Методические указания студентам

Методические указания студентам
Рекомендуется изучить материал каждого занятия с
использованием учебной литературы, проверить
полученные знания по предлагаемым к каждому занятию
вопросам для самоконтроля.
ЗАНЯТИЕ № 1
Тема: ПРЕДМЕТ И ЗАДАЧИ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ
ХИМИИ.
РАСТВОРЫ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ
РАСТВОРОВ
Содержание занятия
1.
Практическая часть.
1.1. Предмет и задачи общей и неорганической химии. Роль
химии в фармацевтическом образовании.
1.2. Классификация дисперсных систем. Растворы. Способы
выражения концентрации растворов (массовая доля растворенного
вещества, молярная концентрация, мольная доля и объемная доля
растворенного вещества).
1.3. Знакомство с химической посудой.
2.
Правила работы и техники безопасности в химических
лабораториях.
3.
Определение исходного уровня знаний студентов по химии.
Литература
1.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984.
2.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высшая школа,
1984.
3.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для
вузов.- 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 743с. ил.
ЗАНЯТИЕ № 2
Тема: СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ
РАСТВОРОВ.
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ
КОНЦЕНТРАЦИИ
Содержание занятия
1.
Семинар
1.1. Растворы, классификация.
Способы выражения концентрации растворов: массовая доля
растворенного вещества, молярная концентрация, молярная
концентрация эквивалента, титр, моляльность, мольная доля
растворенного вещества, объемная доля.
1.2. Приготовление растворов заданной концентрации.
2. Лабораторная работа
2.1. Приготовление раствора заданной концентрации из
фиксанала.
2.2. Приготовление титрованного раствора из точной навески
исходного вещества.
2.3 Приготовление растворов заданной концентрации из
концентрированного раствора.
Литература
1. Растворы: Учебно.-метод. пособие. Нижний Новгород: Изд.
НГМА, 2001. С.3-10.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984. С.205-208.
3. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов/ Под ред. Ю.А. Ершова. М.: Высшая школа, 1993. С.48-49.
ЗАНЯТИЕ № 3
Тема: ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
Содержание занятия
1.
Семинар
1.1. Химическая система (изолированная, закрытая и открытая).
Внутренняя энергия системы. I начало термодинамики.
1.2. Тепловые эффекты химических и биохимических реакций.
Калорийность продуктов питания.
1.3. Энтальпия. Закон Гесса и следствия из него.
Термохимические уравнения реакций и расчеты по ним.
1.4. Энтальпии фазовых превращений, процессов растворения,
нейтрализации.
1.5. Принцип Бертло-Томсена.
1.6. II начало термодинамики. Энтропия химических и
биохимических процессов.
1.7. Энергия Гиббса. Критерии самопроизвольного протекания
процессов. Влияние энтропийного и энтальпийного факторов при
различных температурах на величину свободной энергии.
1.8. Термодинамическое равновесие и его роль в биохимических
процессах. Стационарное состояние системы.
1.9. Константа равновесия. Смещение химического равновесия
при изменении физико-химических условий. Принцип Ле-Шателье.
2.
Лабораторная работа.
Влияние различных факторов на смещение химического
равновесия.
2.1. Влияние концентрации на смещение равновесия.
2.2. Влияние температуры на смещение равновесия.
Литература
1.
Лекции.
2. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высш. школа, 1984.
С.98-108.
3.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984. С. 158-196.
4.
Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия
биогенных элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред.
В.А.Попкова, А.В. Бобкова. М.: Высш. шк.,2001. С. 55-67.
5.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для
вузов.- 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 175-201с. ил.
Задачи для самостоятельного решения
1. Рассчитать энтальпию разложения Н2О2 при некоторой
температуре, если известны стандартные энтальпии следующих
реакций:
SnCl2 + 2HCl + 0,5O2 SnCl4 + H2O;
∆H1˚= - 297 кДж
SnCl2 + 2HCl + H2O2 SnCl4 + 2H2O; ∆H2˚= - 393 кДж
2. Рассчитать стандартную энтальпию образования СО, если
стандартная энтальпия сгорания СО составляет ∆Н˚сгор.(СО) = - 283
кДж/моль; стандартная энтальпия образования СО2 равна - 393,5
кДж/моль.
3. Стандартная энтальпия данной реакции равна -28,8 кДж.
Fe2O3 (тв) + 3CO (г) 2Fe (тв) + 3CO2 (г)
Рассчитать ∆Н˚обр.(Fe2O3), если ∆Н˚обр.(СО2) = - 393,5 кДж/моль,
∆Н˚обр.(СО) = - 110,5 кДж/моль.
4. Стандартная энтальпия растворения безводного BaCl2 равна 8,66 кДж/моль, а энтальпия процесса гидратации
BaCl2 (тв) + 2H2O (ж) ВaCl2·2H2O (тв)
составляет -27,2 кДж/моль. Рассчитать энтальпию растворения кри-сталлогидрата.
5. Определить, может ли реакция
H2O (г) + С (графит) СO (г) + H2 (г)
идти слева направо при 298 К. Рассчитать, при какой температуре она станет возможной.
6. В замкнутом сосуде объемом 1 л протекает реакция
2AsH3 (г) 3H2 (г) + 2As (тв)
Константа равновесия при некоторой температуре составляет 1,85. Определить степень разложения
арсина, если равновесная концентрация водорода 0,6 моль/л (давление паров мышьяка не учитывать).
7. Рассчитать константу равновесия (298 К)для некоторой
реакции
А + В М,
если изменение энтальпии этого процесса при стандартных
условиях составляет ∆Н˚х.р.= - 76 кДж/моль, а изменение энтропии
∆S˚x.p.= 132 Дж/моль ·К.
8. Каким образом и какие условия надо изменить, чтобы сместить вправо следующие процессы?
a) 3H2 + N2 2NH3 + 92 кДж;
б) 3O2 2O3 - 286 кДж;
в) 2Нg + O2 2НgO + 602 кДж;
г) CaCO3 CaO + CO2 - 178 кДж.
ЗАНЯТИЕ № 4
Итоговое занятие по темам:
КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ
РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Контрольная работа № 1
ЗАНЯТИЕ № 5
Тема: РАСТВОРЫ. РАСТВОРИМОСТЬ ВЕЩЕСТВ.
ПОНЯТИЕ О КОЛЛИГАТИВНЫХ СВОЙСТВАХ РАСТВОРОВ
Содержание занятия
1.
Семинар
1.1. Основные определения: раствор, растворитель, растворенное
вещество. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых
веществ.
1.2. Вода как один из наиболее распространенных растворителей
в биосфере, химической технологии и фармации. Роль водных
растворов в жизнедеятельности организмов.
1.3. Растворение
как
физико-химическое
явление.
Термодинамика растворения. Зависимость растворимости от
температуры.
1.4. Растворы газов в жидкостях. Закон Генри, Генри ─ Дальтона.
Закон Сеченова.
1.5. Растворы твердых веществ в жидкостях. Понятие о
коллигативных (общих) свойствах растворов.
1.6. Роль осмоса в биосистемах. Плазмолиз, гемолиз, тургор.
Гипо-, изо- и гипертонические растворы.
2.
Лабораторная работа
2.1. Перекристаллизация соли.
2.2. Определение температуры плавления бензойной кислоты.
Литература
1.
Лекции.
2.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высшая школа,
1984. С. 119-130.
3.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984. С.197-222.
4.
Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия
биогенных элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред.
В.А.Попкова, А.В. Бобкова.-М.: Высш. шк.,2001. С. 84-92.
Задачи для самостоятельного решения
о
о
1.
Растворимость KCI при 10 C равна 31 г, а при 90 C
составляет 54 г. Сколько мл воды необходимо взять для
перекристаллизации
100
г
технической
соли?
Сколько
перекристаллизованной соли можно получить теоретически?
2.
Из 500 г 15%-го раствора сульфита натрия при охлаждении
о
до 0 C выпало 36 г Na2SO3·7H2O. Вычислить растворимость безводного
о
сульфита натрия в 100 г воды при 0 C.
о
3.
При 25 C растворимость сульфата меди в воде равна 16 г.
о
Сколько граммов медного купороса выделится при 25 C из 200 г
о
насыщенного при 90 C раствора, если растворимость CuSO4·5H2O при
о
90 С равна 64,2 г.
о
о
4.
Растворимость AI2(SO4)3 при 0 С равна 31,2 г ,а при 100 С о
89,0 г. Какая масса AI2(SO4)3·18H2O выделится при охлаждении до 0 С
о
из 300 г насыщенного при 100 С раствора.
