ходе профессиональной деятельности, использовать для
их решения соответствующий физико-химический и
математический аппарат
Способность и готовность к формированию системного
3
подхода к анализу медицинской информации, опираясь
на всеобъемлющие принципы доказательной медицины,
основанной на поиске решений с использованием
теоретических знаний и практических умений в целях
совершенствования профессиональной деятельности
5
9
11
Способность
и
готовность
проводить
и
интерпретировать
результаты
современных
лабораторно-инструментальных исследований
Способность и готовность к работе с медикотехнической аппаратурой, используемой в работе с
пациентами
Способность и готовность использовать методы оценки
природных и медико-социальных факторов среды в
развитии болезней у взрослого населения и подростков,
проводить
их
коррекцию
и
осуществлять
профилактические мероприятия по предупреждению
заболеваний.
4. Объем дисциплины и виды учебной работы.
Общая трудоёмкость дисциплины составляет 5 зачётных единиц
Вид учебной работы
Всего часов
Семестр
Аудиторные занятия (всего)
В том числе
Лекции (л)
Практические занятия (ПЗ)
Лабораторные работы (ЛР)
Самостоятельная работа (всего)
В том числе
Реферат
96
1
32
64
48
1
1
1
1
24
1
Другие виды самостоятельной работы
Вид промежуточной аттестации (зачет,
экзамен)
Общая трудоемкость (час.)
часы
24
36
1
Экзамен
180
5. Содержание дисциплины
5.1 Содержание разделов дисциплины
№ п/п
1
2
Название
раздела
дисциплины
базовой части
ФГОС
Введение
Энергетика,
направление и
глубина
протекания
химических
реакций.
Содержание раздела
Предмет, задачи и методы общей и неорганической химии, ее место в
системе естественных наук, значение для развития медицины и
биологии. Основные законы, положения и понятия общей и
неорганической химии. Основные способы выражения концентраций
растворов. Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса
эквивалента. Способы выражения концентрации растворов. Техника
безопасности и правила работы в лабораториях химического профиля.
Основные понятия химической термодинамики. Поглощение и
выделение различных видов энергии при химических превращениях.
Теплота и работа.
Внутренняя энергия и энтальпия индивидуальных веществ и
многокомпонентных систем. Стандартные состояния веществ и
стандартные значения внутренней энергии и энтальпии. Теплоты
химических реакций при постоянной температуре, давлении и
объеме. Термохимические уравнения. Стандартные энтальпии
образования и сгорания веществ.
Закон Гесса. Расчеты изменения стандартных энтальпий химических
реакций и физико – химических превращений на основе закона Гесса.
Понятие об энтропии как мере неупорядоченности системы
(уравнение Больцмана). Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца как
критерий самопроизвольного протекания процесса и
термодинамической устойчивости химических соединений.
Стандартные энергии Гиббса образования веществ. Обратимые и
необратимые химические реакции, состояние химического
равновесия.
Закон действующих масс (ЗДМ). Константа химического равновесия
и ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса и энергии
Гельмгольца процесса. Зависимость энергии Гиббса процесса и
константы равновесия от температуры. Принцип Ле Шателье –
Брауна.
3
Учение о
растворах.
Основные определения: раствор, растворитель, растворенное
вещество. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых
веществ. Вода как один из наиболее распространенных
растворителей. Роль водных растворов в жизнедеятельности
организмов.
Процесс растворения как физико -химическое явление (Д.И.
Менделеев, Н.С. Курнаков). Термодинамика процесса растворения.
Растворы газов в жидкостях. Законы Генри, Генри – Дальтона, И.М.
Сеченова. Декомпрессивные состояния.
Растворы твердых веществ в жидкостях. Понятие коллигативных
свойствах растворов. Закон Вант – Гоффа об осмотическом давлении.
Роль осмоса в биосистемах. Плазмолиз, гемолиз, тургор. Гипо-, изо- и
гипертонические растворы.
Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов,
коэффициент активности и активность ионов.
Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного
электролита. Произведение растворимости. Условия растворения и
образования осадков.
Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный
показатель. рН растворов сильных кислот и оснований.
Растворы слабых электролитов. Применение ЗДМ к ионизации
слабых электролитов. Константа ионизации (диссоциации).
Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда – Лоури).
4
Окислительно –
восстановительн
ые реакции.
5
Строение
вещества.
Современн
ые
представле
ния о
строении
атома и
периодиче
ский закон
Д.И.
Менделеев
а. Природа
химическо
й связи и
строение
химически
х
соединени
й.
константы кислотности и основности. Процессы ионизации,
гидролиза, нейтрализации с точки зрения различных теорий кислот и
оснований. рН растворов слабых кислот, оснований, гидролизующих
солей.
Буферные растворы. Их классификация. рН буферных систем.
Уравнение Гендерсона – Гассельбаха для кислотного и основного
буферов. Механизм действия буферных систем. Буферная емкость.
Буферные системы в организме человека
(гемоглобиновая,
оксигемоглобиновая протеиновая, фосфатная, гидрокарбонатная). рН
крови, ацидоз, алкалоз, кислотно – щелочной резерв крови. Буферные
системы в химической практике и в живых организмах, их
биологическое значение.
Электронная теория окислительно – восстановительных (ОВ)
реакций.
Окислительно – восстановительные свойства элементов и их
соединений в зависимости от положения элемента в Периодической
системе элементов и степени окисления элементов в соединениях.
Сопряженные пары окислитель - восстановитель. Окислительно восстановительная двойственность.
Стандартное изменение энергии Гиббса и Гельмгольца окислительно восстановительные
потенциалы
(электродные
потенциалы).
Определение направления протекания ОВ реакций по разности ОВ
потенциалов.
Влияние среды и внешних условий на направление окислительно восстановительных реакций и характер образующих продуктов.
Электронные оболочки атомов и периодический закон Д.И.
Менделеева. Природа химической связи и строение химических
соединений.
Основные этапы развития представлений о существовании и
строении атомов.
Квантово – механическая модель строения атомов. Электронные
формулы и электронно – структурные схемы атомов.
Периодический закон (ПЗ) Д.И. Менделеева и его трактовка на
основе квантово – механической теории строения атомов.
Структура Периодической системы элементов (ПСЭ): периоды,
группы, семейства, s-, p-, d-, f- квалификации элементов
(блоки). Периодический характер изменения свойства атомов
элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к
электрону, относительная электроотрицательность (ОЭО).
Типы химических связей и физико - химические свойства
соединений с ковалентной, ионной и металлической связью.
Экспериментальные характеристики связей: энергия связи,
длина, направленность.
Описание молекулы методом валентных связей (МВС).
Механизм образования ковалентной связи. Насыщаемость
6
Комплексн
ые
соединени
я.
Химия
элементов.
7
S
элементы.
ковалентной связи. Направленность ковалентной связи как
следствие условия максимального перекрывания орбиталей.
Сигма и пи –связи и их образование при перекрывании s-, p-, dорбиталей. Кратность связей в методе валентных связей.
Поляризуемость и полярность ковалентной связи. Эффективные
заряды атомов в молекулах. Полярность молекул.
Гибридизация
атомных
орбиталей.
Устойчивость
гибридизированных
состояний
различных
атомов.
Пространственное расположение атомов в молекулах.
Описание молекул методом молекулярных орбиталей (ММО).
Связывающие, разрыхляющие и несвязывающие МО, их
энергия и форма. Энергические диаграммы МО. Заполнение МО
электронами в молекулах, образованных атомами и ионами
элементов 1-го и 2-го периодов ПСЭ. Кратность связи в ММО.
Межмолекулярные взаимодействия и их природа. Энергия
межмолекулярного
взаимодействия.
Ориентационное,
индукционное и дисперсионное взаимодействие. Водородная
связь и ее разновидности. Биологическая роль водородной
связи. Молекулярные комплексы и их роль в метаболических
процессах.
Современное содержание понятия «комплексные соединения»
(КС). Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный
ион, внутренняя и внешняя сфера, координационное число
центрального атома, дентатность лиганндов.
Способность
атомов
различных
элементов
к
комплексообразованию. Природа химической связи в КС.
Образование и диссоциация КС в растворах, константы
образования и нестойкости комплексов.
Классификация и номенклатура КС. Комплексные кислоты,
основания, соли. Карбонилы металлов. Хелатные комплексные
соединения. Хелатотерапия.
Особенности положения в ПСЭ, реакции с кислородом,
галогенами, металлами, азотом, углеродом, серой, оксидами.
Вода как важнейшее соединение водорода, ее физические и
химические свойства. Аквакомплексы и кристаллогидраты.
Особенности поведения водорода в соединениях с сильно и
слабополярными связями. Ион водорода, ион
оксония, ион аммония.
Общая характеристика s элементов I и II групп. Изменение
свойств элементов II А группы в сравнении с I А группы.
характеристики катионов. Ионы s - металлов в водородных
растворах; энергия гидратации ионов.
Взаимодействие металлов с кислородом, образование оксидов,
пероксидов, гипероксидов (супероксидов, надпероксидов).
Взаимодействие с водой этих соединений. Гидроксиды
8
d–
элементы.
щелочных и щелочноземельных металлов; амфотерность
гидроксида бериллия. Гидриды щелочных и щелочно –
земельных металлов и их восстановительные свойства.
Взаимодействие щелочных и щелочно – земельных металлов с
водой и кислотами. Соли щелочных и щелочно- земельных
металлов: сульфаты, галогениды, карбонаты, фосфаты.
Ионы щелочных
и щелочно- земельных металлов как
комплексо- образователи. Ионоформы и их роль в мембранном
переносе калия и натрия. Ионы магния и кальция как
комплексообразователи.
Биологическая роль s- элементов- металлов в минеральном
балансе организма. Макро- и микро- s- элементы. Соединения
кальция в костной ткани, сходство ионов кальция и стронция,
изоморфное замещения (проблема стронция -90).
Токсичность соединений беррилия. Химические основы
применения соединений лития, натрия, калия, магния, кальция,
бария в медицине и в фармации.
Общая характеристика d –элементов, особенности d –элементов:
переменные степени окисления, образование комплексов.
d –элементы III группы. Общая характеристика, сходство и
отличие от s- элементов II группы.
d –элементы IV и V, групп. Общая характеристика.
d –элементы VI группы.
Общая характеристика группы.
Хром. Общая характеристика. Простое вещество и его
химическая активность, способность к комплексообразованию.
Хром (II), кислотно – основная (КО) и окислительно –
восстановительные (ОВ) характеристики соединений.
Хром (III), кислотно –основная (КО) и
окислительно –
восстановительные
(ОВ)
характеристики
соединений,
способность к комплексообразованию.
Соединения хрома (VI) – оксид и хромовые кислоты, хроматы и
дихроматы, КО и ОВ характеристика. Окислительные свойчства
хроматов и дихроматов в зависимости от рН среды.
Молибден и вольфрам, общая характеристика, способность к
образованию изополи- и гетерополикислот; сравнительная
окислительно – восстановительная характеристика соединений
молибдена и вольфрама по отношению к соединениям хрома.
Биологическое значение d –элементы VI группы.
d –элементы VII группы.
Общая характеристика группы.
Марганец. Общая характеристика. химическая активность
простого вещества. Способность к комплексообразованию
(карбонилы марганца).
Марганец (II) и марганец (IV): КО и ОВ характеристика
соединений, способность к комплексообразованию.
Марганец (IV) оксид, кислотно - основные и окислительно восстановительные свойства, влияние рН на ОВ свойства.
Соединения марганца (VI): манганаты, их образование,
термическая устойчивость, диспропорционирование в растворе
и условия стабилизации.
Соединения марганца (VII) – оксид, марганцовая кислота,
перманганаты, КО и ОВ свойства, продукты восстановления
перманганатов при различных значениях рН.
d –элементы VIII группы.
Общая характеристика элементов семейства железа.
Железо.
Химическая
активность
простого
вещества,
способность к комплекообразованию.
Соединения железа
(II) и железа ( III) – КО и ОВ
характеристика,
способность
к
комплексообразованию.
комплексные соединения железа (II) и железа (III) с цианид – и
тиоцианат – ионами. Гемоглобин и железосодержащие
ферменты, химическая сущность их действия.
Железо (VI). Ферраты, получение и окислительные свойства.
Химические основы применения железа и железосодержащих
препаратов в медицине и фармации.
Кобальт и никель. Соединения кобальта (II) и кобальта (III),
никеля (II); КО и ОВ характеристика, способность к
комплексообразованию. Никель и кобальт как микроэлементы.
Химические основы применения соединений кобальта и никеля
в медицине и фармации.
d –элементы I группы.
Общая характеристика группы. Физические и химические
свойства простых веществ.
Соединение меди (I) и меди (II), их КО и ОВ характеристика,
способность
к
комплексообразованию.
Комплексные
соединения меди (II). Химические основы применения
соединений меди в медицине и фармации.
Соединение серебра, их КО и ОВ характеристики
(бактерицидные свойства иона серебра). Способность к
комплексообразованию, комплексные соединения серебра с
галогенидами, аммиаком, тиосульфатами.
Золото. Соединения золота (I) и золота (III), их КО и ОВ
характеристика, способность к комплексообразованию.
d –элементы IIгруппы.
Общая характеристика группы.
Цинк. Общая характеристика, химическая активность простого
вещества; ВО и КО характеристика соединений цинка.
Комплексные соединения цинка.
Ртуть. Общая характеристика, отличительные от цинка и кадмия
свойства. Окисление ртути серной и азотной кислотой.
Соединения ртути (I) и ртути (II), их КО и ВО характеристика,
способность ртути (I) и ртути (II) к комплексообразованию.
Химизм токсического действия соединений кадмия и ртути.
9
р –
элементы.
р – элементы III группы
Общая характеристика группы.
Бор. Общая характеристика. Простые вещества и их химическая
активность. Бориды. Соединения с водородом (бораны),
особенности стереохимии и природы связи. Гидридобораты.
Галиды бор, гидролиз и комплексообразование.
Борный
ангидрид и борная кислота. Тетраборат натрия. Биологическая
роль бора. Антисептические свойства борной кислоты и ее
солей.
Алюминий.
Общая характеристика. Простое вещество и его химическая
активность. Разновидности оксида алюминия. применение в
медицине. Амфотерность гидроксида. алюминаты. Ион
алюминия как комплекообразователь. Физико – химические
основы применения алюминия в медицине и фармации.
р – элементы IV группы
Общая характеристика группы.
Общая
характеристика
углерода.
Аллотропические
модификации углерода. Типы гибридизации атома углерода и
строение углеродосодержащих молекул.
Углерод в отрицательных степенях окисления. Карбиды
активных металлов и соответствующие им углеводороды.
Соединения углероад (II). Оксид углерода (II), его КО и ОВ
характеристика, свойства как лиганда, химические основы его
токсичности.
Циано-водородная
кислота,
простые
и
комплексные цианиды. Химические основы токсичности
цианидов.
Соединения углерода (IV). Оксид углерода (IV). Угольная
кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, гидролиз и
термохимическое разложение.
Соединения углерода с галогенами и серой. Четыреххлористый
углерод, фосген, фреоны, сероуглерод и тиокарбонаты. Ционаты
и тиоционаты. Физические и химические свойства, применение.
Биологическая роль углерода.
Кремний. Общая характеристика. Основное отличие от
углерода. Силициды. Соединения с водородом (силаны),
окисление и гидролиз. Природные силикаты и алюмосиликаты.
Элементы подгруппы германия. Общая характеристика.
Устойчивость водородных соединений. Соединения с
галогенами типа ЭГ2 и ЭГ4 , поведение в водных растворах.
Оксиды. Оксид (IV). Амфотерность гидроксидов. Химизм
токсического действия соединений свинца.
р – элементы V группы
Общая характеристика группы. Азот, фосфор, мышьяк в
организме, их биологическая роль.
Азот. Общая характеристика. Соединения с отрицательными
степенями окисления. Нитриды. Аммиак, КО и ОВ
характеристика, реакции замещения. Амиды. Аммиакаты. Ион
аммония и его соли, кислотные свойства, термическое
расположение. Гидразин и гидроксиламин. КО и ОВ
характеристика. Азотистоводородная кислота и азиды.
Соединения азота в положительных степенях окисления.
Оксиды. КО и ВО свойства. Азотистая кислота и нитриты. КО и
ВО свойства. Азотная кислота и нитраты. КО и ВО
характеристика. «Царская водка».
Фосфор.
Общая
характеристика.
Аллотропические
модификации фосфора, их химическая активность.
Фосфиды. Фосфин.
Соединения фосфор в положительных степенях окисления.
Оксиды: стереохимия и природа связи, взаимодействие с водой
и спиртами. Фосфорноватистая и фосфористая кислоты,
строение молекул, КО и ВО свойства. Дифосфорная
(пирофосфорная) кислота. Метафосфорные кислоты, сравнение
с азотной кислотой. Производные фосфорной кислоты в живых
организмах.
Элементы подгруппы мышьяка. Общая характеристика.
Соединения мышьяка, сурьма и висмута в положительных
степенях окисления. Галиды и изменение их свойств в группе.
Оксиды и гидроксиды Э (III) и Э (V); их КО и ВО
характеристики. Арсениты и арсентаты, их КО и ОВ свойства.
Сурьмяная кислота и ее соли. Висмутаты, неустойчивость
соединений висмута (V).
р – элементы VI группы
Общая характеристика группы.
Кислород. Общая характеристика. Роль кислорода как одного из
наиболее распространенных элементов и составной части
большинства неорганических соединений.
Озон, стереохимия и природа связей. Химическая активность в
сравнении с кислородом.
Водорода пероксид (Н2О2), его КО и ВО характеристика,
применение в медицине. Биологическая роль кислорода.
Химические основы применения кислорода и озона, а также
соединений кислорода в медицине и фармации.
Сера. Общая характеристика.
Соединения серы в отрицательных степенях окисления.
Соединения серы (IV) – оксид, хлорид, хлористый тионил,
сернистая кислота, сульфиты и гидросульфиты. Их КО и ВО
свойства. Свойства тиосульфатов.
Соединения серы (VI) – оксид, серная кислота производные сульфаты, КО и ВО свойства. Пиросерная кислота.
Биологическая роль серы. Химические основы применения серы
и ее соединений в медицине.
Селен и теллур. Общая характеристика. КО и ВО свойства
водородных соединений и их солей. Оксиды и кислоты, их КО и
ОВ свойства. Биологическая роль селена.
р – элементы VII группы (галогены)
Общая характеристика группы.
Простые вещества, их химическая активность.
Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде; КО и
ОВ свойства. Галогенид – ионы как лиганды в комплексных
соединениях.
Галогены в положительных степенях окисления. соединения с
кислородом и друг с другом. Взаимодействие галогенов с водой
и водными растворами щелочей, кислородные кислоты хлора и
их соли. Биологическая роль фтора, хлора, брома и йода.
р – элементы VIII группы (благородные газы)
Общая характеристика. Физические и химические свойства
благородных
газов.
Соединения
благородных
газов.
Применение благородных газов в медицине.
5.2 Разделы дисциплины и виды занятий
№ п/п
Наименование разделов
Лекция
дисциплины
1 Введение
2 Энергетика, направление и
4
глубина протекания
химических реакций
3 Учение о растворах
4
4 Окислительно4
восстановительные реакции
5 Строение вещества.
4
Современные представления о
строении атома и
периодический закон Д.И.
Менделеева. Природа
химической связи и строение
Лабораторные
практикумы
2
6
СРС
Всего
часов
8
2
18
12
6
12
2
28
12
6
4
14
химических соединений.
6 Комплексные соединения.
7 S – элементы
8 р – элементы
9 d - элементы
10 Итого:
№
Разделы
п/
п
1 Введение
2
3
4
4
2
6
4
32
6
6
10
10
64
6
4
6
6
48
16
12
22
20
144
5.3 Тематическое планирование
Лекции
Лабораторные занятия
-
Вводная беседа инструктаж по
технике безопасности. Способы
выражения состава растворов.
Приготовление раствора Nа CL.
1. Энергетические эффекты
реакций. Закон Гесса. Решение
задач.
2. I и II начало термодинамики.
Решение задач.
3. Кинетика, катализ,
хим.равновесие. Решение задач.
Энергетика, направление 1
.Основные
и глубина протекания
закономерности протекания
химических реакций.
химических
процессов.
Элементы
хим.
Термодинамики.
5. Энергетика
и
направление химических
процессов
6. Элементы химической
кинетики
Учение о растворах
1. Растворы электролитов.
1. Способы выражения численного
Сильные и слабые
состава растворов. Решение
электролиты.
задач.
2. Кислотно-основные
2. Приготовление рабочего раствора
буферные растворы
H2 SO4.
3. Коллигативные свойства
3. Сильные и слабые
растворов.
электролиты, рН и рОН.
4.Ууточнение концентрации
рабочего раствора H2 SO4.
Определение массы и
концентрации в растворе.
5. Буферные растворы.
6. Осмос, закон Вант-Гоффа и
Рауля. Решение задач.
Окислительновосстановительные
1. Окислительновосстановительные
1. Окислитель, восстановитель,
окисление, восстановление.
реакции
реакции .
2. Типы ОВР,
направление
протекания ОВР
5
Строение атома.
Современные
представления о
строении атома.
Периодический закон
Д.И. Менделеева.
Природа химической
связи и строение
химических соединений.
1. Современные
представления о
строении атома.
2. Виды химической
связи: ковалентная
связь, метод
валентных связей.
3. Метод молекулярных
орбиталей
6
Комплексные
соединения
7
S – элементы
8
р - элементы
9
d- элементы
Значение ОВР для
биологических систем.
2. ОВР. Направление протекания
ОВР. Метод электронного
баланса электронно-ионный
метод.
3. Решение задач по теме.
1. Современные представления о
строении атома: принцип
энергии, неопределенности
Гейзенберга, квантовые числа.
2. Виды химической связи:
ковалентная, ионная,
водородная. Метод В.С.
3. Основные положения метода
М.О. Решение задач.
1. Строение К.С. Теория
1. Координационная теория
Вернера. Номенклатура и
Вернера. Строение,
классификация
номенклатура и поведение в
комплексных
растворах К.С.
соединений.
2. Хелатные К.С. Хелатотерапия.
2. Хелатные К.С.
3. Решение задач по теме.
Хелатотерапия.
1. Физико-химические
1. Физико-химические свойства Sсвойства S –элементов и
элементов I группы.
их соединений.
2. Физико-химические свойства Sэлементов II группы.
3. Анализ соли на соединение Sэлементов.
1. Физико-химические
1. Физико-химические свойства
свойства элементов в 3-4
элементов III - IV группы.
гр.
2. Физико-химические свойства
2. Физико-химические
элементов V группы.
свойства р-элементов 4-5 3. Физико-химические свойства
гр.
элементов VI группы.
3. Физико-химические
4. Физико-химические свойства
свойства р-элементов 7
элементов VII группы.
гр. П.с.
5. Анализ соли на соединение
элементов.
1. Физико-химические
1. Физико-химические свойства d
свойства d- элементов
– элементов I и II групп.
в 1-2 гр.
2. Физико-химические свойства d
2. Физико-химические
– элементов VI групп.
свойства d-элементов
3. Физико-химические свойства d
4-5 гр.
– элементов VIII групп.
4. Анализ соли на соединение d элементов.
5. Анализ соли на соединение s
,p,d -элементов.
6.Интерактивные формы проведения занятий
N
Наименование раздела дисциплины
п/п
1
Энергетика, направление и глубина
протекания химических реакций
2
Учение о растворах
3
5
Окислительно-восстановительные
реакции
Строение атома. Современные
представления о строении атома.
Периодический закон Д.И.
Менделеева. Природа химической
связи и строение химических
соединений.
S – элементы
6
р - элементы
7
d- элементы
4
Интерактивные формы
проведения занятий
Разбор конкретных
ситуаций ( решение
проблем, поставленных в
конкретной задаче)
Разбор конкретных
ситуаций ( решение
проблем, поставленных в
конкретной задаче
Разбор конкретных
ситуаций
Разбор конкретных
ситуаций
Деловые игры
Решение
экспериментальной задачи
(обнаружение ионов sэлементов в исследуемом
растворе)
Решение
экспериментальной задачи
(обнаружение ионов рэлементов в исследуемом
растворе
Решение
экспериментальной задачи
(обнаружение ионов dэлементов в исследуемом
растворе. Анализ
исследуемой соли на
содержание ионов s-,p-,dэлементов.
Длительность
(час)
3
4
3
2
1
1
2
Итого(час.)
Итого (%от аудиторных
занятий)
16
16,7
7. Внеаудиторная самостоятельная работа (48час)
№ Наименование раздела дисциплины
Виды самостоятельной
Формы
п/п
работы
контроля
1
Водородная связь и ее роль в биологических
Работа с научной
Проверка
объектах
литературой, Интернетреферата
ресурсами
2
Вода как слабый электролит рН и рОН
Работа с научной
Проверка
биологических жидкостей
литературой, Интернетреферата,
ресурсами
контрольная
работа.
3
Необычные свойства обычной воды
Работа с научной
Проверка
литературой, Интернетреферата
ресурсами
4
Водно-солевой обмен в организме
Оформление
Коррекция
мультимедийных
подготовленного
презентаций
доклада и
презентации
5
Роль диффузии и осмоса в живом организме
Проверка
реферата
6
Электролиты в организме человека
Изготовление наглядного
Проверка
пособия
реферата
7
Особенности электролитного обмена у
Работа с научной
Проверка
жителей Европейского Севера
литературой, Интернетреферата
ресурсами
8
Основные биологические буферные системы
Работа с научной
Проверка
организма
литературой, Интернетреферата
ресурсами
9
Кислотно-основное состояние организма.
Оформление
Коррекция
Ацидоз и алкалоз
мультимедийных
подготовленного
презентаций
доклада
10 Диффузный и мембранный потенциал, их
Подготовка доклада на
Коррекция
биологическая роль
научную студенческую
подготовленного
научную конференцию
доклада
11 Окислительно-восстановительные системы
Работа с научной
Проверка
и организм
литературой, Интернетреферата
ресурсами
12 Хелаты как антидоты
Работа с научной
Проверка
литературой, Интернетреферата
ресурсами
13
Комплексные соединения Мg в организме
14
Комплексные соединения Fe в организме
15
Источники и виды загрязнения
атмосферного воздуха
16
Химизм токсичности металлов
17
Лекарственные препараты на основе
координационных соединений металлов
18
Лабораторные методы определения
концентрации Н+ ,Са2+, Мg2+ в
биологических средах
Работа с научной
литературой, Интернетресурсами
Работа с научной
литературой, Интернетресурсами
Подготовка доклада на
научную студенческую
научную конференцию
Подготовка доклада на
научную студенческую
научную конференцию
Работа с научной
литературой, Интернетресурсами
Составление отчёта по
проделанной работе
Проверка
реферата
Проверка
реферата
Анализ и
коррекция
подготовленного
доклада и
презентации
Анализ и
коррекция
подготовленного
доклада и
презентации
Проверка
реферата
Проверка отчёта
по проделанной
работе
8. Формы контроля
8.1.
Формы текущего контроля по дисциплине
1.Устный опрос по теме занятий
2.Письменный контроль (контрольные работы, тестовые задания) по следующим темам:
-способы выражения концентрации растворов
-энергетика химических процессов
-кинетика, химическое равновесие
-слабые электролиты, буферные растворы
-осмос
-строение атома, химическая связь, комплексные соединения, ОВР
-физико-химические свойства S,р,d- элементов и их соединений
3.Проверка протоколов лабораторных работ
4. Проверка реферативных сообщений.
8.2 Формы промежуточной аттестации ( экзамен)
Этапы проведения экзамена:
1 этап -выполнение и защита экспериментальной работы «Анализ соли на содержание
ионов s ,p,d-элементов в исследуемом растворе»
2 этап- решение расчётной задачи по одной из предложенных тем
3 этап -устное собеседование по предмету.
9.Учебно-методическое обеспечение дисциплины
9.1. Основная литература
1.
2.
3.
4.
5.
Пузаков С.А., Попков В.А. Общая химия: учебник, М., 2007. – 976с.
Пузаков С.А. Химия: учебник, М., 2006. – 640с.
Глинка Н.Л. Общая химия М.: ЮРАЙТ: Высшее образование, 2010. – 885с.
Коровин Н.В. Общая химия: М., Высшая школа, 2009. – 557с.
Келина Н.Ю., Безручко Н.В. Общая и неорганическая химия в таблицах и схемах»: М.,
Феникс, 2008. – 423с.
9.2 Дополнительная литература
1. Слесарев В.И. Химия: Основы химии живого: Учебник для вузов. – 3-е изд., испр. и доп. –
Спб: Химиздат, 2002.– 784с.
2. Беляков А.П., Кучук В.И. Физическая и коллоидная химия: учебник, 2007. – 704с.
3. Лидин Р.А, Молочко В.А.,Андреева Л.Л. Химические свойства неорганических веществ:
учебное пособие для вузов, М: Химия, 2003. – 685c.
10. Материально-техническое обеспечение дисциплины
Специализированные химические лаборатории, оснащенные необходимым набором
химической посуды
и реактивов, весы технические, электронные, аналитические,
проекционная аппаратура для демонстрации лекций, компьютеры для использования
компьютерных программ контроля знаний студентов.
Специализированные химические лаборатории должны быть оснащены:
- установками для титрования;техническими весами;
- электронными весами;
- фотоэлектроколориметрами;
- набором химической посуды для проведения количественных исследований;
- набором химических реактивов, необходимых для проведения качественных
исследований;
- мультимедийным проектором для демонстрации презентаций;
- компьютерами.
Таблицы, используемые в учебном процессе:
I.
Строение атома, химическая связь:
- движение ẽ в атоме, виды электронных облаков;
- гибридизация , ее виды;
- формы молекул;
- периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
II. Диффузия и осмос:
- осмометр Пфеффера.
III. Буферные системы:
- состав буферных систем;
- механизм действия буферных растворов
IV. Растворы:
- рН рОН;
- рН биологических жидкостей.
V. Комплексные соединения:
- строение комплексных соединений;
- структура гемоглобина.
24
Приложение 1
№ п/п
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН лекций
Тема лекции
Введение. Основные закономерности протекания
химических процессов. Элементы химической
термодинамики.
Энергетика и направленность химических
процессов.
Элементы химической кинетики.
Химическое равновесие, константа химического
равновесия. Сдвиг химического равновесия.
Растворы электролитов. Сильные и слабые
электролиты. Протолитическая теория БренстедаЛоури.
Равновесия в растворах электролитов. Кислотноосновные буферные системы.
Коллигативные свойства растворов.
Гетерогенные равновесия в растворах. Равновесия
газ-раствор. Равновесия в насыщенных растворах
электролитов. Произведения растворимости.
Квантово-механическая модель атома.
Типы химических связей. Гибридизация. Элементы
метода молекулярных орбиталей.
Окислительно-восстановительные процессы.
Комплексные соединения. Структура молекулы
комплексного соединения.
Физико-химические свойства s-элементов
Физико-химические свойства р-элементов
Физико-химические свойства р-элементов
Физико-химические свойства d-элементов
Количество
часов
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
25
Приложение 1
ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ПРАКТИЧЕСКИХ ЗАНЯТИЙ
№
1.
2.
3.
