Для записей

Введение
Методические указания предназначены для самоподготовки и проведения практических занятий
по неорганической химии для студентов I курса фармацевтических факультетов высших фармацевтических и медицинских учебных заведений III-IV уровней аккредитации.
Содержание методических указаний соответствует программе по неорганической химии, утвержденной Министерством здравоохранения Украины.
Главной целью преподавания курса неорганической химии является формирование исходного
уровня знаний студентов, необходимого для успешного изучения следующих химических и специальных дисциплин, привитие студентам навыков химического мышления, умения предвидеть возможность взаимодействия веществ и характер продуктов их химического превращения. Выполнение лабораторного практикума способствует углублению и усвоению теоретического материала
курса и формированию экспериментальных навыков самостоятельной работы.
Данные методические указания представлены в форме рабочих тетрадей (модуль 1, модуль 2,) и
соответствуют учебному плану дисциплины, а также требованиям программы по неорганической
химии для студентов фармацевтических факультетов высших медицинских и фармацевтических
учебных заведений. Указания соответствующих объему количества часов, отведенных для изучения данной дисциплины по учебному плану.
Организация учебного процесса осуществляется по кредитно-модульной системе в соответствии
с условиями Болонского процесса. Программа по химии содержит 2 модуля, которые в свою очередь делятся на 9 содержательных модулей.
Структурирование учебной дисциплины осуществлено таким образом, что каждый нас ¬ дующим модуль состоит из связанных между собой составляющих содержания дисциплины
Модуль 1. ОБЩАЯ ХИМИЯ: Энергетика химических реакций. Строение вещества.
Учение о растворах.
Содержательные модули
1. Введение к изучению общей и неорганической химии. Основные понятия и законы химии. Классы и номенклатура неорганических соединений
2. Энергетика химических и фазовых превращений. Направление химических реакций
3. Строение веществ
4. Учение о растворах
Модуль 2. Окислительно-восстановительные и комплексообразующие свойства веществ.
Химия d-элементов
Содержательные модули
5. Окислительно-восстановительные реакции
6. Комплексные соединения
7. Физические и химические свойства простых веществ и соединений d-элементов
8. Физические и химические свойства простых веществ и соединений s-элементов
9. Физические и химические свойства простых веществ и соединений р-элементов.
Методика преподавания материала соответствует требованиям оформления методических указаний, утвержденных методическим советом Винницкого национального медицинского университета им. Н. И. Пирогова.
Каждое занятие рассматривается по следующим планом: актуальность темы; цель общая; конкретные цели, уметь; литература (основная, дополнительная); вопросы, подлежащие изучению; вопросы для самостоятельного внеаудиторной изучения; эталоны решения задач; задания для закрепления материала; алгоритм лабораторной работы; лабораторная работа.
Рекомендуемая литература представлена в достаточном объеме и охватывает источника как основной, так и дополнительной литературы в данной области.
Лабораторный практикум содержит преимущественно качественные реакции на соответствующие классы неорганических соединений, которые дают возможность анализировать эти соединения, а в будущем использовать приобретенные знания при изучении органической, аналитической,
токсикологической, фармацевтической, химии и других профильных дисциплин. В основу лабораторного практикума положен полумикрометод, который имеет определенные преимущества: сокращается время проведения опытов, экономно расходуются реактивы.
1
ПРАВИЛА РАБОТЫ И ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ В
ЛАБОРАТОРИИ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Общие правила
1. Приступать к выполнению лабораторного практикума разрешается лишь после того, как
студенты внимательно ознакомятся с темой работы, усвоят теоретический материал с помощью
учебников, методических пособий и конспектов лекций, сделают запись уравнений соответствующих реакций в лабораторном журнале.
2. Дежурный студент получает необходимые для работы всей группы приборы и реактивы и
размещает их на рабочих местах.
3. В химической лаборатории разрешается работать лишь при наличии белого халата и шапочки. Каждому студенту отводится постоянное место работы, которое он должен держать в чистоте,
не загромождать его посторонними предметами, которые не имеют отношения до данной работе.
Беспорядок и неаккуратность при выполнении опытов часто приводят до необходимости повторения эксперимента.
4. При нагревании и кипячении растворов в пробирке надо пользоваться пробиркодержателем и
держать пробирку так, чтобы ее отверстие было направлено в противоположную сторону от тех,
кто работает рядом.
5. Нельзя наклоняться над пробиркой, в которой нагревают или кипятят жидкость, чтобы
брызги не попали в лицо.