5.
Содержание кислорода в воздухе составляет 21% (по
объему).Определить концентрацию кислорода в воде при 298 К и
-9
101325 Па (моль/л и г/л), если постоянная Генри равна 6,13 ·10 моль/л
·Па.
6.
На глубине 40 м ниже уровня моря общее давление
повышается примерно в 4 раза и составляет 400 кПа. Определить
концентрацию азота (моль/л, г/л) в плазме крови водолаза при этих
-9
условиях, если постоянная Генри равна 6,13·10 моль/л·Па.
о
7.
Давление водяного пара при 18 С равно 15,5 мм рт.ст. Какое
будет давление пара при той же температуре, если в 100 г воды
растворить 6,82 г сахарозы(С12Н22О11)?
8.
Понижение давления водяного пара над раствором мочевины
[СО(NH2)2] составило 4%. Найти моляльность и массовую долю
мочевины в растворе.
9.
Вычислить
осмотическое
давление
на
мембрану,
о
отделяющую воду от 9% раствора глюкозы (ρ=1,08 г/мл ), при18 С.
10. Определить
молярную
концентрацию
раствора
о
неэлектролита изотоничного при 37 С плазме крови (Росм. крови = 7,7
атм.).
11. Что произойдет с эритроцитами крови, если их поместить в
о
9% раствор глюкозы ( ρ=1,08 г/мл) при t = 25 С?
ЗАНЯТИЕ № 6
Тема: РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ
В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Содержание занятия
1. Семинар
1.1. Основные
положения
диссоциации
теории
электролитической
С. Аррениуса. Степень электролитической диссоциации. Факторы,
влияющие на степень электролитической диссоциации. Сильные и
слабые электролиты.
1.2. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
Константы кислотности Ка и основности Кв.
1.3. Изотонический коэффициент. Отличие свойств разбавленных
растворов электролитов от свойств растворов неэлектролитов.
1.4. Ионные равновесия между раствором и осадком
малорастворимого электролита. Произведение растворимости. Условия
растворения и осаждения осадков.
1.5.
Электролитическая диссоциация воды. Водородный
показатель (рН) растворов сильных и слабых кислот и оснований.
1.6. Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса,
Бренстеда).
1.7. Гидролиз солей. Механизмы гидролиза по катиону и
аниону. Ступенчатый гидролиз. Степень гидролиза. Константа
гидролиза, рН гидролизующихся солей.
1.8. Амфотерные электролиты.
1.9. Роль ионных, в том числе кислотно-основных, равновесий
при метаболизме лекарств, в анализе лекарственных препаратов.
Химическая несовместимость лекарственных веществ.
2. Лабораторная работа
2.1. Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабого
электролита.
2.2. Определение рН растворов кислот, оснований и солей с
помощью универсального индикатора.
2.3. Гидролиз солей: влияние температуры, концентрации на
сдвиг равновесия гидролиза.
Литература
1.
Лекции.
2.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высшая школа,
1984. С. 131-150.
3.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984. С.223-255
4.
Практикум по общей химии. Биофизическая химия.Химия
биогенных элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред.
В.А.Попкова, А.В. Бобкова.-М.: Высш. шк.,2001. С. 93-112.
5.
Растворы: Учеб.- метод. пособие. Нижний Новгород: Изд.
НГМА, 2001. С. 11-30.
6.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для
вузов.- 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 201-212, 225231 с. ил.
Задачи для самостоятельного решения
1.
Рассчитать осмотическое давление физиологического
о
раствора (0,86% раствора хлорида натрия) при 37 С. Степень
диссоциации хлорида натрия принять за единицу, ρр-р≈1г/мл.
2.
В каком из растворов хлорида натрия: 2%, 0,86%, 0,2%
жизнедеятельность эритроцитов крови не будет нарушена и почему ?
(ρр-р≈1г/мл)
о
Росм. крови = 7,7 атм., t =37 С. Степень диссоциации и плотность
растворов NaCI считать равными единице.
-10
3.
Вычислить растворимость BaSO4 (ПР BaSO4=1,1·10 ) в воде и
0,1М Na2SO4.
4.
Образуется ли осадок при сливании равных объемов 0,01М
-20
CuCI2 и 0,02М NaOH ? (ПР Cu(OH)2=2,2·10 ).
5.
Образуется ли осадок при сливании равных объемов 0,02М
-4
CaCI2 и 0,01М Na2SO4? (ПРCaSO4=1,3·10 ).
о
6.
Вычислить ПР PbBr2 при 25 C, если растворимость соли при
-2
этой температуре составляет 1,32·10 моль/л.
7.
Вычислить рН раствора, содержащего 0,56 г КОН в 1 л
раствора.
8.
Как изменится рН дистиллированной воды, если в 1 л ее
растворить 0,001 моль КОН?
9.
Определить рН 0,02 М растворов:
-5
а) СН3СООН (Ка=1,76·10 );
-5
б) NH3·H2O (Кв=1,755·10 ).
10. Рассчитать степень диссоциации, [Н+] и рН 0,1 М раствора
-4
молочной кислоты (Ка =1,58·10 ). (Фармацевтические препараты –
лактат железа, лактат кальция являются солями этой кислоты).
11. Сколько мл 0,1М раствора КОН потребуется для
нейтрализации 20 мл раствора серной кислоты, имеющего рН = 2?
12. Вычислить константу гидролиза хлорида аммония, степень
-5
гидролиза и рН 0,1М раствора. (Кв = 1,755·10 ).
13. Значение рН раствора натриевой соли некоторой кислоты НА
с концентрацией 0,1 моль/л равно 9. Вычислить константу
диссоциации этой кислоты.
14. Расположить в ряд в порядке возрастания рН следующие
растворы:
1)
0,01М КОН,
2)
0,01М СН3СOONH4,
3)
0,01М HNO3,
4)
0,01М KCI,
5)
0,01М CH3COOH,
6)
0,01М NН3,
7)
0,01М NH4CI.
Ответ обосновать.
ЗАНЯТИЕ № 7
Тема: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Содержание занятия
1. Семинар
1.1.
Окислительно-восстановительные реакции – реакции с
переносом электронов.
1.2.
Окислительно-восстановительные свойства атомов
элементов и их соединений в зависимости от положения в ПСЭ и
степени окисления элементов в их соединениях.
1.3.
Определение
направления
окислительновосстановительных реакций по разности стандартных потенциалов.
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
1.4.
Влияние среды (рН) на направление окислительновосстановительных реакций.
1.5.
Подбор коэффициентов в уравнениях окислительновосстановительных реакций. Методы электронного баланса и
электронно-ионный.
1.6.
Роль окислительно-восстановительных процессов в
метаболизме.
2. Лабораторная работа
Окислительно-восстановительные свойства простых веществ,
важнейших окислителей (КМnО4, К2Cr2O7) и веществ с двойственной
окислительно--восстановительной способностью (NaNO2).
Литература
1.
Лекции.
2.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высшая школа,
1984. С. 150-163.
3.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984. С.255-281.
4.
Практикум по общей химии. Биофизическая химия.Химия
биогенных элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред.
В.А.Попкова, А.В. Бобкова. М.: Высш. шк.,2001. С. 122-136.
5.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для
вузов.- 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 234-247с. ил.
Задачи для самостоятельного решения
1.
Для окисления 7,6 г FeSO4 в сернокислом
растворе требуется 115г бромной воды. Какова растворимость брома в
100г воды?
2.
Для полного обесцвечивания 40 мл 0,02 М
раствора КМnО4 в сернокислой среде потребовался равный объём
раствора Н2О2 и при этом выделилось 44,8 мл О2 (н.у.). Какой объём
этого раствора потребуется для реакции с 25 мл 0,1 М раствора KI в
сернокислой среде?
3.
Определить
направление
окислительновосстановительных реакций, пользуясь стандартными электродными
потенциалами окислительно-восстановительных систем.
2+
3+
2 Fe
+ I2 2 Fe + 2 I¯
2+
3+
2 Fe +Cl2 2 Fe + 2 Cl¯
2+
2+
Zn + Mg Mg + Zn
2+
2+
Zn + Сu
Zn + Сu
4.