4
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
Тема занятий
Вводная беседа. Инструктаж по технике
безопасности. Способы выражения состава
раствора. Способы выражения состава растворов.
Лабораторная работа «Приготовление раствора
NaCl заданной концентрации из более насыщенного
раствора
Энергетика химических процессов. Закон Гесса. 1 и
2 начала термодинамики
. Кинетика,катализ. Химическое равновесие.
Контрольная работа «Термодинамика, кинетика»
Растворы сильных электролитов. Метод
нейтрализации. Лабораторная работа:
«Приготовление раствора Н2SO4».
Растворы сильных электролитов. Метод
нейтрализации Лабораторная работа: «Уточнение
концентрации рабочего раствора Н2SO4.
Лабораторная работа: Определение массы NaOH в
исследуемом растворе».
Контрольная работа «рН и рОН сильных
электролитов»
Слабые электролиты, протолитическое равновесие,
рН и рОН в растворах слабых электролитов.
Буферные растворы.Буферные системы крови.
Буферные растворы. Контрольная работа «Слабые
электролиты. Буферные растворы»
Коллигативные свойства растворов. Диффузия.
Осмос, осмотическое давление.
.Конференция по теме «Биологическое значение
диффузии и осмоса»
Тест по теме «Осмос»
Окислительно-восстановительные реакции.
ОВР. Лабораторная работа «Определение массы
FeSO4 методом перманганатометрии
ОВР. Метод йодометрии.
Лабораторная работа « установка молярной
концентрации эквивалента тиосульфата натрия.
Определение массы йода в исследуемом растворе»
Современны представления о строении атома.
Количество
часов
4
4
4
4
4
4
4
4
4
4
4
26
12
13.
14.
15.
16
Виды химической связи.
Лабораторная работа «Изучение физикохимических свойств S-элементов и их соединений»
Лабораторная работа «Качественное обнаружение
катионов S-элементов в исследуемом растворе».
Контрольная работа «S –элементы»
Лабораторная работа «Изучение физикохимических свойств р-элементов 3-5 групп и их
соединений
Лабораторная работа «Изучение физикохимических свойств р-элементов 5-7 групп и их
соединений» Лабораторная работа «Качественное
обнаружение ионов р-элементов в исследуемом
растворе.
Лабораторная работа «Изучение физикохимических свойств d-элементов и их соединений»
Лабораторная работа «Изучение физикохимических свойств р-элементов и их соединений
Контрольная работа по теме «р-элементы
Лабораторная работа «Изучение физикохимических свойств d-элементов и их соединений»
Лабораторная работа «Качественное обнаружение
ионов d-элементов в исследуемом растворе».
Контрольная работа по теме «d-элементы»
Лабораторная работа «Анализ соли на содержание
ионов S,P,d-элементов»
Итоговое занятие.
Медико-биологические аспекты биогенных S,-p,-dэлементов.
4
4
4
4
4
Приложение 2
Методические рекомендации для преподавателей по дисциплине
«Неорганическая химия»
Для специальности30.05.01. «Медицинская
биохимия»
Современные подходы к проблематике дисциплины.
Неорганическая химия относится к блоку математических и
естественнонаучных дисциплин и является предшествующей для
изучения таких дисциплин как биология, органическая химия, биохимия,
биофизика, физиология, фармакология и, поэтому является базовой
основой для их последующего изучения. От качества освоения
дисциплины «Неорганическая химия» в конечном итоге зависит качество
27
освоения последующих дисциплин медико-биологического профиля, а
также профессиональных дисциплин, что в свою очередь может повлиять
на качество будущего специалиста.
Современный рынок труда требует высокообразованных специалистов,
способных и готовых применять современные технологии, знающих и
разбирающихся в новейших достижениях, используемых в клиниколабораторной диагностике. Именно поэтому, в процессе преподавания
дисциплины «Неорганическая химия», наряду с классическими знаниями
по предмету, преподаватель должен обратить внимание на современные
аспекты данной дисциплины, например, при изучении свойств
неорганических соединений необходимо показать их биологическую
значимость, обратить внимание на выполняемые физиологические
функции и современные методы определения биогенных макро- и
микроэлементов в биологических средах, используемых с клинических
лабораториях, а также в научных изысканиях.
В настоящее время имеется достаточно современной литературы для
качественного изучения проблем неорганической химии, что позволяет
преподавателю рекомендовать студентам современную литературу по
предмету, которая имеется в необходимом количестве в библиотеке.
Все современные учебные пособия и учебники по неорганической химии
для студентов медицинских вузов рассматривают теоретические вопросы по
данному предмету в приложении к биологическим системам, что создает
возможность уже с первого курса помочь студентам освоить теоретический
материал по предмету. Для знакомства студентов с современными воззрениями
на дисциплину, а также возможности применения современных методов в
клинической лабораторной диагностике, необходимо рекомендовать студентам
шире использовать для подготовки к занятиям и при самостоятельном изучении
некоторых разделов дисциплины интернет-ресурсы, а также современную
зарубежную литературу по медико- биологическим проблемам.
1. Образовательные технологии.
Дисциплина «Неорганическая химия» изучается в первом семестре,
именно поэтому так важно привить интерес к ней и к процессу обучения
в целом. Крайне важно заинтересовать студента процессом саморазвития
и самосовершенствования, что, естественно, скажется на качестве
выпускника.
1.1. Активные и интерактивные формы проведения занятий.
N
п/п
По дисциплине « Неорганическая химия» можно предложить
следующие активные и интерактивные формы:
Наименование раздела дисциплины Интерактивные формы
проведения занятий
28
1
Энергетика, направление и глубина
протекания химических реакций
2
Учение о растворах
3
Окислительно-восстановительные
реакции
Строение атома. Современные
представления о строении атома.
Периодический закон Д.И.
Менделеева. Природа химической
связи и строение химических
соединений.
S – элементы
4
5
6
7
Разбор конкретных ситуаций (
решение проблем,
поставленных в конкретной
задаче)
Разбор конкретных ситуаций (
решение проблем,
поставленных в конкретной
задаче
Разбор конкретных ситуаций
Разбор конкретных ситуаций
Деловая игра: решение
экспериментальной задачи
(обнаружение ионов sэлементов в исследуемом
растворе)
р - элементы
Деловая игра: решение
экспериментальной задачи
(обнаружение ионов рэлементов в исследуемом
растворе
d- элементы
Деловая игра: решение
экспериментальной задачи
(обнаружение ионов dэлементов в исследуемом
растворе. Анализ исследуемой
соли на содержание ионов s,p-,d-элементов.
Деловые игры могут быть проведены по любому сценарию,
удобному для преподавателя и студентов, например, любая
деловая игра по теме « обнаружение ионов в исследуемом
растворе» можно провести следующим образом:
Преподаватель:
делит группу на 2 ( 3,4) команды и определяет следующие задачи
командам;
1. определить, какой ион находится в анализируемом бесцветном
прозрачном растворе;
2. разработать рациональную схему анализа соли;
29
3. уложиться во времени ( необходимо определить временные
рамки);
Подведение итогов и выбор победителя:
необходимо учитывать при определении общего количества баллов
все этапы исследования:
-рациональность предложенной схемы анализа исследуемого
раствора;
-время исследования
-убедительность и аргументированность объяснений.
Определяется общая сумма баллов и определяется победитель.
Деловая игра « Что?
Почему? Зачем?»
Айвазова Е.А.завед.кафедрой
общей и
биоорганической
химии
2014г
1.2. Организация и контроль самостоятельной работы
обучающихся.
Самостоятельная работа студентов – важный этап обучения,
способный помочь студенту самостоятельно пользоваться научной
литературой, выбирая основное, главное. Самостоятельная работа
поможет студенту делать самостоятельный выбор, принимать
самостоятельные решения.
Новые федеральные стандарты 3 поколения отводят достаточно
много времени на самостоятельную работу студентов, доля часов,
выделенных на самостоятельную работу, составляет 50% от часов
аудиторной работы. Для повышения её эффективности, необходимо
разнообразить её формы. При изучении дисциплины «
Неорганическая химия» можно использовать:
-подготовку рефератов по медико - биологическим проблемам;
-подготовку студентами слайд - презентаций по современным
методам исследования биологического материала;
30
-проведение самостоятельных исследований по изучению физикохимических свойств s,p,d-элементов,
-подготовку групповых ( курсовых ) учебных конференций по
отдельным темам предмета и др.
При этом рекомендуется контролировать поэтапное выполнение
самостоятельных заданий, студент должен представить
преподавателю план своей самостоятельной работы. Результаты
самостоятельной работы должны быть оценены преподавателем
или студентами и обязательно учитываться при подведении общего
балла по предмету.
2. Принципы и критерии оценивания результатов обучения.
Для контроля знаний студентов и степени освоения материала
рекомендуется использовать текущий и итоговый контроль знаний
студентов. Текущий контроль проводится в виде проверки подготовки к
практическим занятиям в виде устного опроса по вопросам,
предложенным студентам для подготовки к занятию. Оценивать качество
подготовки к занятию таким способом можно по традиционной
пятибалльной системе.
Для контроля освоения отдельных тем дисциплины, можно
рекомендовать проведение обычных письменных контрольных работ, а
также небольших тестовых заданий в компьютерном классе или обычной
учебной аудитории, поэтому проверяемых преподавателем вручную.
Однако не стоит весь контроль освоения дисциплины проводить только с
помощью тестов. Использование только компьютерной проверки знаний
не всегда даёт преподавателю возможность иметь полное представление
о качестве освоения той или иной темы каждым студентом.
Целесообразнее сочетать различные способы проверки степени освоения
учебного материала.
Например, при изучении дисциплины « Неорганическая химия» можно
рекомендовать проведение рубежных контролей знаний по следующим
темам дисциплины:
1. Термодинамика, кинетика, катализ, химическое равновесие
2. Коллигативные свойства растворов
3. Растворы, растворимость, способы выражения состава растворов
4. Слабые электролиты, буферные растворы, рН и рОН
5. Сильные электролиты
6. Окислительно- восстановительные реакции
7. Физико- химические свойства S-элементов и их соединений
8. Физико- химические свойства Р-элементов и их соединений
31
9. Физико- химические свойства d-элементов и их соединений,
которые могут быть представлены в различном виде ( в виде обычных
тестовых заданий с одним или несколькими вариантами ответов,
компьютерных тестов, а также традиционных письменных
контрольных работ).
В любом случае, студенты должны быть ознакомлены с критериями,
исходя из которых будет оценена каждая из его работ. Можно
рекомендовать следующую шкалу оценивания результатов работы:
-оценка «отлично» - 95%-100% правильных ответов
-оценка «хорошо» - от 80% до 94% правильных ответов
-оценка «удовлетворительно» -в случае 60%-79% правильных ответов
-оценка «неудовлетворительно» - менее 60% правильных ответов.
Итоговым контролем знаний студентов для специальности «
Медицинская биохимия» является экзамен, который можно провести в
три (два) этапа:
-решение аналитической задачи по определению соли в
анализируемом растворе ( после завершения изучения физикохимических свойств s,p,d –элементов);
-решение расчётной задачи по одной из изученных тем;
-устное собеседование по предмету.
Каждый из этапов должен оцениваться отдельно, поэтому итоговая
оценка должна являться результирующей всех трёх этапов. Студент
дожжен быть познакомлен с критериями оценки каждого этапа.
1 этап:
-оценка «отлично» выставляется в том случае, если студент открыл в
анализируемом растворе катион и анион, убедительно объяснил весь
ход исследования и уложился в положенное время;
-оценка «хорошо» - выставляется в том случае, если студент открыл в
анализируемом растворе катион и анион, но не смог убедительно
объяснил весь ход исследования и не уложился в положенное время;
-оценка «удовлетворительно» - ставится в том случае, если студент
не смог самостоятельно открыть один из ионов и для этого ему была
необходима подсказка, неубедительно объяснял результаты своего
исследования и не уложился в положенное время.
Все студенты должны выполнить первый этап, поэтому оценка «
неудовлетворительно» не предполагается.
2 этап – решение расчётной задачи, также должен оцениваться по
пятибалльной системе по определённым критериям:
-оценка «отлично»- при правильном варианте решения;
-оценка «хорошо»- если решение задачи было очень нерациональным,
либо допущена математическая ошибка, не повлиявшая на конечный
результат, либо решение было верным, но сделан неправильный
вывод;
32
-оценка «удовлетворительно» - если допущена ошибка, повлиявшая
на конечный результат или решение задачи оказалось не полным, но
верным;
-оценка « неудовлетворительно»- если решение задачи оказалось
принципиально неверным или оно не было представлено.
3 этап –устное собеседование по вопросам, предложенным для
подготовки к экзамену, также оценивается по определённым
критериям:
-оценка «отлично»- ответ полный, приведены все примеры реакций;
-оценка «хорошо» -ответ не достаточно полный, приведены не все
примеры реакций;
-оценка «удовлетворительно» - ответ не полный и имеются
принципиальные ошибки при написании уравнений реакций ;
-оценка «неудовлетворительно» - ответа нет или он дан не по теме.
Студенты, успешно справившиеся с программой, написавшие все
контрольные работы на «хорошо» или « отлично», выполнившие
лабораторные работы, а также прошедшие первый и второй этапы с
оценкой « отлично», могут быть освобождены от третьего этапа с
общей оценкой « отлично» или «хорошо» в зависимости от общей
суммы баллов, набранной студентом (см. «Положение о рейтинге
студентов, обучающихся по специальности « Медицинская
биохимия»).
Приложение 3
Ввиду большого объёма методические рекомендации для студентов
прилагаются отдельным файлом
Приложение 4
Карта оценки компетенций
Коды
Наименование
Этапы
формируемых
компетенции
формирования
компетенций
компетенции
Общекультурные компетенции
Способность и
Умеет
ОК-1
готовность
анализировать
социально-значимые
проблемы и
процессы,
использовать на
практике методы
Средства
оценки
33
ОК-4
ОК-5
гуманитарных,
естественнонаучных,
медикобиологических и
клинических наук в
различных видах
профессиональной и
социальной
деятельности
Способность и
Умеет
готовность
анализировать
экономические
проблемы и
общественные
процессы
Способность и
Умеет
готовность к
логическому и
аргументированному
анализу, к
публичной речи,
ведению дискуссии
и полемики
ОК-8
№ ПК
ПК-2
Способность и
Владеет
готовность
осуществлять свою
деятельность с
учетом принятых в
обществе моральных
и правовых норм,
соблюдать законы и
нормативные
правовые акты по
работе с
коифидециальной
информацией
Профессиональные
компетенции
Способность и
Владеет
готовность выявлять
34
ПК-3
ПК-5
ПК-9
естественнонаучную
сущность проблем,
возникающих в ходе
профессиональной
деятельности,
использовать для их
решения
соответствующий
физико-химический
и математический
аппарат
Способность и
Умеет
готовность к
формированию
системного подхода
к анализу
медицинской
информации,
опираясь на
всеобъемлющие
принципы
доказательной
медицины,
основанной на
поиске решений с
использованием
теоретических
знаний и
практических
умений в целях
совершенствования
профессиональной
деятельности
Способность и
Владеет
готовность
проводить и
интерпретировать
результаты
современных
лабораторноинструментальных
исследований
Способность и
Умеет
готовность к работе
с медико35
технической
аппаратурой,
используемой в
работе с пациентами
Способность и
Умеет
ПК-11
готовность
использовать
методы оценки
природных и
медико-социальных
факторов среды в
развитии болезней у
взрослого населения
и подростков,
проводить их
коррекцию и
осуществлять
профилактические
мероприятия по
предупреждению
заболеваний
2. Оценочные средства для проведения текущего контроля успеваемости
студентов:
2.1.Перечень контрольных работ:
-Термодинамика, кинетика;
-Свойства сильных электролитов;
- Слабые электролиты и буферные растворы;
- Осмос;
-s-элементы;
-р-элементы;
-d-элементы.
2.2.Перечень тем рефератов:
1.Водородная связь и ее роль в биологических объектах
2.Вода как слабый электролит рН и рОН биологических жидкостей
3.Необычные свойства обычной воды
4.Водно-солевой обмен в организме
5.Роль диффузии и осмоса в живом организме
6.Электролиты в организме человека
7.Особенности электролитного обмена у жителей Европейского Севера
8.Основные биологические буферные системы организма
8.Кислотно-основное состояние организма. Ацидоз и алкалоз
9.Диффузный и мембранный потенциал, их биологическая роль
10.Окислительно-восстановительные системы и организм
11.Хелаты как антидоты
36
12.Комплексные соединения Мg в организме
13.Комплексные соединения Fe в организме
14.Источники и виды загрязнения атмосферного воздуха
15.Химизм токсичности металлов
16.Лекарственные препараты на основе координационных соединений металлов
17.Лабораторные методы определения концентрации Н+ ,Са2+, Мg2+ в биологических средах
3. Оценочные средства для промежуточной аттестации студентов:
3.1.Перечень экзаменационных вопросов:
1.Предмет и задачи химии. Место химии в системе естественных наук.
Связь химии с биологией и медициной.
2. Основные этапы развития представлений о строении атомов.
Электрон как элементарная частица. Корпускулярно – волновая природа
электрона. Характер движения электронов в атоме. Электронное облако
(атомная орбиталь).
3. Квантово-механическая модель атома. Главное, орбитальное,
магнитное и спиновое квантовые числа. Размеры, форма и пространственная
ориентация орбиталей.
4. Понятие об энергетических уровнях и подуровнях атомов. Принципы
их заполнения электронами: запрет Паули, правило Клечковского, правило
Хунда. Определение емкости электронных уровней и подуровней.
5. Периодический закон Менделеева и его трактовка на основании
современной теории строения атома. Построение системы элементов на основе
электронных структур атомов.
6. Периодический характер изменения свойств химических элементов и
их соединений (оксидов и гидроксидов) в зависимости от электронного
строения атомов.
7. Основные закономерности в изменении атомных констант в периодах
и группах: атомных и ионных радиусов, ионизационных потенциалов, энергии
сродства к электрону, относительной электроотрицательности. Связь этих
величин с химическими свойствами.
8. Химическая связь. Возможные типы химической связи в зависимости
от типа взаимодействующих элементов. Ионная связь. Свойства ионной связи.
Особенности ионных соединений.
9. Ковалентная химическая связь. Механизм (обменный и донорноакцепторный) образования ковалентной связи. Нормальное и возбужденное
состояние атомов и их валентные возможности.
10. Ковалентная химическая связь. Направленность ковалентной связи.
σ –
и π - связи. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации и
формы гибридных молекул и ионов. Основные положения метода ВС и МО.
11. Учение о направлении химических процессов. Тепловые эффекты
химических реакций. Внутренняя энергия. Тепловые эффекты при постоянном
объеме и постоянном давлении. I-вый закон термодинамики. Энтальпия.
37
12. Закон Гесса. Примеры использования закона Гесса для нахождения
тепловых эффектов химических реакций, устойчивости химических
соединений.
13. Самопроизвольный химический процесс. Энтропия и ее изменение в
химических и физических процессах. Закономерности изменения энтропии.
Энергия Гиббса как критерий возможности протекания химических реакций.
Объединенное выражение I и II начала термодинамики.
14. Учение о скорости химических процессов. Средняя и истинная
скорость. Зависимость скорости от концентрации. Закон действующих масс для
скоростей реакции. Константа скорости. Особенности гетерогенных
химических реакций. Молекулярность и порядок реакций.
15. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило
Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса. Энергия активации. Катализ в химии.
Гомогенный и гетерогенный катализ. Особенности ферментов.
16. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое
равновесие. Константа химического равновесия и ее связь с энергией Гиббса.
17. Химическое равновесие и его смещение при изменении внешних
условий. Принцип Ле-Шателье.
18. Общая характеристика растворов. Виды растворов. Концентрация
растворов и способы ее выражения.
19. Растворение как физико-химический процесс. Гидратная теория Д.И.
Менделеева. Растворение газов, закон Генри и Генри-Дальтона. Растворение
твердых веществ.
20. Диффузия в растворах. Осмос и осмотическое давление. Закон ВантГоффа. Роль осмоса в биологических процессах. Изотонические,
гипертонические и гипотонические растворы.
21. Свойства растворов электролитов. Причина отклонения от закона
Вант-Гоффа. Основные положения теории электролитической диссоциации.
22. Основные классы электролитов (кислоты, основания, соли) с точки
зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерные электролиты.
Современные представления о кислотах и основаниях. Протолитическая
теория.
23. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической
диссоциации. Химическое равновесие в растворах слабых электролитов.
Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда и расчеты на его основе.
Электролиты в организме человека.
24. Диссоциация воды. Приложение закона действующих масс к
процессу диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
25. Кислотно-основные индикаторы. Механизм их действия.
26. Объемный анализ. Закон эквивалентов в объемном анализе. Метод
нейтрализации. Кривые титрования. Выбор индикатора.
27. Гетерогенное равновесие между раствором и осадком трудно
растворимого электролита. Произведение растворимости. Использование
38
величин ПР для расчета растворимости трудно растворимых электролитов,
условий образования осадков и их растворения.
28. Гетерогенные равновесия и процессы жизнедеятельности, лежащие в
основе образования основного вещества костной и зубной тканей.
29. Окислительно-восстановительные реакции. Основные термины.
Степень окисления и ее определение. Окислительно-восстановительные
свойства элементов и их соединений. Важнейшие окислители и
восстановители, применение в фармации.
30. Типы окислительно-восстановительных реакций. Особенности
уравнивания окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным
методом в кислой, нейтральной и щелочной среде. Определение направления
протекания окислительно-восстановительной реакции и константы равновесия
31.Окислитель-восстановительные реакции. Изменение степени
окисления марганца в зависимости от реакции среды. Перманганатометрия.
32. Комплексные соединения. Характер химической связи в
комплексных соединениях. Понятие о комплексообразователе, лигандах,
координационном числе. Внутренняя и внешняя сферы. Номенклатура
комплексных соединений.
33. Поведение комплексных соединений в растворах. Первичная и
вторичная диссоциация. Константа нестойкости. Образование и разрушение
комплексных соединений.
34. Хелатные комплексные соединения. Биороль комплексных
соединений. Терапия, основанная на образовании комплексных соединений.
35. Буферные растворы. Классификация буферных растворов. Механизм
действия буферных систем. Уравнение буферной системы. Количественные
характеристики буферных систем: значение рН, зона буферного действия,
буферная емкость. Зависимость буферной емкости от различных факторов.
36. Буферные системы крови. Краткая характеристика
гидрокарбонатной, фосфатной, гемоглобиновой и белковой буферных систем.
Сравнительная буферная емкость различных буферных систем.
37. Понятие о кислотно-основном состоянии организма. Ацидоз,
алкалоз. Неразрывная связь между поддерживанием постоянста рН, ионного
баланса и осмотического давления. Взаимодействие буферных систем крови.
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
S – элементы
1. Водород, положение в периодической системе. Изотопы водорода.
Основные химические свойства.
2. Вода, физические и химические свойства, биороль.
Аквакомплексы и кристаллогидраты.
3. Общая характеристика S – элементов I группы. Строение атомов,
основные химические свойства, биороль.
39
4. Общая характеристика S – элементов II группы. Физические и
химические свойства. Биороль S – элементов в минеральном
балансе организма.
P – элементы
5. Общая характеристика P – элементов II группы. Особенности
строения атомов. Изменение кислотно – основных свойств
оксидов и гидроксидов в подгруппах.
6. Бор. Строение атома, бориды, соединения с водородом (бораны).
Борный ангидрид. Борные кислоты. Биороль бора и его
соединений.
7. Алюминий, строение атома. Простое вещество и его химическая
активность. Оксид и гидроксид алюминия, амфотерность. Ион
алюминия как комплексообразователь.
8. Общая характеристика p – элементов IV группы. Углерод,
аллотропия углерода. Химические свойства. Оксиды углерода,
физические и химические свойства.
9. Кремний: основное отличие от углерода. Силициды, силаны.
Оксиды кремния и кремниевые кислоты. Силикаты.
10.Общая характеристика p – элементов V группы. Азот, общая
характеристика. Причина малой химической активности азота.
Нитриды. Аммиак, КО и ОВ характеристика. Азотная кислота и
нитраты. ОВ и КО характеристика. Оксиды азота, способы их
получения, физические и химические свойства, биороль.
11.Фосфор, строение атома, свойства. Соединения фосфора: фосфин,
оксиды фосфора, фосфорные кислоты, ОВ характеристика.
Биороль фосфора.
12.Общая характеристика р – элементов VI группы. Кислород, общая
характеристика. Биороль кислорода. Химическая активность
кислорода, молекула О2 с точки зрения метода ВС и метода МО.
Озон, химическая активность в сравнении с кислородом.
13.Пероксид водорода, его КО и ОВ характеристика, применение в
медицине.
14.Сера, общая характеристика; физическая и химическая
активность. Сероводород и сульфиды, ко и ОВ характеристика.
Оксиды серы и их гидроксиды, ОВ и КО характеристика.
15.Общая характеристика p – элементов VII группы. Простые
вещества и их химическая активность. Соединения галогенов с
водородом, КО и ОВ свойства. Галогены в положительных
степенях окисления. Оксиды хлора, их ОВ и КО характеристика.
Кислородные кислоты хлора и их соли, изменение КО и ОВ
свойств в зависимости от степени окисления. Биороль галогенов.
16.Общая характеристика d – элементов. Изменение ОВ и КО
свойств в зависимости от степени окисления.
40
17.Железо, общая характеристика, свойства. Оксиды и гидроксиды,
КО и ОВ характеристика, биороль, способность к
комплексообразованию.
3.2.
Критерии оценки:
итоговым контролем знаний студентов для специальности
« Медицинская биохимия» является экзамен, который можно
провести в три (два) этапа:
-решение аналитической задачи по определению соли в
анализируемом растворе ( после завершения изучения физикохимических свойств s,p,d –элементов);
-решение расчётной задачи по одной из изученных тем;
-устное собеседование по предмету.
Каждый из этапов должен оцениваться отдельно, поэтому итоговая
оценка должна являться результирующей всех трёх этапов. Студент
дожжен быть познакомлен с критериями оценки каждого этапа.
1 этап:
-оценка «отлично» выставляется в том случае, если студент открыл в
анализируемом растворе катион и анион, убедительно объяснил весь
ход исследования и уложился в положенное время;
-оценка «хорошо» - выставляется в том случае, если студент открыл в
анализируемом растворе катион и анион, но не смог убедительно
объяснил весь ход исследования и не уложился в положенное время;
-оценка «удовлетворительно» - ставится в том случае, если студент
не смог самостоятельно открыть один из ионов и для этого ему была
необходима подсказка, неубедительно объяснял результаты своего
исследования и не уложился в положенное время.
Все студенты должны выполнить первый этап, поэтому оценка «
неудовлетворительно» не предполагается.
2 этап – решение расчётной задачи, также должен оцениваться по
пятибалльной системе по определённым критериям:
-оценка «отлично»- при правильном варианте решения;
-оценка «хорошо»- если решение задачи было очень нерациональным,
либо допущена математическая ошибка, не повлиявшая на конечный
результат, либо решение было верным, но сделан неправильный
вывод;
-оценка «удовлетворительно» - если допущена ошибка, повлиявшая
на конечный результат или решение задачи оказалось не полным, но
верным;
-оценка « неудовлетворительно»- если решение задачи оказалось
принципиально неверным или оно не было представлено.
3 этап –устное собеседование по вопросам, предложенным для
подготовки к экзамену, также оценивается по определённым
критериям:
41
-оценка «отлично»- ответ полный, приведены все примеры реакций;
-оценка «хорошо» -ответ не достаточно полный, приведены не все
примеры реакций;
-оценка «удовлетворительно» - ответ не полный и имеются
принципиальные ошибки при написании уравнений реакций ;
-оценка «неудовлетворительно» - ответа нет или он дан не по теме.
Студенты, успешно справившиеся с программой, написавшие все
контрольные работы на «хорошо» или « отлично», выполнившие
лабораторные работы, а также прошедшие первый и второй этапы с
оценкой « отлично», могут быть освобождены от третьего этапа с
общей оценкой « отлично» или «хорошо» в зависимости от общей
суммы баллов, набранной студентом (см. «Положение о рейтинге
студентов, обучающихся по специальности « Медицинская
биохимия»).
4. Аккредитационные педагогические измерительные материалы ( АПИМ)
По дисциплине « Неорганическая химия»
Для специальности 30.05.01. «Медицинская биохимия
Содержание АПИМ
42
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Спецификация АПИМ…………………………………………
Содержательная структура АПИМ…………………………...
Инструкция по проведению педагогических измерений……
Варианты тест билетов АПИМ……………………………….
Инструкция по оценке заданий (ключи ответов)……………
Результаты испытаний АПИМ……………………………….
Банк заданий АПИМ…………………………………………
Спецификация АПИМ
Название учебной дисциплины
Название цикла дисциплин
Общая химия
Блок естественнонаучных
и математических дисциплин
Коды и наименования направлений
подготовки (специальностей), для
которых возможно использование
АПИМ
Количество заданий в тест билете
Медицинская биохимия (060601)
31
Количество вариантов тест-билетов
Форма заданий тест-билета
4
Тест состоит из заданий с выбором
одного ответа из 4-х предложенных.
Тип заданий - закрытый
43
Время выполнения тест-билета
60 минут
Реквизиты разработчиков
Е.А. Айвазова, доцент, СГМУ,
кафедра биомедицинской химии
(курс общей и биоорганической
химии)
Р.т. 28 – 60 - 29
Год разработки АПИМ
2014
Таблица № 1
Структура АПИМ дисциплины «Неорганическая химия»
(для специальности 30.05.01. «Медицинская биохимия)
№ Наименован
ие
дидактическ
ой единицы
дисциплины
ПрОП
Наименование
темы задания
1. Энергетика
химических
процессов
1.1I начало
термодинамики
Закон Гесса
основной закон
термохимии
1.2 II начало
термодинамики.
Критерии
направленности
химических
равновесий в
стандартных
условиях.
2.1 Зависимость
скорости химических
реакций от
различных факторов
2.2 Химическое
равновесие критерии
прогнозирования
2. Кинетика
химических
процессов
Объем
содержани
я ДЕ
(часов по
программе
)
Общая химия
Требования ГОС к
уровню подготовки
Степень
Уровень
усвоения деятельнос
ДЕ
ти при
контроле
8
Уметь
Понятие
3
Уметь
Понятие
2
уметь
3
уметь
понятие
понятие
44
3.
4.
5.
6.
смещение
химического
равновесия.
Растворы
3.1 Способы
выражения
численного состава
растворов.
3.2 Свойства
растворов сильных и
слабых электролитов.
3.3 Ионное
произведение воды,
pH и pOH
3.4 Коллигативные
свойства растворов.
Диффузия и осмос.
3.5 Буферные
растворы.
3.6 Гетерогенные
равновесия в
растворах.
Произведение
растворимости.
Окислительн 4.1. Окислительно о
восстановительные
восстановит реакции.
ельные
реакции
Строение
5.1.Современные
атома и
представления о
химическая строении атома.
связь
5.2.Метод В.С. и
метод М.О.
Комплексны 6.1.Современная
е соединения теория строения К.С.
6.2 Номенклатура
К.С
6.3.Свойства К.С. в
растворах.