6. В тех случаях, если возникает необходимость проверить запах веществ находящихся в пробирках необходимо легким движением ладони руки направить поток воздуха от пробирки к себе и
осторожно понюхать.
7. Реактивы, дистиллированную воду, электрическую энергию в лаборатории следует использовать экономно.
8. Все работы с веществами, при взаимодействии которых получаются вредные для организма
газы или вещества с неприятным запахом, необходимо проводить в специально отведных для этой
цели помещениях с усиленной вентиляцией, или под вытяжкой. Категорически запрещается работать с указанными веществами на рабочем месте.
9. Растворы сероводорода, кислот, щелочей и т.п. необходимо сливать в специальную посуду,
чтобы предотвратить разрушение канализационной системы в лаборатории. Растворы, которые содержат соединения серебра, ртути, свинца, йодид-ионы необходимо сливать в отдельную посуду
для их дальнейшей регенерации.
10.Категорически запрещается выполнять опыты, которые не относятся к лабораторной работе.
11.После окончания работы необходимо помыть пробирки, показать их дежурному, убрать свое
рабочее место, отключить нагревательные приборы, электрическое освещение, воду, вымыть руки.
Правила обращения с реактивами
- для проведения опыта растворы и твердые вещества берут в таких количествах, которых требует методика эксперимента;
- реактивы сохраняют в закрытых крышками стаканах для предотвращения их загрязнения;
- твердые реактивы осторожно отбирают шпателем; жидкие реактивы, которые находятся в
капельницах, отмеряют каплями;
- избыток реактива не высыпают и не выливают в посуду, из которой он был взятый, чтобы
предотвратить загрязнение реактивов;
- концентрированные растворы кислот и щелочей, токсических веществ находятся в вытяжном
шкафу, где с ними и работают.
Работа с кислотами и щелочами
1. Во время работы с концентрированными кислотами и щелочами необходимо быть осторожным и следить за тем, чтобы они не попали на кожу и одежду.
2. При разведении концентрированной серной кислоты необходимо осторожно и постепенно
приливать кислоту к воде, а не наоборот. Это связано с тем, что при разведении серной кислоты
2
выделяется большое количество теплоты. Поэтому при добавлении воды к кислоте раствор может
разбрызгиваться и попасть на кожу и одежду.
Работа с вредными и ядовитыми веществами
При работе с вредными и ядовитыми веществами (цианидами, солями бария, ртути, свинца,
мышьяка, металлической ртутью, сероводородом и т.п.) необходимо следить за тем, чтобы вредные или ядовитые вещества не попали в организм через желудочно-кишечный тракт. В связи с
этим употреблять пищу в лаборатории категорически запрещается. После работы в лаборатории
необходимо хорошо вымыть руки. Баллоны с ртутью или заполненные ней приборы необходимо
поместить на специальные подставки, чтобы в случае повреждения приборов основная масса ртути
попала на подставку, а не на рабочий стол или пол. Если ртуть все же разлилась, ее надо очень
быстро собрать с помощью медной проволоки или пластинки, а потом засыпать серой. Работать с
ртутью разрешается лишь в специальных помещениях.
Работа с горючими веществами
1. Во время работы с диэтиловым эфиром, спиртами, бензолом и другими горючими веществами, их нагревание проводят на водяной бане в колбе с обратным холодильником.
2. В лаборатории эти вещества необходимо сохранять в плотно закрытых стаканах небольшой
емкости.
3. Пробирки и стаканы с горючими веществами нужно держать на достаточном расстоянии до
горелок. После окончания работы с ними необходимо погасить горелки, а лишь потом вымыть посуду, которая содержала эти вещества.
4. Горючие, легковоспламеняющиеся и летучие вещества нельзя сохранять близко от пламени
или сильно нагретых электрических приборов (термостаты, електропечи и т.п.).
5. Щелочные металлы следует обязательно сохранять под слоем инертного от воды и влаги керосина. Щелочные металлы и кристаллические щелочи необходимо брать только пинцетом или
специальными щипцами. Необходимо надевать очки или специальную маску. После окончания работы остатки этих металлов нужно перенести в специальную посуду.
Работа с веществами, которые образуют взрывчатые смеси
1. Необходимо помнить, что некоторые газы (водород, сероуглерод, ацетилен, оксид углерода(ІІ и т.п.), а также летучие вещества (бензол, спирты, гексан, и т.п.), при испарении образуют с
воздухом, а также с кислородом взрывчатые смеси. Чтобы их пары не накапливались в лаборатории в опасных количествах, работать с этими веществами необходимо при сильной вытяжной вентиляции.