Подобрать коэффициенты в уравнениях реакций
электронно-ионным методом:
1) PbO2 + Mn(NO3)2 + HNO3 → Pb(NO3) 2 + HMnO4 + H2O
2) FeS + HNO3 → Fe(NO3) 3 + S + NO + H2O
3) As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO
4) KMnO4 + KNO2 + KOH → K2MnO4 + KNO3 + H2O
5) I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O
6) Mg + HNO3(p-p) → NH4NO3 + Mg(NO3)2 + H2O
7) KOH + Cl2 → KClO3 + KCl + H2O
8) K2Cr2O7 + H2SO4 + C2H5OH → Cr2(SO4) 3 + CH3COOH + K2SO4
+ H2O
9) CrCl3 + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + KCl + H2O
10) SnCl2 + BiCl3 + KOH → K2SnO3 + Bi + KCl + H2O
11) K2Cr2O7 + H2C2O4 + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +
H2O
12) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 +
H2O
5.
Используя справочные материалы,
уравнения окислительно-восстановительных реакций:
1) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 →
2) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 →
3) MnSO4 + H2O2 + NaOH →
4) CrCl3 + H2O2 + NaOH →
5) HClO + KI + H2SO4 →
6) K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 →
7) KIO3 + SnCl2 + HСl →
8) KMnO4 + K4[Fe(CN)6] + H2SO4 →
9) Br2 + K2SO3 + KOH →
составить
6.
Установить, можно ли приготовить водный
раствор, содержащий одновременно:
а) азотную кислоту и хлороводород;
б) азотную кислоту и серную кислоту;
в) перманганат калия и сульфит калия;
г) перманганат калия и сульфат железа (III);
д) нитрит калия и йодоводород?
ЗАНЯТИЕ № 8
Итоговое занятие по темам:
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ И
ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
Контрольная работа № 2
ЗАНЯТИЕ № 9
Тема:
СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН В
СВЕТЕ УЧЕНИЯ О СТРОЕНИИ АТОМА
Содержание занятия
1. Семинар
1.1.
Основные этапы развития представлений о строении
атома. Модели Томсена, Резерфорда, Бора.
1.2.
Квантово-механическая модель строения атома. Квантовые числа.
1.3.
Распределение электронов в атоме. Принципы
формирования электронных оболочек атомов (принцип Паули,
принцип наименьшей энергии, правило Гунда). Электронные и
графические электронные формулы. Максимальное число электронов
на уровнях, подуровнях.
1.4.
Периодический закон Д.И. Менделеева и его трактовка
на основе квантово-механической теории строения атома.
1.5.
Структура периодической системы элементов: периоды,
группы, семейства. Классификация элементов на s-, p-, d-, f-блоки.
1.6.
Периодический характер изменения свойств атомов
элементов (радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону,
относительная электроотрицательность). Периодический характер
изменения свойств простых веществ, оксидов, гидроксидов и
водородных соединений.
Литература
1.
Лекции
2.
Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред. Ю.А. Ершова.М.: Высш.
шк.,1993. С. 141-164.
3.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия, М.: Высшая школа,
1984. С. 23-56
4.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: 1984. С. 46-98.
5.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для
вузов.- 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 16-45 с. ил.
Задачи для самостоятельного решения
1.
Какие характеристики орбиталей определяются значением:
а) главного квантового числа – n,
б) орбитального квантового числа – l,
в) магнитного квантового числа – ml ?
Напишите электронные и электроно-графические формулы:
22+
4+
2+
3+
2+
17CI, 17CI , 16S, 16S , 12Mg, 12Mg , 14Si , 26Fe, 26Fe , 26Fe , 28Ni .
3.
Атому какого из элементов отвечает каждая из приведенных
формул:
2 2
3
а) 1s 2s 2p ;
2 2
6 2
6
б) 1s 2s 2p 3s 3p ;
2 2
6 2
6
3 2
в) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s ;
2 2
6 2
6
10 1
г) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s ;
2 2
6 2
6
10 2
2
д) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p ?
4.
Атомы каких элементов имеют конфигурацию внешнего и
предвнешнего слоев:
2
1
а) ns np ;
2
5
б) ns np ;
3 2
в) (n-1)d ns ;
8 2
г) (n-1)d ns ;
2
6
д) ns np ;
10 1
е) (n-1)d ns ;
5 1
ж) (n-1)d ns ?
5.
Охарактеризовать набором квантовых чисел каждую из
следующих орбиталей: 1s, 2p, 3d.
6.
Какова максимальная емкость слоев K, L, M, N?
7.
Указать число орбиталей, которые характеризуются
следующими значениями орбитального квантового числа 1: 3; 2; 1;
0.
8.
Какой из атомов имеет большее значение энергии ионизации
и чем это объяснить?
а) N или О?
б) Ве или В?
9.
Какой из атомов имеет большее сродство к электрону и чем
это объясняется?
а) N или О?
б) Li или Ве?
10. Привести электронные конфигурации невозбужденных и
2+
3+
возбужденных состояний атомов и ионов: C, CI, S, Fe , Fe .
2.
¯
ЗАНЯТИЕ № 10
Тема: ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ
Содержание занятия
1. Семинар
1.1.
Типы химических связями и физико-химические
свойства соединений с ковалентной, ионной и металлической связями.
Характеристики связей: энергия, длина, направленность.
1.2.
Метод валентных связей (ВС). Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Максимальная
ковалентность элемента (насыщаемость ковалентной связи) и ее
определение методом валентных связей.
1.3.
Направленность связи. σ и π-связи и их образование
при перекрывании s-, p- и d-орбиталей. Кратность связи. Гибридизация
2
3
2
2 3
атомных орбиталей (sp, sp , sp , sp d, sp d).
1.4.
Поляризуемость и полярность ковалентной связи.
Эффективные заряды атомов в молекулах. Полярность молекул.
1.5.
Описание молекул методом молекулярных орбиталей
(МО). Связывающие, разрыхляющие и несвязывающие МО, их энергия
и форма. Энергетические диаграммы МО (на примерах молекул,
образованных элементами 1-го и 2-го периодов).
1.6.
Межмолекулярные взаимодействия и их природа
(ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия).
1.7.
Водородная связь и ее разновидности. Биологическая
роль водородной связи.
2. Программированный контроль «Строение атома.
Химическая связь».
Литература
1.
Лекции.
2.
Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов. Учеб.пособие для вузов;/ Под ред. Ю.А. Ершова.М.: Высш.
шк.,1993. С. 164-191.
3.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия, М.: Высшая школа,
1984. С. 56-90.
4.
Глинка Н.Л. Общая химия, Л.: Химия, 1984. С. 109-151.
5.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для
вузов.- 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – с. ил.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1.
Какой тип гибридизации орбиталей центрального атома
наиболее вероятен для молекул NH3, CH4, H2O, BH3, BeH2?
2.
Молекула SnCI2 (в газовой фазе) имеет угловую форму, а
молекула
HgCI2−линейную. Объяснить эти данные.
3.
Объяснить причины, по которым химическая связь в
молекуле F2 менее прочная, чем связь в молекуле CI2. Наблюдается ли
аналогичное упрочнение связи в молекулах кислорода и серы ?
4.
По методу молекулярных орбиталей сопоставить прочность
химической связи в частицах:
+
–
2–
а) Н2 , Н2, Н2 , Н2 ;
+
–
2–
б) О2 , О2, О2 , О2 ;
в) B2, C2, N2, O2;
–
+
г) Li2 , Li2, Li2 .
+
–
5.
Ионы Li и Н имеют одинаковое число электронов. Какой
ион больше?
6.
Дипольные моменты молекул СО2 и СS2 равны нулю.
–30
Почему дипольный момент молекулы СОS высок? (6,61·10 Кл · м).
7.
Указать, какие из следующих веществ имеют дипольный
момент: SO2, СО2, CH3CI, C(CH3)4.
8.
Описать природу химической связи в комплексе NH3·BF3 .
9.
Почему валентный угол в молекуле NH3 больше, чем в
молекуле Н2О?
10. Объяснить. природу химической связи в каждом из
указанных ниже веществ. Как обусловлены физические свойства этих
веществ типом химической связи?
а) железо, б) алмаз, в) бром, г) молибден, д) поваренная соль,
е) карборунд [карбид кремния], ж) глюкоза.
ЗАНЯТИЕ № 11
Тема:
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Содержание занятия
1. Семинар
1.1.
Современное содержание понятия “комплексные
соединения” (КС).
1.2.
Структура комплексных соединений: центральный атом
– комплексообразователь, лиганды (моно- и полидентатные), координационное число центрального атома, внутренняя и внешняя
сфера комплексного соединения.
1.3.
Классификация комплексных соединений.
1.4.
Номенклатура комплексных соединений.
Природа
1.5.
химической
связи
в
комплексных
соединениях.