2
уметь
понятие
4
уметь
понятие
4
уметь
понятие
5
уметь
понятие
6
уметь
понятие
4
уметь
понятие
5
уметь
понятие
4
уметь
понятие
4
уметь
понятие
2
уметь
понятие
2
уметь
понятие
2
уметь
понятие
45
Таблица 2.1
Последовательность предъявления заданий и критерии «зачета» освоения ДЕ
для одного (первого) варианта тест- билета АПИМ дисциплины
«Неорганическая химия»
(для специальности 30.05.01. –« Медицинская биохимия»)
1
1
2
Энергетика
химических
процессов
2
Кинетика
химических
процессов
3
Растворы
Критерий №задания
зачета
в 1-м
варианте
тестбилета
3
4
5
1.1. I начало термодинамики Закон 3
1, 2
Гесса основной закон
термохимии
3, 4
1.2. II начало термодинамики.
Критерии
направленности
химических
равновесий
в
стандартных условиях.
2.1 Зависимость скорости
5, 6
химических
реакций от различных факторов 3
7, 8
2.2 Химическое равновесие
критерии
прогнозирования смещение
химического равновесия.
3.1 Способы выражения численного 8
9, 10
состава растворов.
3.2 Свойства растворов сильных и
11, 12, 13
слабых электролитов.
3.3 Ионное произведение воды, pH и
14, 15
pOH
16, 17, 18
3.4 Коллигативные свойства
растворов. Диффузия и осмос.
19, 20, 21
3.5 Буферные растворы.
22, 23
46
4
5
6
3.6 Гетерогенные равновесия в
растворах. Произведение
растворимости.
Окислительно 4.1. Окислительно восстановител восстановительные реакции.
ьные реакции
Строение
5.1.Современные представления о
атома и
строении атома.
химическая
5.2.Метод В.С. и метод М.О.
связь
Комплексные 6.1.Современная теория строения
соединения
К.С.
6.2 Номенклатура К.С
6.3.Свойства К.С. в растворах.
1
24, 25
2
26, 27
28
2
29
30
31
Таблица 2.2
Последовательность предъявления заданий и критерии «зачета» освоения
ДЕ
для одного (второго) варианта тест- билета АПИМ дисциплины
«Неорганическая химия»
(для специальности 30.05.01. –медицинская биохимия)
1
1
2
Энергетика
химических
процессов
Критерий №задания
зачета
в 2-м
варианте
тестбилета
3
4
5
1.2. I начало термодинамики Закон 3
1, 2
Гесса основной закон
термохимии
3, 4
1.2. II начало термодинамики.
Критерии
направленности
химических
равновесий
в
47
2
3
4
5
6
стандартных условиях.
Кинетика
2.1 Зависимость скорости
3
химических
химических
процессов
реакций от различных факторов
2.2 Химическое равновесие
критерии
прогнозирования смещение
химического равновесия.
Растворы
3.1 Способы выражения численного 8
состава растворов.
3.2 Свойства растворов сильных и
слабых электролитов.
3.3 Ионное произведение воды, pH и
pOH
3.4 Коллигативные свойства
растворов. Диффузия и осмос.
3.5 Буферные растворы.
3.6 Гетерогенные равновесия в
растворах. Произведение
растворимости.
Окислительно 4.1. Окислительно 1
восстановител восстановительные реакции.
ьные реакции
Строение
5.1.Современные представления о
2
атома и
строении атома.
химическая
5.2.Метод В.С. и метод М.О.
связь
Комплексные 6.1.Современная теория строения
2
соединения
К.С.
6.2 Номенклатура К.С
6.3.Свойства К.С. в растворах.
5, 6
7, 8
9, 10
11, 12, 13
14, 15
16, 17, 18
19, 20, 21
22, 23
24, 25
26, 27
29
30
31
Таблица 2.3
Последовательность предъявления заданий и критерии «зачета» освоения
ДЕ
для одного (третьего) варианта тест- билета АПИМ дисциплины
«Неорганическая химия»
(для специальности 060601 – медицинская биохимия)
48
1
1
2
3
4
5
6
Критерий №задания
зачета
в 3-м
варианте
тестбилета
2
3
4
5
Энергетика
1.3. I начало термодинамики Закон 3
1,2
химических
Гесса основной закон
процессов
термохимии
3,4
1.2. II начало термодинамики.
Критерии
направленности
химических
равновесий
в
стандартных условиях.
Кинетика
2.1 Зависимость скорости
3
5,6
химических
химических
процессов
реакций от различных факторов
7,8
2.2 Химическое равновесие
критерии
прогнозирования смещение
химического равновесия.
Растворы
3.1 Способы выражения численного 8
9,10
состава растворов.
3.2 Свойства растворов сильных и
11,12,13
слабых электролитов.
3.3 Ионное произведение воды, pH и
14,15
pOH
16,17,18
3.4 Коллигативные свойства
растворов. Диффузия и осмос.
19,20,21
3.5 Буферные растворы.
22,23
3.6 Гетерогенные равновесия в
растворах. Произведение
растворимости.
Окислительно 4.1. Окислительно 1
24,25
восстановител восстановительные реакции.
ьные реакции
Строение
5.1.Современные представления о
2
26,27
атома и
строении атома.
химическая
5.2.Метод В.С. и метод М.О.
связь
Комплексные 6.1.Современная теория строения
2
29
соединения
К.С.
30
6.2 Номенклатура К.С
31
6.3.Свойства К.С. в растворах.
49
Таблица 2.4
Последовательность предъявления заданий и критерии «зачета» освоения
ДЕ
для одного (четвертого) варианта тест- билета АПИМ дисциплины
«Неорганическая химия»
(для специальности 060601 – медицинская биохимия)
1
1
2
Энергетика
химических
процессов
2
Кинетика
химических
процессов
3
Растворы
Критерий №задания
зачета
в 4-м
варианте
тестбилета
3
4
5
1.4. I начало термодинамики Закон 3
1,2
Гесса основной закон
термохимии
3,4
1.2. II начало термодинамики.
Критерии
направленности
химических
равновесий
в
стандартных условиях.
2.1 Зависимость скорости
3
5,6
химических
реакций от различных факторов
7,8
2.2 Химическое равновесие
критерии
прогнозирования смещение
химического равновесия.
3.1 Способы выражения численного 8
9,10
состава растворов.
3.2 Свойства растворов сильных и
11,12,13
слабых электролитов.
3.3 Ионное произведение воды, pH и
14,15
pOH
16,17,18
3.4 Коллигативные свойства
растворов. Диффузия и осмос.
19,20,21
3.5 Буферные растворы.
22,23
50
4
5
6
3.6 Гетерогенные равновесия в
растворах. Произведение
растворимости.
Окислительно 4.1. Окислительно восстановител восстановительные реакции.
ьные реакции
Строение
5.1.Современные представления о
атома и
строении атома.
химическая
5.2.Метод В.С. и метод М.О.
связь
Комплексные 6.1.Современная теория строения
соединения
К.С.
6.2 Номенклатура К.С
6.3.Свойства К.С. в растворах.
1
24,25
2
26,27
2
29
30
31
Инструкция по проведению педагогических измерений
Эксперт, проводящий тестирование, должен иметь следующий комплект
материалов:
1. Инструкцию и бланк отчета о проведении тестирования.
2. Тест- билеты в количестве, равном списочному составу группы (плюс 1-2
билета).
3. Бланки для ответов в соответствии с количеством тестируемых (плюс 3-4
бланка)
4. Справочные материалы (если они необходимы по условиям тестирования).
5. Листы для черновиков.
1. Начальный этап
В начале тестирования эксперт должен:
1. Объяснить цель тестирования, указать количество заданий и время
выполнения теста.
2. Напомнить студентам, что использование каких-либо справочных
материалов не допускается.
3.Раздать бланки для ответов, справочные материалы и листы для черновиков.
4. Объяснить правила заполнения бланка для ответов и показать на доске
пример такого заполнения. Напомнить, что основное требование при
51
заполнении бланка – разборчивость сведений, поэтому делать записи лучше
печатными буквами.
5. Проверить правильность заполнения бланка для ответов каждым студентов.
6.Напомнить студентам правила записи ответов в бланке (запись номера,
штриховка или другие способы).
7. Указать на недопустимость штриховки опорных квадратов для сканера (для
бланков сканерного ввода).
1.
2.
3.
4.
2. Основной этап
На этом этапе эксперту необходимо:
Раздать билеты с заданиями, соблюдая принцип отличия вариантов у
ближайших соседей.
Зафиксировать время начала работы над тестом и указать момент ее
окончания (эти отметки времени записать на доске).
Проконтролировать проставление студентами в листе ответов номера
полученного варианта тест - билета.
Обеспечить самостоятельность работы студентов.
В процессе выполнения теста могут возникнуть ситуации, не
предусмотренные процедурой тестирования. Все эти отклонения обязательно
должны быть отражены в отчете.
Приведем некоторые из возможных ситуаций.
Некорректные вопросы. Вопросы тестируемых.
Если у кого-либо из студентов возникнут уточняющие вопросы или
замечания по заданиям теста, то следует записать фамилию студента и кратко
описать вопросы (замечания), указав номер варианта и задания. (Напоминаем,
что ответы на вопросы не должны служить подсказкой для решения!).
Неверная запись ответов.
Иногда студент неправильно отмечает ответы в бланке для ответов или
делает отметки в тест - билете. В этом случае предложите студенту либо
заполнить новый бланк ответов, либо внести исправления в старый. Любые
исправления в листе ответов должны быть заверены подписью эксперта и, при
необходимости, дано краткое пояснение.
3. Завершение тестирования
По истечении времени тестирования следует собрать все материалы,
провести их сортировку и заполнить отчет о проведении тестирования.
При сборе материалов эксперт обязан еще раз проверить соответствие
номера варианта в бланке ответов и тест- билете.
Для сбора материалов не следует привлекать студентов!
52
Сортировка материалов предполагает разделение на отдельные пачки
тест-билетов, листов ответов, справочных материалов и черновиков.
КЛЮЧИ ВЕРНЫХ ОТВЕТОВ
№
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
1
2
3
2
2
2
4
4
1
1
1
2
1
2
3
4
2
1
2
1
1
4
1
2
3
2
3
3
2
2
3
2
2
2
2
2
3
1
3
4
1
4
2
4
2
2
1
4
1
2
1
1
1
2
4
2
1
3
2
3
1
4
3
1
3
3
1
2
3
3
1
1
53
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
3
3
3
1
3
3
2
1
2
2
3
2
4
4
4
2
1
2
3
2
4
1
2
4
1
2
1
4
3
3
2
1
3
2
3
1
1
2
4
2
1
4
3
1
3
1
3
3
4
1
2
2
2
2
4
4
54
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
КОНТРОЛЬНЫЙ ЛИСТ ОПРОСА
Тест по
Вариант №
ВУЗ
Дата
/
/
Кур
с
Группа
спец-ть (напр. подготовки)
шифр спец.
ФИО (или номер зач. книжки)
Результаты испытаний АПИМ
1. Сведения о контингенте студентов, на котором проводилась апробация:
Вуз: Северный государственный медицинский университет
Специальность:060601 «Медицинская биохимия»
55
Количество студентов (по специальности):
Дата (даты) проведения:
2. Условия апробации:
Интервал времени после окончания изучения дисциплины (в месяцах) –
Особенности проведения апробации:
3. Результаты апробации представляются в виде матрицы первичных баллов
выполнения заданий тест- билета по каждому варианту.
56
ГБОУ ВПО Северный Государственный Медицинский
университет (г. Архангельск) Минздрава России
Методические указания к выполнению лабораторно-практических
занятий по неорганической химии для студентов, обучающихся по
специальности « Медицинская биохимия»
Архангельск
Издательский центр СГМУ
57
2013 год
Печатается по решению
Центрального координационнометодического совета Северного
государственного медицинского
университета
Авторы-составители:
Айвазова Е.А, заведующая кафедры общей и
биоорганической химии СГМУ, доцент, кбн.
Суханова Г.П., доцент кафедры общей и биоорганической
химии СГМУ, ктн
Рецензенты: Корельская Т.А., доцент кафедры общей и биоорганической химии
СГМУ, кхн ,.
Чагина Н.Б., доцент кафедры химии ИЕНБ САФУ.
58
Методические рекомендации содержат материал, необходимый
студентам для подготовки к семинарским и лабораторным занятиям по общей и
неорганической химии. Содержат большой перечень обучающих вопросов и
задач для самостоятельного решения.
Методические рекомендации предназначены для студентов I курса,
обучающихся по специальности «Медицинская биохимия» и могут быть
полезны студентам фармацевтического факультета, а также студентам
химических специальностей других Вузов и факультетов.
59
Введение
При изучении общей и неорганической химии рассматриваются основы
термодинамики, термохимии, кинетики, катализа, а также физико-химические
свойства -s,-p,-d-элементов и их соединений, выполняемая ими в организме
биологическая роль и применение в медицине соединений -s,-p,-d-элементов.
Сведения, полученные при изучении неорганической химии, будут полезны
студентами при освоении таких дисциплин, как биология, биофизика,
биохимия, нормальная и патофизиология, фармакология, терапия и др.
.
Следовательно, общая и неорганическая химия является теоретической
основой, которая необходима для успешного изучения дисциплин медикобиологического профиля и, следовательно, качественной подготовки
специалиста, формирования у студентов общекультурных и профессиональных
компетенций.
60
Способы выражения состава растворов. Приготовление растворов.
Актуальность темы.
Будущий врач-биохимик должен знать все способы выражения состава
растворов (концентраций) для того, чтобы уметь самостоятельно готовить
растворы, необходимые для разнообразных исследований, производимых в
лаборатории.
Для правильного приготовления растворов необходимо уметь
производить математические расчеты массы навески сухого вещества или
объема более концентрированного раствора.
Все эти знания и умения будут полезны в будущей практической
деятельности специалистов.
Цель занятий:
Приобрести практические навыки приготовления растворов и
количественных расчетов массы навески и объема исходного раствора.
Научиться работать с мерной посудой, техническими и аналитическими весами.
Студент должен знать:
 Способы выражения численного состава растворов: массовая доля
растворенного
вещества,
молярная
концентрация,
молярная
концентрация эквивалента, моляльная концентрация, мольная доля;
 Способы приготовления растворов: по исходной навеске, из более
концентрированного раствора;
 Понятия: моль, эквивалент, молярная масса эквивалента;
Студент должен уметь:
 Производить математические расчеты массы навески сухого вещества и
объема более концентрированного раствора;
 Готовить растворы заданной концентрации;
 Обращаться с химической посудой и реактивами;
 Правила техники безопасности при работе в химической лаборатории.
Необходимый исходный уровень знаний.
Для достижения цели необходимо знание следующих разделов:
1. моль, молярная масса;
2. массовая доля;
3. объемная доля;
4. молярная концентрация.
Задания для самоконтроля.
61
1. Сколько граммов йода и миллилитров спирта (ρ=0,8 г/моль)
необходимо для приготовления 200 г 5%-ной йодной тинктуры?
2. Введение в организм человека 3·10-6 г адреналина вызывает учащение
пульса. Определите действующую в организме концентрацию
адреналина (%). Средняя масса человека 70 кг.
3. Сколько литров NH3 нужно растворить в 120 мл воды для получения
10%-ного раствора NH3?
4. В биохимическом анализе для определения сахара в крови необходим
0,45%-ный раствор сульфата цинка, который готовят разбавлением
водой исходного 45%-ного раствора. Сколько воды и кристаллического
ZnSO4·7H2O требуется для приготовления 2 кг исходного раствора?
Сколько исходного раствора нужно для приготовления 100 г 0,45%ного раствора?
5. В биохимическом анализе применяется хлорцинковая смесь, которую
готовят растворением 50 г ZnSO4 · 7H2O и 250 г NaCl в 1 л
дистиллированной воды. Рассчитайте массовую долю веществ в этой
смеси.
6. Для определения времени рекальцификации кровяной плазмы
применяется 0,025 М раствор хлорида кальция (ρ~1 г/мл), который
готовят из сухого прокаленного вещества. Сколько CaCl2 необходимо
для приготовления 250 мл требуемого приготовления 1л 0,025 М
раствора?
7. Для приготовления 0,025 М раствора хлорида кальция иногда
используют 10%-ный раствор CaCl2 (ρ=1,04 г/мл) в ампулах. Сколько
миллилитров этого раствора необходимо для приготовления 1 л 0,025 М
раствора?
8. В каком количестве воды следует растворить 50 г CuSO4 · 5H2O для
получения раствора, содержащего 3% безводной соли?
9. В 100 мл 85%-ного раствора Н3РО4 (ρ=1,7 г/мл) растворили 8 г Р2О5.
Рассчитайте массовую долю фосфорной кислоты в полученном
растворе.
10.Сколько миллилитров 10%-ного раствора NaOH (ρ=1,1 г/мл) нужно для
образования моногидрофосфата натрия при реакции с фосфорной
кислотой, содержащейся в 50 мл 40%-ного раствора (ρ=1,26 г/мл)?
11.Рассчитайте молярную концентрацию кислорода в воздухе.
12. К 50 мл 0,6 М Na2SO4 прибавили 80 мл 0,2 М ВаСl2. Образовавшийся
осадок отфильтровали. Рассчитайте молярную концентрацию солей в
полученном растворе. Сколько граммов осадка образовалось?
Занятие 1. ВВОДНАЯ БЕСЕДА, ИНСТРУКТАЖ ПО ТЕХНИКЕ
БЕЗОПАСНОСТИ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА
РАСТВОРОВ.
Содержание занятия:
62
1. Знакомство с правилами техники безопасности.
2. Теоретическая часть – способы выражения состава растворов. Решение
задач.
3. Практическая часть – знакомство с химической посудой, весами,
правилами взвешивания химических веществ.
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии:
1. Способы выражения состава растворов – массовая доля, молярная
концентрация, объемная доля, мольная доля.
Занятие 2. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ.
Содержание занятия:
1. Теоретическая часть – способы выражения численного состава растворов.
Решение задач.
2. Практическая часть. «Приготовление раствора NaCl заданной
концентрации из более насыщенного раствора»
Вопросы для обсуждения на занятии.
1. Понятие о химическом эквиваленте. Фактор эквивалентности, его
определение в конкретных ОВР и кислотно-основных реакциях.
Молярная масса эквивалента.
2. Молярная концентрация эквивалента, её расчет.
Практическая часть:
Цель: приготовить раствор NaCl объемом 100 мл заданной концентрации
из более насыщенного раствора   0,22(22%) .
Выполнение работы:
I. Расчет V(р-ра) NaCl (ω=22%), необходимый для приготовления
раствора с указанной массовой долей.
Пример расчета: Допустим, необходимо приготовить раствор NaCl V=100мл с
ω=1% (0,01) из раствора NaCl с массовой долей равной 22%.
Плотность и концентрация растворов. Табл. 1
Хлорид натрия
Концентрация %
1
2
4
6
8
Плотность
1,0053
1,0125
1,0268
1,0413
1,0559
Концентрация
14
16
18
20
22
Плотность
1,1009
1,1162
1,1319
1,1478
1,1640
63
10
12
1,0707
1,0857
24
26
1,1804
1,1972
1. Необходимо определить массу раствора V=100мл с массовой долей 1%:
m(p)=V·ρ=100мл·1,0053г/мл=100,53г.
2. Необходимо определить массу вещества NaCl в этом растворе:
m(в. NaCl)=100,53г·0,01=1,0053г
3. Рассчитать массу исходного 22% раствора:
m(р-ра)=
m( в )


1,0053
 4,57 г
0,22
4. Рассчитать объем раствора с массовой долей 22 %, который необходимо
взять для приготовления 100 мл 1% раствора:
V(p)=
m( p )


4,57 г
 3,9 мл.
1,1640 г / моль
II. Методика приготовления раствора:
Мерным цилиндром отмерить рассчитанный объем 22% раствора,
перенести его в мерную колбу V=100 мл и довести объем дисциплин водой до
отметки (100 мл). Тщательно перемешать. Вылить в чистую бутылочку.
Занятие 3. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ.
Содержание занятия:
1. Теоретическая часть.
2. Решение задач по теме.
3. Контрольная работа «Способы выражения состава растворов»
Вопросы, необходимые для подготовки к контрольной работе.
I. Способы выражения численного состава растворов:
1. Массовая доля растворенного вещества;
2. Молярная концентрация;
3. Мольная доля;
4. Молярная концентрация эквивалента;
II. Расчет молярной массы эквивалента окислителей и восстановителей.
Примеры.
Решение задач по теме занятия:
1. Чему равна молярность 0,9% раствора NaCl, применяемого в медицине в
качестве физиологического раствора (ρ=1,02 г/мл)?
2. Какова молярная концентрация эквивалента 0,1м раствора Н2SO4
(tН2SO4=1/2)?
3. К 50 мл 0,6М раствора Na2SO4 прибавили 80 мл 0,2 М раствора ВаСl2.
Образовавшийся осадок отфильтровали. Рассчитайте молярную
концентрацию солей в полученном растворе. Сколько граммов осадка
образовалось?
64
4. Сколько литров раствора серной кислоты с С(1/2 Н2SO4)=0,1 моль/л
можно приготовить из 20 мл раствора серной кислоты с ω=0,9 (ρ=1,82
г/мл)?
5. К раствору Н2SO4 V=25 мл с массовой долей 96% (ρ=1,84г/мл) прибавили
100 мл воды. Рассчитайте массовую долю и молярную концентрацию
эквивалента полученного раствора, если его ρ=1,225 г/мл.
6. Какой объем раствора Са(ОН)2 с молярной концентрацией эквивалента
0,01 моль/л нужно прибавить к раствору гидрокарбоната кальция массой
81 г с массовой долей 2,5% для перевода его в среднюю соль?
7. Какой объем оксида серы (IV) (н.у.) потребуется для полного
обесцвечивания раствора перманганата калия объемом 500 мл, если его
молярная концентрация эквивалента составляет 0,1 моль/л?
8. Какой объем раствора сульфита натрия с молярной концентрацией
эквивалента 0,25 моль/л необходим на реакцию с раствором перманганата
калия в кислой среде, если масса раствора КМnO4 равна 200 г, а массовая
доля 0,53%?
Занятие 4. РАСТВОРЫ. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА
ТЕТРАБОРАТА НАТРИЯ ПО ТОЧНОЙ НАВЕСКЕ.
1.
2.
3.
4.
1.
2.
3.
4.
Содержание занятия:
Расчет массы навески кристаллогидрата Na2B4O7 · 10H2O
Взвешивание навески Na2B4O7 на технических и аналитических весах.
Приготовление раствора тетрабората натрия.
Расчет точной молярной концентрации эквивалента полученного раствора
Na2B4O7
Вопросы для подготовки и выполнения лабораторной работы.
Классификация методов количественного анализа (химические и физикохимические);
Теоретические основы объемного анализа;
Основные понятия объемного анализа. Классификация методов
объемного анализа.
Посуда, применяемая в объемном анализе.
Практическая часть:
Цель: Приготовить раствор Na2B4O7 объемом V=100мл (0,1л) с молярной
концентрацией эквивалента С(1/2Na2B4O7)=0,1 моль/л по точной навеске
кристаллогидрата состава Na2B4O7 · 10H2O
I.
Расчет массы навески кристаллогидрата, необходимой для
приготовления необходимого раствора:
m(Na2B4O7·10H2O) = С(1/2Na2B4O7) · М (1/2Na2B4O7·10H2O) · V(р-ра)=0,1
моль/л · 191г/моль · 0,1л = 1,91г.
II. Взвешивание на технических и аналитических весах навески:
65
Сначала можно взвесить бюкс без вещества и с веществом на
технохимических весах. Затем бюкс с навеской переносят на чашку
аналитических весов и взвешивают его с точностью до 0,0001 г. Вещество из
бюкса осторожно пересыпают через сухую воронку в мерную колбу. Бюкс с
остатками вещества снова взвешивают на аналитических весах, и количество
вещества, перенесенного в колбу, находят по разности. Не вынимая воронку,
ополаскивают ее подогретой дистиллированной водой и наполняют колбу на
2/3 объема. Взбалтывают содержимое колбы до полного растворения вещества.
III.
Приготовление раствора тетрабората натрия: пересыпают
кристаллогидрат через воронку в мерную колбу на 100 мл, затем оставляют на
некоторое время, чтобы раствор охладился до комнатной температуры. После
этого наполняют колбу водой до метки и перемешивают.
Раствор переливают в чистую сухую склянку, закрывают пробкой и наклеивают
этикетку. По величине навески рассчитывают точную концентрацию
полученного раствора.
IV. По точной навеске кристаллогидрата рассчитывают массу вещества
Na2B4O7, перешедшего в раствор по схеме:
масса навески х(г)
Na2 B4O7  10 H 2O
Na2 B 4 O7

202г / моль
382г / моль
V.
Рассчитать точную
полученного раствора по формуле:
С (1 / 2 Na2 B4O7 ) 
молярную
концентрацию
эквивалента
m( Na2 B4O7 )
M (1 / 2 Na2 B4O7 )  V ( р  ра)
VI. Полученный результат показывают преподавателю.
Занятие 5, 6. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.
Актуальность темы
Все термодинамические процессы, связанные с переходом одного
вида энергии в другой, подчинены I закону термодинамики – закону
сохранения энергии. Однако важно знать не только энергетику, но и
направление и глубину протекания того или иного процесса.
Направленность и пределы протекания самопроизвольных процессов
изучает II закон термодинамики.
Мотивация
Живые системы подчиняются всем основным законам природы. К ним
полностью применим закон сохранения и превращения энергии, а также II
начало термодинамики. Трансформацию энергии в организме изучает
биоэнергетика. Живые системы являются открытыми, гетерогенными
системами. В процессе жизнедеятельности организм поглощает в виде пищи
66
разнообразные вещества, ассимилирует и преобразует их, а затем в процессе
диссимиляции разрушает и удаляет их в виде отработанных продуктов во
внешнюю среду. Термодинамические особенности открытых систем объясняют
устойчивость живого организма и его способность в течение многих лет
сохранять на определенном уровне энтропию, энергию Гиббса и относительное
постоянство внутренней среды, называемое в биологии гомеостазом.
Знание общих законов термодинамики позволяет врачу осуществить
научный подход к пониманию энергетики биохимических реакций в организме,
процессов эмбриогенеза, регенерации тканей, старения и возможности
регулировать эти процессы проведением профилактических и лечебных
мероприятий.
Цель занятия:
приобрести навыки термодинамических расчетов. На конкретных
примерах решать вопрос о возможности самопроизвольного протекания
реакции в заданных условиях (из анализа величин «G, «Н, «S и их зависимость
от температуры), а также определения условий, при которых наступает
термодинамическое равновесие в системе.
Студент должен знать:
 формулировки
и
математическое
выражение
II
закона
термодинамики;
 зависимость энтропии от различных факторов;
 убыль энергии Гиббса как реакционной способности химической
системы;
 связь между изменением энергии Гиббса и константой равновесия.
Студент должен уметь:
 формулировать и применять I и II законы термодинамики к
различным физико-химическим процессам в термодинамических
системах;
 правильно характеризовать и объяснять взаимосвязь следующих
понятий: открытая, закрытая, изолированная системы; внутренняя
энергия U, работа А, теплота Q, энтальпия Н, энтропия S, энергия
Гиббса G;
 рассчитывать энергетические характеристики химических и
физических процессов;
 определять направление самопроизвольного протекания процессов
в организме.
Необходимый исходный уровень знаний и умений.
Для усвоения материала данной темы необходимо знать:
 атомно-молекулярное учение;
 виды энергии и взаимосвязь между ними;
67
 химические процессы, протекающие в организме;
 тепловые эффекты химических реакций;
 закон Гесса и следствия из него.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Решение задач по теме занятий
Теплота реакции взаимодействия гидроксида алюминия Al(OH)3 с
соляной кислотой составляет 234,2 кДж/моль. Сколько выделится
теплоты, если для реакции взято 7,02 г Al(OH)3?
При сгорании 1 кг бензола выделяется 41990 кДж. Определите теплоту
сгорания бензола.
Теплоты образования оксида и диоксида азота равны соответственно 21,6
и 643 ккал/моль. Вычислите тепловой эффект реакции 2NO+O2= 2NO2 (в
кДж/моль).
Теплоты сгорания ацетилена и этана равны соответственно 1300 и 1540
кДж/моль. Чему равна теплота гидрирования ацетилена до этана?
Вычислите теплоту образования кристаллогидрата СаСl2 · 6Н2О из
безводной соли и воды по следующим данным: теплота растворения
кристаллогидрата –18,02 кДж/моль; теплота растворения безводной соли
72,9 кДж/моль.
Теплота растворения Na2SO3 равна 11,3 кДж/моль; теплота гидратации
этой соли до Na2SO3·7Н2О составляет 58,1 кДж/моль. Вычислите теплоту
растворения кристаллогидрата.
Теплота сгорания глюкозы равна 2816 кДж/моль; теплота сгорания
этилового спирта равна 1236 кДж/моль. На основании этих данных
вычислите тепловой эффект биохимического процесса брожения
глюкозы:
С6Н12О6= 2С2Н5ОН(ж)+ 2СО2(г)+ Q
8. Теплота сгорания углеводов и белков в организме человека составляет 4,1
ккал/г, жиров – 9,3 ккал/г. Среднесуточная потребность в белках, жирах и
углеводах для студентов мужчин составляет соответственно 113, 106 и
451 г, для студентов женщин 96, 90 и 383 г. Какова суточная потребность
студентов в энергии?
9. На испарение 1 моля воды требуется 40,7 кДж. Сколько теплоты будет
потеряно за день при выделении через кожу 800 г воды? Сколько граммов
углеводов должно быть окислено для получения этого количества
теплоты?
10. В 100 г трески в среднем содержится 11,6 г белков и 0,3 г жиров.
Рассчитайте калорийность порции трески массой 220 г.
11.При взаимодействии газообразного метана и сероводорода образуется
сероуглерод CS2(г) и водород. Определите изменение энтальпии реакции;
напишите термохимическое уравнение.
12.При взаимодействии трех моль оксида азота (I) с аммиаком образуются
пары воды и азота. Тепловой эффект реакции равен (ΔН=-877,76 кДж).
68
Напишите термохимическое уравнение реакции и вычислите изменение
энтальпии образования N2O(г).
13.Тепловые эффекты растворения MgSO4 и МgSO4 . 7Н2О в воде
соответственно равны: -84,8 кДж/моль и 15,9 кДж/моль. Какова теплота
гидратации при переходе MgSO4 в МgSO4 . 7Н2О?
14.Рассчитайте энтальпию образования Н2О2(ж), исходя из теплового эффекта
реакции:
Н2О2(ж)= Н2О(ж)+ 1/2О2(г)
ΔН= -98,03 кДж/моль
15.При получении одного моль эквивалента гидроксида кальция из СаО(к) и
Н2О(ж) выделяется 32,63 кДж теплоты. Напишите термохимическое
уравнение и вычислите энтальпию образования оксида кальция.
16.Энтальпия реакции нейтрализации азотной кислоты гидроксидом калия
равна –57,3 кДж/моль. Вычислите энтальпию процесса, протекающего
при добавлении к 100 мл раствора азотной кислоты с С=1 моль/л 150 мл
раствора гидроксида калия с С=0,9 моль/л?