2. Без разрешения и соответствующей инструкции преподавателя запрещается нагревать, поддавать удару вещества, которые образуют взрывчатые смеси (хлораты, перхлораты, персульфаты и
т.п.).
Правила поведения при возникновении пожара в лаборатории
1. При возникновении пожара в лаборатории необходимо срочно выключить все электрические приборы и перекрыть подачу газа. Место пожара необходимо засыпать песком или накрыть
противопожарным одеялом и погасить огонь с помощью огнетушителя.
2. Применять воду для гашения пожара надо осторожно, так как вода в некоторых случаях оказывает содействие увеличению пожара.
3
ПЕРВАЯ ПОМОЩЬ ПРИ НЕСЧАСТНЫХ СЛУЧАЯХ
В начале каждого семестра преподаватель проводит инструктаж группы студентов о соблюдении правил работы в химической лаборатории и техники безопасности. Студенты подтверждают
знания правил безопасности собственными подписями в журнале.
Несчастные случаи (ожоги, ранение, отравление) в лаборатории возникают вследствие недостаточного ознакомления студентов с соответствующими инструкциями по охране работы и технике
безопасности или в результате неосторожности в работе.
В каждой лаборатории должна быть аптечка первой помощи.
Если несчастный случай случился, потерпевшему надо предоставить первую помощь:
1. При попадании на кожу кислот, это место следует интенсивно промыть водой, а потом 1%
раствором NaHCO3. При попадании концентрированной серной кислоты перед промыванием поврежденную кожу необходимо вытереть сухим ваттным тампоном.
2. При попадании на кожу растворов щелочей поврежденное место промывают водой, а потом
разбавленной уксусной, лимонной кислотами, или насыщенным раствором борной кислоты.
3. При попадании на кожу фенола, брома и подобных им веществ необходимо немедленно поврежденное место промыть соответствующими органическими растворителями (спирт, эфир и
т.п.).
4. При отравлении хлором, бромом, оксидами нитрогена потерпевшему необходимо вдыхать
пары разбавленного раствора аммониака и выпить молоко.
5. При ожогах тела пламенем необходимо немедленно промыть место ожога 1% раствором калия перманганата и наложить на поврежденное место компресс из спиртового раствора танина.
6. При порезах рану необходимо обработать спиртовым раствором йода и перевязать.
7. После предоставления первой помощи пострадавшему, его срочно необходимо отправить в
больницу.
4
Тема 1: Основные способы очистки неорганических веществ.
1. Значение темы: В химической практике большое значение имеет степень очищения веществ,
так как работа с загрязненными реактивами может привести к ошибочным результатам. Чистота веществ, которые используются как врачебные препараты, определяется Государственной Фармакопеей Украины и поэтому фармацевтам нужно знать основные методы очистки и
методов идентификации веществ.
2. Актуальность темы: В химической практике большое значение имеет степень очистки веществ, так как работа с загрязненными реактивами может привести к ошибочным результатам. Чистота веществ, используемых как лекарственные препараты, определяется Государственной Фармакопеи Украины и поэтому фармацевтам нужно знать основные методы очистки и средства идентификации чистоты веществ.
3. Цель общая: Главной целью преподавания курса неорганической химии в фармацевтическом
вузе является формирование исходного уровня знаний студентов, необходимого для дальнейшего
успешного вы ¬ учения химических и специальных дисциплин и осуществлению задач профессиональной деятельности, привитие студентам навыков химического мышления и обобщение результатов экспер ¬ рименту, умение анализировать свойства веществ и предусматривать возможность
их взаимодействия, продукты химических превращений и предложить условия их хранения и возможные методы анализа.
4. Конкретные цели, уметь: Знать основные методы очистки и средства идентификации чистоты
веществ.
5. Основные вопросы темы:
5.1. Чистота химических веществ, квалификация веществ за чистотой: "чистый" (ч), "чистый
для анализа" (ч.д.а.), "химически чистый" (х.ч.), " особенно чистый" (ос.ч.).
5.2. Основные методы очистки и разделения веществ и их теоретическая основа:
перекристаллизация, дистилляция, возгонка, химическое осаждение, транспортные
реакции, экстракция, зонная плавка, ионный обмен, адсорбция.