Способность атомов и ионов различных элементов к
комплексообразованию. Понятие о жестких и мягких центральных и
донорных атомах.
1.7.
Диссоциация КС в растворах. Константы нестойкости и
устойчивости КС.
1.8.
Химические свойства КС. Реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции с сохранением и с разрушением
комплексных ионов.
1.9.
Биологическая роль КС. Понятие о металлоферментах.
Химические основы применения в фармации и медицине.
2. Лабораторная работа
2.1 Образование комплексных соединений.
2.2 Диссоциация комплексных солей.
2.3 Окислительно-восстановительные реакции комплексных соединений.
Литература
1.6.
1.
Лекции.
2.
Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред. Ю.А. Ершова.М.: Высш.
шк.,1993. С. 191-203.
3.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984. С. 563-587.
4.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высш. школа,
1984.С. 165-180.
5.
Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия
биогенных элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред.
В.А.Попкова, А.В. Бобкова. М.: Высш. шк.,2001. С. 113-122.
6.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для
вузов.- 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 107-113с. ил.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1.
Какое место в ПСЭ занимают элементы со свойствами
типичных комплексообразователей?
2.
Как зависит координационное число от электронной
структуры и радиуса атома или иона –комплексообразователя?
323.
Чем объяснить, что ионы [AIF6] , [SiF6] , [BF4] устойчивее,
чем соответствующие хлоридные комплексы?
4.
Как с позиции метода ВС объяснить характер связей и
координационное число в соединениях [Zn(NH3)4]SO4; [Ag(NH3)2]Cl;
K4[Fe(CN)6]; [Fe(CO)5]?
5.
Чем объяснить различное пространственное строение
комплексных ионов:
Ионкомплексообразователь
+
Ag
2+
Zn
Cr
3+
Соединение
Форма
[Ag(NH3)2]
+
2-
[Zn(CN)4]
3-
[Cr(OH)6]
Линейна
я
Тетраэдр
ическая
Октаэдр
ическая
6.
Назвать
следующие
комплексные
соединения:
[Cu(NH3)4](OH)2; K[Al(OH)4(H2O)2]; [Fe(H2O)6]Cl3; [Cr(H2O)4Cl2]Cl;
[Pt(NH3)4][PtCl4]; [Co(NH3)6]SO4; [Pt(NH3)2Cl2].
7.
Написать уравнения диссоциации следующих комплексных
соединений: K3[Fe(CN)6]; [Cu(NH3)4]SO4; K[BiI4]; Cu2[Fe(CN)6];
[Cr(H2O)6]Cl3.
8.
Написать выражения констант нестойкости для следующих
3
2+
+
комплексных ионов: [Co(NO2)6] ¯; [PtCl2(NH3)4] ; [Ag(NH3)2] ;
4
2+
3+
[Fe(CN)6] ¯; [Ni(NH3)4] ; [Cr(H2O)6] .
9.
Вычислить концентрацию ионов серебра в 0,1М растворе
+
хлорида диамминсеребра (I). Как изменится концентрация [Ag ], если к
одному литру раствора соли добавить один литр 0,5 Мраствора NН3?
2+
10. Вычислить концентрацию ионов Ni в 0,1 М растворе
2–22
K2[Ni(CN)4]. Kнест.([Ni(CN)4] )=1·10 .
211. Произойдет ли разрушение комплекса [HgCl4] , если к 1 л
20,1МраствораK2[HgCl4] добавить 0,078 г Na2S ? Kнест( [HgCl4]
-17
)=6·10 ,
-52
ПРHgS = 1,6·10 .
12. Какие комплексные соединения называются кластерами,
хелатами? Привести примеры.
13. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной
форме:
1)
K[Ag(CN)2]+K2S→
,
2)
K[Ag(NO2)2]+KBr→
,
3)
[Cd(NH3)4]Cl2+NaOH→
,
зная константы нестойкости комплексных ионов и произведение
-50
-13
-14
растворимости: ПРAg2S = 6·10 , ПРAgBr = 6·10 , ПРCo(OH)2 =2·10 .
14. Через водный раствор K4[Fe(CN)6] пропустили CI2. Написать
уравнение реакции.
15. К водному раствору: 1) K2[SnCl6] добавили железо; 2)
[Ag(NH3)2]Cl добавили металлический цинк? Написать уравнения химических реакций.
16. Изменится ли окраска раствора KMnO4, если добавить к
нему
а) K4[Fe(CN)6]; б) K3[Fe(CN)6]? Написать уравнение реакции.
ЗАНЯТИЕ № 12
Тема:
S-
ЭЛЕМЕНТЫ
Содержание занятия
1. Семинар
1.1.
Водород. Особенности положения в Периодической
системе элементов. Химические свойства.
1.2.
Вода как важнейшее соединение водорода, ее
физические
и
химические
свойства.
Аквакомплексы
и
кристаллогидраты. Дистиллированная и апирогенная вода, получение
и применение в медицине.
1.3.
Пероксид водорода, кислотные и окислительновосстановительные свойства. Применение в медицине и фармации.
1.4.
s-Элементы – металлы IА и IIА групп. Общая
характеристика. Закономерности изменения свойств элементов и их
важнейших соединений. Энергии ионизации атомов. Энергии гидратации ионов.
1.5.
Свойства простых веществ. Взаимодействие металлов
IА и IIА групп с водой, кислотами, кислородом. Оксиды, пероксиды,
надпероксиды. Гидриды металлов и их восстановительные свойства.
1.6.
Гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.
Амфотерность гидроксида бериллия.
1.7.
Соли щелочных и щелочно-земельных металлов:
галогениды, сульфаты, карбонаты, фосфаты. Ионы щелочных и
щелочно-земельных металлов как комплексообразователи.
1.8.
Содержание ионов металлов IА и IIА групп в
биологических
жидкостях.
Макрои
микроS-элементы.
Внутриклеточные и межклеточные ионы. Характер биологического
+
+
2+
2+
действия Na , K , Ca , Mg .
1.9.
Жесткость воды, единицы ее измерения. Методы
устранения жесткости. Влияние жесткой воды на живые организмы.
Минеральные воды.
1.10.
Соединения кальция в костной ткани. Сходство кальция
90
и стронция, изоморфное замещение ( Sr).
1.11.
Токсичность бериллия. Применение соединений лития,
натрия, калия, кальция, магния, бария в медицине и фармации.
2. Лабораторная работа
Изучение свойств соединений IА и IIА групп.
Литература
1. Лекции.
2.
Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред. Ю.А. Ершова.М.:
Высш. шк.,1993. С. 223-253.
3.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1984.
С. 181-210.
4.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984. С.330-338, 543551, 587-599.
5.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для
вузов.- 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 299-308, 510537 с. ил.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1. Составить схемы реакций последовательного превращения,
–
+
указать условия протекания: Н2→Н →Н2→Н .
2. Первая зона гидратации катиона водорода включает в себя одну
молекулу воды. Одинакова ли длина трех химических связей О-Н в
+
Н3О ? Вторая зона гидратации катиона водорода при комнатной
температуре содержит три молекулы воды. Формула гидрата
Н3О+·3Н2О. Какие связи реализуются в этом гидрате? Корректна ли
+
запись гидрата в виде формулы Н9О4 ?
3. Указать
типы
гибридизации атомных
орбиталей
и
2–
2+
2+
геометрические формы ионов: [BeF4] ; [Be(H2O)4] ; [Mg(NH3)6] ;
2+
[Mg(H2O)6] .
4. Умягчение воды (устранение постоянной жесткости) можно
проводить с помощью карбоната и фосфата натрия. Написать
уравнения реакций. Почему умягчение воды воздействием
ортофосфата натрия более эффективно?
5. Какие соседние элементы Be-Mg-Ca-Sr-Ba должны проявлять
наибольшую близость в свойствах, какие наименьшую?
6. На чем основано применение гипса в медицине? Привести
уравнение реакции “схватывания гипса”.
7. На чем основано применение пероксида натрия для регенерации
кислорода в закрытых помещениях?
8. К раствору сульфата марганца (II) добавили избыток щелочи и
10 г 3% раствора Н2О2.Вычислить массу образовавшегося осадка.
9. На реакцию с 10 мл раствора Н2О2 (ρ=1г/мл) израсходовалось 60
мл 0,05М раствора KMnO4. Определить массовую долю Н2О2 в
растворе.
10. Подтвердить уравнениями полуреакций двойственную
окислительно-восстановительную способность пероксида водорода.