17.Энергетическую ценность пищевого продукта оценивают его теплотой
сгорания (калорийностью) и выражают в кДж/г (ккал/г). Вычислите
калорийность (в кДж/г):
а) жира тристеарина (С57Н110О6), если энтальпия сгорания жира
равна (-37760 кДж/моль);
б) сахарозы (С12Н22О11), если энтальпия сгорания сахарозы равна (5653 кДж/моль).
18.Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим
уравнением:
С2Н5ОН(ж)+ 3О2(г)= 2СО2(г)+ 3Н2О(ж). ΔН=?
Вычислите энтальпию реакции, если известно, что энтальпия
парообразования С2Н5ОН(ж)=+38,58 кДж/моль и известны энтальпии
образования С2Н5ОН(г), СО2(г), Н2О(ж).
19.В некоторых микроорганизмах при анаэробной (в отсутствии воздуха)
ферментации протекает следующая реакция:
С6Н12О6  2 С3Н6О3
глюкоза молочная кислота
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известны тепловые
эффекты следующих процессов:
С6Н12О6(г) + 6О2(г)  6СО2(г) + 6Н2О(ж) ΔН= -2808 кДж/моль
С3Н6О3(ж) + 3О2(г)  3СО2(г) + 3Н2О(ж) ΔН= -1369 кДж/моль
20.Вычислите энтальпию образования метана, исходя из следующих
термохимических уравнений:
а) Н2(г) + 1/2О2(г)=Н2О(ж)
ΔН1= -285684 кДж
б) С(к) + О2(г)=СО2(г)
ΔН2= -393,51 кДж
в) СН4(г) + 2О2(г)=2Н2О(ж) + СО2(г) ΔН3= -890,31 кДж
21.Вычислить энтальпию растворения лития в воде, используя данные по
гидратированным ионам:
2Li(к) + 2Н2О(ж)= 2Li+ + 2ОН- + Н2(г)
69
25. Какие из следующих оксидов могут быть восстановлены
алюмотермически при 298 К:
а) CaO
б) Fe2O3
в) РвО?
26. Какие из следующих оксидов могут быть восстановлены водородом до
свободного металла при 298 К:
а) ZnO
б) FeO
в) Al2O3?
27. Определите устойчивость металлического кальция в атмосфере
углекислого газа при 298К.
28. Пероксид водорода, образующийся в организме, разлагается под
действием каталазы крови на воду и кислород. Возможен ли этот
процесс в отсутствии каталазы? (p=1 атм., t=25˚ С)?
29. Какой из 2х путей превращения глюкозы в организме сопровождается
большим изменением энергии Гиббса:
а) С6Н12О6(р-р) = 2СО2(г)+ 2С2Н5ОН(ж)
б) С6Н12О6(р-р) = 2С3Н6О3(р-р)
30. Могут ли существовать друг с другом сернистый газ и сероводород при
t=25˚С?
31. Покажите с помощью термодинамического расчета, что процесс
перехода
НС-СООН
║
→
НС-СООН
а) малеиновая кислота
НООС-СН
║
НС-СООН
б) фумаровая кислота
может осуществляться самопроизвольно в организме человека (t=37оС),
если известно:
∆Но298(кДж/моль):
а) -791
б) –312
о
∆S (кДж/моль•к):
а) =160
б) 166
Термодинамические константы некоторых веществ
Вещество
AgCI(к)
AL2O3(к)
BaCО3(к)
ВеСО3(к)
С(алмаз, к)
С(графит, к)
СН4(г)
С2Н2(г)
С2Н4(г)
СН3ОН(г)
С2Н5ОН(г)
0
ΔН 298
кДж/моль
-127,1
-1676
-1219
-982
1,828
0
-74,86
226,75
52,28
-201,17
-235,31
0
ΔG 298
-109,8
-1582
1139
-944,7
2,833
0
-50,79
кДж/моль
S0 298 кДж/моль? К
96,11
50,92
112
67,29
2,36
5,74
186,19
200,82
219,45
239,780
278,03
70
CS2(г)
CS2(ж)
СО(г)
СО2(г)
СаСО3(к)
СаО(к)
Са(ОН)2(к)
НСI(г)
НСI(ж)
FeO(к)
Fe2O3(к)
Fe3O4(к)
Н2(г)
N2(г)
NН2(г)
NН4CI(к)
NO(г)
NO2(г)
O2(г)
ОН –(р)
Н+(р)
Н2О(г)
Н2О(ж)
PCI3(г)
PCI5(г)
PОCI3(ж)
S(к, ромб.)
Н2S(г)
С6Н6(ж)
С2Н6(г)
Сахароза С12Н22О11(т)
Li+ (р)
115,27
88,7
-110,52
-393,51
-1206,9
-635,5
-986,6
-91,8
-166,9
-264,8
-822,2
-1117,1
0
0
-46,19
-314,2
90,25
33
0
-230,19
0
-241,82
-285,83
-287,02
-366,0
-597,1
0
-21
-210,9
-846,67
-2220,9
-278,5
64
-137,14
-394,38
-1128,8
-604,2
-896,8
-94,79
-131,2
-244,3
-740,3
-1014,2
0
0
-16,71
-203,2
86,58
51,5
0
-157,42
0
-228,61
-237,24
-260,5
-305,4
-521,3
0
-33,8
237,82
151,0
197,54
213,68
92,9
39,7
76,1
186,8
56,5
60,75
87,4
146,2
130,52
199,9
192,6
95,8
210,6
240,2
205,04
-10,86
0
188,72
70,08
311,7
364,5
222,5
31,9
205,7
359,8
Занятие 7, 8. КИНЕТИКА, КАТАЛИЗ, ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
Актуальность темы
Практически все биохимические реакции, протекающие в живых
организмах, являющиеся каталитическими, т.е. осуществляются в присутствии
биокатализаторов-ферментов. Все ферментативные биохимические реакции
подчиняются законам кинетики в приложении к биосистемам.
В основе кинетики различных биологических процессов, направлении
биохимических реакций, биоэлектрических явлений, проницаемости
71
биологических мембран, лежит химическая кинетика – учение о скорости
химических реакций.
Методы кинетики биологических процессов широко применяются при
изучении физико-химических механизмов возникновения патологических
состояний организмов, динамики ферментативных процессов (нормы и
патологии), в фармакокинетике, иммунокинетике.
Понимание основных закономерностей химической кинетики, катализа и
состояния
химического
равновесия
необходимо
для
изучения
бионеорганической, биологической и токсикологической химии, фармакологии,
действия на живой организм различных лекарственных препаратов.
Цель занятия
Получить системные знания о закономерностях протекания химических и
биохимических реакций, влияния различных факторов на скорости реакции.
Студент должен знать:
 классификацию химических реакций;
 влияние концентрации веществ на скорость химических реакций
(закон действия масс);
 влияние температуры (закон Вант-Гоффа);
 понятие об энергии активации, энергетическом барьере, уравнение
Аррениуса;
 теории гомо- и гетерогенного катализа;
 условия протекания обратимых и необратимых реакций;
 направления смещения равновесия в соответствии с принципом ЛеШателье.
Студент должен уметь:
 прогнозировать направление смещения равновесия;
 оценить влияние концентрации и температуры на скорости
химических реакций;
 проводить расчеты изменения скорости реакции и времени ее
осуществления при изменяющихся параметрах.
Необходимый исходный уровень знаний и умений
Знать примеры и уметь составлять уравнения реакций: экзо- и
эндотермических, обратимых и необратимых.
Содержание занятия:
1. Обсуждение теоретических вопросов;
2. Решение задач по теме занятия;
3. Контрольная работа «Кинетика, химическое равновесие»
72
Вопросы для обсуждения на занятии:
1. Понятие средней и истинной скорости реакции. Зависимость
скорости реакции от концентрации.
2. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия
активации. Уравнение Аррениуса.
3. Молекулярность и порядок реакции.
4. Катализ. Влияние катализатора на скорость химических реакций.
Особенности биокатализаторов.
5. Обратимые химические реакции, химическое равновесие,
смещение химического равновесия.
Лабораторная работа №1. Зависимость скорости реакции от
концентрации (реакция Ландольта)
Опыт 1.
1-й стакан
К 20 мл раствора А быстро при перемешивании добавляем 20 мл раствора
В и засекаем время секундомером от момента сливания до изменения окраски.
2-й стакан
К 20 мл раствора А добавляем 10 мл дистиллированной воды и быстро
при перемешивании вливаем 10 мл раствора В. Фиксируют время до появления
окраски.
3-й стакан
К 20 мл раствора А добавляем 15 мл Н2О и 5 мл раствора В. Определяют
время протекания реакции.
Раствор А – кислый раствор сульфита натрия с добавлением крахмала.
Раствор В – содержит йодат калия.
2 KIO3 + 5 Na2SO3 + H2SO4 = 5 Na2SO4 + K2SO4 + I2 + H2O
Результаты сводят в таблицу и затем строят график зависимости υ – скорости
реакции (ось ординат) от С – концентрации (ось абсцисс) KIO3.
№
п/п
Объем, мл
а
б
Na2SO3 H2O
Концентрация
в
KIO3
1
20
-
20
2
20
10
10
3
20
15
5
в
С=
вбс
Промежуток
Скорость
времени от начала реакции
отсчета
до υ = 1
t
помутнения t, сек
Делают вывод о зависимости времени реакции от концентрации реагирующих
веществ.
73
Опыт 2
В трех пронумерованных стаканчиках готовят растворы различной
концентрации:
1-й стакан – 10 мл раствора Na2S2O3 + 20 мл H2O;
2-й стакан – 20 мл раствора Na2S2O3 + 10 мл H2O;
3-й стакан – 30 мл раствора Na2S2O3.
В стакан 1-й вливают цилиндром 10 мл раствора H2SO4, перемешивают. В
момент сливания растворов включают секундомер и отсчитывают время до
появления легкого помутнения.
Аналогично поступают со стаканами 2 и 3-м.
Na2S2O3 + H2SO4 = Н2S2O3 + Na2SO4; Н2S2O3  S  + H2SO3.
Результаты вносят в таблицу и затем строят график зависимости υ –
скорости реакции (ось ординат) от С – концентрации (ось абсцисс) Na2S2O3.
№
п/п
Объем, мл
а
б
Na2S2O3 H2O
Концентрация
в
H2SO4
1
10
20
10
2
20
10
10
3
30
-
10
С=
в
вбс
Промежуток
Скорость
времени от начала реакции
отсчета
до υ = 1
t
помутнения t, сек
Делают вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ.
Лабораторная работа № 2. Влияние концентрации регулирующих
веществ на химическое равновесие.
В мерный стакан наливают 100 мл дистиллированной воды, пипетками
добавляют по 0,25 мл насыщенных растворов FeCI3 и NH4SCN. Полученный
после перемешивания раствор разливают в 4 демонстрационные пробирки.
Затем в первую добавляют цилиндром 5 мл раствора FeCI3, во вторую – 5 мл
раствора NH4SCN (тоже цилиндром), в третью – 5 г кристаллического NH4CI,
четвертую пробирку оставляют для сравнения. Сравнивают окраску растворов
в пробирках и результаты опыта сводят в таблицу.
№
Добавленный
пробирки раствор
Изменение
интенсивности
Направление
смещения
74
окраски (ослабление, равновесия
усиление)
вправо)
(влево,
1
2
3
4
Делают вывод о факторах, определяющих направление смещения химического
равновесия.
Лабораторная работа № 3. Влияние температуры на смещение
химического равновесия.
В пробирку наливают 4-5 мл раствора крахмала, добавляют одну каплю
раствора йода и отмечают появление синей окраски. Пробирку нагревают на
водяной бане и наблюдают обесцвечивание раствора. Затем охлаждают
пробирку водой из-под крана и отмечают восстановление окраски.
При взаимодействии йода с крахмалом образуется синее вещество
сложного состава (йодокрахмал). Реакция экзотермическая, и равновесие ее
можно условно представить следующей схемой:
йод + крахмал  йодокрахмал + Q Дж.
синий
Делают вывод о влиянии температуры на смещение химического равновесия.
Лабораторная работа № 4. Обратимость смещения химического
равновесия.
В демонстрационную пробирку наливают 20 мл раствора K2CrO4, по
каплям добавляют раствор серной кислоты и наблюдают изменение окраски.
Затем в этот же раствор по капля добавляют раствор щелочи и отмечают
восстановление прежней окраски.
В растворах, содержащих хромовую кислоту Н2CrO4, двухромовую
кислоту Н2Cr2O7 или их соли, существует равновесие.
2 CrO42- + 2H+  Cr2O72- + Н2О
хромат-ион
дихромат-ион
(желтый)
(оранжевый)
Изменение концентрации ионов водорода в растворе вызывает смещение
равновесия и изменения окраски.
Делают вывод.
75
Виды контроля знаний и умений студентов на занятии
1. Устный опрос по вопросам домашнего задания.
2. Решение задач по теме.
3. Проверка протоколов оформления демонстрационных опытов.
Задачи для решения на занятиях и самостоятельного решения
1. В системе 2SO2(г) + О2(г)  2SO3(г) концентрацию оксида серы (IV)
увеличили с 0,3 до 0,6 моль/л, а концентрацию кислорода с 0,6 до 1,8
моль/л. Во сколько раз возрастает скорость прямой реакции?
2. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования
NO2 по реакции 2NO(г) + О2(г)  2NO2(г) возросла в 103 раз?
3. Разложение N2O при высоких температурах протекает по уравнению:
2 N2O(г)  2 N2(г) + О2(г)
Константа скорости данной реакции равна 5 . 10 –4 моль/л при 900˚С.
Начальная концентрация N2O = 3,2 моль/л. Определить скорость реакции
при заданной температуре в начальный момент времени и в тот момент,
когда разложилось 25 % N2O.
4. Скорость реакции увеличится в 4 раза при повышении температуры на
10˚С. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении
температуры от 45˚С до 75˚С?
5. Допустимый срок хранения лекарственного вещества при комнатной
температуре (20˚С) 3 года. В процессе ускоренного определения его
стабильности при 70˚С, оно потеряло свои свойства через 40 суток.
Соответствует ли лекарственное вещество предъявленным требованиям,
если температурный коэффициент скорости равен 2?
6. Реакция при t=20˚С протекает за 12 минут 48 секунд. На сколько градусов
необходимо повысить температуру системы для завершения этой реакции
за 48 секунд (температурный коэффициент равен 2)?
7. Реакция идет по уравнению N2(г) + О2(г)  2NО(г). Концентрации
исходных веществ до начала реакции были (моль/л): [N2] = 0,049; [О2] =
0,01. Вычислить концентрацию этих веществ в момент, когда [NО] стала
равной 0,005.
8. Реакция идет по уравнению: N2(г) + 3Н2(г)  2NH3(г). Концентрации
участвующих в ней веществ были (моль/л): [N2] = 0,80; [Н2] = 1,5; [NН3]
= 0,10. Вычислить концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] стала
равной 0,50 моль/л.
9. Вычислить равновесные концентрации Н2 и I2, если известно, что их
начальные концентрации были равны 0,1 и 0,2 моль/л, а равновесная
концентрация HI равна 0,1 моль/л. Вычислить константу равновесия в
данных условиях.
10.В реакторе объемом 10 л содержится 5,6 г С2Н4, 150 г С2Н6 и водород.
Константа равновесия реакции Н2(г) + С2Н4(г) ↔ С2Н6(г), выраженная через
молярные концентрации, равна 50. Рассчитайте массу водорода.
76
11.При увеличении температуры от 10 до 50оС скорость реакции
увеличилась в 16 раз. Определите её температурный коэффициент.
12.Константа равновесия реакции СН3СООН+С2Н5ОН↔ СН3СООС2Н5+Н2О
равна 4. Вычислите равновесные концентрации всех компонентов
системы, если начальные концентрации СН3СООН и спирта равны 2
моль/л и 1 моль/л соответственно.
13.В сосуд объемом 0,5 литров было помещено моль Н2 и 0,5 моль N2. При
некоторой температуре к моменту равновесия образовалось 0,02 моль
NН3. Вычислите константу равновесия.
14.Определите направление смещения равновесия следующих обратимых
реакций:
а) 2SO2+O2↔2SO3+192,7 кДж
б) N2O4↔2NO2- 54,47 кДж
15. В каком направлении сместится равновесие следующих обратимых
реакций:
а) С+Н2О↔СО+Н2 – 129,9 кДж
б) N2+3Н2↔2NH3+92,2 кДж
при повышении давления; при повышении температуры? Как при
этом будут изменяться концентрации компонентов каждой системы?
16. Как изменить температуру, давление и концентрации компонентов,
чтобы увеличить выход хлора в реакции
4НCl +O2↔2H2O+2Cl2+113,3 кДж
УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
Актуальность темы
Электролиты в организме человека находятся в виде ионов. К наиболее
важным ионам относятся Na+, К+, Mg2+, Ca2+, CI -, HCO3 -, H2PO4 -. Электролиты
входят в состав спинно-мозговой жидкости, лимфы, желчи, крови, слюны,
мышц, подкожной клетчатки, головного мозга, сердца, легких, желудка,
печени. Вода, являясь электролитом, составляет от 65 до 67 % массы тела.
Не существует ни одного жизненно важного процесса, в котором не
принимали бы участие электролиты. Ионы Na+ регулируют водный обмен,
влияют на работу ферментов, а также на способность белковых коллоидов к
набуханию. Вместе с ионами К+, Mg2+, Ca2+ и CI – ионы Na+ участвуют в
передаче нервных импульсов через мембраны нервных клеток и поддерживают
нормальную возбудимость мышечных клеток.
Калий является основным внутриклеточным катионом, участвует в
поддержании осмотического давления, кислотно-основного состояния, а также
в процессах обмена веществ в клетке. С участием катионов К+, содержащегося
в эритроцитах, происходит перенос кислорода гемоглобином. К + является
кофактором фермента, осуществляющего перенос фосфатной группы с АТФ на
77
пировиноградную кислоту, и активирует ряд ферментов внутриклеточного
метаболизма.
Магний является одним из важнейших активаторов многих
ферментативных процессов. В митохондриях клеток ионы Mg2+ активируют
процессы окислительного фосфолирирования. Присутствие ионов Mg2+
активирует прямое окисление углеводов и утилизацию глюкозо-6-фосфата.
Магний необходим для синтеза белков, обмена нуклеиновых кислот и липидов.
Ионы Mg2+ ускоряют промежуточные стадии гидролиза АТФ. Двухвалентные
катионы Ca2+ и Mg2+ играют важную роль в деятельности эндокринного
аппарата поджелудочной железы. Установлено также, что ионы Mg2+
связывают между собой несколько субъединиц рибосом.
Кальцию принадлежит важная роль в регуляции проницаемости
клеточных мембран, электрогенезе нервной, мышечной и железистой ткани.
Ионы Ca2+ играют существенную роль в активировании ферментативных
систем, обеспечивающих свертывание крови. Отмечена роль Ca2+ в
эмбриогенезе. Слияние половых клеток и последующее развитие зародыша
связано
с появлением кальциевых каналов на определенном этапе
эмбриогенеза.
Нарушение водного и электролитного баланса приводит к тяжелейшим
заболеваниям.
Цель занятия
Получить системные знания о растворах электролитов, их свойствах и
значении для жизнедеятельности живых организмов.
Студент должен знать:
 классификацию электролитов по степени диссоциации;
 рН и рОН;
 закон действующих масс применительно к слабым электролитам;
 закон разведения Оствальда;
 особенности сильных электролитов.
Студент должен уметь:
 определять величину степени и константы диссоциации слабых
электролитов;
 решать задачи на определение ионной силы сильных
электролитов;
 рассчитать рН и рОН сильных и слабых электролитов;
 применять
знание
данных
разделов
в
дальнейшей
профессиональной деятельности.
Необходимый уровень знаний и умений.
1. Закон действующих масс для химического равновесия.
2. Основные положения ТЭД, причины и механизм диссоциации.
78
3. Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей.
4. Классификация электролитов.
5. Составление молекулярных, полных и сокращенных ионных уравнений с
участием сильных и слабых электролитов.
Занятие 9. РАСТВОРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ.
Содержание занятия:
1. Обсуждение теоретических вопросов;
2. Решение задач по теме занятия;
3. Выполнение лабораторной работы: «Приготовление рабочего раствора
серной кислоты»
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии.
1. Особенности сильных электролитов, теория Дюбая-Хюккеля.
2. Ионная сила растворов сильных электролитов. Активность, коэффициент
активности.
3. Электролиты в организме человека.
Задачи для решения на занятии и самостоятельного
решения
1. Содержание соляной кислоты в желудочном соке составляет 0,5%.
Вычислите рН желудочного сока, приняв его плотность 1 г/мл.
2. В 2 л воды растворили 2 г HCI, 1 мл полученного раствора еще раз
растворили в литре воды. Определите рН полученных растворов.
3. Вычислите рН раствора, полученного смешиванием 2 л раствора
HCI с молярной концентрацией 0,1 моль/л и 400 мл раствора NaOH
(ρ = 1,05 г/мл) с массовой долей 10,0 %.
4. Вычислить рН раствора, полученного растворением 54,3 мл 98 %го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл) в 5 литрах воды.
Диссоциацию кислоты считать полной, а плотность полученного
раствора 1 г/мл.
5. Сравните рН растворов соляной кислоты с концентрацией 0,1
моль/л и раствора той же кислоты разбавленной вдвое.
6. Рассчитайте ионную силу раствора сульфата аммония с массовой
долей 2 % (ρ = 1,01 г/мл).
7. Вычислите ионную силу 10 %-го раствора хлорида натрия (ρ = 1,1
г/мл), применяемого в медицине в качестве гипертонического
раствора.
Выполнение лабораторной работы
«Приготовление рабочего раствора серной кислоты»
79
Исходный раствор Н2SO4 имеет:
_________ плотность=_______ г/мл (найдена с помощью аэрометра);
_________ массовая доля (%) ω= _____
а) расчет массы навески 100% Н2SO4, необходимой для приготовления раствора
с С (1/2Н2SO4)= 0,1 моль/л объемом 0,2л; М (Н2SO4) =98 г/моль;
m(Н2SO4)= С(1/2 Н2SO4) · V(Н2SO4) ·М (1/2 Н2SO4)=_____(г),
где М(1/2 Н2SO4)=f экв (Н2SO4) ·М (Н2SO4)
б) расчет массы навески раствора Н2SO4 с ω (%)=____
m(раствора Н2SO4)=
m( Н 2 SO4 )

 _________ (г);
в) расчет объема раствора Н2SO4 с ρ=_______ г/мл.
V(Н2SO4) =
m1 ( р  раН 2 SO4 )

 ______г/мл.
Примечание: m и m1 рассчитывают с точностью до сотых долей
единицы; V(Н2SO4) – с точностью до сотых долей, затем округляют до десятых.
Приготовление раствора.
Рассчитанный объем раствора Н2SO4
отмеряют при помощи мерного цилиндра (или бюретки), осторожно вливают в
мерную колбу, затем доливают до метки дистиллированной водой и тщательно
перемешивают.
Окончание работы. Раствор из колбы переливают в бутылочку, на
этикетке которой пишут факультет, номер группы, фамилию. Бутылочку с
раствором ставят в лабораторный стол, на котором указан номер группы и
факультет.
Приложение №1. Плотность и концентрация (в ω %) раствора серной
кислоты.
Плотность 1,013
Ρ г/см3
Массовая 2
доля (%)ω
1,027
1,040
1,055
1,069
1,083
1,098
1,112
4
6
8
10
12
14
16
Занятие 10, 11. РАСТВОРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
Объёмный анализ.
Метод нейтрализации.
Содержание:
1. Обсуждение теоретических вопросов;
80
2. Решение задач по теме занятия;
3. Лабораторная работа 1. Установка молярной концентрации эквивалента
рабочего раствора H2SO4 по стандартному раствору тетрабората натрия
с С(½ Na2B4O7) = 0,1 моль
4. Лабораторная работа 2. Определение концентрации и массы КОН или NaОН
в растворе.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Вопросы для обсуждения на занятии:
Сущность метода нейтрализации.
Что называется рабочим раствором? Перечислите рабочие растворы
метода нейтрализации.
Какие вещества называются исходными? Какие вещества применяются в
качестве исходных при установке точной концентрации рабочих
растворов HCI (H2SO4)?
Индикаторы метода нейтрализации. Зона перемены окраски индикатора.
Метиловый оранжевый, фенолфталеин, их характеристика.
Титрование тетрабората натрия (буры) и щелочи (КОН, NaOH) раствором
серной кислоты:
 Уравнения реакций;
 Реакция среды в эквивалентной точке;
 Выбор индикатора.
Ацидиметрия. Алкалиметрия. Применение метода нейтрализации в
клинических и санитарно-гигиенических лабораториях.
Кривые титрования. Титрование сильной кислоты щелочью; титрование
слабой кислоты щелочью; титрование слабого основания сильной
кислотой:
 Среда в эквивалентной точке;
 Скачок титрования;
 Выбор индикатора.
Практическая часть
Лабораторная работа № 1
Установка молярной концентрации эквивалента рабочего раствора
H2SO4 по стандартному раствору тетрабората натрия с С(½ Na2B4O7) = 0,1
моль/л
Уравнения реакций:
Na2B4O7 + 7Н2О = 2NaOH + 4Н3ВО3
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2О
Методика титрования. Стандартный раствор буры Na2B4O7, объемом 10
мл, отмеренный пипеткой Мора, титруют раствором H2SO4 в присутствии 1
капли метилового оранжевого до появления оранжево-розовой окраски
раствора.
81
Результаты титрования: (с точностью до сотых долей мл).
V1 =
V2 =
V3 =
____________________
Vcр. = ………… (мл)
Расчет молярной концентрации эквивалента рабочего раствора кислоты.
С(½ Н2SO4) =
С ( Na2 B4 O7 )  V ( Na2 B4 O7 ) … моль
=
л
Vср. ( Н 2 SO4 )
Примечания: С(½Н2SO4) рассчитывают с точностью до четырех значащих
цифр, затем округляют до трех значащих цифр.
После титрования студенты: делают расчет С(½Н2SO4), оформляют
работу и сдают преподавателю на проверку.
Приводят в порядок рабочее место и сдают дежурному студенту.
Лабораторная работа № 2
Определение концентрации и массы КОН или NaОН в растворе.
Рабочий раствор – Н2SO4 с С(½Н2SO4) = … моль/л
Индикатор – метиловый оранжевый (зона перехода 3,1-4,4).
Уравнение реакции:
Н2SO4 + 2КОН
2Н2О + К2SO4
Методика титрования: полученный в мерной колбе раствор разбавляют
дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивают. 10 мл
исследуемого раствора КОН (NaОН), отмеренного пипеткой, титруют рабочим
раствором в присутствии 1 капли индикатора метилового оранжевого до
появления оранжево-розового окрашивания.
Результаты титрования: (с точностью до сотых долей мл)
V1 =
V2 =
V3 =
____________________
Vcр. = ………… (мл)
Расчет:
а) С(КОН) =
С (1 / 2 Н 2 SO4 )  V ( H 2 SO4 ) моль

V ( KOH )
л
б) m(КОН) = С(КОН) · М(КОН) · V1(КОН) · 1000 = … мг,
где М(КОН) = f экв.(КОН) · М(КОН);
V1(КОН) = 0,1 л – объем задачи
82
Примечание: С(КОН); m(КОН) рассчитывают с точностью до четырех
значащих цифр, затем округляют до трех.
После титрования студенты делают расчет С и m. Результат проверяют у
преподавателя, работу оформляют и сдают на проверку. Приводят в порядок
рабочее место и сдают дежурному студенту.
1.
2.
3.
4.
5.
Задачи для самостоятельного решения:
Вычислить молярную концентрацию эквивалента раствора NaОН, если на
титрование 5 мл его израсходован раствор соляной кислоты объемом 4,76
мл с молярной концентрацией эквивалента 0,106 моль/л.
На титрование раствора, содержащего 0,4980 г тетрабората натрия,
израсходовано 25,2 мл соляной кислоты. Вычислить молярную
концентрацию эквивалента соляной кислоты.
На титрование 5 мл уксусной кислоты израсходовано 4,12 мл раствора
NaОН с молярной концентрацией эквивалента 0,102 моль/л. Вычислить
рН раствора кислоты.
Навеска КОН массой 1,2046 г растворена в мерной колбе на 250 мл. На
титрование 20 мл полученного раствора пошло 14,82 мл раствора соляной
кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,105 моль/л.
Определить массовую долю КОН в исходном образце.
Смешали равные объемы раствора NaОН с молярной концентрацией
эквивалента 0,004 моль/л и раствора HCI с молярной концентрацией
эквивалента 0,002 моль/л. Определить значение рН полученного
раствора.
Занятие 12. РАСТВОРЫ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ВОДА КАК СЛАБЫЙ ЭЛЕКТРОЛИТ. РН И РОН.
Актуальность темы
Вода является самым распространённым веществом на Земле. Живые
организмы вышли на сушу из воды, сохранив в своём составе воду.
Вода является веществом с малой степенью ионизации, т.е.является
слабым электролитом, подчиняясь их законам. В частности, к процессу
диссоциации воды применим закон действующих масс, на основании
которого можно вывести Кд воды, а также рН и рОН. С помощью
данных величин оценивают кислотность и щёлочность растворов, в
том числе и биологических. Кислотность, выраженная величиной рН,
является характеристикой многих процессов жизнедеятельности. От её
величины зависит поведение клеток, их биологическая активность.
Кровь, слюна, желудочный сок и другие биологические среды имеют
определённую кислотность и отклонение от нормы может быть
причиной тяжёлых заболеваний.
Цель занятия
83
Сформировать системные знания о свойствах и закономерностях
слабых электролитов, ионном произведении воды, рН и биологической
значимости данного показателя для биологии и медицины.
Содержание занятия.
1. Теоретическая часть
2. Решение задач по теме занятия
Вопросы для подготовки и обсуждении на занятии
1.
Слабые
электролиты.
Константа
ионизации
слабого
электролита. Закон разведения Оствальда.
2.
Вода как слабый электролит. Константа диссоциации воды.
Водородный показатель рН.
Задачи для решения на занятии и самостоятельной работы
1. Вычислить степень ионизации уксусной кислоты с
К(СН3СООН) = 1,8 · 10 ˉ5) в растворе с молярной концентрацией
эквивалента 0,001 моль/л и рН этого раствора.
2. Растворы соляной и уксусной кислот одинаковой молярности разбавили
водой в 4 раза. Во сколько раз уменьшилась концентрация ионов
водорода в каждом из растворов?
3. Вычислить степень диссоциации уксусной кислоты (К(СН3СООН) = 1,8 ·
10 ˉ5) и фенола (КС6Н5ОН = 1,3 · 10 ˉ5) в 0,01 М растворах.
4. Определить концентрацию ионов Н+ в 0,01 М растворе Н2S (t = 25˚С) (Кд
= 5,7 · 10 ˉ8)
5. Во сколько раз изменится концентрация ионов ОН ˉ в 0,1 М растворе
NH4ОН при добавлении к нему твердого NH4CI до концентрации
1 М? К(NH4ОН )= 1,79 · 10 ˉ5.