5.3. Физические константы как средство идентификации чистоты веществ: цвет, вкус, запах,
плотность, температуры плавления и кипения, вязкость, растворимость и т.п.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1. Физические константы как средство идентификации чистоты веществ: цвет, вкус, запах,
плотность, температуры плавления и кипения, вязкость, растворимость и т.д.
7. Теоретический материал:
Химическими реактивами называют вещества, которые используют для проведения химических реакций и применяют для анализа и синтеза веществ.
Химические реактивы в зависимости от степени чистоты классифицируют на технические (т.),
чистые (ч.), чистые для анализа (ч.д.а.), химически чистые (х.ч.), высокоэталонно чистые (в.э.ч.),
особенно чистые (ос.ч.). Количество примесей регламентируется Госстандартами (ГОСТ), техническими условиями (ТУ) или статьями Государственной Фармакопеи (ГФ). Конечно, в практике
химического анализа используют реактивы квалификации ч.д.а. и х.ч.
В лаборатории используют растворы химических реактивов определенной концентрации
(наиболее часто 0,1-0,2г), реже - индикаторные бумажки. Для растворения используют дистиллированную воду или органические растворители.
При работе полумикрометодом используют реактивы массой от 0,01 до 0,10г твердого вещества и объемом от 0,5 до 5,0см3 раствора.
8. Литература:
Основная:
8.1. Конспект лекции.
8.2. Сухомлинов А.К., Боровская Н.В., Пустовар П.Я. и др. Неорганическая химия
5
(практикум), 1983, с 5-31.
8.3. Практикум по неорганической химии, под ред. Н.А. Остапкевича, 1987, с. 4-13.
8.4. Практикум общей и неорганической химии. Е.Я.Левитин и др. - Х.: "Основа", 1998г.
с. 8- 11
9. Примеры тестового контроля:
Описать технику выполнения и теоретические основы одного из следующих методов очищения
и разделения веществ: перекристаллизация, дистилляция, возгонка, химическое осаждение, транспортные реакции, экстракция, зонная плавкая, ионный обмен, адсорбция.
10. Задача для закрепления материала:
10.1. Сделать короткий конспект-характеристику методов разделения и очистки веществ,
данных в разделе 5.
Перекристаллизация - _________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Дистилляция - _______________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Возгонка - ___________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Химическое осаждение - _______________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Транспортные реакции - _______________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Экстракция - _________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
6
Зонная плавка - ______________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Ионный обмен - ______________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Адсорбция - __________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
10.2. Кратко описать методику установления температур плавления и кипения веществ.
Простейший прибор для определения температуры плавления:
1 - резиновая пробка с разрезом;
2 - термометр;
4 - сосуд с маслом;
3-5 - резервуар для термометра с капилляром (пробирка);
6 - подача газа в горелку;
7 - металлическая (или асбестовая) сетка;
8 - капилляр с веществом;
9 - кольцо из пластика или резины для крепления капилляра до
термометра;
10 - кольцо к штативу, который удерживает сосуд с подогретым.
маслом.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
11. Алгоритм лабораторной работы:
Опыт 1. Очищение водопроводной воды методом дистилляции (перегонки) и
установление температуры ее кипения.
Собрать прибор для перегонки, налить в колбу Вюрца водопроводной воды 1/2 объема колбы,
подвести воду в холодильник и включить нагревательный прибор. После того, как вода закипит,
отметить по термометру температуру кипения. Несколько капель дистиллята испарить на чистом
стекле. То же сделать с водопроводной водой и сделать выводы о наличии солей в дистиллированной и обычной воде. Подписать элементы лабораторной установки для перегонки.
1
2
3
5
4
HO
2
5
4
6
2
1
5
7
3
11
4
8
3
9
2
6
HO
2
7
8
7
9
1
10
6
1. _____________________________
2. _____________________________
3. _____________________________
4. _____________________________
5. _____________________________
6. _____________________________
8
7. _____________________________
Вывод:
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Опыт 2. Очистка веществ возгонкой.
Взвесить 0,2 г вещества (хлорида аммония или йода), поместить на дно химического стакана.
Накрыть стакан чашкой для испарения или временным стеклом с холодной водой и нагреть на
электроплитке. Кристаллы собрать, рассчитать выход чистого вещества ( %).
Вывод:
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Опыт 3. Очистка веществ перекристаллизацией.