11. Какую массу карбоната натрия надо добавить к 30 л воды,
чтобы устранить общую жесткость воды, равную 4,64 ммоль/л?
12. Токсичность ионов бария проявляется при концентрациях
выше 4 мг/л. Доказать, что сульфат бария можно использовать как
рентгено-контрастное вещество при исследовании желудочно–10
кишечного тракта. ПРBaSO4=1·10 .
13. Возможно ли протекание в организме человека реакции:
2+
2+
Ca3(PO4)2+3Sr →Sr3(PO4)2+3Ca ,
–30
–23
Если известно, что ПРSr3(PO4)2=1·10 ; ПРСа3(PO4)2=2·10 ? К каким
последствиям может привести эта реакция?
14. Известно, что кислоты оказывают неблагоприятное
воздействие на твердые ткани зубов. Подтвердить это уравнениями
реакций гидроксилапатита и фторапатита с кислотами.
3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2+HCI→
3Ca3(PO4)2·CaF2+HCI→
Какой компонент зубного порошка уменьшает кислотность
ротовой жидкости?
15.
Рассчитать растворимость оксалата кальция, сульфатов и
карбонатов бария и кальция, гидротартрата калия (моль/л, г/л), исходя
из значений ПР (см. табл.). Сравнить вещества по растворимости.
16. Объем раствора, образовавшегося после гидролиза пероксида
натрия, составил 750 мл. Для нейтрализации 10 мл этого раствора
потребовалось 15 мл 0,2 моль/л раствора НCI. Сколько граммов
пероксида натрия вступило в реакцию с водой?
17. Составить уравнения химических реакций:
а) Ca→CaH2→Ca(OH)2→CaCO3→Ca(HCO3)2→CaO,
б) K→KO2→KOH→K2CO3→K2SO4,
2в) Ве→[Be(OH)4] →Be(OH)2.
18.
реакций:
Составить уравнения окислительно-восстановительных
а) KMnO4+H2O2+H2SO4→
б) H2O2+FeSO4+KOH→
в) H2O2→
ЗАНЯТИЕ № 13
Тема: d - ЭЛЕМЕНТЫ VI И VII ГРУПП
Содержание занятия
1.
Семинар
1.1.Общая характеристика d - элементов, электронное строение.
Характерные особенности d-элементов: переменные степени
окисления, образование комплексных соединений, окраска соединений
и причины ее возникновения.
1.2.Общая характеристика элементов VI B группы.
Закономерности изменения свойств при переходе от низших к высшим
степеням окисления.
1.3.Хром. Общая характеристика. Простое вещество и его
химические свойства, способность к комплексообразованию.
1.4.Соединения хрома (II) и (III). Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства, способность к
комплексообразованию. Соли хрома (III).
1.5.Соединения хрома (VI): оксид, хромовые кислоты. Хроматы и
дихроматы, их окислительные свойства.
1.6.Молибден и вольфрам. Общая характеристика. Способность к
образованию изополи- и гетерополикислот. Сравнительная
характеристика соединений молибдена и вольфрама по отношению к
соединениям хрома.
1.7.Биологическое значение элементов VI В группы. Применение
соединений в фармации.
1.8.Общая характеристика элементов VII В группы.
1.9.Марганец. Свойства простого вещества. Способность к
комплексообразованию.
1.10.Соединения марганца (II) и (III). Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства.
1.11.Оксид марганца (IV), кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства.
1.12.Соединения марганца (VI): манганаты, их термическая
устойчивость, диспропорционирование в растворе.
1.13.Соединения марганца (VII) ─ оксид, марганцовая кислота,
перманганаты. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства. Химические основы применения перманганата калия и его
раствора как антисептического средства и в фармацевтическом
анализе.
2.
Лабораторная работа
Изучение свойств соединений d ─ элементов VI и VII групп.
Литература
1.
Лекции.
2.
Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред. Ю.А. Ершова.М.: Высш.
шк.,1993. С. 254-274.
3.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высшая школа,
1984. С.337-352.
4.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984. С.633-646.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов.5.
5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 546-549, 597-630 с. ил.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1.
Как изменяются кислотно-основные свойства в рядах:
Cr(OH)2 → Cr(OH)3 → H2CrO4;
Mn(OH)2 → Mn(OH)4 → H2MnO4 → HMnO4?
2.
В виде каких ионов существуют Cr (II), Cr (III), Cr(VI), Mn
(II), Mn (VI), Mn (VII) в водных растворах?
3.
Как относится хром к разбавленной серной и соляной
кислотам? Привести уравнения реакций. Как относится хром к
действию H2SO4 (конц.) и HNO3 (конц.)?
4.
Почему молибден и вольфрам легче всего взаимодействуют
со смесью кислот HNO3 + HF?
5.
Можно ли использовать а) дихромат калия; б) перманганат
калия (условия стандартные) в качестве окислителя для
осуществления следующих процессов?
1) 2F- - 2e → F2
2) 2Cl- - 2e→ Cl2
3) 2Br - - 2e → Br2
4) HNO2 + H2O - 2e → NO3- + 3H+
5) Mn2+ + 4H2O - 5e → MnO4- + 8H+
6) 2H2O - 2e → H2O2 + 2H+
7) H2S - 2e → S + 2H+
6. Какую реакцию среды имеют водные растворы: CrCl3,
MnSO4? Ответ обосновать. Что образуется при сливании водных
растворов:
а) CrCl3 + Nа2CO3;
б) Cr2(SO4)3 + Na2S ?
Написать уравнения реакций.
7. Образуется ли осадок при сливании равных объемов 0,01
М MnCl2 и
0,02 М NaOH? ПРMn(OH)2=5,5·10-10.
8. Составить формулы и названия возможных комплексных
соединений состава CrCl3 · 6H2O(к.ч. хрома равно 6).
9. Известны три изомера состава CrCl3 · 6H2O. Один изомер
фиолетового цвета, два других ─ различных оттенков зеленого цвета.
При действии на растворы фиолетового цвета, светло-зеленого и
темно-зеленого изомеров раствором AgNO3 в осадок выделяются
соответственно 3, 2, 1 моль AgCl в расчете на моль кристаллогидрата.
Привести формулы и названия этих соединений.
10. Определить концентрацию Cr3+ в 0,1 М растворе Na[Cr(OH)4].
Как изменится концентрация ионов хрома (III), если к 200 мл раствора
добавить 2 г NaOH? Кнест = 1,26·10-30
11. Какой объем хлора (н.у.) выделится при действии на 20 г
технического KMnO4 (5% примесей) 100 мл 30% раствора HCl (ρ=1,15
г/мл)?
12. Для окисления 540 мг нитрита щелочно-земельного металла
потребуется 60 мл подкисленного раствора перманганата калия с
концентрацией
с(1/5 KMnO4) = 0,2 моль/л. Какой металл входил в состав
нитрита?
13. Закончить уравнения реакций. Подобрать коэффициенты
электронно-ионным методом:
1) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 →
2) KMnO4 + H2S + H2SO4 →
3) MnSO4 + H2O2 + H20 →
4) KMnO4 + H2O2 + KOH →
5) K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 →
6)
7)
8)
9)
10)
11)
K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + …
Cr2(SO4)3 + Br2 + KOH →
K2MnO4 + H2O →
MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + …
MnO2 + HCl →
CuCl + K2Cr2O7 + HCl → CuCl2 + …
ЗАНЯТИЕ № 14
Тема: d - ЭЛЕМЕНТЫ VIII, I, II ГРУПП
Содержание занятия
1.
Семинар
1.1. Общая характеристика VIII В группы. Деление элементов на
семейства железа и платиновые металлы. Общая характеристика
семейства платины.
1.2. Общая характеристика элементов семейства железа.
1.3. Свойства железа.
1.4. Соединения железа (II) и железа (III), их кислотно-основные
и окислительно-восстановительные свойства. Комплексные
соединения.
1.5. Гемоглобин и железосодержащие ферменты, понятие о
механизме их действия. Применение соединений железа в медицине и
фармации.
1.6. Соединения железа (VI). Ферраты, получение и
окислительные свойства.
1.7. Кобальт и никель. Химическая активность простых веществ
в сравнении с железом.
1.8. Соединения кобальта (II) и (III), никеля (II), их кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства, способность к
комплексообразованию.
1.9. Кобальт и никель как микроэлементы. Кофермент В12.
Применение соединений кобальта и никеля в медицине и фармации.
1.10. Общая характеристика элементов I В группы. Свойства
простых веществ.
1.11. Соединения меди (I) и (II), их кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства, способность к
комплексообразованию.