6. Ядовитые микроорганизмы Botulinus не могут развиваться, если рН
среды менее 4,5. Можно ли использовать 0,3 %-й раствор пищевой
уксусной кислоты в качестве консерванта? (ρ = 1 г/мл, α = 0,01).
7. Борную кислоту применяют наружно как антисептическое средство в
виде 2 %-го раствора. Вычислить рН этого раствора, если считать, что
кислота диссоциирует по первой ступени и степень диссоциации равна 40
%. Плотность раствора принять равной 1 г/мл.
8. «Кислотными» дождями называют атмосферные осадки с рН менее 5,6.
Может ли растворение СО2 атмосферных осадков в воде дать рН = 5,6?
Решите задачу количественно, учитывая, что в 1 л воды растворяется 0,9
г СО2 (степень диссоциации угольной кислоты по I ступени 0,1%).
9. Найти концентрацию ионов Н+ в 0,01 М растворе циановодородной
кислоты (t = 25˚С) КHCN = 7,2 · 10 ˉ10.
10.Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов NH4+ и ОН ˉ в 0,1
М растворе NH4ОН (t = 25˚С), К(NH4ОН) = 1,79 · 10 ˉ5.
84
Занятие 13. БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ.
Актуальность темы
Теория кислотно-основного равновесия – основа для усвоения
функционирования протолитических буферных систем крови, лимфы и
биологических жидкостей. Одним из важнейших физико-химических
механизмов, поддерживающих постоянство рН, является механизм буферного
действия, связанный с ионными равновесными процессами в растворах.
В организм постоянно поступают и в нем образуются в результате
реакций окисления-восстановления, декарбоксилирования и других процессов,
кислые продукты в количестве, эквивалентном раствору сильной кислоты с
молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л объемом 1,5л. Выводятся
кислые продукты почками в виде солей - хлоридов, сульфатов, фосфатов;
легкими – в виде углекислоты. В поддержании оптимального уровня рН в
организме участвует также кожа, печень, желудочно-кишечный тракт. Это
физиологические механизмы регуляции рН среды. Но они не могут справиться
с регуляцией рН и вывести избыток кислых продуктов в короткий срок при
введении одномоментно большого количества кислых веществ. Буферные
системы биологических жидкостей способны нейтрализовать действие этих
кислот, удерживая постоянство рН внутренней среды в строго определенной
зоне. Отклонение рН от нормы приводит к необратимым патологическим
изменениям, поскольку все биохимические реакции протекают в строго
определенных интервалах рН.
В практической деятельности врача знание механизма действия
буферных систем и их свойств требуется для установления точного диагноза,
связанного с нарушением кислотно-основного равновесия, а также для выбора
правильного подхода при лечении заболевания. Использование буферных
растворов также необходимо при выполнении различных клинических и
биохимических анализов, которые требуют постоянства рН среды.
Цель занятия
Изучить механизм буферного действия буферных систем и приобрести
практические навыки определения буферной емкости.
Студент должен знать:
 какие растворы называются буферными, их классификация;
 свойства буферных растворов;
 уравнение для расчета С(Н+ ) и С(ОН ˉ ) для буферных растворов и
факторы, от которых они зависят;
 что такое буферная емкость; факторы, от которых она зависит;
 буферные системы организма человека и их действие.
Студент должен уметь:
 объяснять механизм буферного действия;
85
 объяснять влияние концентрации и соотношение компонентов на рН
и буферную емкость буферных растворов;
 готовить буферные растворы с заданным значением рН;
 определять цвет индикатора в зависимости от рН среды;
 определять буферную емкость буферных растворов и биологических
жидкостей по отношению к кислоте и щелочи;
 оформлять отчет о проделанной работе и на основании полученных
данных делать выводы.
1.
2.
3.
4.
5.
Необходимый исходный уровень знаний и умений
Основные
положения
теории
электролитической
диссоциации
Аррениуса.
Закон действующих масс. Выражение константы и степени диссоциации
слабых электролитов.
Принцип Ле-Шателье.
Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.
Уметь пользоваться пипеткой Мора и владеть методикой титрования.
Содержание занятия
1. Обсуждение теоретических вопросов по теме занятия.
2. Решение задач.
3. Контрольная работа «Свойства слабых электролитов.
растворы».
1.
2.
3.
4.
5.
Буферные
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии
Кислотность общая, активная, потенциальная. Влияние активной
кислотности на биологические процессы.
Буферные системы. Механизм буферного действия.
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для расчета С(Н+ )и С(ОНˉ ) двух
основных типов буферных систем. Факторы, влияющие на рН раствора.
Буферная емкость, ее расчет. Факторы, влияющие на буферную емкость.
Буферные системы крови. Механизм действия буферных систем крови.
Понятие о кислотно-основном равновесии и щелочном резерве крови.
Задачи для самостоятельного решения.
1. Вычислить рН ацетатного буферного раствора, составленного из 200 мл
раствора соли с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л и 100 мл
раствора кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,2 моль/л,
если К(СН3СООН) = 4,75.
2. Вычислить рН буферного раствора, составленного из равных объемов
растворов слабого основания и его соли одинаковой концентрации, если
константа диссоциации основания равна 7,2 . 10-6.
86
3. Какими процессами объясняется незначительное изменение значения рН
буферного раствора при добавлении к нему растворов:
а) сильной кислоты
б) щелочи?
4. Рассчитать, в каких объемах надо слить раствор слабой кислоты с
молярной концентрацией эквивалента 0,12 моль/л и раствор ее соли с
молярной концентрацией эквивалента 0,4 моль/л, чтобы получить 400 мл
ацетатного буферного раствора с рН = 5,2, если К(СН3СООН) = 4,75.
5. Вычислить, на сколько изменится рН аммиачного буферного раствора,
содержащего по 0,1 моль эквивалента каждого компонента, при
добавлении к нему 0,05 моль NaOH.
pK(NH4OH) = 4,74.
6. Рассчитать, в каком соотношении должны находиться компоненты
бикарбонатной буферной системы крови, если рК(Н2СО3) = 6,14.
7. К 40 мл фосфатного буферного раствора добавили 4 мл раствора HCI с
молярной концентрацией эквивалента 0,04 моль/л. При этом рН
изменился с 7,4 до 7,0. Рассчитать буферную емкость буферной системы
по кислоте.
8. Определить потенциальную кислотность буферного раствора с рН = 2,0,
если на титрование 20 мл его потребовалось 16 мл раствора NaОН с
молярной концентрацией эквивалента 0,2 моль/л.
9. Какие из нижеперечисленных систем обладают буферным действием?
а) НСООН + НСООNa;
б) NaOH + HNO3;
в) HNO3 + KNO3;
г) HCI + HNO3;
д) СН3СООН + СН3СООNa
е) NaHCO3 + HCI
10.Какова биологическая роль буферных растворов в организме человека?
11.Какова роль гидрокарбонатного буферного раствора при поддержании
постоянства рН крови, нарушаемого процессами дыхания?
12. Что такое ацидоз, алкалоз? Каковы возможные причины этих состояний?
УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ. ДИФФУЗИЯ В РАСТВОРАХ. ОСМОС.
ЗАКОНЫ ОСМОСА.
Актуальность темы
Диффузия играет важную роль в различных областях деятельности
человека, в процессах, происходящих в живой и неживой природе.
Закономерностям диффузии подчиняются явления физико-химической
миграции элементов в земных недрах и во Вселенной, а также процессы
87
жизнедеятельности клеток и тканей растений и живых организмов. Диффузия –
одна из стадий многочисленных химико-технологических процессов.
Посредством диффузии происходит перемещение реагирующих и
питательных веществ, продуктов обмена в тканевых жидкостях живых
организмов. Именно диффузией – наиболее медленным этапом, - определяется
кинетика биологических процессов, а не биохимическими реакциями,
протекающими с участием ферментов с очень большой скоростью. На
избирательной диффузии низкомолекулярных веществ через полупроницаемую
мембрану основана работа аппарата «искусственная почка»; при этом кровь
очищается от вредных низкомолекулярных веществ – мочевины, мочевой
кислоты, билирубина, аминов и т.д.
Огромную роль в живой природе играет осмос. Животные растительные
клетки представляют собой микроскопические осмотические системы,
поскольку оболочка клетки обладает свойствами полупроницаемых мембран.
Если поместить клетки в дистиллированную воду, происходит набухание,
а затем разрыв оболочки (осмотический шок или лизис). При помещении
клеток в раствор с высокой концентрацией солей наблюдается плазмолиз
(сморщивание) клеток. Это явление используется при консервировании
пищевых продуктов путем добавления больших количеств соли или сахара:
микроорганизмы подвергаются плазмолизу и становятся нежизнедеятельными.
Явление осмоса в организме способствует достаточному обводнению
клеток и межклеточных структур. Обилие воды в клетках и тканях необходимо
для нормального течения различных химических и физико-химических
процессов: диссоциации веществ, гидратации молекул и ионов, реакций
гидролиза, окисления, восстановления и т.д. Огромную роль для
жизнедеятельности играет постоянство осмотического давления (750-800 кПа;
7,7- 7,8 атм) в биологических жидкостях организма. При отклонении
осмотического давления от указанных пределов в организме наступают
качественные патологические изменения, в частности, гемолиз или плазмолиз
эритроцитов.
Закон Рауля и его следствия лежат в основе физико-химических методов
исследования, основанных на понижении температуры замерзания и
повышении температуры кипения растворов по сравнению с чистым
растворителем, которые называются соответственно криоскопией и
эбуллиоскопией. Эти методы используются для определения молярной массы
растворенного вещества, степени диссоциации слабых электролитов и др.
С помощью методов криоскопии и эбуллиоскопии можно определить
молярные массы биологически важных веществ, а также рассчитать
осмотическое давление растворов, играющих значительную роль в
жизнедеятельности организма.
Цель занятия
1. Сформировать системные знания о коллигативных
разбавленных растворов электролитов и неэлектролитов.
свойствах
88
2. Научиться использовать законы Вант-Гоффа и Рауля для расчета
соответствующих параметров разбавленных растворов, в том числе
биологических жидкостей.
Студент должен знать:
 Сущность явлений диффузии и осмоса;
 Формулировку и математическое выражение законов Фика, ВантГоффа, Рауля и следствий из закона Рауля;
 Причину отклонения растворов электролитов от законов Вант-Гоффа
и Рауля;
 Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации
электролита.
Студент должен уметь:
 Использовать закон Вант-Гоффа для расчетов осмотического
давления растворов неэлектролитов, электролитов и сложно-солевых
растворов, используемых в медицинской практике;
 Качественно оценивать явление диффузии и осмоса в биологических
и других системах;
 Использовать закон Рауля и его следствия для расчетов давления
насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего
неэлектролита, электролита, а также повышения температур кипения
и понижения температур замерзания (депрессии) этих растворов.
 Применять данные криометрии и эбуллиометрии для расчета
молярной массы растворенных веществ и осмотического давления
растворов, используемых в медицинской практике.
1.
2.
3.
4.
5.
Необходимый исходный уровень знаний и умений
Строение атома.
Типы химической связи: ковалентная (полярная, неполярная), ионная.
Растворы; способы выражения концентрации растворов: массовая доля,
молярная и моляльная концентрации, молярная концентрация
эквивалента.
Переход от одного способа выражения концентрации к другому.
Электролитическая диссоциация; неэлектролиты и электролиты; сильные
и слабые электролиты.
Занятия 14, 15.
УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ. ДИФФУЗИЯ В РАСТВОРАХ. ОСМОС.
ЗАКОНЫ ОСМОСА
Содержание занятий:
1. Обсуждение вопросов по теме занятий.
2. Постановка демонстрационных опытов.
89
3. Решение задач по теме.
4. Реферативное сообщение по теме «Роль диффузии и осмоса в
биологических системах».
5. Тестовый контроль по теме «Осмос».
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии
Диффузия в растворах. Факторы, влияющие на скорость диффузии. Закон
Фика. Роль диффузии в процессах переноса вещества в биологических
системах.
Сущность осмоса. Осмотическое давление разбавленных растворов
неэлектролитов. Закон Вант-Гоффа. Гипо-, гипер- и изотонические
растворы. Измерение осмотического давления.
Отклонение растворов электролитов от закона Вант-Гоффа.
Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации
электролита. Понятие об осмотической концентрации растворов.
Осмотическое давление растворов биополимеров. Онкотическое давление
плазмы и сыворотки крови и его биологическая роль.
Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах.
Изоосмия организмов. Формирование отека. Плазмолиз, гемолиз.
Применение в медицине гипер- и изотонических растворов.
Насыщенный пар, давление насыщенного пара над чистым
растворителем. Относительное понижение давления насыщенного пара
растворителя над разбавленным раствором нелетучего неэлектролита;
закон Рауля.
Температуры кипения и замерзания растворов. Относительное
повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания
(депрессии) разбавленных растворов неэлектролитов по сравнению с
чистыми
растворителями;
следствия
из
закона
Рауля.
Эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные, их физический
смысл.
Отклонение растворов электролитов от закона Рауля и его следствий.
Изотонический коэффициент.
Взаимосвязь между коллигативными свойствами растворов. Осмометрия,
криометрия и применение их в медико-биологических исследованиях.
Практическая часть:
Выполнение
демонстрационных
теоретического материала).
опытов
(в
процессе
обсуждения
Опыт 1. Определение осмотического давления раствора сахарозы.
Осмометр вынимают из штатива. Затем, наклонив его в сторону боковой
(широкой) трубки, через отверстие этой трубки с помощью пипетки заполняют
исследуемым раствором сахара. Продолжая держать осмометр в наклоненном
90
положении, боковую (широкую) трубку плотно закрывают пробкой так, чтобы
в ней не осталось пузырьков воздуха, а уровень раствора в капилляре был
возможно ниже. Заполненный осмометр погружают в стакан с
дистиллированной водой до нижнего уровня капилляра и закрепляют в
штативе. Через 1,5-2 часа от начала опыта (когда осмос прекратится) измеряют
высоту подъема раствора в капиллярной трубке от поверхности воды в стакане.
Осмотическое давление раствора рассчитывают по формуле:
Росм. = h · ρ · g(ПА),
где: h – высота подъема раствора в капилляре (м);
ρ – плотность исследуемого раствора (кг/м3);
g – ускорение свободного падения тела (м/с2).
Результаты опыта оформляют в виде таблицы, приводя подробный
рисунок осмометра и расчет осмотического давления.
Продолжительность h
осмоса
(м)
ρ
(кг/м3)
Р
(Па)
Опыт 2. Рост искусственной «клетки» Траубе.
В цилиндр наливают 150-200 мл раствора CuSO4 и бросают кристаллик
К4[Fe(CN)6]. За счет реакции
2CuSO4 + К4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6]↓ + 2К2SO4
на поверхности кристалла образуется сплошная пленка гексациано – (II) –
феррата меди, пропускающая воду, но задерживающая частицы солей.
Вследствие разности концентраций внутри оболочки и вне ее вода начинает
поступать внутрь «клетки». Оболочка растягивается и разрывается в самом
слабом месте. На этом месте вновь возникает пленка из Cu2[Fe(CN)6], и так
постепенно развивается вытянутая полость, очертаниями напоминающая
водоросль или гидру.
Задачи для самостоятельного решения
1. Будут ли изотоничны водные растворы двух нелетучих неэлектролитов
(М1 > М2), если температуры растворов и массовые доли этих веществ в
растворах одинаковы? Если, на ваш взгляд, растворы неизотоничны, то в
котором из них – первом или втором – осмотическое давление выше?
Почему?
2. Как будет меняться во времени осмотическое давление подкисленного
раствора сахарозы при 80º С? Ответ мотивируйте.
3. Опишите поведение эритроцитов при 37ºС в водных растворах
следующих веществ:
 Рибозы, ω = 5%, плотность 1,012 г/мл;
 Нитрата натрия, ω = 3%, плотность 1,02 г/мл, α = 1;
 Мочевины, С = 0,303 моль/л.
91
4. Раствор, полученный растворением 100 г органического вещества в 2600
мл воды, обладает при 20˚С осмотическим давлением 0,01 атм. и
плотностью 1,01 г/мл. Определить молярную массу органического
вещества.
5. Какую массу глюкозы следует взять для приготовления 0,6 л водного
раствора, изотоничного плазме крови при t = 37˚С?
6. При 20˚С смешали 1 л раствора сахарозы, осмотическое давление
которого 2,4 атм., с 3 л раствора KCI, осмотическое давление которого 4,8
атм. Найти осмотическое давление смешанного раствора, если α (KCI) =
1.
7. Будут ли изотоничны плазме крови при температуре 37˚С следующие
растворы:
 5%-й водный раствор фруктозы (ρ = 1,08 г/мл);
 водный раствор, содержащий в 0,1 л раствора дезоксирибозу
массой 1,34 г;
 раствор галактозы с молярной концентрацией 0,303 моль/л;
 водный раствор карбоната калия с массовой долей К2СО3 1,7% и
плотностью 1,1 г/мл ,α(К2СО3) = 1).
8. Рассчитайте осмотическое давление при 37˚С (R=0,082):
а) 0,1 М раствора СаCI2 , α(СаCI2) = 1;
б) внутриклеточной жидкости, если состав раствора (ммоль/л):
[Na+] = 35; [К+] = 115; [Сa2+] = 5; [CIˉ] = 25; [НСО3ˉ] = 20; [Н2РО4ˉ] = 100;
[SO42-] = 10
в) раствора, в 2 л которого содержится 90 г глюкозы (М.= 180 г/моль).
9. Не производя расчетов, укажите, какой из трех растворов с одинаковой
массовой долей – хлорида бария, хлорида магния, хлорида кальция –
имеет минимальную и максимальную температуру замерзания. Ответ
мотивируйте.
10.Многие моносахариды отвечают простейшей формуле Сn(Н2О)n.
Выведите молекулярную формулу ксилозы, водный раствор которой с
массовой долей вещества 1,96% замерзает при - 0,248˚С.
11.Чему равна температура замерзания водного раствора, содержащего
глюкозу с массовой долей 3%, если Кв = 1,86.
12.Какую массу сахарозы следует растворить в 250 г воды, чтобы получить
раствор, кипящий при 100,2˚С. При какой температуре будет замерзать
этот раствор?
13.Понижение температуры замерзания плазмы крови равно 0,56˚С.
Рассчитайте массу воды, которую необходимо добавить к 100 г 12%-го
раствора глюкозы (ρ = 1,046 г/мл), для получения раствора, изотоничного
крови при 37˚С.
14.Вычислите массовую долю водного раствора этиленгликоля,
замерзающего при - 1˚С.
15.Как можно вычислить величину осмотического давления раствора
нелетучего неэлектролита, если известна депрессия (ΔТзам.) раствора?
92
Занятие 16. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
Содержание занятия:
1. Обсуждение вопросов по теме занятия
2. Решение заданий по теме: «ОВР»
3. Контрольная работа «Окислительно-восстановительные реакции»
Вопросы для подготовки и обсуждении на занятии:
1. Понятия: окислитель, восстановитель, окисление, восстановление.
Важнейшие окислители, восстановители.
2. Методы электронного баланса и электронно-ионный: сущность,
принципы. Примеры реакции с использованием того и другого метода.
3. Прогнозирование протекания ОВР.
4. Укажите, какие из перечисленных реакций являются окислительновосстановительными:
а) FeCI3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCI
б) 2FeCI2 + 6NaOH + CI2 = 2Fe(OH)3 + 6NaCI
в) Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + Н2
г) Zn + 2H2SO4(конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2Н2О
д) Zn(ОН)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2Н2О
Ответ мотивируйте и укажите в окислительно-восстановительных
процессах, окислитель и восстановитель.
5. Укажите, какие из указанных процессов представляют собой окисление и
какие восстановление:
CI2 → 2CI‾; AI → AI3+; AI → AIО‾2; S2‾→S; Sn4+ → Sn2+;
Fe3+ → Fe2+; NO‾3 → NO2; NO‾2 → NH3; NH3 → NO; 2I‾ → I2; CI‾ → CIO‾;
CIO‾3 → CI2.
6. Укажите, какие из указанных веществ могут проявлять только
окислительные свойства; только восстановительные свойства; проявляют
окислительно-восстановительную двойственность:
а) KMnO4, MnO2, P2O5, Na2S
б) Na2SO3, H2SO4, H2S, SO2
в) Na2CrO4, KcrO2, K2Cr2O7, Cr
г) NH3, HNO3, N2, NaNO2
7. Какие из указанных ионов играют роль окислителей, а какие
восстановителей: S2‾, Fe3+, Ag+, Cu2+, CI‾, Br‾, I‾.
8. Составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных
реакций:
а) KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + Н2О
б) KMnO4 + KNO2 + H2O → MnO2 + KNO3 + KOH
в) KIO3 + Na2SO3 + H2SO4 → I2 + Na2SO4 + K2SO4 + Н2О
г) Bi2O3 + CI2 + KOH → KCI + KBiO3 + Н2О
д) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + Н2О
е) KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + Н2О
ж) I2 + CI2 + Н2О → HIO3 + HCI
93
з) Ca(OH)2 + CI2 → Ca(CIO)2 + CaCI2 + Н2О
и) CrCI3 + Н2О2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCI + Н2О
к) K2MnO4 + Н2О → KMnO4 + MnO2 + KOH
л) K2Cr2O7 + C2H5OH + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + CH3CHO + K2SO4 + Н2О
Тема занятия: СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И
СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.
Актуальность темы
Изучение химических явлений требует ответа на вопрос, почему и как
быстро протекает процесс. Прогнозировать это с помощью методов
термодинамики не представляется возможным, так как в этом случае не
требуется привлечения знаний о строении вещества. Решение проблемы о
быстроте протекания процесса основано на знании законов атомномолекулярного строения вещества, которые необходимы для того, чтобы
предсказать биохимические процессы, протекающие в организме.
Все разнообразные объекты живой и неживой природы состоят из атомов
тех или иных химических элементов. Наблюдаемые свойства различных
веществ окружающего мира (способность к окислению, восстановлению,
комплексообразованию, диссоциации, гидролизу, растворимости и т.д.) в
конечном счёте определяются строением электронных оболочек атомов,
образующих данное соединение.
В природе редко встречаются изолированные атомы. Все вещества состоят
из молекул, а в составе молекул имеются два и более атомов. Свойства всех
веществ живой и неживой природы определяются не только строением их
атомов, качественным и количественным составом, но и внутренней
структурой молекул, типом химической связи между атомами, образующими
молекулу того или иного соединения. Атомы, соединяясь в определенной
последовательности, взаимно влияют друг на друга. Например, свойства атома
водорода существенно меняются в зависимости от того, соединен ли он с
атомом хлора (в молекуле HCl), серы ( в молекуле H2S), углерода (в молекуле
CH4). В первом случае атом водорода легко отщепляется в водном растворе в
виде иона H+; от молекулы H2S водород отщепляется значительно труднее; от
молекулы метана отщепление иона водорода в водной среде практически не
происходит. Различие в поведении этих соединений в водной среде объясняется
степенью полярности связи между атомами: чем более полярна связь, тем легче
она разрывается.
От полярности связи зависит и скорость протекания реакций. Вещества с
ионной и полярной ковалентной связью реагируют с большей скоростью, чем
соединения с неполярными и малополярными связями в молекуле.
94
Знание материала данной темы необходимо для изучения свойств
комплексных соединений, s- , p- , d-элементов и их соединений, а также для
освоения курса органической и аналитической химии, физиологии,
медицинской физики и др.
Цель занятия
Сформировать у студентов современные представления о строении атома,
природе химической связи, её влиянии на строение и свойства химических
соединений.
Студент должен знать:
-систему квантовых чисел для характеристики энергетического состояния
электрона в атоме;
-порядок заполнения атомных орбиталей электронами в многоэлектронных
атомах;
-принцип составления электронных и электронно-графических (спиновых) схем
атомов элементов и на их основе уметь определить положение элемента в
периодической системе;
-определение кратности, прочности и типа связи с позиций метода валентных
связей;
-влияние направленности связи на строение (пространственную конфигурацию)
молекул;
-основные положения метода ВС и метода МО.
Студент должен уметь:
-определять тип гибридизации атомов элементов в простейших соединениях и
её влияние на пространственную конфигурацию молекулы;
-составлять схемы двухатомных( и многоатомных) частиц с позиций метода
валентных связей
-составлять схемы двухатомных частиц с позиций метода молекулярных
орбиталей;
-предсказывать физико-химических свойства соединений в зависимости от типа
химической связи.
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии
1.Основные этапы развития представлений о строении атома. Дуализм
электрона. Уравнение де Бройля. Вероятностный характер движения электрона
в атоме. Принцип неопределенности Гейзенберга.
1.Характеристика энергетического состояния электрона в атоме системой
квантовых чисел. Главное, орбитальное, магнитное и спиновое квантовые
числа; их физический смысл и взаимосвязь.
2.Многоэлектронные атомы. Последовательность заполнения атомных
орбиталей электронами: принцип запрета Паули, принцип минимума энергии,
95
правило Хунда. Электронные формулы и спиновые схемы атомов.
3.Периодический закон Д.И.Менделеева. Связь между электронным строением
атомов и положением элементов в периодической системе s-, p-, d -, f –
семейства элементов.
4.Периодичность изменения радиусов атомов и ионов, энергии ионизации и
сродства к электрону, электроотрицательности в группах и периодах в
периодической системе Д.И.Менделеева. Химическая связь. Механизм и
способы образования ковалентной химической связи. Длина связи, энергия
связи.
5.Основные положения метода валентных связей. Направленность химической
связи. δ- и π- связи. Влияние направленности связи на пространственную
конфигурацию молекул. Насыщаемость, кратность связи.
6.Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации.
7.Полярность и поляризуемость химической связи. Дипольный момент связи.
8.Метод
молекулярных
орбиталей;
основные
положения
метода.
Энергетические диаграммы молекулярных орбиталей. Кратность связи в методе
молекулярных орбиталей.
Задачи для решения на занятии и самостоятельной работы
1.Написать электронную формулу атома, порядковый номер которого 20. Дать
мотивированный ответ на вопрос: к какому семейству относится данный
элемент и в какой группе и подгруппе находится.
2.Сколько свободных d-орбиталей имеет атом меди? Написать для него
электронную формулу. Какое явление имеет место при заполнении
электронами орбиталей данного атома?
3.Электронная формул атома………………4s23d104p3 . Написать полную
электронную формулу; определить порядковый номер элемента, семейство,
группу, подгруппу; ответ мотивировать. Написать спиновую схему данного
элемента.
4. Почему хлор и марганец расположены в одной группе периодической
системы, но в разных подгруппах? Ответ мотивируйте на основании их
электронных формул.
5.Для атома углерода значение последовательных потенциалов ионизации,
выраженных в вольтах, составляют :
I1=11,3 B; I2=24,4 B;
I3=47,9 B; I4=64,0 B;
I5=392 B;
Объяснить ход изменения потенциалов ионизации и чем вызван резкий скачок
при переходе от J4 к J5 .
6.
Что такое валентно-насыщенное и валентно-ненасыщенное состояние
атома? Приведите примеры. Дайте определение максимальной валентности.
7.
Возможно ли существование частицы AlCl4-? Ответ мотивируйте с
позиции метода валентных связей.
8. Какова пространственная структура молекул:
а) SO2, если дипольный момент молекулы µ=5,33.10-3
б) CO2, если дипольный момент молекулы µ=0.
96
9. Какой характер имеют связи в молекулах H2O и Br2 . Объясните строение
молекул с позиций метода валентных связей и укажите для каждой из молекул
направление смещения общей электронной пары.
10.Какие типы гибридизации атомных орбиталей Вы знаете? Покажите это
на примере атома углерода и приведите примеры соединениий, в которых атом
углерода имеет различный тип гибридизации.
11. С позиций метода молекулярных орбиталей покажите образование
молекул кислорода, оксида углерода (II), оксида азота (II). Какова кратность
связи в этих молекулах.
Вопросы для самостоятельной работы
1.Особенности длинно- и короткопериодных
вариантов периодической
системы.
2.Межмолекулярные взаимодействия и их природа. Ориентационное,
индукционное и дисперсионное взаимодействия.
3.Внутримолекулярная и межмолекулярная водородная связь; биологическая
роль.
97
Тема занятия: КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.
Актуальность темы
Комплексные соединения широко используются в бионеорганической
химии для изучения физико-химических свойств соединений s-, p-, dэлементов, в аналитической химии и клинических анализах – для
обнаружения в исследуемых растворах катионов Fe2+, Fe3+,Cu2+ и др.,
которые с комплексными соединениями образуют характерные цветные
осадки или растворы. Метод комплексообразования используется и для
усиления или подавления окислительно-восстановительных функций
окислителей и восстановителей. В частности, на этом основано применение
комплексонов в качестве стабилизаторов при хранении крови. Находящиеся
в крови катионы металлов, которые катализируют реакции окисления,
связываются комплексонами в очень прочные внутрикомплексные
соединения.
Комплексные соединения применяются в клинической практике для
выведения из организмов ионов токсических металлов, радиоактивных
изотопов и продуктов их распада.
Огромную роль комплексные соединения играют в жизнедеятельности
живых
организмов.
Многие
ферменты,
витамины
являются
внутрикомплексными соединениями. К комплексным соединениям относится
гем, который входит в состав гемоглобина крови.
Цель занятия
Сформировать системные знания о физико-химических свойствах
комплексных соединений, теории комплексообразования для обоснования
протекающих в условиях живых систем процессов этого типа и для
возможности
использования
комплексообразования
при
подборе
лекарственных препаратов.
Студент должен знать:
- строение комплексных соединений и характер связей в комплексах с
позиций метода валентных связей;
- классификацию и номенклатуру комплексных соединений
- строение металлоферментов и их биологическую роль;
- значение комплексных соединений в биологии и медицине.
Студент должен уметь:
- определять заряд комплексного иона и степень окисления
комплексообразователя;
- составлять уравнения диссоциации комплексных соединений;
- делать выводы о физико-химических свойствах комплексных соединений
98
на основании экспериментальных данных.
Вопросы для обсуждения на занятии:
1.
Координационная
теория
Вернера:
центральный
ион
(комплексообразователь),
лиганды,
координационное
число
комплексообразователя; дентатность лигандов.
2.Комплексообразующая способность s-, p-,d- элементов, характер связи в
комплексах с позиций метода валентных связей.
3.Классификация комплексных соединений по различным признакам;
4.Номенклатура
комплексных
соединений.
5.Ионные равновесия в растворах комплексных соединений. Константы
нестойкости и устойчивости комплексных соединений.
6.Биологическая роль комплексных соединений. Металлоферменты, понятие
о строении их активных центров, основные принципы хелатотерапии.
Вопросы и задачи для решения на занятии и самостоятельной
работы
1.Составьте формулы комплексных соединений, в которых:
а) комплексообразователь – ион хрома (степень окисления хрома + 3,
координационное число – 6 ), лиганды - ионы CN-, внешняя сфера – ионы
К +;
б) комплексообразователь - ион золота ( степень окисления золота + 3,
координационное число - 4 ), лиганды – ионы Cl-, внешняя сфера – ионы
Na+.
2. Определите степень окисления комплексообразователя в следующих
комплексных ионах: [FeF6]4-; [Fe(PO4) 2]3-; [CoCl6]3-; [Zn(CN)6]4-.