По указанию преподавателя взять вещество для очищения, рассчитать необходимое количество
воды, чтобы после перекристаллизации получить 2 г чистого вещества. Воду нагреть до кипения и
растворить вещество. Горячий раствор профильтровать через складчатый фильтр и охладить. Кристаллы, что выпали в осадок, отфильтровать через воронку Бюхнера, высушить, взвесить и рассчитать выход чистого вещества (в %), определить температуру плавления.
Коническая воронка со складчатым фильтром. Прибор для фильтрования под вакуумом:
Коническая воронка с складчатым
фильтром
Прибор для фильтрования под вакуумом:
1.__________________
2.__________________
Вывод:
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
9
Тема 2: Основные классы неорганических соединений.
1. Актуальность темы: Представители основных классов неорганических соединений широко
применяются в медицине как лекарственные препараты и химические реактивы. Изучения и знания химических свойств имеет существенное значение для дальнейшего возможного применения
их с лечебной целью.
2. Цель общая: Классифицировать простые и сложные вещества в зависимости от их состава и
наличия функциональных групп. Объяснять химические свойства веществ определенного класса с
помощью химических реакций.
3. Конкретные цели, уметь: Продемонстрировать знание номенклатуры неорганических соединений на конкретных примерах.
4. Литература:
Основная:
4.1. Конспект лекции.
4.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ КНИГА,
2003., с.99-125.
4.3. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: 1986., с. 37-43.
4.4. Оленин С.С. Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. Г.: 1979., с. 126-129.
4.5. Григорьева В.В. и др. Общая химия. 1991., с.140-164.
4.6. Общая химия в формулах, определениях, схемах. И.Э. Шиманович, М.Л. Павлович,
В.Ф. Тыкавый, П.М. Малашко. 1987., с.13-30.
5. Основные вопросы темы:
5.1. Простые вещества: металлы и неметаллы.
5.2. Сложные вещества: бинарные, тройные, комплексные.
5.3. Оксиды: простые, двойные, полимерные. Пероксиды и надпероксиды. Номенклатура
Применение.
5.4. Гидрооксиды: основные, кислотные, амфотерные. Номенклатура. Применение.
5.5. Кислоты. Орто-, изо-, и полиформы кислот. Применение.
5.6. Соли. Классификация. Номенклатура. Применение.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1. Зависимость кислотно-основных форм и свойств оксидов и оснований от положения элементов, которые образуют в периодической системе элементов Д. И. Менделеева.
7. Задания для закрепления материала:
7.1. Привести примеры оксидов: а) кислотных; б) основных; в) амфотерных;
г) индифферентных.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.2. Дать международное название таким веществам:
а) кислотам: H2SO4, H3BO3, H2SO3, H2S.
б) основаниям: Fe(OH)3, Fe(OH)2, Cr(OH)3.
в) оксидам: N2O, NO, Mn2O7, N2O3.
г) солям: Al2(SO4)3, FeOHCl2, Na3PO4, Ca(HCO3)2.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
10
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.3. Закончить уравнения реакций:
K2O + ZnО = _________________________________________________________________________
CaО + Cl2O7 = ________________________________________________________________________
Ca(H2РO4)2 + Al2(SO4)3 = _______________________________________________________________
7.4. Написать уравнения диссоциации таких электролитов: H2SO4, Al2(SO4)3, K2H2P2O7,
Cr(OH)2Cl.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.5. Составить уравнения реакций ,с помощью которых можно сделать такие преобразования:
а) Ba→ BaО→ BaCl2→ Ba3(PO4)2→ BaSO4;
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
б) Zn → ZnО→ ZnCl2→ Zn(OH)2→ Na2[Zn(OH)4] → ZnSO4
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
в) C → CO→ CO2→ Na2CO3→ NaHCO3 → Na2CO3→ CaCO3→ Ca(HCO3)2 → CaCO3.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
"Зачислено"
11
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавател
Тема 3: Основные законы химии. Закон эквивалентов.
Определение эквивалентной массы металла методом вытеснения.
1. Актуальность темы: Знание и владение основными законами химии позволит студентампровизорам понять и овладеть количественными методами исследования химических реакций, делать стехиометрические расчеты весовых и объемных соотношений между реагирующими веществами, расчеты по химическим формулам и уравнениями, выводить формулы веществ и уравнения реакций, понадобится для изучения следующих дисциплин и в практической деятельности.
2. Цель общая: Усвоить основные понятия и законы химии и применять их для решения соответствующих задач.
3. Конкретные цели, уметь: Делать стехиометрические расчеты весовых и объемных соотношений между реагирующими веществами, расчеты по химическим формулам и уравнениям, выводить формулы веществ и заканчивать уравнения реакций.