1.12. Медьсодержащие ферменты, химизм их действия.
Применение соединений меди в фармации.
1.13. Соединения серебра, их кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способность серебра к
комплексообразованию.
1.14. Химические основы применения серебра и его соединений в
качестве лечебных препаратов и в фармацевтическом анализе.
1.15. Золото. Соединения золота (I) и (III), их свойства.
Применение в медицине золота и его соединений.
1.16. Общая характеристика II В группы.
1.17. Цинк, его химические свойства. Кислотно-основные
свойства соединений цинка. Комплексные соединения цинка.
Цинксодержащие ферменты и химизм их действия. Применение в
фармации соединений цинка.
1.18. Ртуть, свойства ртути, отличия от свойств цинка. Реакции
ртути с серной и азотной кислотами. Соединения ртути (I) и (II), их
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства,
способность к комплексообразованию.
1.19. Химизм токсичного действия ртути и кадмия. Применение
соединений ртути в медицине и фармации.
2.
Лабораторная работа.
Изучение свойств соединений d─элементов VIII, I, II групп.
Литература
1.
Лекции.
2.
Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред. Ю.А. Ершова.М.: Высш.
шк.,1993. С. 274-302.
3.
Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Выс. шк., 1984.
С. 352-378.
4.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984. С. 551-563,
599-608, 649-679.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов.5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 630-698, с. ил.
5.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
Составить уравнения по схеме:
а) Fe → FeCl2 → FeCl3 →Fe(NO3)3 → Fe2O3 → FeO → FeCl2
→ Fe(OH)2 → Fe(OH)3;
1.
+СО32-
+НВr
+KI
+К2S
б) FeCl3 → ? → ? → ? → ?
в) AgNO3 → [Ag(NH3)2]+ → AgI → [Ag(S2O3)2]3- → Ag2S
г) Zn → ZnSO4 → [Zn(NH3)4]2+→ [Zn(H2O)4]2+ → [Zn(OH)4]2д) Hg → Hg(NO3)2 → HgO → Hg → HgS
e) CuSO4 → CuBr2 → CuCl2 → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2 → CuOH →
Cu2O→ Cu → CuSO4
2.
Дать названия приведенных комплексных соединений:
K2[ZnCl4]; [Zn(H2O)4]SO4; K2[Zn(OH)4]; [Ni(NH3)6]Cl2;
[Pt(NH3)2Cl2]; [Fe(CO)5]; K3[FeF6]; K2[HgI4].
Установить: заряд комплекса, степень окисления и
координационное число комплексообразователя, геометрию
комплекса.
3.
Почему хлорид серебра (I) растворяется в 1М растворе
аммиака, но не растворяется в растворе хлорида аммония той же
концентрации?
4.
При добавлении к голубому раствору хлорида меди (II)
избытка хлороводородной кислоты раствор становится зеленым.
Объяснить этот факт.
5.
В лаборатории для очистки использованной ртути
(загрязненной цинком, свинцом, медью и железом) ее перемешивают с
насыщенным раствором нитрата ртути (II). Какие реакции лежат в
основе этого способа очистки?
6.
В лаборатории без этикеток оказались банки с ZnCl2; CoCl2;
HgCl2 (вещества имеют одинаковую окраску). Как идентифицировать
эти соединения?
7.
Как действуют на медь, серебро, цинк, ртуть и железо:
а) разбавленная серная кислота;
б) концентрированная серная кислота;
в) разбавленная азотная кислота;
г) концентрированная азотная кислота?
8.
Сульфат железа (II), массой 0,152 г окислен перманганатом
калия в сернокислом растворе. Вычислить массу образовавшейся соли
и объем 0,01 М KMnO4, вступившего в реакцию.
9.
В каком виде трехвалентное железо ─ более сильный
окислитель:
[Fe(H2O)6] 3+ или [Fe(CN)6] 3- ?
10.
Почему гидроксид цинка в отличие от гидроксида
алюминия растворим не только в сильных щелочах, но и в аммиаке и
солях аммония?
11.
Соль Мора содержит 14,23% Fe2+, 9,2% NH4+, 49,00% SO42- и
27,57% Н2О. Составить формулу этой соли.
12.
Реакции образования некоторых комплексов серебра (I) при
25 С характеризуются следующими значениями энергии Гиббса:
Ag+ + 2Cl- = [AgCl2]–; ∆Gº =
- 30 кДж/моль,
Ag+ + 2NH4OH =
[Ag(NH3)2]+ + 2H2O;
∆Gº = - 41 кДж/моль,
Ag+ + 2S2O32- = [Ag(S2O3)2]3-;
∆Gº = - 76 кДж/моль,
Ag+ + 2CN– = [Ag(CN)2]–;
∆Gº = - 119 кДж/моль.
На основании этих данных сделать вывод о
термодинамической возможности и полноте протекания реакции: а)
при стандартных условиях; б) при избытке лиганда. Рассчитать
константу устойчивости данных комплексов.
13. Составить уравнения реакций. Подобрать коэффициенты
электронно-ионным методом:
а) FeS + HNO3(конц.)→
б) FeS2 + HNO3(конц.)→
в) К4[Fe(CN)6] + Br2 →
г) Pt + HNO3 + HCl → H2[PtCl6] + NO + ….
д) Na2FeO4 + HCl → FeCl3 + O2 + ….
e) Mo + HNO3 + HF → H2[MoF6] + NO + ….
14. Амальгаму натрия (ωNa = 20%) массой 10 г обработали 100 мл
воды. Определить массовую долю щелочи в образовавшемся растворе.
0
ЗАНЯТИЕ № 15
ИТОГОВОЕ ЗАНЯТИЕ ПО ТЕМАМ
«КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ», «s-, d - ЭЛЕМЕНТЫ»
Cодержание занятия
1. Контрольная работа № 3
ЗАНЯТИЕ № 16
Тема: p-ЭЛЕМЕНТЫ III , IV ГРУПП
Содержание занятия
1. Семинар
1.1. Общая характеристика III А группы. Зависимость
устойчивости соединений от степени окисления (+3, +1).
1.2. Бор. Химическая активность. Бориды, бораны ─ особенности
природы связи и стереохимии.
1.3. Галогениды бора, их гидролиз.
1.4. Борная кислота, бораты ─ производные различных
мономерных и полимерных борных кислот.
1.5. Биологическая роль бора, антисептические свойства борной
кислоты и ее солей.
1.6. Алюминий. Сравнение активности простого вещества с
бором.
1.7. Разновидности оксида алюминия. Связь его свойств с
особенностями кристаллической решетки. Применение в медицине.
1.8. Гидроксид алюминия, его амфотерность. Алюминаты.
Алюминий – комплексообразователь.
1.9. Соли алюминия. Кристаллогидраты. Галогениды. Гидрид
алюминия. Двойные соли (квасцы).
1.10. Применение алюминия в медицине и фармации.
1.11. Общая характеристика IV А группы. Изменение свойств
простых веществ и их соединений.
1.12. Углерод. Аллотропия углерода. Гибридизация электронных
орбиталей, типы связей и геометрия молекул. Активированный уголь
как адсорбент.
1.13. Карбиды активных металлов, их гидролиз до
соответствующих углеводородов.
1.14. Соединения углерода (II). Оксид углерода (II) ─
восстановитель, основы его токсичности.
1.15. Соединения углерода (IV), природа связей, равновесие в
водном растворе. Карбонаты и гидрокарбонаты. Термическое
разложение.
1.16. Циановодородная кислота. Простые и комплексные цианиды.
Основы их токсичности.
1.17. Четыреххлористый углерод, фосген, фреоны, сероуглерод,
тиокарбонаты, цианаты и тиоцианаты, их физические и химические
свойства. Применение.
1.18. Биологическая роль углерода. Применение его соединений в
медицине и фармации.
1.19. Кремний. Важнейшие отличия от углерода. Силициды.
Силаны, их окисление и гидролиз. Тетрафториды и тетрахлориды.
1.20. Кислородные соединения кремния. Силикаты, кремниевая
кислота. Кремнийорганические соединения, силиконы, силоксаны,
использование в медицине.
1.21. Элементы подгруппы германия. Гидриды, галогениды (ЭГ2,
ЭГ4). Оксид свинца (IV) как сильный окислитель. Амфотерность
гидроксидов.
1.22. Химизм токсического действия соединений свинца.
Применение в медицине его соединений. Химические основы
использования соединений свинца и олова в анализе
фармацевтических препаратов.