3. Определите заряд (х) комплексных ионов : [Co2+Cl4]x; [Co3+(NO3)6]x;
[Ni(SO4)2]х; [Cd(NH3)6]х.
4. Определите заряд комплексных ионов и напишите формулы соединений,
подобрав соответствующие по заряду ионы внешней сферы:
а) [Co+3(NH3)5Cl]x ; б) [Co3+(NH3)4 Cl2]x ; в) [Cu2+(H2O)4]x
г) [Co3+(NH3)3 (NO2)3]x ; д) [Pt+4(NH3)3 Cl3]x ; е) [Fe+2(CN)6]x.
5. Дайте названия перечисленным ниже комплексным соединениям; укажите
комплексообразователь, лиганды, внутреннюю координационную сферу,
внешнюю сферу. Напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации
этих соединений в водных растворах и выражение констант нестойкости
комплексных ионов.
K3[Cu(CN)6] ; Na2[Pb(OH)4] ; Na3[AlF6] ; (NH4)3 [Co(CN)6] ; Na3[Bi I6] ;
Na2[Fe(SCN)5H2O] ; K3[Fe F4Cl2] ;
K3[Mn (C2O4)3] ;
[Ni(NH3)6](NO3)2];
99
[Hg(NH3)6]Cl2; [Cr(H2O)5OH]Cl2; [Al(H2O)6](SO3)4; [Pd(H2O)(NH3)2Cl]Cl ;
[Со(Н2О)(NН3)4СN]Вr2; [Рt(NН3)3СI]CI.
6. По приведенным ниже названиям составьте формулы комплексных
соединений: гексацианоферрат(III) калия; тетрагидроксоплюмбат (II) натрия;
тетрафтороаргентат
(III)
калия;
октацианомолибдат
(IV)
калия;
дитиоцианатодицианокупрат
(II)
бария;
триамминтринитрокобальт;
тетрацаноаурат(III) калия; бромопентанитроплатинат(IV) натрия; нитрат
тиоцианатопентаамминкобальта (III); сульфат карбонаттетраамминхрома (III)
7. Имеются два водных раствора. В одном растворена соль K3[Fe(CN)6] , в
другом – NH4Fe(SO4)2. К каждому раствору прилили раствор едкого кали. В
одном из этих растворов произошла реакция и один из продуктов реакции
выпал в осадок. Напишите молекулярное и ионное (полное и сокращенное)
уравнения этой реакции.
8. Из раствора комплексной соли PtCl4. 6NH3 нитрат серебра осаждает весь
хлор в виде хлорида серебра, а из раствора соли PtCl4. 3NH3 – только ¼ часть
входящего в её состав хлора. Написать координационные формулы этих
солей, определить координационное число платины в каждой из них.
9. Вычислите массу серебра, содержащегося в виде ионов в растворе
хлорида диамминсеребра(I) с концентрацией 0,3моль/л объёмом 750 мл.
10. Из сочетания частиц Cr3+ , H2O , Cl- , K+, можно составить 7
координационных формул комплексных соединений. Составьте формулы
этих
соединений,
назовите
их
(координационное
число
комплексообразователя – 6).
Практическая часть
Лабораторная работа
Форма и образец оформления опытов:
Тема: «Получение и физико-химические свойства комплексных
соединений»
Название и Уравнения
Результаты
Вывод.
№ опыта
реакций(с
наблюдений
указанием
внешних
признаков )
1
2
3
4
100
Опыт 1. Электролитическая диссоциация и устойчивость
комплексных соединений в растворах.
Гексацианоферрат(Ш) калия K3[Fe(CN)6] при диссоциации в растворах
образует ионы К+ и [Fe(CN)6]3-. Для доказательства этого в две пробирки
берут по 3 капли раствора K3[Fe(CN)6] . И первую пробирку добавляют 2
капли раствора едкого натра (реактив на ион Fe3+), а во вторую – 2 капли
раствора гидротартрата натрия NaHC4H4O6 (реактив на ион К+) и отмечают результат их
3+
действия. Для сравнения выполняют в третьей пробирке реакцию обнаружения ионов Fe
в растворе хлорида железа
(III).
Полученные результаты сопоставляют, записывают уравнение
диссоциации комплексного соединения и делают вывод об устойчивости
комплексного иона [Fe(CN)6]3-.
Опыт 2. Катионные комплексные соединения; получение
аммиаката никеля.
В пробирку берут 3 капли раствора сульфата никеля NiSO4, добавляют
по каплям разбавленный раствор NH4OH до образования осадка сульфата
гидроксоникеля (NiOH)2SO4 и затем наблюдают растворение получившегося
осадка при дальнейшем добавлении
NH4OH – образуется
сульфат
гексаамминникеля(П).
NiSO4 + 6NH4OH = [Ni(NH3)6] SO4 + 6H2O
ИЗБЫТОК
Записывают уравнение реакции, название и цвет комплексного соединения.
Опыт 3. Анионные комплексные соединения ; получение и
исследование ацидокомплекса серебра.
В 2 пробирки вносят по 1 капле раствора нитрата серебра AgNO3 и
одну из них оставляют в качестве контрольной. В другую добавляют по
каплям насыщенный раствор хлорида натрия и образовавшийся осадок AgCl
растворяют при энергичном встряхивании в избытке реактива. В результате
реакции образуется дихлороаргентат(I) натрия.
AgNO3 + 2NaCl = Na [AgCl2] + NaNO3
ИЗБЫТОК
В обе пробирки добавляют реактив на ионы Ag+ - по одной капле едкого
натра, отмечают результат и делают вывод о наличии ионов Ag+ в каждом из
растворов.
2Ag+ + OH- = Ag2O + H+
БУРЫЙ
Записывают уравнение реакции и указывают внешние признаки реакции.
Опыт 4. Анионные комплексные соединения ; получение
гидроксокомплекса сурьмы.
К 3 каплям раствора хлорида сурьмы (Ш) SbCl3 прибавляют по каплям
101
раствор едкого натра, наблюдают образования осадка белого цвета и
продолжают прибавление реактива до растворения его. При этом образуется
гексагидроксостибиат(Ш) натрия. Записывают уравнение реакции и
отмечают цвет раствора.
SbCl3 + 6NaOH = Na3[Sb(OH)6] + 3NaCl
ИЗБЫТОК
Опыт 5. Окислительно - восстановительные свойства
комплексных соединений.
К 4 каплям раствора перманганата калия добавляют 2 капли серной
кислоты и по каплям раствор гексацианоферрата(П) калия K4[Fe(CN)6].
Отмечают изменение цвета раствора перманганата калия, указывают
окислитель и восстановитель в данной реакции, записывают уравнение
реакции.
5K4[Fe(CN)6] + KMnO4 + 4H2SO4 = 5K3[Fe(CN)6] + 3K2SO4+ MnSO4 +
4H2O.
Fe2+ - e = Fe3+
5
5
+7
Mn + 5 e = Mn
2+
1
Тема занятия:ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА S-ЭЛЕМЕНТОВ
И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Актуальность темы
S-элементы, такие как Na, K, Mg и Сa относятся к биогенным макроэлементам, постоянно присутствуют в организме человека либо в виде
катионов, которые находятся в гидратированном состоянии, либо в виде
центральных атомов сложных комплексных соединений. В виде свободных
катионов находятся только натрий и калий, катионы кальция и магния
встречаются как в свободном, так и в связанном состоянии.
Ионы калия участвуют в передаче нервного импульса, сокращении
сердечной мышцы, усиливая её сокращение, входят в состав буферных
систем крови, обеспечивая постоянство её рН; ионы натрия участвуют в
регуляции водно-солевого баланса, а в конечном итоге, в поддержании
осмотического давления биологических жидкостей на постоянном уровне;
ионы кальция участвуют в сокращении мышц, в том числе и сердечной
мышцы, процессах свёртывания крови, в виде нерастворимых соединений
образуют основное вещество костей и зубов; ионы магния входят в состав
ферментов трансфераз, влияют на проницаемость ионов калия и натрия через
клеточную мембрану, т.е.участвуют в генерации потенциала покоя и
возбуждения клетки, способствуют превращению АТФ в АДФ и обратно и
многих других процессах.
102
Многие соединения S- элементов применяются в качестве
лекарственных препаратов:
изотонический р-р NaCl вводят при обезвоживании организма, а также в
качестве кровезаменителя при больших потерях крови; NaHCO3 используют
при ацидозе, диабете и др.; KCl применяется при гипокалиемии; Na2O2 и KO2
необходим для поглощения CO2 и регенерации кислорода в подводных
лодках и космических кораблях; оксид магния MgO, карбонат кальция
являются основными антацидными средствами, применяемыми для
уменьшения кислотности желудочного сока и т.д.
Таким образом, знание химии s-элементов позволяет сопоставить
электронную структуру и свойства ионов этих элементов с особенностями их
биологического и физиологического действия, что очень важно при изучении
курсов биохимии, физиологии, фармакологии и токсикологии.
Цель занятия
Сформировать системные знания о физико-химических свойствах sэлементов и их соединений, специфичности роли каждого элемента и его
соединений в живых системах, применении их соединений в медицине;
развить логичность и глубину мышления, выработать умение работать с
литературой, химической посудой и реактивами.
Студент должен знать:
-общие свойства s-элементов
- зависимость химических свойств соединений s-элементов от строения их
атомов;
- методику проведения лабораторных опытов по изучению физикохимических свойств s-элементов и их соединений
-биологическую роль s- элементов и применение
их соединений в
медицинской практике.
Студент должен уметь:
- составлять уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде и
определение возможности и полноты протекания химических процессов;
-работать с химическими реактивами и посудой;
-ставить простейший эксперимент;
- на основании проделанных опытов уметь анализировать раствор на
присутствие ионов s-элементов.
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятиях:
1.Введение в химию элементов. Химические элементы биосферы.
2.Положение в периодической системе s-элементов, электронное строение
атомов, характерные степени окисления.
3.Закономерность изменения по группам и периодам:
а) радиусов ионов s-элементов и их поляризующей способности.
103
б) кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов s-элементов.
4.Физико-химические свойства H, Na, K, Be, Mg, Ca и их соединений.
5.Растворимость и гидролиз солей s-элементов.
6.Биологическая роль s-элементов и применение их соединений в медицине.
Вопросы и задания для решения на занятии и самостоятельной
работы
1.Как изменяется поляризующая способность ионов s-элементов:
а) с увеличением разряда (радиус ионов одинаков);
б) с увеличением радиуса (заряд ионов одинаков).
2.У какого из ионов – Na+ или Mg2+, Ca2+ или Sr2+ - поляризующая
способность выше? Почему?
3.На каких свойствах пероксида водорода основано его применение в
медицине и химическом анализе?
4.Какова реакция среды (кислая, нейтральная, щелочная ) водного раствора
пероксида натрия? Ответ мотивируйте соответствующим уравнением
реакции.
5.Как и почему изменяются основные свойства в ряду LiOH – CsOH ?
6. Как и почему изменяются основные свойства гидроксидов металлов
главной подгруппы II группы в ряду Be(OH)2 ----- Ba(OH)2?
7. Можно ли получить кальций восстановлением его оксида алюминием?
Ответ обосновать расчетом энергии Гиббса реакции.
8. Какой тип гибридизации атомных орбиталей бериллия в соединениях:
а)ВеСI2; б)К2[BeF4]? Опишите электронное строение и геометрическую
структуру молекулы ВеСI2.
9. Объясните строение молекулы пероксида водорода; приведите примеры
реакций,
доказывающих
его
окислительно-восстановительную
двойственность
10. С какими из перечисленных веществ реагирует карбонат лития в
присутствии воды: СО, СО2,NО2, CaO, HCl, HCOOH, Na2CO3, SiO2?
11. Какие препараты применяют при повышенной кислотности желудочного
сока и какие из них сопровождаются меньшим побочным действием?
12. При растворении гидрида щелочного металла массой 21,6 г в воде
выделился газ объёмом 20,16л (н.у.). Установите формулу гидрида.
13. Натрий какой массы нужно растворить в воде объёмом 100 мл, чтобы
получить раствор с массовой долей гидроксида натрия 10%?
14. Осуществите следующие превращения:
Щелочной металл – оксид – гидроксид – средняя соль – кислая соль –
средняя соль.
15.На чем основано применения сульфата кальция для изготовления
гипсовых повязок? Ответ поясните с помощью химических реакций.
Некоторые свойства s-элементов
Гидроксиды s-элементов IA группы растворимы в воде и являются
104
сильными основаниями - щелочами. Сила оснований растет в группе сверху
вниз. S-элементы IA группы с большинством кислот (HCl, HNO3, H2SO4 и
т.д.) образуют хорошо растворимые в воде соли. Некоторые соединения
натрия и калия трудно растворимы в воде. К ним относятся
гексагидроксостибиат(V) натрия, натрий-уранил ацетат, гидротартрат калия,
гексанитрокобальтат(Ш) калия или натрия и др.
Растворимость и основные свойства гидроксидов s-элементов IIА
группы закономерно возрастают по группе сверху вниз. Большинство
соединений, образованных s-элементами IIА группы практически
нерастворимы в воде.
К хорошо растворимым в воде соединениям магния относятся хлорид,
нитрат, сульфат, дигидрофосфат, оксалат, хромат, ацетат и др., а к трудно
растворимым – гидроксид, фосфат, гидрофосфат, гидроксокарбонат и т.д.
Эти соли не растворяются в воде, но растворяются в сильных и слабых
кислотах.
К хорошо растворимым в воде соединениям кальция относятся хлорид,
нитрат, ацетат, гидрофосфат, хромат и др., к труднорастворимым – фосфат,
гидрофосфат, карбонат, оксалат и др. Эти соли в воде не растворяются, но
растворимы в сильных, а некоторые и в слабых кислотах.
К соединениям стронция, хорошо растворимым в воде, относятся
хлорид, нитрат, ацетат, дигидрофосфат и др., к трудно растворимым –
сульфат, карбонат, оксалат, фосфат, гидрофосфат и др. Нерастворимые в
воде соли растворяются в сильных (кроме сульфата), а некоторые и в слабых
кислотах. Хромат стронция средней растворимости.
Растворимые в воде соли бария – это хлорид, нитрат, ацетат,
дигидрофосфат и др., труднорастворимые – сульфат, карбонат, оксалат,
хромат, фосфат, гидрофосфат и др. Соли, которые нерастворимы в воде,
растворяются (кроме сульфата) в сильных кислотах (НCI, НNO3).
Практическая часть
Лабораторная работа
Перед выполнением лабораторной работы необходимо ознакомиться с
содержанием опытов и подготовить таблицу для оформления результатов
работы.
Номер и название опыта Уравнения реакций с
Вывод
указанием внешних
признаков и условий
проведения
В выводах необходимо отразить результаты наблюдений, характер
образующихся продуктов, их растворимость, кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства и т.д.
105
Опыт 1. Осаждение катионов натрия из растворов. Обнаружение
катиона натрия гексагидроксостибиатом(V) калия K[Sb(OH)6]
Гексагидроксостибиат(V) калия в нейтральном или слабощелочном
растворе при комнатной температуре образует с солями натрия белый
кристаллический осадок гексагидроксостибиата (V) натрия:
NaCl + K[Sb(OH)6] = Na[Sb(OH)6] ↓ + KCl
белый кристаллический осадок
Аналогичные осадки с этим реактивом образуют соли магния, кальция,
стронция, бария, поэтому перед проведением реакции открытия катиона
натрия в растворе следует убедиться в отсутствии этих ионов в растворе.
Выполнение
В пробирку берут 2 капли раствора хлорида натрия, добавляют 2 капли
раствора реактива K[Sb(OH)6] и потирают о внутреннюю стенку пробирки
стеклянной палочкой для ускорения образования осадка. Отмечают характер
(аморфный, кристаллический) и цвет осадка. Записывают уравнение реакций
и делают выводы об условиях её проведения.
Опыт 2. Осаждение катионов калия из растворов. Обнаружение
катиона калия гидротартратом натрия NaHC4H4O6
Гидротартрат натрия (кислая соль винной кислоты) в нейтральной среде
при комнатной температуре образует с солями калия белый кристаллический
осадок гидротартрата калия:
KCl + NaHC4H4O6 = KHC4H4O6↓ + NaCl
белый кристаллический осадок
Аналогичный осадок с данным реактивом образуют соли кальция,
поэтому перед проведением реакции открытия катиона калия следует
убедиться в отсутствии этих ионов в растворе.
Выполнение
В 2 пробирки берут по 2 капли раствора хлорида калия, в каждую из них
добавляют по 2 капли раствора реактива NaHC4H4O6 и потирают стенки
пробирки стеклянной палочкой до образования осадка. Отмечают цвет и
характер осадка. В первую пробирку добавляют 3-4 капли соляной кислоты, а
во вторую – 3-4 капли раствора щелочи (KOH или NaOH) и пробирки
встряхивают до растворения осадка. Записывают уравнения реакций
образования и растворения осадка в кислоте и щелочи. Делают вывод об
условиях проведения реакции.
Опыт 3,4,5. Кислотно-основные свойства гидроксидов бериллия,
106
магния, кальция.
Опыт 3. В две пробирки берут по 3 капли раствора сульфата бериллия и
в каждую пробирку добавляют по каплям раствор щелочи (каждый раз
встряхивая пробирку) до образования осадка гидроксида бериллия. В первую
пробирку добавляют избыток щелочи, а во вторую - 4-5 капель соляной
кислоты. Пробирки встряхивают и отмечают растворение осадков.
Аналогично проводят опыты с солями магния и кальция. (опыт 4 и 5)
При оформлении каждого опыта приведите уравнения реакций
образования гидроксида и растворения его в кислоте и щелочи. Указывают
цвет осадка. Делают вывод о характере гидроксида (кислотный, амфотерный,
основный).
Опыт 6. Определение рН растворов гидроксидов бериллия,
магния, кальция.
На полоску универсальной индикаторной бумажки, помещенную на
чистое предметное стекло, наносят капли раствора гидроксида бериллия и,
пользуясь цветной шкалой, определяют приблизительное значение рH
данного раствора.
Аналогичным образом определяют рН растворов гидроксида магния и
гидроксида кальция.
На основании данных опытов 3-6 указывают, как изменяется характер
гидроксидов в ряду Be(OH)2 – Mg(OH)2 –Ca(OH)2 и объясняют причину этого
изменения.
Опыт 7. Реакция с оксалатом аммония (NH4)2C2O4
Данная реакция используется для осаждения кальция при определении
содержания кальция в моче и крови и для обнаружения ионов кальция в
растворах.
В 2 пробирки берут по 2 капли раствора хлорида кальция, в каждую из
них добавляют по 2 капли раствора оксалата аммония и наблюдают
выпадение белого кристаллического осадка оксалата кальция:
CaCl2 + (NH4)2C2O4 = CaC2O4↓ + 2NH4Cl
белый кристаллический осадок
В первую пробирку добавляют 3-4 (можно больше) капли соляной кислоты
(до растворения), а во вторую – 3-4 капли уксусной. Пробирки встряхивают и
отмечают, в какой из пробирок произошло растворение осадка. Записывают
уравнения реакций образования и растворения осадка. Делают вывод об
условиях её проведения и применении.
Опыты 8, 9, 10 . Реакции с хроматом калия K2CrO4.
Опыт 8.
В пробирку берут 3 капли раствора хлорида кальция, добавляют 3 капли
107
насыщенного раствора хромата калия и стенки пробирки потирают
стеклянной палочкой. Отмечают результат опыта (осадок выпал, не выпал) и
делают вывод о растворимости хромата кальция.
Опыт 9.
Реакция используется для обнаружения ионов стронция в растворах. В
две пробирки берут по 2 капли раствора нитрата стронция, в каждую из них
добавляют по 2 капли раствора хромата калия и стенки пробирки потирают
стеклянной палочкой до образования желтого кристаллического осадка
хромата стронция:
Sr(NO3)2 + K2CrO4 = SrCrC4 ↓ + 2KNO3
желтый кристаллич.
В первую пробирку добавляют 4-5 капель соляной (азотной ) кислоты,
а во вторую – 4-5 капель уксусной. Пробирки встряхивают и наблюдают
действие кислот на осадок в той и другой пробирке.
Записывают уравнения реакций образования и растворения осадка.
Делают вывод об условиях выполнения реакции и её использовании.
Опыт 10.
В две пробирки берут по 2 капли раствора хлорида бария, в каждую из
них добавляют по 2 капли раствора хромата калия и наблюдают выпадение
желтого, мелкокристаллического осадка хромата бария.
В первую пробирку добавляют 3-4 капли соляной (азотной) кислоты ,
во вторую – 3-4 капли уксусной. Пробирки встряхивают и отмечают, в какой
из пробирок произошло растворение осадка.
Записывают уравнения реакций образования и растворения осадка,
делают вывод об условиях её выполнения и применении. Сравнивают
свойства хромата бария со свойствами хромата стронция.
Реакция используется для обнаружения ионов бария в растворах.
Тема занятия : ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА dЭЛЕМЕНТОВ VI-VIII ГРУПП ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ И ИХ
СОЕДИНЕНИЙ.
Актуальность темы
Знание химии d-элементов имеет решающее значение для деятельности
врача, т. к. многие d-элементы принимают непосредственное и активное
участие в ходе жизненных процессов. Из элементов VI-VIII групп к
«металлам жизни» относятся : Mn, Fe, Co, Mo. В организме катионы этих
металлов в основном входят в состав биокомплексов, устойчивость которых
варьирует в широких пределах. Например, катион Fe2+ является
комплексообразователем в гемоглобине (основном компоненте эритроцитов),
главная функция которого состоит в переносе кислорода из легких к тканям
организма. Способность d-элементов
к комплексообразованию и
108
окислительно-восстановительным превращениям обусловлена наличием в
их структуре свободных d-орбиталей.
d-элементы в значительной мере определяют структуру и свойства
многих ферментов, витаминов, гормонов. Например, ион Mn 2+ образует
комплексы с белками, нуклеиновыми кислотами, аминокислотами,
способствующими активации большого числа ферментов разных классов:
трансфераз, гидролаз, изомераз. Молибден входит в состав ферментов:
ксантиноксидазы, катализирующей окисление ксантина до мочевой кислоты;
сульфи-токсидазы, катализирующей окисление сульфита до сульфата;
альдоксидазы, катализирующей окисление альдегидов. Существует большая
группа, около 50 видов, железосодержащих ферментов — цитохромов,
которые катализируют процесс переноса электронов в дыхательной цепи за
счет изменения степени окисления железа
Fe3+ + e
= Fe2+.
Железосодержащими ферментами также являются каталаза и пероксидаза;
каталаза ускоряет разложение пероксида водорода; пероксидаза —
окисленное дегидрирование субстратов пероксидом водорода.
Витамин В12 является сложным азотсодержащим органическим
комплексом Co3+ с координационным числом 6. Он необходим
для
нормального кроветворения и созревания эритроцитов, синтеза аминокислот,
белков, РНК, ДНК и других соединений, без которых невозможно
нормальное развитие организма.
Многие соединения d-элементов используются как лекарственные
средства. Перманганат калия KMnO4 применяется как бактерицидное и
прижигающие средство. Соли двухвалентного железа: хлорид и сульфат,
используются для лечения анемии. Эффективным средством для лечения
этого заболевания являются феррамид и коамид, которые представляют
собой соответственно бионеорганические комплексы железа и кобальта с
никотиновой кислотой.
Некоторые элементы этих групп являются токсичными. Например,
металлическая пыль хрома раздражает ткани легких и может привести к
заболеванию. Все соединения хрома вызывают раздражение кожи,
приводящее к возникновению дерматитов.
Таким образом, знание химии d-элементов и их соединений позволит
студенту использовать их в курсах биохимии (обмен веществ, механизм
действия металлоферментов), в физиологии (солевой обмен и его
нарушения), биологии (химический состав цитоплазмы), терапии
(профессиональные отравления), фармакологии (механизм действия
лекарственных препаратов).
Цель занятия
Сформировать системные знания о физико-химических свойствах dэлементов VI-VIII групп и их соединений, а также зависимости этих свойств
от свойств атомов ; получить представление о биологической роли dэлементов VI-VIII групп, применении их соединений в медицине и
фармации.
109
Студент должен знать:
-общие свойства d-элементов VI-VIII групп и зависимость химических
свойств d-элементов от свойств атомов ;
-изменение свойств соединений хрома, марганца, железа с изменением
степени окисления;
-какова способность d-элементов к комплексообразованию;
-химические основы применения соединений хрома, марганца, железа и
кобальта в медицине и фармации.
Студент должен уметь:
- на основании электронной структуры атомов и ионов d-элементов VI-VIII
групп
прогнозировать физико-химические свойства (окислитель,
восстановитель, кислота, основание и т. д.) простых и сложных соединений
d-элементов;
-анализировать раствор на присутствие ионов d-элементов .
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии
1. Характеристика d-элементов Cr, Mn, Fe, Co, Ni – положение в
периодической системе, строение атомов, степени окисления.
2. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов Cr, Mn, Fe с
изменением степени окисления.
3. Изменение окислительно-восстановительных свойств Cr, Mn, Fe с
изменением степени окисления.
4. Комплексообразующая способность d-элементов VI-VIII групп . Примеры
комплексных соединений d-элементов .
5. Биологическая роль d-элементов VI-VIII групп и их соединений;
химические основы применения соединений d-элементов этих групп в
медицине и фармации.
Вопросы и задания для решения н занятии и самостоятельной работы
1. Обоснуйте, почему хром, молибден и вольфрам расположены в VI группе
периодической системы? В чем проявляется сходство этих элементов с
элементами главной подгруппы?
2. В какой среде — кислой или щелочной, наиболее выражены
окислительные свойства хрома(VI)? Восстановительные свойства хрома (III)?
Ответ мотивируйте.
3. Почему у элемента VII группы — марганца преобладают металлические
свойства, тогда как стоящий в той же группе бром является типичным
неметаллом? Ответ мотивируйте, исходя из строения атомов указанных
элементов.
4. Покажите химическую основу токсического действия хроматов и
дихроматов на организм.
5. Как изменяется кислотно-основный характер оксидов и соответствующих
им гидроксидов марганца с изменением степени окисления его от 2 до 7?
110
Составьте уравнения реакций, подтверждающих химический характер оксида
и гидроксида Mn(VII).
6. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г. FeSO4 в
нейтральном и кислом растворах?
7. Приведите примеры ферментов, в состав которых входит марганец,
молибден. Какую роль выполняют эти ферменты в организме? Дайте
обоснованный ответ.
8. Дайте окислительно-восстановительную характеристику
соединений
железа (II). Составьте уравнения реакции взаимодействия сульфата железа
(II) с перманганатом калия в присутствии серной кислоты ; приведите
электронный баланс; укажите окислитель и восстановитель.
9. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно обнаружить в
растворе ионы Cr3+ , Mn2+ , Fe2+ , Fe3+ .
10. В каких степенях окисления соединения железа, кобальта и никеля
наиболее устойчивы ? Ответ мотивируйте .
11.При получении железа одна из протекающих промежуточных реакций
выражается уравнением :
Fe3 O4 + CO = 3Fe O + CO2
Определите тепловой эффект реакции и укажите, в каком направлении
сместится равновесие этого процесса при повышении температуры.
12. Какие биологически важные комплексные соединения железа Вы знаете?
В чем заключается их физиологическая функция ? Дайте обоснованный
ответ.
13. Раствор хлорида ртути HgCl2 в разведении 1:1000 используется в
медицине как сильнодействующее дезинфицирующее средство. Почему этот
раствор нельзя использовать для дезинфицирования металлических
предметов?
Некоторые свойства d-элементов VI-VIII групп.
Хром и молибден расположены в VI B группе периодической системы.
Для хрома характерны степени окисления +3 и +6 , для молибдена +6.
Соединения хрома II неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха
в соединения хрома (III). Гидроксид хрома (II) имеет основный характер,
гидроксид хрома (III) – амфотерен. Соединения хрома и молибдена в высшей
степени окисления (VI) являются аналогами соединений серы со степенью
окисления VI .Например, оксиды CrO3 и MoO3 являются кислотными
оксидами, как и оксид серы SO3 . Оксиду хрома (VI) соответствуют
гидроксиды кислотного характера — хромовая (H2CrO4) и двухромовая
(H2Сr2O7 )кислоты. Обе кислоты существуют только в водном растворе, но
их соли (хроматы и дихроматы) устойчивы и в кристаллическом состоянии.
В растворах хроматов и дихроматов существует равновесие, которое можно
смещать вправо добавлением кислоты и влево добавлением щелочи.
111
2CrO42 - + 2H+ ↔
Cr2 O72 - + H2 O
Для соединений хрома (III) характерны восстановительные свойства ,
которые наиболее сильно выражены в щелочной среде, для хрома (VI) –
окислительные свойства, наиболее ярко проявляющиеся в щелочной среде.
Марганец расположен в VII B группе периодической системы. В
соединениях для него наиболее характерны степени окисления+2, +4, +6, +7.
Кислотно-основный характер оксидов и соответствующих им гидроксидов
марганца закономерно изменяется с увеличением степени окисления ослабевают основные свойства и усиливаются кислотные.
В окислительно-восстановительных реакциях соединения марганца (II)
проявляют восстановительные свойства, марганца(IV) – окислительновосстановительную двойственность, соединения марганца (VII) –сильные
окислители.
Железо, кобальт и никель расположены в VIII группе периодической
системы , для них наиболее характерны степени окисления +2 и +3 . В
окислительно-восстановительных
процессах
железо
(II)
является
восстановителем , железо (III) – окислителем. Существуют соединения, в
которых железо проявляет степень окисления (VI) –железная кислота H2FeO4
и её соли. С увеличением степени окисления железа от II до VI ослабевают
основные свойства оксидов и гидроксидов , а кислотные — усиливаются.
Практическая часть
Лабораторная работа
Образец оформления лабораторных опытов приведен в методической
разработке по теме «Физико-химические свойства s-элементов и их
соединений».
Опыт 1. Получение и изучение кислотно-основных свойств
гидроксида хрома(Ш)
В 2 пробирки вносят по 5 капель раствора нитрата хрома(Ш) Cr(NO3)3 и
прибавляют по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка
серо-зеленого цвета Cr(OH)3. В одну пробирку добавляют избыток щелочи, в
другую — несколько капель соляной (серной) кислоты. Записывают
уравнения реакций образования и растворения гидроксида хрома (Ш) в
кислоте и щелочи. Делают вывод о химическом (кислотно-основном)
характере гидроксида хрома (Ш).
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3 [Cr (OH)6 ]
112
Опыт 2. Восстановительные свойства соединений хрома(Ш).
Обнаружение ионов Cr3+в растворе.
В пробирку берут 2 капли раствора нитрата хрома(Ш), вносят избыток
раствора едкого натра — до растворения образующегося осадка Cr(OH)3 .
Затем прибавляют 4 капли раствора пероксида водорода и смесь в пробирке
нагревают до перехода зеленой окраски в желтую, что указывает на
образование в растворе хромат-иона CrO42- .
Опыт 3. Осаждение ионов CrO42- из раствора. Качественная
реакция на ион CrO42К 2 каплям раствора хромата калия K2CrO4 добавляют 2 капли раствора
хлорида бария, отмечают результат и составляют уравнение реакции.