2. Лабораторная работа
Изучение свойств соединений р-элементов III и IV групп.
Литература
1. Лекции.
2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред. Ю.А. Ершова.М.: Высш.
шк.,1993. С. 305-328.
3. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высшая школа,
1984.
4. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1984 (1983). С. 418-432,
491-498, 608-618.
5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов.- 5-е
изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 421-510 с. ил.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1. Описать образование связей в молекуле В2 по методу
молекулярных орбиталей.
2. Составить уравнения гидролиза трихлорида и трифторида
бора. Указать возможные продукты, оценить значение рН в растворах.
3. Почему оксид бора не взаимодействует с HCl, но легко
растворяется в растворе HF?
4. Используя значение ∆G(обр) объяснить, можно ли
восстанавливать бор из В2О3 водородом, углеродом, магнием,
алюминием, кремнием.
5. Написать уравнения реакций:
Na2B4O7 + H2SO4 (разб)→
H3BO3 + Na2CO3 →
K2Cr2O7 + B2H6 + H2SO4 →
Na2B4O7 + H2O →
BCl3 + H2O →
6. Чем объясняется большая коррозийная стойкость алюминия?
Как относится этот металл к кислотам и щелочам? Чем объясняется его
пассивация в азотной и концентрированной серной кислотах на
холоде?
7. При гидролизе солей алюминия комплексный ион
[Al(H2O)6]3+ ведет себя как слабая кислота. Подтвердить это
уравнениями реакций для двух ступеней гидролиза.
8. Почему сульфид, карбонат и цианид алюминия нельзя
получать в водном растворе?
9. Почему для осаждения гидроксида алюминия используется не
щелочь, а раствор аммиака? Дописать уравнения следующих реакций:
AlCl3 + NH3 + H2O →
AlCl3 + Na2CO3 + H2O →
AlCl3 + (NH4)2S + H2O →
10. Какой объем двумолярного раствора аммиака необходимо
взять для осаждения Al(OH)3 из 200 мл раствора AlCl3 с ω=30% и ρ=1,3
г/мл? Какой объем децимолярного раствора NaOH необходимо
добавить к осадку для его полного растворения?
11. Смесь алюминия и углерода массой 1,68 г сильно нагрели,
образовавшийся твердый осадок обработали избытком соляной
кислоты. Вычислить объем выделившегося газа (н.у.), если известно,
что масса нерастворившегося остатка составила 0,240 г.
12. Произведения растворимости NiC2O4 и Na3AlF6 одинаковы
(4•10-10). Какова растворимость (моль/л) этих солей в воде?
13. Как различаются карбиды и силициды по типу химической
связи?
14. Объяснить по методу валентных связей и методу
молекулярных орбиталей химическую связь в молекуле СО.
15. Зажженный на воздухе магний продолжает гореть в атмосфере
углекислого газа. Почему же при пожарах используется углекислотные
огнетушители?
16. Какая из двух таутомерных форм циановодорода является
более сильным протолитом (в роли кислоты) в растворе:
H – C ≡ N или H – N ═ C ?
17. Какую геометрическую конфигурацию имеют молекулы CH4,
CO2, CS2, C2H2? Сколько σ- и π-связей образует атом углерода в
каждом соединении?
18. Вычислить объем NH3 и массу поташа и угля, которые
потребуются для получения KCN массой 1 кг.
19. 100 мл раствора щавелевой кислоты было приготовлено из
кристаллогидрата H2C2O4·2H2O массой 0,063 г. На реакцию с ним было
затрачено 8,3 мл раствора KMnO4, подкисленного серной кислотой.
Определить молярную концентрацию эквивалента KMnO4.
20. Определить константу гидролиза и рН 0,02 М раствора Na2CO3.
(Учитывать первую ступень гидролиза Кг, I = 4,5·10-7).
21. Почему карбонат бария можно перевести в сульфат, добавляя
серную кислоту, а карбонат кальция нельзя?
22. Какие оксиды более устойчивы термически: GeO2 или SnO2;
PbO2 или PbO?
23. При отравлениях соединениями свинца применяется 10%
раствор тиосульфата натрия. В чем принцип действия этого раствора?
24. Написать уравнения реакций:
Si + NaOH + H2O →
Sn + HCl изб→
SnS + Na2S2 → Na2SnS3 + …
PbS + HNO3 конц→
GeO2 + HCl конц→
[SnCl3]- + OH- недост→
[SnCl3]- + OH- изб→
25. Почему для перевода в раствор твердая соль SnCl2·2H2O
вносится не в воду, а в соляную кислоту? Что произойдет при
разбавлении этого раствора водой?
26. Каково соотношение рН децимолярных растворов Sn(NO3)2 и
Pb(NO3)2?
27. Какие газы и в каком объеме выделятся при прокаливании
нитрата свинца (II)?
28. Для разделения ионов Sn2+ и Pb2+ используется раствор йодида
калия. Какой объем двумолярного раствора следует взять, если в
анализируемом растворе смеси катионов содержится 0,05 моль Pb2+?
ЗАНЯТИЕ № 17
Тема: р-ЭЛЕМЕНТЫ V ГРУППЫ
Содержание занятия
1. Семинар
1.1.
Общая характеристика VA группы. Зависимость
свойств элементов, простых веществ, водородных и кислородных
соединений от номера периода.
1.2. Азот. Строение молекулы. Многообразие соединений с
различными степенями окисления азота. Молекула азота как лиганд.
1.3. Аммиак. Кислотно-основная и окислительновосстановительная характеристика. Амиды. Аммиакаты. Ион аммония
и его соли, термическое разложение. Азотистоводородная кислота и
азиды. Гидразин, гидроксиламин. Нитриды (ковалентные и ионные).
1.4. Оксиды азота. Природа связи. Получение. Кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства.
1.5. Азотистая кислота, нитриты. Азотная кислота, особенности
химических свойств. Нитраты. «Царская водка».
1.6. Фосфор. Аллотропия. Химическая активность различных
модификаций фосфора.
1.7. Фосфиды. Фосфин. Сравнение с аммиаком. Галогениды
фосфора и их гидролиз.
1.8. Оксиды фосфора, природа связи и стереохимия,
взаимодействие с водой.
1.9. Фосфорноватистая и фосфористая кислоты, строение
молекул. Пирофосфорная кислота. Изополи- и гетерополикислоты
фосфора. Мета- и орто- фосфорные кислоты, сравнение с азотной
кислотой. Кислые и средние фосфаты.
1.10. Подгруппа мышьяка, общая характеристика. Сравнение
свойств водородных соединений мышьяка, сурьмы и висмута с
аммиаком и фосфином.
1.11. Галогениды элементов подгруппы мышьяка. Оксиды и
гидроксиды элементов (III) и (V), их кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства.
1.12. Арсениты и арсенаты. Соли катионов сурьмы (III) и
висмута (III), их гидролиз. Сурьмяная кислота и ее соли. Висмутаты.
1.13. Азот, фосфор, мышьяк в организме, их биологическая роль.
1.14. Химические основы применения в медицине и фармации
аммиака, оксида азота (I), нитрита и нитрата натрия, оксидов и солей
мышьяка, сурьмы и висмута. Использование соединений р-элементов
V группы в фармацевтическом анализе.
2. Лабораторная работа
Изучение свойств соединений р-элементов V групы.
Литература
1. Лекции.
2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред. Ю.А. Ершова.М.: Высш.
шк.,1993. С. 328-349.
3. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высш. Шк., 1984.
С. 243-277.
4. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1983. С. 383-417.
5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для
вузов.- 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 373-420с. ил.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1. Как изменяются термическая устойчивость и
восстановительные свойства водородных соединений VА группы?
2. Написать уравнения реакций:
NH3 + KMnO4 + H2O →
NH2OH + K2S2O3 + H2SO4 →
NH3 + Mg →
HNO3 + HCl + Pt → H2[PtCl6] + …
КNO3 + Zn + KOHконц. →
3. Написать уравнения термического разложения следующих
нитратов: NH4NO3, KNO3, Cu(NO3)2, Hg(NO3)2, Mn(NO3)2.
4. Написать уравнения реакций окисления мышьяка и висмута с
концентрированными растворами азотной и серной кислот на холоде и
при нагревании.
5. Написать уравнения реакций обнаружения соединений
мышьяка и сурьмы по методу Марша.