Опыт 4. Получение и изучение кислотно-основных свойств
гидроксида марганца(П).
В 2 пробирки берут по 3 капли раствора сульфата марганца (П) MnSO4 ,
в каждую прибавляют по 2 капли раствора гидроксида натрия. В одну из
пробирок к образовавшемуся осадку Mn(OH)2 добавляют щелочь в избытке,
в другую — 6-7 капель соляной (серной) кислоты, отмечают результат их
действия, записывают уравнения реакций образования, растворения и
окисления осадка и делают вывод о химическом (кислотно-основном)
характере и устойчивости гидроксида марганца (П).
Следует обратить внимание на то, что гидроксид марганца(П) — осадок
белого цвета — на воздухе быстро окисляется и изменяет окраску.
2Mn(OH)2 ↓ +
O2 = 2H2MnO3 ↓
Mn2+ - 2 e = Mn+4
2
4
0
-2
O2 + 4 e = 2O
1
Опыт 5. Восстановительные свойства соединений марганца (II).
Реакция обнаружения иона Mn+2
В пробирку вносят на кончике шпателя небольшое количество диоксида
свинца PbO2, добавляют 6-7 капель концентрированной азотной кислоты и
затем одну каплю раствора сульфата марганца (П). Смесь в пробирке
нагревают до кипения и кипят в течение минуты, затем по стенке добавляют
5 – 7 капель дистиллированной воды и после отстаивания смеси отмечают
малиновую окраску раствора.
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 2PbSO4 + 3Pb(NO3 )2 + 2H2O
Mn2+ - 5 e = Mn+7
2
10
113
Pb+4 + 2 e = Pb+2
5
Записывают уравнение реакции, указывают условия её проведения, цвет
раствора.
Опыт 6. Окислительные свойства соединений Mn(+7)
В пробирку вносят по 4 капли растворов перманганата калия и сульфата
марганца (II). С помощью синей лакмусовой бумажки определяют реакцию
среды получившегося раствора.
2KMnO4 +3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2↓ + K2 SO4 + 2H2 SO4
Mn7+ + 3 e = Mn+4
2
6
Mn
2+
- 2 e = Mn
+4
3
Записывают уравнение реакции, отмечают цвет образовавшегося осадка
и реакцию среды раствора. Делают вывод об окислительновосстановительных свойствах соединений Mn(VII).
Опыты 7, 8. Получение и изучение кислотно-основных свойств
гидроксидов железа.
Опыт 7.
В 2 пробирки берут по 2 капли раствора сульфата железа (II) FeSO4 , в
каждую прибавляют по 2 капли раствора едкого натра и наблюдают
образование зеленого осадка
Fe(OH)2 . В одну из пробирок добавляют
избыток щелочи, в другую - 6-7 капель соляной (серной) кислоты, отмечают
результат их действия, записывают уравнения реакций образования,
растворения и окисления осадка и делают вывод о химическом (кислотноосновном) характере и устойчивости гидроксида железа (II). Следует
обратить внимание на то, что гидроксид железа(II) на воздухе быстро
окисляется, изменяя окраску:
4Fe(OH)2↓ + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓
Fe2+ - 1 e = Fe 3+
4
4
O2
0
+ 4 e = 2O
-2
1
Опыт 8.
В 2 пробирки вносят по 2 капли раствора хлорида железа (Ш), по 2
капли раствора щелочи и исследуют кислотно-основные свойства
получившегося осадка гидроксида железа (Ш) так же, как в опыте № 7.
114
Опыт 9. Обнаружение ионов Fe2+ в растворе
.
В пробирку вносят по 2 капли раствора сульфата железа (П), 2 капли
раствора гексацианоферрата(Ш) калия K3 [Fe(CN) 6]. Записывают уравнение
реакции и отмечают цвет осадка (турнбулева синь). Данная реакция является
характерной для иона Fe2+
3FeSO4 + 2K3 [Fe(CN) 6] = Fe3 [Fe(CN) 6]2 ↓
+ 3K2SO 4
Опыт 10,11. Обнаружение ионов Fe3+ в растворе.
Опыт 10.
К 2 каплям раствора хлорида железа (Ш) прибавляют 2 капли раствора
гексацианоферрата (П) калия K4 [Fe(CN) 6].
Записывают уравнение реакции и отмечают цвет получившегося осадка
(берлинская лазурь)
4FeCl3 + 3K4 [Fe(CN) 6] = Fe4 [Fe(CN) 6]3↓ + 12KCl
Опыт 11.
К 1 капле раствора хлорида железа (Ш) прибавляют 2 капли раствора
роданида аммония NH4SCN.
FeCl3 + 3NH4 SCN = Fe(SCN)3 + 3NH4 Cl
Записывают уравнение реакции и отмечают окраску раствора.
Опыт 12. Восстановительные свойства соединений железа (П).
В пробирку берут 2 капли раствора перманганата калия, добавляют 2
капли раствора серной кислоты и затем по каплям раствор сульфата железа
(II) до обесцвечивания перманганата.
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H 2SO4 = 4MnSO4 + 5Fe2 (SO4 )3 + 2K2 SO4 + 8H2 O
Mn+7 + 5 e = Mn2+
1
5
Fe
2+
-
3+
1 e = Fe
2
2
5
10
Записывают уравнение реакции. Объясняют результат опыта.
Опыт 13. Окислительные свойства соединений железа (III).
В две пробирки вносят по 3 капли раствора хлорида железа (III) и одну из
них оставляют в качестве контрольной. В другую пробирку добавляют 4
капли раствора хлорида олова (II) и после этого в обе пробирки — по 1 капле
раствора роданида аммония NH4SCN.
2FeCl3 + SnCl2 = 2FeCl2 + SnCl4
115
Fe3+ + 1 e = Fe2+
2
2
Sn
2+
- 2 e = Sn
4+
1
Записывают уравнение реакции. Сравнивают результаты опыта и
объясняют их.
Тема занятия: ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ
I-II ГРУПП ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Актуальность темы.
Знание химии d-элементов очень важно для профессиональной
деятельности медиков, провизоров, биологов. К d-элементам I-II групп
относятся Cu, Ag, Au, Zn, Co, Hg. Медь и цинк по значимости являются
металлами жизни, необходимыми микроэлементами растительных и
животных организмов. В настоящее время известно около 25
медьсодержащих белков и ферментов; часть из них составляет группу
оксигеназ и гидроксилаз, катализирующих взаимодействие кислорода с
субстратом.
К
группе
оксидаз,
катализирующих
окислительновосстановительные реакции, относится важнейший дыхательный фермент
цитохромоксидаза. Медь вместе с железом участвует в кроветворении.
Цинк входит в состав гормона инсулина; более 40 металлоферментов
(карбоангидразы, карбоксипептидазы, коллагеназы и др.) содержат цинк. Он
необходим для поддержания нормальной концентрации витамина А в плазме
крови. Цинк оказывает влияние на синтез нуклеиновых кислот, хранение и
передачу
генетической
информации,
играя
роль
своеобразного
биологического переключателя.
Многие соединения
d-элементов I-II групп используются как
лекарственные препараты. Соединения серебра применяются как вяжущие,
прижигающие и бактерицидные средства. Коллоидные соединения серебра
используют при конъюнктивитах, инфекционных заболеваниях слизистых
оболочек носа, зева и др. Соединения золота находят применение в
химиотерапии для лечения инфекционного полиартрита, кожных и
венерических заболеваний. Сульфат цинка используют для изготовления
глазных капель, хлорид цинка — в стоматологической практике, как
прижигающее средство.
Некоторые
d-элементы (Hg, Cd) и их соединения являются
токсичными. Их токсичность обусловлена тем, что они вытесняют ионы
биометаллов (Zn2+ , Ca2+ , Mg2+ и др.) из менее прочных биокомплексов,
образуя более прочные связи с серу- и азотсодержащими лигандами белков, а
значит, и меняют их функции.
Цель занятия
Сформировать системные знания физико-химических свойствах dэлементов I-II групп и их соединений, химизме действия важных
116
лекарственных препаратов на основе соединений
биологической роли.
d-элементов, их
Студент должен знать:
1. Общие свойства d-элементов I-II групп и зависимость химических свойств
от свойств атомов.
2. Способность d-элементов этих групп к комплексообразованию.
3. Химизм действия важных лекарственных препаратов на основе dэлементов I-II групп.
4. Биологическую роль d-элементов I-II групп и их соединений.
Студент должен уметь:
1. Прогнозировать токсическое действия соединений d-элементов.
2. Характеризовать химическую активности металлов в рядах Cu- Ag- Au
и
Zn-Cd- Hg.
3. Проводить простейший эксперимент по изучению физико-химических
свойств d-элементов и их соединений.
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии
1. Характеристика
d-элементов : Cu, Ag, Zn, Hg – положение
в
периодической системе, строение атомов, степени окисления.
2. Сравнительная химическая активность металлов в рядах Cu-Ag-Au и ZnCd -Hg.
3. Способность d-элементов I-II групп к комплексообразованию; примеры
комплексных соединений d-элементов.
4. Биологическая роль d-элементов I-II групп и их соединений.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1. Почему элементы I A и I B групп значительно отличаются по химическим
свойствам? Ответ подтвердите химическими реакциями.
2. Составьте электронную и электронно-графическую формулу атома цинка.
Какая степень окисления и координационное число характерно для цинка? 3.
3. Может ли цинк катализировать окислительно-восстановительные реакции?
4. Какие координационные числа имеет медь (I) и медь (II) в биологических
комплексных соединениях? Может ли медь катализировать реакции с
переносом электронов?
5. При действии на раствор нитрата цинка раствором едкого натра образуется
белый осадок, который растворяется в избытке щелочи. Напишите уравнения
реакций образования и растворения осадка. Какие еще вещества могут
растворить образовавшийся осадок с получением комплексной соли?
6. Какой из металлов химически более активен — Ag и Au? Ответ
подтвердите уравнениями соответствующих реакций.
7. Чем объяснить, что при действии хлорида натрия на раствор соли
K[Ag(CN)2] не получается осадка хлорида серебра, тогда как сульфид натрия
117
с тем же раствором дает осадок Ag2 S.
8. Кусочек серебряной монеты массой 0,3 г. растворили в азотной кислоте и
осадили из полученного раствора серебро в виде AgCl .Масса осадка после
промывания и высушивания равна 0,199 г. Определите массовую долю (в %)
серебра в монете.
9. Сравните отношение цинка, кадмия и ртути к разбавленным и
концентрированным кислотам: соляной, серной и азотной. Напишите
уравнения соответствующих реакций.
9. Известно, что ртуть чрезвычайно ядовита. Каков механизм действия ртути,
как яда?
10. Перечислите известные Вам цинксодержащие ферменты. Какую роль
выполняют они в организме?
Некоторые свойства соединений d-элементов I-II групп
периодической системы.
Медь и серебро входят в группу элементов I B. Медь — биогенный
элемент. У атомов этих элементов близки по значению энергии d-электронов
предпоследнего энергетического уровня и s-электронов внешнего
энергетического уровня, поэтому они проявляют положительные степени
окисления +1, +2. Медь и серебро малоактивны, являются слабыми
восстановителями, их ионы Cu2+и Ag+ проявляют окислительные свойства.
К хорошо растворимым соединениям серебра относятся нитраты, хлораты,
перхлораты; практически нерастворимы галогениды, фосфаты; плохо
растворимы сульфаты и карбонаты.
Нерастворимые в воде хлорид и бромид серебра, а также его оксид,
растворяются в растворе аммиака с образованием аммиакатов. Медь (I)
образует
нерастворимые
галогениды
и
сульфиды.
Нерастворимые галогениды меди (I) и гидроксид меди (II) растворяются в
растворе аммиака с образованием комплексных соединений. Таким образом,
ионы меди и серебра являются хорошими комплексообразователями.
Цинк и ртуть расположены во II B группе периодической системы
элементов. Цинк является биогенным элементом. В отличие от большинства
d-элементов у цинка и ртути предпоследний электронный слой состоит из 18
электронов, что и определяет его высокую стабильность и особенности
химических свойств этих элементов. Они проявляют постоянную
валентность, равную двум, и положительную степень окисления +2. Однако
существуют соединения ртути (I), содержащие ион Hg2+ . Это связанно с тем,
что атомы ртути способны образовывать между собой связь, которая
неполярна, а следовательно, не влияет на степень окисления. При работе с
соединениями ртути и металлической ртутью следует быть очень
осторожным, т. к. они ядовиты! Для цинка и ртути характерна способность к
комплексообразованию.
Лабораторная работа
118
Образец оформления лабораторных опытов приведен в методической
разработке по теме «Физико-химические свойства s-элементов и их
соединений».
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида меди (II)
В 3 пробирки берут по 2 капли раствора сульфата меди (II) , добавляют
по 2 капли раствора гидроксида натрия, отмечают образование осадка
гидроксида меди (II) Cu(OH)2 синего цвета.
В одну из пробирок добавляют раствор серной (соляной) кислоты, в другую
— избыток раствора гидроксида натрия, в третью — избыток раствора
концентрированного едкого натра. Отмечают результат , записывают
уравнения реакций и делают вывод о химическом (кислотно-основном )
характере гидроксида меди (II).
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2 [Cu(OH)4]
конц.
Опыт 2. Комплексные соединения меди. Обнаружение ионов Cu 2+ в
растворе.
К 2 каплям раствора сульфата меди (II) по каплям добавляют
концентрированный раствор NH4OH до образования осадка сульфата
гидроксомеди (II) (CuOH)2SO4 и затем отмечают растворение этого осадка
при добавлении избытка реактива — образуется сульфат тетрааммин меди
(II) - раствор синего цвета.
CuSO4+ 4NH4 OH (изб.) = [Cu(NH3 )4]SO4 + 4H2O
Опыт 3. Окислительные свойства соединений меди (II).
К 2 каплям раствора сульфата меди (II) добавляют 2 капли раствора
йодида калия.
Записывают уравнение реакции. Отмечают результат — образование
осадка и изменение окраски раствора и делают вывод об окислительновосстановительных свойствах соединений меди (II).
2CuSO4 + 4KI = Cu2 I2 + I2 + 2K2 SO4
Cu2+ + 1 e = Cu+
2
2
2I- - 2 e = I2
0
1
Опыт 4. Осаждение ионов Ag+ при действии щелочей.
В 2 пробирки берут по 2 капли раствора нитрата серебра, прибавляют по
119
2 капли раствора едкого натра и наблюдают образование осадка оксида
серебра (I) бурого цвета. На осадок в одной из пробирок действуют избытком
раствора азотной кислоты, в другой — избытком щелочи, отмечают
результат, записывают уравнение реакции и делают вывод о химическом
(кислотно-основном) характере оксида и гидроксида серебра (I).
2AgNO3 + 2KOH = Ag2O↓ + 2KNO3 + H2O
Опыт 5. Комплексные соединения серебра .Обнаружение ионов Ag+
в растворе.
К 2 каплям раствора нитрата серебра добавляют 1 каплю раствора
соляной кислоты и наблюдают образование осадка хлорида серебра AgCl
белого цвета. К осадку прибавляют по каплям концентрированный раствор
NH4OH до полного его растворения — образуется хлорид диамминсеребра
(I), а затем разрушают это комплексное соединение добавлением избытка
азотной кислоты и отмечают образование осадка.
AgNO3 + HCl = AgCl ↓ + HNO3
AgCl ↓ + 2NH4OH = [Ag(NH3 )2 ]Cl + 2H2O
[Ag(NH3 )2]Cl + 2HNO3 = AgCl ↓ + 2NH4NO3
Опыт 6. Получение и свойства гидроксида цинка
В 2 пробирки берут по 3 капли раствора сульфата цинка и по каплям
добавляют раствор гидроксида натрия до образования осадка гидроксида
цинка Zn(OH)2белого цвета .
Затем в одну из пробирок добавляют избыток щелочи, наблюдая образование
тетрагидроксоцинката(II) натрия, в другую раствор соляной (серной)
кислоты. Отмечают результат, записывают уравнение реакций и делают
вывод о химическом характере гидроксида цинка.
ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2↓
+ Na2SO4
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Тема занятия: ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Р-ЭЛЕМЕНТОВ Ш-IV ГРУПП ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ И ИХ
СОЕДИНЕНИЙ.
Актуальность темы
р-элементы являются макро- и микроэлементами , их соединения входят
в состав органов и тканей человека, играя весьма важную биологическую
120
роль.
Благодаря естественному отбору основу живых систем составляют
только шесть элементов, из которых пять: углерод, кислород, азот, фосфор,
сера – р-элементы, получившие название органогены. Связи, образуемые
органогенами, чрезвычайно разнообразны, что определяет многообразие
биомолекул в живых организмах.
Органогены образуют в основном
водорастворимые соединения, что способствует их концентрированию в
живых организмах, содержащих более 60% воды. Из атомов органогенов
построены молекулы таких важных в биологическом отношении соединений,
как белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты и др.
Из р-элементов III-IV групп наиболее важны бор, алюминий, углерод,
кремний, олово, свинец. Биологическое действие бора ещё недостаточно
изучено. Известно, что он усиливает действие инсулина, угнетает каталазу,
уменьшает активность адреналина, инактивирует витамины B2 и B12. Из
соединений бора борная кислота H3BO3 и тетраборат натрия
Na2B4O7∙10H2O обладают слабо дезинфицирующими свойствами и
применяются как антисептические средства в мазях и присыпках при
заболевании кожи в виде 1-4 % водных растворов для полоскания и
промывания полости рта, носа, а также в виде глазных капель. Некоторые
препараты
алюминия
оказывают
вяжущее,
подсушивающее,
дезинфицирующее действие и применяются наружно при воспалительных
заболеваниях слизистых оболочек, при лечении ран, язв и т.д.
Углерод играет основополагающую роль в жизнедеятельности
организма, где его содержание составляет около 20%. С биологической точки
зрения углерод является органогеном № 1, входит в состав всех тканей и
клеток в форме белков, углеводов, жиров, витаминов, гормонов.
Углекислота, содержащаяся в крови, возбуждает дыхательный центр,
расширяет мозговые сосуды, понижает возбудимость сердечной мышцы.
Гидрокарбонаты калия и натрия входят в состав буферных систем крови и
тканей, поддерживают постоянную величину водородного показателя pH.
Уксусная кислота принимает участие в синтезе холестерина. Соединения
олова, например PbF2, используются в стоматологии, как средство против
кариеса. Ацетат и оксид свинца находят применение в медицинской практике
как наружные вяжущие антисептические средства. Олово в сплавах с
серебром, ртутью, медью, цинком и кадмием используется в зубоврачебной
практике в качестве материала для зубных пломб.
Некоторые соединения р-элементов являются токсичным для организма
(например, оксид углерода (П), соединения свинца, диоксид кремния). Их
токсичность обусловлена тем, что они образуют более прочные связи с
белками, вытесняя при этом ионы биометаллов (Zn2+, Fe2+,Mg2+).
Цель занятия
Получить системные знания о строении и свойствах р-элементов III-IV
групп и их соединений; изучить зависимость свойств от строения атомов и на
этой основе научиться раскрывать химизм действия важных лекарственных
121
препаратов, содержащих соединения р-элементов.
Студент должен знать:
1. Свойства р-элементов Ш-IV группы ;
2. Зависимость химических свойств соединений р-элементов от строения их
атомов;
3. Основные валентные состояния каждого элемента и характерные
особенности образуемых им химических связей;
4. Изменение кислотно-основного характера оксидов и гидроксидов рэлементов по группам;
5. Изменение окислительно-востановительных свойств соединений
р-элементов с изменением степени окисления;
5.Биологическую роль р-элементов;
Студент должен уметь:
1. Проводить простейший эксперимент по изучению физико-химических
свойств р-элементов и их соединений.
2. Анализировать исследуемый раствор на присутствие ионов р-элементов.
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии
1.Характеристика р-элементов Ш-IV групп – положение в периодической
системе, строение атомов, степени окисления, закономерности изменения
радиусов атомов, энергии ионизации и электоотрицательности по группам.
2.Химические свойства р-элементов и их соединений.
3.Изменение окислительно-востановительных свойств соединений рэлементов с изменением степени окисления.
4.Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов р-элементов
по группам.
5.Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов р-элементов
с изменением степени окисления.
6.Биологическая роль р-элементов III-IV групп; химические основы
применения соединений р-элементов в медицине.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1. Напишите электронные формулы атомов следующих элементов: а) № 31 б)
№ 50.
На основании этих формул укажите положение элементов в периодической
системе (период, семейство, группу, подгруппу)
2. Напишите электронную формулу элемента, у которого внешняя структура
атома: 5s24d105p1. Определите порядковый номер элемента, семейство,
группу, подгруппу.
3. Почему для элементов Ш группы более характерна степень окисления +3,
а не +1 ?
4. Почему для углерода, кремния и германия наиболее характерна степень
122
окисления +4, а для свинца +2.
5. Как изменятся неметаллические свойства р-элементов Ш-IV группы сверху
вниз по группе?
6. Какие типы гибридизации атомных орбиталей характерны для углерода?
Опишите с позиций метода валентных связей строение молекул CH4 , C2H6 ,
C2H4 , C2H2.
7. Допишите следующие окислительно-восстановительные реакции:
а) Al+ CuSO4 →
б) Fе3O4 + C →
в) Al + NaOH + H2O →
Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
8.Какой объем CO2 (условия нормальные) можно получить из 210 г
NaHCO3 :а) прокаливанием; б) действием кислоты?
9. Приведите химические реакции, объясняющие токсическое действие СО.
10. Объясните как изменяется токсичность элементов IVA группы с ростом
атомной массы.
12. Объясните, какое влияние оказывает алюминий на ферментативные
процессы?
Некоторые свойства р-элементов Ш-IV групп
р-элементы Ш группы главной подгруппы имеют строение валентной
оболочки ns2np1. В невозбужденном состоянии проявляют степень окисления
+1; однако, за исключением таллия, для них более характерна степень
окисления +3. Наиболее важными из этих элементов являются бор и
алюминий. Бор – биогенный микроэлемент. Оксид бора B2O3
имеет
кислотный характер, при растворении в воде образует ортоборную кислоту
H3BO3; последняя при нагревании легко теряет воду и превращается в
метаборную кислоту HBO2, затем – в тетраборную H2B4O7.
Алюминийамфотерный
элемент
с
более
выраженными
металлическими свойствами. Оксид и гидроксид алюминия амфотерны, при
растворении в щелочах образуют гидроксокомплексы. Оксиды и гидроксиды
галлия, индия и таллия также являются амфотерными соединениями.
Строение внешней оболочки р-элементов IV группы — ns2np2 . В
невозбужденном состоянии проявляют степень окисления +2 , при
возбуждении (+4). Для углерода, кремния и германия наиболее характерна
степень окисления +4 , для олова и свинца (+2).Для элементов IVА группы
характерна и отрицательная степень окисления (-4). Соединения углерода и
кремния, в которых степень окисления +2, немногочисленны и сравнительно
малостойки. Оксиды и гидроксиды углерода (IV) и кремния (IV) проявляют
кислотные свойства. Угольная кислота Н2СО3 , метакремниевая Н2SiO3 и
ортокремниевая H4SiO4 – слабые кислоты,причем кремниевые кислоты
слабее угольной. Олово (II) и свинец (II), оксиды SnO и PbO амфотерны , так
же как и соответствующие им гидроксиды Sn(OH)2 и Pb(OH)2. Соли свинца
(II)- ацетат, нитрат — хорошо растворимы в воде, мало растворимы хлорид и
123
фторид, практически нерастворимы сульфат, карбонат, хромат, сульфид.
Оксиды и гидроксиды олова (IV) и свинца (IV) так же амфотерны с
преобладанием кислотных свойств. Для соединений углерода,олова, свинца в
степени окисления +2 характерны восстановительные свойства, в степени
окисления +4 — окислительные.
Практическая часть
Лабораторная работа
Образец оформления лабораторных опытов приведён в методической
разработке по теме «Физико-химические свойства s-элементов и их
соединений».
Опыт 1. Обнаружение борат-ионов. Получение окрашенного пламени
В фарфоровом тигле выпаривают досуха на песчаной бане 8 капель
раствора тетрабората натрия — Na2B4O7 . По охлаждении тигля к сухому
остатку добавляют 5 капель концентрированной серной кислоты , 7 капель
этилового спирта и смесь осторожно перемешивают стеклянной палочкой.
Затем наливают на поверхность смеси еще 6 капель спирта и поджигают его.
Пламя горящего спирта окрасится по краям в характерный зеленый цвет. Эта
окраска обусловлена летучим этиловым эфиром борной кислоты.
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = Na2SO4 +4H3BO3
H3BO3 + 3C2H5OH = (C2H5O)3 B+3H2O
Опыт 2. Получение и изучение кислотно-основных свойств
гидроксида алюминия.
Осаждение ионов Al3+ из раствора
тетрагидроксоалюмината(III) натрия.
В 2 пробирки вносят по 4 капли раствора сульфата алюминия и
прибавляют по каплям раствор гидроксида натрия (все время осторожно
встряхивая пробирку) до образования осадка Al(OH)3 белого цвета. В одну
пробирку добавляют избыток раствора щелочи NaOHконц., в другую —
несколько капель соляной (серной) кислоты, отмечают результат. Делают
вывод о химическом характере гидроксида алюминия. Записывают
уравнения реакций получения гидроксида алюминия и растворения его в
щелочи и кислоте.
Al(OH)3↓ + NaOH = Na [ Al(OH)4]
К полученному раствору тетрагидроксоалюмината(III) натрия добавляют
124
несколько капель насыщенного раствора хлорида аммония и при нагревании
наблюдают выпадение осадка гидроксида алюминия
Na [ Al(OH)4 ] + NH4 Cl= Al(OH)3↓ + NaCl + NH3↑ + H2O
Опыт 3. Гидролиз раствора карбоната натрия
На красную и синюю лакмусовую бумажки, положенные на предметное
стекло, наносят по капле раствора карбоната натрия. По изменению цвета
лакмуса делают вывод о реакции среды. Составляют молекулярные и ионные
уравнения реакций гидролиза соли (I и II ступени).
Опыт 4 . Свойства карбонат-ионов. Образование малорастворимых
карбонатов — реакция с хлоридом бария.
В 2 пробирки берут по 2 капли раствора карбоната натрия и добавляют
по 2 капли раствора хлорида бария. Отмечают образование осадка BaCO3
белого цвета. Испытывают растворимость осадка в уксусной и соляной
(азотной) кислотах. Записывают уравнения реакций образования осадка и
растворения его в кислотах.
Опыт 5. Восстановительные свойства соединений олова (II)
К 2 каплям раствора хлорида олова (II) прибавляют по каплям раствор
щелочи NaOHконц. до тех пор, пока выпавший осадок Sn(OH) 2 полностью
растворится
в
избытке
щелочи.
К
полученному раствору
тетрагидроксостанната(II) натрия прибавляют 2 капли раствора нитрата
висмута(III) – Bi(NO3)3 . Отмечают образование черного осадка
металлического висмута. В электронном уравнении указывают окислитель и
восстановитель.
SnCl2 + 2NaOH = Sn(OH)2↓ + 2NaCl
Sn(OH)2 ↓ + 2NaOH = Na2 [Sn(OH)4]
Bi(NO3)3 + 3NaOH = Bi(OH)3↓ + 3NaNO3
2Bi(OH)3 + 3Na2[Sn(OH)4] = 2Bi ↓ + 3Na2 [Sn(OH)6]
Bi3+ + 3 e →
Bi0
Sn - 2 e →
Sn
2
6
2+
4+
3
Опыт 6. Получение и изучение свойств гидроксида свинца(II)
В 2 пробирки вносят по 2 капли раствора ацетата свинца (II) и
125
прибавляют по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка
гидроксида свинца (II) Pb(OH)2 белого цвета. В одну пробирку добавляют
избыток щелочи NaOHконц. , в другую — несколько капель азотной
кислоты. Отмечают результат и делают вывод о химическом характере
гидроксида свинца. Записывают уравнения реакций получения гидроксида и
его растворения в кислоте и щелочи (образуется гексагидроксоплюмбат(II)
натрия).
Pb(OH)2↓ + 4NaOH
Na4 [Pb(OH)6]
Опыт 7. Обнаружение ионов Pb2+ – осаждение серной кислотой
К 2 каплям раствора ацетата свинца (II) Pb(CH3COO)2 добавляют 2
капли раствора серной кислоты. К полученному осадку добавляют 8 капель
раствора едкого натра NaOHконц , смесь нагревают и наблюдают
растворение осадка.
Pb (CH3COO)2 + H2SO4 = PbSO4↓ + 2CH3COOH
PbSO4 ↓ + 6NaOH = Na4 [Pb(OH)6] + Na2SO4
Тема занятия: ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Р-ЭЛЕМЕНТОВ
V ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Актуальность темы
р-элементы V группы — это азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.
Наиболее важные из них — азот и фосфор, являются органогенами. Азотосновной компонент воздуха, по содержанию в организме (3,1%) относится к
макроэлементам. Вместе с углеродом и кислородом азот образует жизненно
важные соединения-аминокислоты, содержащие одновременно аминогруппу
-NH2 и карбоксильную группу -COOH. В свою очередь аминокислоты - это
биоорганические вещества, играющие роль строительных блоков для
образования белков-основы жизни. Аминогруппа выполняет очень важную
функцию и в молекулах нуклеиновых кислот. Огромно физиологическое
значение азотсодержащих биолигандов — порфиринов, например
гемоглобина. Соединение азота - аммиак в виде 10%-ного раствора,
используется в медицинской практике для вывода из обморочного состояния.
Представителем лекарственных нитратов (производных азотной кислоты)
является нитроглицерин, который применяется для профилактики при
ишемической болезни сердца и снятия приступов стенокардии.
Фосфор по содержанию в организме человека (0,95%) относится к
макроэлементам. В организме он встречается только в виде неорганических и
органических фосфатов, которые играют две важные ключевые роли. Вопервых, они служат структурными компонентами скелета, клеточных
мембран и нуклеиновых кислот. Вторая роль фосфатов, точнее
126
полифосфатов, заключается в аккумуляции и переносе энергии от
высокоэнергетического акцептора
к низкоэнергитическому. Фосфатная
буферная система является одной из основных буферных систем крови. То
есть живые организмы не могут обходиться без фосфора. Целый ряд
соединений фосфора используются в качестве лекарственных препаратов.
Например, ортофосфорная кислота и труднорастворимые фосфаты алюминия
AlPO4 и цинка Zn3(PO4)2 входят в состав фосфат-цементов, применяемых в
стоматологии
в
качестве
пломбировочного
материала.
Аденозинтрифосфорная кислота (АТФ) используются в виде подкожных
инъекций при болезнях сердца и общем истощении организма.
Мышьяк, сурьма,висмут по содержанию в организме относятся к
микроэлементам. Оксид мышьяка As2O3 применяют наружно при кожных
заболеваниях, в стоматологической практике его используют для
омертвления мягких тканей зуба, в микродозах - при малокровии,
истощении, нервозности. Раствор арсенита К2АsО3 применяют при тех же
заболеваниях, что и Аs2О3. Препарат: основной нитрат висмута (смесь
Bi(OH)2NO3 , BiONO2 , BiOOH), используют в качестве вяжущего средства
при желудочно-кишечных заболеваниях.