6. Написать уравнения реакций:
KNO2 + Al + KOH →
H3PO3 + K2FeO4 + KOH →
P2S3 + HNO3 конц. →
AsH3 + O3 + NaOH →
Sb + HCl + HNO3 →
Bi2(SO4)3 + H2O →
Bi(NO3)3 + H2O →
KBiO3 + H2O2 + H2SO4 →
7. Как влияет на донорные свойства молекулы NH3 положение
неподеленной электронной пары не на s- , а на sp3- гибридной
орбитали? Какую геометрическую конфигурацию имеет ион NH4+?
8. Написать графические формулы аммиака, гидразина и
гидроксиламина. Проанализировать их основные и окислительновосстановительные свойства и способность к комплексообразованию.
9. Дописать уравнения реакций:
N2H4 + KMnO4 + H2SO4 → N2 + …
NH2OH → N2 + NH3 + …
10. Вычислить константу диссоциации NH3·H2O NH4+ + OH-,
зная, что α(NH3·H2O) =0,43% в растворе с концентрацией 1 моль/л.
Рассчитать рН.
11. Как влияет изменение температуры и давления на равновесие в
системах:
а) N2O4 2NO2 - 54,4 кДж ;
б) 2NO N2 + O2 + 180 кДж ?
12. Вычислить теплоту образования N2O из уравнения:
C + 2N2O = CO2 + 2N2 - 556,9 кДж,
если ∆Нºобраз.(CO2) = - 394 кДж/моль.
13. Какой объем 0,1М раствора KNO2 необходим для реакции с 10
мл 15%-го KI раствора (ρ = 1,12 г/см3). В какой среде протекает эта
реакция? Определить массу полученных продуктов.
14. Какой минимальный объем 10%-го раствора аммиака (ρ=0,96
3
г/см ) потребуется для растворения 7,16 г хлорида серебра?
15. Какова геометрическая конфигурация молекул PCl3, PCl5 и
иона PCl6¯ ?
16. К какому классу соединений следует отнести P2S3 на основании
реакций его гидролиза и взаимодействия с сульфидами щелочных
металлов?
17. К какому классу относятся следующие соединения фосфора:
P2S5, PF6, POBr3, H3PS4, Na3PS4 ?
18. Дописать уравнения реакций:
P + Ba(OH)2 + H2O →
AlP + H2SO4 →
HPO2H2 + KMnO4 + H2SO4 →
PH3 + AgNO3 + H2O →
ЗАНЯТИЕ № 18
Тема: р-ЭЛЕМЕНТЫ VI , VII ГРУПП
Содержание занятия
1. Семинар
1.1. Общая характеристика элементов VI А группы.
1.1.1. Кислород. Особенности электронной структуры молекулы.
Молекула О2 в качестве лиганда в оксигемоглобине. Озон,
стереохимия и природа связей. Сравнение химической активности
двух модификаций. Оксиды, пероксиды, супероксиды, озониды.
1.1.2. Биологическая роль кислорода. Химические основы
применения кислорода и озона, а также соединений кислорода в
медицине и фармации.
1.1.1. Сера. Аллотропные модификации. Сероводород, кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства. Сульфиды, их
гидролиз. Полисульфиды.
1.1.2. Соединения серы (IV) ─ оксид, хлорид, хлористый тионил,
сернистая кислота, сульфиты и гидросульфиты. Взаимодействие
сульфитов с серой с образованием тиосульфатов. Политионаты,
особенности их строения и свойства.
1.1.3. Соединения серы (VI) ─ оксид, гексафторид,
сульфонилхлорид, сульфурилхлорид, серная кислота и ее
производные. Олеум. Пиросерная кислота. Окислительные свойства
пероксосульфатов.
1.1.4. Биологическая роль серы. Применение серы и ее
соединений в медицине , фармации, фармацевтическом анализе.
1.1.5. Селен и теллур. Общая характеристика. Свойства
водородных соединений. Оксиды и кислоты, сравнение их свойств с
аналогичными соединениями серы. Биологическая роль селена.
1.2. Общая характеристика группы галогенов (VII A).
1.2.1. Хлор, бром, йод. Простые вещества, их химическая
активность. Фтор, его отличие от остальных галогенов, связь его
свойств со строением атома и электроотрицательностью.
1.2.2. Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде.
Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
Галогениды, их отношение к воде. Галогенид-ионы – лиганды.
1.2.3. Соединения галогенов друг с другом и кислородом.
Взаимодействие их с водой и водными растворами щелочей.
1.2.4. Кислородные кислоты хлора, их соли, стереохимия, природа
связей, устойчивость в свободном состоянии и в растворах.
1.2.5. Изменение кислотно-основных и окислительно–
восстановитель-ных свойств в зависимости от степени окисления
галогена. Хлорная известь, хлораты, броматы, йодаты и их свойства.
1.2.6. Биологическая роль фтора, хлора, брома, йода. Понятие о
бактерицидном действии хлора и йода. Применение в медицине,
фармации хлорной воды, йода, соляной кислоты, фторидов, хлоридов,
бромидов и йодидов.
2. Лабораторная работа
Изучение свойств соединений р ─элементов VI и VII групп.
Литература
1. Лекции.
2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных
элементов. Учеб. пособие для вузов;/ Под ред. Ю.А. Ершова.М.: Высш.
шк.,1993. С. 349-387.
3. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1984.
С. 277-322.
4. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1983. С. 338-383.
5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов.- 5-е
изд., перераб. и доп. – М.: Высш. Шк., 2007 – 309-373с. ил.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1. Написать уравнения реакций взаимодействия серы с
концентрированными растворами HNO3, H2SO4, NаOH.
2. Написать уравнения реакций и подобрать коэффициенты
методом полуреакций:
FeS2 + HNO3 (конц.) →
H2Se + K2Cr2O7 + H2SO4 →
Na2Te + NaOH + Cl2 →
3. Как получают тиосульфат натрия? Какие свойства он
проявляет в окислительно-восстановительных реакциях? Привести
примеры.
4. После озонирования некоторого объема кислорода
установлено, что объем стал меньше на 500 мл (н.у.). Какой объем
озона образовался? Какое количество теплоты поглотилось при его
образовании, если ∆Н˚обр.(О3) = 144 кДж/моль?
5. Почему сульфид цинка растворяется в соляной кислоте, а
сульфид меди ─ нет? В какой кислоте можно растворить сульфид
меди?
6. Закончить уравнения реакций:
H2S + Cl2 + H2O →
H2S + KMnO4 + H2O →
FeCl3 + Na2S + H2O →
7. Серная кислота благодаря высокой гигроскопичности
используется как поглотитель воды. Какие из приведенных влажных
газов не следует осушать H2SO4 (конц.): а) HCl; б) воздух; в) Cl2; г) CO2;
д) NH3; е) H2S ?
8. Чему равна α 1 (H2S) и рН в децимолярном растворе H2S? (КI,H2S
=6·10-8).
9. Для газообразных веществ H2O, H2S, H2Se, H2Te величина
∆G˚298 имеет следующие значения: -228,8; -33,0; 71,13; 138,5 кДж/моль.
Сделать вывод о прочности этих соединений и возможности синтеза их
из элементов.
10. Могут ли одновременно существовать в растворе: а) Br2 и HCl;
б) Cl2 и HBr; в) Cl2 и HCl; г) I2 и KCl; д) I2 и KBr ?
11. Как объяснить изменение термической устойчивости
галогеноводородов в ряду HF-HI, учитывая значения энергии Гиббса
образования ?
12. Можно ли получить оксиды хлора синтезом из простых
веществ? Ответ обосновать.
13. Как изменяются устойчивость, сила и окислительные свойства
кислот в ряду: а) HClO-HClO4; б) в ряду HClO-HIO ?
14. Написать уравнения следующих реакций:
HClO + SO2 + H2O →
KI + Cl2 + KOH →
NaClO + K2S + H2SO4 →
15. Составить уравнения превращений:
KCl → Cl2 → KClO3 → KClO4 → HClO4 → Cl2O7;
I2 → K5IO6 → KI → I2 → HIO3 → I2O5 → I2 → HIO3 → HI
16. Какая масса SiO2 должна прореагировать с раствором
плавиковой кислоты объемом 500 мл, С(НF) = 2 моль/л ?
17. Какой объем кислорода выделится при взаимодействии
перхлората калия с раствором H2O2 (ρ = 1,9 г/мл) объемом 200 мл, в
котором массовая доля Н2О2 составляет 30% ?
ЗАНЯТИЕ № 19
ИТОГОВОЕ ЗАНЯТИЕ ПО ТЕМЕ р-ЭЛЕМЕНТЫ
Содержание занятия
1. Контрольная работа №4
2. Подведение итогов семестра