Некоторые соединения р-элементов V группы являются токсичными.
Соли азотистой и
азотной
кислот (нитриты и нитраты),
попадая в кровь, вызывают кислородную недостаточность. Токсичными
являются водородные соединения фосфин РН3 , арсин АsН3, стибин SbН3 ,
висмутин ВiН3 . Токсичны и другие соединения мышьяка (III), а так же
мышьяка (V), обладающие способностью блокировать сульфгидридные
группы ферментов и других биологически активных соединений.
Цель занятия
Получить системные знания о строении, свойствах, биологической роли
р-элементов V группы и их соединений.
Студент должен знать:
1. Общие свойства р-элементов V группы и зависимость химических свойств
соединений р-элементов от строения их атомов.
2. Химические свойства р-элементов V группы и их соединений.
3. Кислотно-основную характеристику р-элементов.
4. Окислительно-восстановительную характеристику р-элементов.
5. Комплексообразующие свойства р-элементов и их соединений.
6.Биологическую роль р-элементов и их соединений;
Студент должен уметь:
1. Проводить простейший эксперимент по изучению физико-химических
свойств р-элементов и их соединений.
2. Анализировать исследуемый раствор на присутствие ионов р-элементов.
127
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии
1. Характеристика р-элементов V группы — положение в периодической
системе, электронные формулы и спиновые схемы.
2. Химические свойства р-элементов V группы и их соединений.
3. Сравнительная характеристика кислотно-основных и окислительновосстановительных свойств соединений р-элементов V группы.
4.Биологическая роль р-элементов V группы и применение их соединений в
медицине.
Вопросы и задачи для самоконтроля
1. Дайте сравнительную характеристику атомов элементов подгруппы азота с
указанием электронной конфигурации, валентных возможностей, наиболее
характерных степеней окисления.
2. Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов
элементов № 33 и № 51. Укажите положение их в периодической системе
(семейство, период, группу, подгруппу)
3. Приведите примеры реакций, в которых аммиак и его производные
образуют связи по донорно-акцепторному механизму.
4. Опишите электронное строение молекулы азота с позиций методов
валентных связей и молекулярных орбиталей.
5. Азот можно получить путем следующих реакций:
а) NH4NO3(к) = N2(г) + 1/2O2(г) + 2H2O(г)
б) NH4NO2(к) = N2(г) + 2H2O(г)
Какая из приведенных реакций наиболее вероятна при стандартных
условиях? Ответ подтвердите расчетом.
6. Приведите примеры реакций, в которых соединения азота ведут себя,
как:
а) окислители;
б) восстановители;
в)соединения,
проявляющие
окислительно-восстановительную
двойственность
7. Требуется растворить кусочек серебра в азотной кислоте. Какую кислоту
выгоднее взять — концентрированную или разбавленную? В каком случае
расход НNO3 будет меньше?
8. Приведите примеры наиболее типичных реакций взаимодействия азотной
кислоты различной концентрации с металлами и неметаллами?.
9. Напишите формулы фосфорных кислот, содержащих фосфор в степени
окисления (+5). Какие из них имеют наибольшее значение?
10. Укажите, какие соединения образует фосфор с водородом и сравните их
свойства со свойствами аналогичных соединений азота.
11. Сколько теплоты выделится при превращении 1 т белого фосфора в
красный, если теплота перехода составляет 16,73 кДж на 1 моль атомов?
12. Какие степени окисления проявляют в своих соединениях мышьяк,
сурьма, висмут? Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду
128
гидроксидов этих элементов с одинаковой степенью окисления?
13. Почему раствор SbCl3 становится мутным при разбавлении водой? Как
сделать его прозрачным, не фильтруя?
14. Какая химическая реакция лежит в основе токсического действия
соединений мышьяка на живые организмы?
15. Каково отношение солей сурьмы и висмута к гидролизу? Каким будет
соотношение рН растворов солей SbCl3 и BiCl3? Ответ мотивируйте.
Некоторые свойства р-элементов V группы (N, P, As, Pb, Bi)
Среди этих элементов азот и фосфор являются биогенными
макроэлементами, входят в группу органогенов. Все элементы V группы
имеют по пять валентных электронов на s- и р-орбиталях внешнего
энергетического уровня; проявляют степени окисления +1, +2, +3, +4, +5, -3.
Для азота наиболее характерны степени окисления +3, +5, -3, а также +2 и
+4. Для фосфора наиболее характерна степень окисления +5, реже +3 и -3.
Степени окисления мышьяка, сурьмы, висмута равны +3, +5, -3.
Оксиды азота(III), фосфора(III) и соответствующие им гидроксиды
проявляют кислотные свойства (HNO2 – азотистая кислота, H3PO3 –
фосфористая кислота). Оксид и гидроксид мышьяка(III) амфотерны с
преобладанием кислотных свойств (HAsO2 – метамышьяковистая кислота,
H3AsO3 – ортомышьяковистая кислота). Оксид и гидроксид сурьмы (III)
амфотерны с преобладанием основных свойств. Оксид и гидроксид
висмута(III) проявляют основные свойства. Оксиды и гидроксиды азота (V),
фосфора (V) проявляют кислотные свойства (HNO3 – азотная кислота; HPO3
– метафосфорная , H3PO4 – ортофосфорная, H4P2O7 – пирофосфорная
кислота). Оксиды и гидроксиды мышьяка(V) и сурьмы(V) имеют
амфотерный характер с преобладанием кислотных свойств (H3AsO4 ортомышьяковая кислота, H3SbO4 – ортосурьмяная кислота).
Соединения азота, фосфора, мышьяка, сурьмы в степени окисления (-3)
проявляют восстановительные свойства, в степени окисления (+3) —
окислительно-восстановительную двойственность, соединения в степени
окисления (+5) — окислители.
Практическая часть
Лабораторная работа
Образец оформления лабораторных опытов приведен в методической
разработке по теме «Физико-химические свойства s-элементов и их
соединений»
Опыт 1. Восстановительные свойства аммиака.
129
К 2 каплям раствора перманганата калия прибавляют 4 капли
концентрированного раствора NH4OH. Полученную смесь нагревают,
отмечают обесцвечивание раствора и появление осадка бурого цвета.
2NH3 + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2↓ + 2KOH + 2H2O
N
-3
-3e → N0
Mn+7 +3 e →
Mn+4
Опыт 2 .Обнаружение ионов NH+4 в растворе.
К 4 каплям раствора хлорида аммония прибавляют 4 капли раствора
щелочи и пробирку слегка нагревают на песчаной бане. Выделившийся
аммиак определяют по запаху и по посинению смоченной водой красной
лакмусовой бумажки (бумажку следует держать над пробиркой, не касаясь
ее!)
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 ↑ + H2O
Опыт 3. Окислительные свойства нитритов (NO2 -). Обнаружение
NO2 - - ионов
В пробирку вносят по 2 капли растворов йодида калия и уксусной
кислоты, затем прибавляют 1 каплю раствора нитрита калия KNO2 и
отмечают появление красно-бурой (желтой) окраски раствора.
2KNO2 + 2KI + 4CH3COOH = 2NO ↑ + 4CH3COOK + I2 +2H2O
N+3 + 1 e →
N +2
1
2
2
I -1 e →
-
I
0
1
2
Опыт 4. Восстановительные свойства нитритов
К 2 каплям раствора перманганата калия прибавляют одну каплю
раствора серной кислоты и 2 капли раствора нитрита калия. Отмечают
обесцвечивание раствора перманганата.
5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
N+3 - 2 e →
N +5
5
10
Mn
+7
+5 e →
Mn
+2
2
Опыт 5. Окислительные свойства нитратов. Обнаружение иона
130
NO3К 4 каплям раствора сульфата железа (II) прибавляют 2 капли раствора
нитрата калия и перемешивают. Затем, наклонив пробирку, по стенке
осторожно прибавляют 4 капли концентрированной серной кислоты так,
чтобы жидкости не смешивались. На границе двух слоёв жидкости
появляется темно-бурое кольцо комплексной соли [Fe(NO)]SO4. Кольцо
лучше рассматривать на белом фоне.
2KNO3 + 6FeSO4 + 4H2SO4 = 3Fe2 (SO4)3 + K2SO4 + 2NO + 4H2 O
N+5
+3 e →
N +2
1
3
Fe - 1 e
2+
→
Fe
3+
2
2
3
6
Опыты 6,7. Осаждение фосфат-ионов РО43- из растворов
Опыт 6. Реакция с хлоридом бария
К 2 каплям раствора гидрофосфата натрия Na2HPO4прибавляют 2 капли
раствора хлорида бария. Отмечают образование белого осадка гидрофосфата
бария BaHPO4 . Испытывают растворимость осадка в соляной и уксусной
кислотах. Записывают уравнение реакции получения осадка.
Опыт 7. Реакция с молибденовой жидкостью. Качественная
реакция на фосфат ионы
6 капель молибденовой жидкости (раствор молибдата аммония
(NH4)2MoO4 , подкисленный азотной кислотой) нагревают в пробирке на
песчаной бане. Затем к нагретому раствору прибавляют 1 каплю раствора
гидрофосфата натрия и наблюдают выпадение осадка желтого цвета.
Na2 HPO4 + 12(NH4 )2 MoO4 + 23HNO3 = (NH4 )3 H4 [P(Mo2O7)6] ↓
+ 21NH4 NO3 +10H2O
+ 2NaNO3
Опыт 8. Получение гидроксида сурьмы (III) и изучение его
кислотно-основных свойств.
В 2 пробирки вносят по 2 капли раствора хлорида сурьмы (III) SbCl3 и в
каждую прибавляют по 3 капли раствора гидроксида натрия . Отмечают
образование осадка белого цвета Sb(OH)3. В первую пробирку прибавляют 6
капель раствора соляной кислоты, в другую — избыток щелочи NaOHконц.
до растворения осадка. Записывают уравнения реакций получения осадка
гидроксида сурьмы (III) и растворения его в кислоте и щелочи. Делают вывод
о химическом характере гидроксида.
Sb(OH)3 ↓ + 3NaOH =Na3 [Sb(OH)6]
Опыт 9. Окислительные свойства соединений сурьмы (III)
131
В пробирку вносят 4 капли раствора хлорида сурьмы (III), кусочек
железа (железный гвоздик). Пробирку нагревают на песчаной бане и
отмечают появление черных хлопьев металлической сурьмы.
2SbCl3 + 3Fe = 2Sb↓ + 3FeCl2
Sb3+ + 3 e → Sb 0
2
6
Fe
0
-2e →
Fe
2+
3
Опыт 10. Восстановительные свойства соединений сурьмы (III)
В пробирку вносят 3 капли раствора перманганата калия и 6 капель
соляной кислоты, затем добавляют 3 капли раствора хлорида сурьмы (III) и
отмечают обесцвечивание раствора.
2KMnO4 + 5SbCl3 + 21HCl = 2MnCl2 + 5H [SbCl6 ] + 2KCl + 8H2O
Mn7+ + 5 e
→
Mn 2+
→
Sb
2
10
Sb
3+
-2e
+5
5
Опыт 11. Получение гидроксида висмута (III) и изучение его
кислотно-основных свойств
В 2 пробирки вносят по 2 капли раствора нитрата висмута (III)
Bi(NO3 )3 и в каждую пробирку прибавляют по 2 капли раствора гидроксида
натрия. Отмечают образование осадка Bi(OH)3 белого цвета . В одну
пробирку прибавляют 4 капли раствора соляной кислоты, в другую — 4
капли щелочи NaOHконц. , отмечают результат. Делают вывод о химическом
характере гидроксида.
Bi(NO3 )3 + 3NaOH = Bi(OH)3 ↓
+ 3NaNO3
Тема занятия: ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Р-ЭЛЕМЕНТОВ
VI-VП ГРУПП ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Актуальность темы
р-элементы VI группы – это кислород, сера, селен, теллур, полоний.
Наиболее важные из них- кислород и сера, являются органогенами. Кислород
по содержанию в организме (62%) относится к макроэлементам. Его роль в
процессах жизнедеятельности исключительно велика. Без кислорода
невозможны многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы,
например дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Защитные
132
функции организма также связаны с наличием кислорода и уменьшение
содержания кислорода в организме понижает его защитные свойства. В
медицинской практике кислород применяют для вдыхания при кислородной
недостаточности, заболеваниях дыхательных путей, сердечно- сосудистой
системы, отравлениях СО2, HCN и др.
По содержанию в организме (0,16%) сера, как и кислород, относится к
макроэлементам. Сера входит в состав многих биомолекул - белков,
аминокислот, гормонов (инсулина), витаминов (витамин B1), содержится в
каротине волос, костях, нервной ткани. Многие серосодержащие
биосубстраты организма имеют в своем составе тиольную группу R-SH,
которая легко окисляется в дисульфидную группу R-S-S-R.
Этот процесс носит в организме обратимый характер, так как он
позволяет поддерживать в организме тиол-дисульфидное равновесие,
которое лежит в основе регуляции активности ферментов и гормонов,
проницаемости мембран, свертывания крови и адаптации организма к
экстремальным воздействиям. В медицинской практике широко применяют
как саму серу, так и многие её соединения: сера осажденная, тиосульфат
натрия Na2S2O3∙ 5H2O, сульфаты Na2SO4∙ 10H2O , CuSO4 ∙ 5H2O , ZnSO4 ∙
7H2O.
Селен по содержанию в организме относится к микроэлементам (10 -5 –
10-7 %). В живых организмах селен, как и сера,
входит в состав
биосубстратов в степени окисления -2. Селен может замещать атомы серы в
аминокислотах; эти необычные селенсодержащие аминокислоты входят в
состав активных центров некоторых ферментов, обеспечивая их высокую
ферментативную активность. Хорошо известна способность селена
предохранять организм от отравления ртутью и кадмием. Интересным
является факт взаимосвязи между низкой смертностью от рака и высоким
содержанием селена в пище. В то же время замещение группы SH на группу
SeH в ряде ферментов приводит к снижению их дегидрогеназной активности
и ингибированию клеточного дыхания.
К р-элементам VII группы относятся фтор, хлор, бром, йод, астат; эти
элементы называются галогенами. По содержанию в организме человека
хлор (0,15%) относится к макроэлементам, остальные галогены- к
микроэлементам (~10-5%). Соединения фтора являются компонентами
костной ткани, ногтей и зубов. Фторирование питьевой воды
до
концентрации фторид-иона 1мг/л и добавление фторида натрия в зубную
пасту значительно снижает кариес зубов. Хлорид- ионы обеспечивают
ионные потоки через клеточные мембраны, участвуют в поддержании
осмотического гомеостаза, создают благоприятную среду для действия и
активации протолитических ферментов желудочного сока. Бромид-ионы в
организме человека локализуются преимущественно в гипофизе и других
железах внутренней секреции. Они усиливают тормозные процессы в
нейронах коры головного мозга, в связи с чем бромиды калия, натрия и
бромкамфора применяются в фармакологии. Йод и его соединения влияют на
синтез белков, жиров и гормонов. Больше половины количества йода
133
находится в щитовидной железе в связанном состоянии в виде гормонов.
При недостаточном поступлении йода в организм развивается эндемический
зоб. Для профилактики этого заболевания к поваренной соли добавляют NaJ
или KJ.
Цель занятия
Получить системные знания об общих свойствах р-элементов VI-VII
групп, зависимости химических свойств соединений р-элементов от свойств
атомов и биологической роли р-элементов VI-VII групп и их соединений.
Студент должен знать:
1. Общие свойства р-элементов VI-VII групп.
2. Зависимость химических свойств соединений р-элементов от свойств
атомов.
3. Окислительно-восстановительные свойства соединений р-элементов VI-VII
групп.
4. Изменение свойств галогенводородных соединений сверху вниз по группе.
5. Комплексообразующую способность р-элементов VI-VII групп.
6. Биологическую роль р-элементов.
Студент должен уметь:
1. Проводить простейший эксперимент по изучению физико-химических
свойств р-элементов VI-VII групп и их соединений.
2. Анализировать исследуемый раствор на присутствие ионов р-элементов
VI-VII групп.
Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии
1.Характеристика р-элементов VI-VII групп – положение в периодической
системе, строение атомов, степени окисления.
2.Кислород;
химические
свойства.
Пероксиды;
окислительновосстановительные свойства пероксидов.
3.Галогены; химические свойства. Изменение прочности химической связи,
восстановительной способности и степени электролитической диссоциации
в водных растворах кислот в ряду HF- HCl- HBr- HJ.
4.Химизм биологического действия р-элементов VI-VII групп и их
соединений; применение в медицине.
Вопросы и задачи для самоконтроля
1.Напишите электронную конфигурацию атомов и дайте сравнительную
характеристику р-элементов VI группы. Какие степени окисления они
проявляют?
2.Опишите строение молекулы кислорода, используя метод молекулярных
орбиталей. Обладает ли молекула магнитными свойствами? Ответ
мотивируйте.
134
3.Сравните химическую активность озона и кислорода. Ответ подтвердите
химическими реакциями.
4.Какие жизненные процессы протекают при обязательном участии
кислорода? Укажите применение кислорода в медицинских целях.
5.Как и почему изменяются кислотные свойства в ряду: серная – селеновая теллуровая кислоты? Как изменяются в этом ряду их окислительные
свойства?
6.Привести примеры реакций получения SO2, в которых степень окисления
серы: а) изменяется; б) не изменяется.
7.Приведите примеры биологически важных серусодержащих соединений.
Объясните механизм обезвреживания ядовитых соединений (фенола,
крезола и т.д.) с помощью образующейся в организме эндогенной серной
кислот
8.Через 100 мл 0,2 М раствора NaOH пропустили 448 мл SO2 (условия
нормальные). Найти массу образовавшейся соли.
9.Почему серусодержащие аминокислоты применяют для защиты организма
от
радиационных поражений. Ответ подтвердите химическими
реакциями.
10.Объясните биологическую роль селена. В каких органах он
концентрируется?
11. Дайте сравнительную характеристику атомов галогенов с указанием
характера изменения первых потенциалов ионизации, энергии сродства к
электрону, электроотрицательности. Какие степени окисления проявляют
галогены в своих соединениях?
12. Как изменяются кислотные, окислительные свойства и устойчивость в
ряду кислородсодержащих кислот: HClO, HClO2, HClO3, HClO4?
13. Могут ли галогеноводороды в каких-либо реакциях играть роль
окислителя? Дайте мотивированный ответ.
14. Какова реакция среды в водных растворах фторида натрия, фторида
аммония, фторида кремния. Ответ мотивируйте с помощью химических
реакций. Вычислите рН 0,001 М раствора фторида аммония.
15. Объясните изменение силы кислот ННаl в ряду F-J.
16. Какова биологическая роль галогенов? Какие их соединения
используются в медицине?
17. Объясните механизм защитного действия фторид-ионов на зубную эмаль.
18. Приведите примеры токсичного действия галогенов на организм.
Некоторые свойства р-элементов VI-VII групп и их соединений
р-элементы VI группы ( кислород, сера, селен, теллур, полоний)
называются халькогенами. Первые четыре элемента этой группы имеют
неметаллический характер. Кислород и сера являются биогенными
макроэлементами, входят в группу органогенов. Полоний радиоактивный
элемент.
Для кислорода наиболее характерна степень окисления (-2), за
исключением пероксида водорода Н2О2 и его производных, в которых
135
кислород имеет степень окисления (-1). Во фториде F2O кислород имеет
положительную степень окисления (+2). Для всех остальных элементов
характерны положительные степени окисления: +2, +4, +6, отрицательная
(-2)(кроме полония). В живых организмах кислород, сера и селен входят в
состав биомолекул в степени окисления (-2).
Сера, селен и теллур образуют оксиды состава ЭO2 и ЭО3 , которым
соответствуют кислотные гидроксиды Н2ЭО3 и Н2ЭО4 . Кислоты Н2ЭО3 и
их соли проявляют окислительно- восстановительную двойственность, т. к.
S, Se, Тe в этих соединениях имеют промежуточную степень окисления(+4).
Кислоты состава Н2ЭО4 и их соли ведут себя как окислители (степень
окисления элемента высшая(+6). Для соединений S, Se, Тe в степени
окисления (-2) характерны восстановительные свойства.
р-элементы VII группы (фтор, хлор, бром, йод, астат) называются
галогенами. Фтор, хлор, бром, йод -биогенные микроэлементы. Астат —
радиоактивный элемент. Галогены сильные окислители, легко присоединяют
электрон до завершения оболочки благородных газов. В соединениях с
водородом и металлами фтор, хлор, бром, и йод проявляют отрицательную
степень окисления (-1). Во многих соединениях хлор, бром и йод проявляют
положительную
степень
окисления
(+1,+3,+5,+7).
Оксиды
и
соответствующие им гидроксиды, в которых хлор, бром и йод имеют
положительные
степени окисления, проявляют кислотные свойства.
Соединения галогенов в отрицательной степени окисления
(-1) являются восстановителями. Соединения, в которых хлор, бром, йод
имеют промежуточные степени окисления, проявляют окислительновосстановительную двойственность, в высшей степени окисления (+7) —
окислители.
Практическая часть
Лабораторная работа
Образец оформления лабораторных опытов приведен в методической
разработке по теме «Физико-химические свойства s-элементов и их
соединений.
Опыты
1,2. Окислительно-восстановительная характеристика
соединений серы(IV)
Опыт 1. Восстановительные свойства сульфитов.
В пробирку наливают 2 мл (до отметки) раствора дихромата калия,
подкисляют серной (соляной) кислотой и прибавляют раствор сульфита
натрия до перехода оранжевой окраски Cr2O72- в зеленую Cr3+.
3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 4H2O
136
S+4 - 2е → S+6
3
в-ль
1
о-ль
6
2Cr + 6е → 2Cr
+6
3+
Опыт 2. Окислительные свойства сульфитов.
К раствору сульфита натрия прибавляют раствор серной (соляной)
кислоты (в отношении 1:1) и раствор сульфида натрия. Наблюдают
образование взвеси свободной серы.
Na2SO3 + 2Na2S + 6HCl = 3S↓ + 6NaCl +3H2O
S+4 + 4 е → S0
1
о-ль
2
в-ль
4
- 2 е→S
-2
0
S
Опыты 3, 4 . Осаждение сульфид-ионов S2- из растворов
Опыт 3. Реакция с нитратом серебра.
К 3 каплям раствора сульфида натрия Na2S прибавляют 2 капли
раствора нитрата серебра и отмечают образование осадка черного цвета
сульфида серебра Ag2S. Записывают уравнение реакции получения осадка.
Опыт 4. Реакция с растворимыми солями свинца. Обнаружение
сульфид-ионов в растворе.
К 2 каплям раствора сульфида натрия прибавляют 2 капли раствора
ацетата свинца Pb(CH3COO)2 и отмечают образование осадка сульфида
свинца PbS. Записывают уравнение реакции получения осадка.
Опыт 5. Свойства сульфит-ионов SO32- в растворах. Реакция с
кислотами. Обнаружение сульфит-ионов в растворе.
В пробирку берут по 3 капли растворов сульфита натрия и серной
(соляной) кислоты, затем добавляют 2-3 капли раствора перманганата калия.
Отмечают обесцвечивание раствора и выделение диоксида серы (IV) SO2 газ с резким запахом.
Na2 SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2↑ | + H2 O
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2 O = 2MnSO4 + K2 SO4 + 2H2 SO4
S +4
- 2 е → S+6
5
10
Mn
+7
+ 5 е → Mn
2+
2
137
Опыт 6. Свойства тиосульфат-ионов S2O32-в растворе. Реакция с
кислотами. Обнаружение тиосульфат -ионов в растворе.
К 3 каплям раствора тиосульфата натрия прибавляют 4 капли раствора
соляной (азотной) кислоты и смесь слегка нагревают на песчаной бане.
Отмечают появление взвеси свободной серы S желтого цвета и выделение
оксида серы(IV).
Na2S2O3 + 2HCl = H2S2O3 + 2NaCl
H2S2O3 → S↓ + SO2 ↑ + H2 O
Опыт 7. Осаждение сульфат-ионов из растворов. Обнаружение
ионов SO42- реакцией с хлоридом бария.
К 2 каплям раствора натрия Na2SO4 прибавляют 1 каплю раствора
хлорида бария, отмечают образование белого осадка сульфата бария BaSO4 и
испытывают растворимость осадка в соляной (азотной) кислоте. Записывают
уравнение реакции получения осадка.
Опыты 8, 9. Свойства бромид-ионов Br- в растворах.
Опыт
8. Осаждение бромид-ионов из растворов- реакция с
нитратом серебра.
К 3 каплям раствора бромида калия KBr прибавляют 2 капли раствора
нитрата серебра. Отмечают образование желтоватого творожистого осадка
бромида серебра AgBr и проверяют действие на осадок азотной кислоты.
Записывают уравнение реакции образования осадка.
Опыт 9. Восстановительные свойства бромид-ионов. Реакция с
раствором KMnO4 . Обнаружение Br- - ионов в растворе.
К 3 каплям раствора бромида калия прибавляют 2 капли раствора серной
кислоты , 6-8 капель хлороформа (бензола) , 3 капли раствора KMnO4 и
содержимое пробирки энергично встряхивают. Отмечают появление
свободного брома в растворе по желтому (красно-бурому) цвету слоя
хлороформа. Вместо раствора KMnO4 можно использовать хлорную воду.
10KBr + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 6K2SO4 + 2 MnSO4 + 5Br2 + 8H2O
2Br- - 2 e → Br20
5
10
Mn + 5 e → Mn
+7
+2
2
Опыт 10, 11. Свойства йодид-ионов I - в растворе
138
Опыт 10. Осаждение йодид-ионов из растворов -реакция с
нитратом серебра.
К 2 каплям раствора йодида калия прибавляют 2 капли раствора нитрата
серебра. Отмечают образование светло-желтого осадка йодида серебра AgI .
Проверяют действие на осадок азотной кислоты. Записывают уравнение
реакции получения осадка.
Опыт 11. Восстановительные свойства йодид-ионов. Реакция с
раствором KMnO4. Обнаружение I- - ионов в растворе.
К 2 каплям раствора йодида калия прибавляют 2 капли раствора серной
кислоты, 6-8 капель хлороформа (бензола), затем 3 капли раствора KMnO4 и
содержимое пробирки энергично встряхивают. Отмечают появление
свободного йода в растворе по фиолетово-малиновой окраске слоя
хлороформа. Сравнивают результаты опытов 9 и 11. Вместо раствора KMnO4
можно использовать хлорную воду. Избыток хлорной воды обесцвечивает
фиолетовую окраску хлороформа вследствие окисления свободного йода до
йодноватой кислоты HIO3 .
10KI + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 6K2SO4 + 2 MnSO4 + 5I2 + 8H2O
2I- - 2 e → I20
5
10
Mn + 5 e → Mn
+7
+2
2
Тема занятия: АНАЛИЗ СОЛИ НА СОДЕРЖАНИЕ ИОНОВ S-, P-, DЭЛЕМЕНТОВ.
Цель занятия: закрепить знания химии элементов и практических навыков по
определению ионов s-, p-, d-элементов и их соединений в растворах.
Студент должен знать:
-методы обнаружения ионов s-, p-, d-элементов в растворе;
-схему анализа ионов s-, p-, d-элементов;
Студент должен уметь:
- проводить простейший эксперимент по изучению физико-химических
свойств s-, p-, d-элементов и их соединений;
- анализировать исследуемый раствор на присутствие s-, p-, d-элементов.
Лабораторная работа.
Анализ соли на содержание ионов s-, p-, d-элементов.
В растворе могут присутствовать:
139
катионы s-элементов — K+ , Na+ , Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+
катионы d-элементов — Cr3+ , Mn2+ , Fe2+ , Fe3+ , Zn2+
катионы p-элементов — NH+4
А также анионы CO32- , PO43- , SO42- , Cl- , Br- , I- , NO2- , NO3- , B4O721. Определение реакции среды.
2. Открытие катиона.
2.1. Проводят предварительное испытание с раствором H2SO4 . Если при этом
образуется осадок, то, пользуясь таблицей растворимости, выбирают для
дальнейшего исследования раствора и открытия катиона одну из схем
анализа ионов, приведенных ниже:
а) Схема анализа катионов s-элементов
В растворе находится один из катионов Mg2+ , K+ , Na +, Ba2+ ,Sr2+ , Ca2+
1. Определение реакции среды (по лакмусу)
2. Совместное действие на раствор NH4 Cl и (NH4 )2CO3 :
а) осадка нет — Mg2+ , K+ , Na +
1.открытие Mg2+ (Na2HPO4 )
2.открытие K+ (при потирании стеклянной палочкой)
3.открытие Na +
б) осадок белого цвета — Ba2+ ,Sr2+, Ca2+
1.открытие Ba2+и Sr2+ (реакция с K2CrO4, действие CH3COOH на осадок
хромата)
2.Открытие Ca2+ ((NH4 )2C2O4 ).
б) Схема анализа ионов d-элементов.
В растворе находится один из ионов Cr3+ , Mn2+ , Fe2+ , Fe3+ , Zn2+
1. Проводят предварительные испытания с общим реактивом KOH (NaOH),
отмечая результат действия на исследуемый раствор:
- цвет осадка;
- действие на осадок избытка щелочи;
- изменение цвета осадка вследствие его окисления на
воздухе;
2. Проводят открытие иона в растворе при помощи характерных реакций.
.
2.2.Проводят открытие катиона аммония и предварительное
испытания с раствором NaOH. Пользуясь таблицей растворимости, выбирают
для дальнейшего исследования раствора и открытия катиона одну из схем
анализа ионов.
3.Открытие аниона.
140
В растворе находится один из анионов : CO32- , PO43- , SO42- , Cl- , Br- , I- ,
NO2- , NO3- , B4O723.1. Проводят предварительное испытание с раствором BaCl 2 в нейтральной
или слабощелочной среде (потирание стеклянной палочкой стенок
пробирки); действие соляной или азотной кислоты на осадок бариевой соли.
3.2. Проводят предварительное испытание с раствором нитрата серебра в
кислой среде (исследуемый раствор предварительно подкисляют азотной
кислотой — соотношение исследуемого раствора и азотной кислоты 1:1).
3.3. Проводят открытие аниона в растворе при помощи характерных реакций
(реакция обнаружения ионов).
Литература
Основная
1. Курс лекций
2. Л.Г. Балецкая. Неорганическая химия. Высшее образование,М.,2010
3. Слесарев В.И. Химия; Основы химии живого. Санкт-Петербург.:
Химиздат, 2000г
4. Глинка Н.Л. Общая химия. М.:Интегралл-пресс, 2000
5. Ершов Ю.А., Попков В.А и др. Общая химия. М.:Высшая школа, 1993г
Дополнительная
1.А.В.Бабков, Т.И.Барабанова, В.А. Попков. Общая и неорганическая
химия.Геотар-медиа,2012
2.Т.Н.Литвинова, Н.К.Выскубова,Л.В.Ненашева, Медицина,2009
3.В.В. Егоров. Теоретические основы неорганической химии. Лань, М.,2005
4.Т.Н.Литвинова, Н.К.Выскубова,Л.В.Ненашева, Медицина,2009
5. Ершов Ю. А., Плетенева Т. В. Механизмы токсического действия
неорганических соединений.- М.: Медицина, 1989г.
141
43
142