4. Литература:
Основная:
4.1. Конспект лекции.
4.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ КНИГА,
2003, с. 4-14.
4.3. Сухомлинов А.К., Боровская Н.В., Пустовар П.Я. и др. Неорганическая химия
(практикум), 1983, с. 31-42.
4.4. Григорьева В.В. и др. Общая химия, 1991, с.7-18.
4.5. Глинка Н.Л. Общая химия, 1983, с. 14-35
5. Основные вопросы темы:
5.1. Закон сохранения массы и энергии как количественное отображение постоянства
движения материи.
5.2. Закон постоянства состава и его современное трактование.
5.3. Закон кратных соотношений.
5.4. Закон Авогадро и его следствия.
5.5. Применение уравнения состояния идеального газа Менделеева-Клайперона для
определения молекулярных масс веществ.
5.6. Эквивалент и эквивалентная масса элементов простых и сложных веществ.
Эквивалентный объем.
5.7. Эквивалент и эквивалентная масса простых и сложных веществ в химической
реакции. Закон эквивалентов.
5.8. Эквивалент и эквивалентная масса окислителя и восстановителя.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1. Применение уравнения состояния идеальных газов Менделеева - Клапейрона для опреде ления молекулярных масс веществ.
6.2. Эквивалент и эквивалентная масса окислителя и восстановителя.
7. Примеры тестового контроля:
7.1. Какие данные следует иметь для установления молярной массы веществ в газообразном состоянии?
Ответ: Для этого необходимо знать массу (m) определенного объема (V) газа при определенной
температуре (Т) и давлении (Р):
1. Из уравнения Клапейрона-Менделеева:
Mx
=
mRT
12
PV
где:
R - универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль·К)
2. Если известна относительная плотность газа, молярную массу можно рассчитать за формулой:
Mx = D × M
где:
Mx - молярная масса неизвестного газа;
D - относительная плотность неизвестного газа ;
M - молярная масса известного газа (чаще М(Н2 ) = 2 г/моль или М(воздух) = 29 г/моль).
3. Если известная масса (m) определенного объема (Vo) газа при нормальных условиях:
Mx
=
mo
Vm
Vo
×
где:
Vm - молярный объем любого газа при нормальных условиях (22,4 л/моль).
7.2. Какая связь существует между эквивалентной и молярной массой сложных веществ?
Ответ: Для расчетов эквивалентных масс кислот, гидроксидов, солей и оксидов пользуются формулой:
Э
M
n×B
=
где:
M - молярная масса (г/моль)
n - количество атомов металла (для солей), водорода, способного замещаться на металл
(для кислот), и гидроксогруп (для гидроксидов);
B - валентность (или степень окисления) металла (для солей и оксидов).
7.3. В чем состоит суть электрохимического метода установления эквивалентных масс электролитов?
Ответ: Сначала находят массу простого вещества, которое осаждается на электроде при электролизе, например, соли определенного элемента. Далее эквивалент рассчитывается по уравнению
Фарадея:
Э
=
m×F
Q
где:
m - масса окисленного или восстановленного вещества;
Э - химический эквивалент вещества;
Q - количество кулонов электрического тока, которое пропущенно через раствор;
F - число Фарадея (96500 Кл)
8. Задания для закрепления материала:
8.1. При нормальных условиях 500 мл газа весит 1,806 г. Найти его плотность по воздуху и
молярную массу.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
13
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.2. 0,111 г газа занимает объем 25 мл при 17°С и 101,463 кПа. Рассчитать молярную массу
газа.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8. 3. Рассчитать эквивалентную массу CaО, H3PO4, Ba(OH)2, Al2(SO4)3.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
8.4. 1 ,6 г кальция и 2,65 г цинка вытеснили из кислоты одинаковое количество водорода.
Найти эквивалент цинка, если эквивалент кальция равняется 20.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.5. Рассчитать эквивалентную массу KMnО4 как окислителя, который в кислой среде
превращается в соль марганца(ІІ)?
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
9 Алгоритм выполнения лаюораторной работы.
10. Лабораторная работа:
Определение эквивалентной массы металла методом вытеснения .
Метод основан на реакции растворения металла в избытке кислоты и измерении объема водорода, который выделится.
14
Прибор для установления эквивалента металла состоит
из бюретки 1 и стеклянной трубки 2, заполненных дистиллированной водой и соединенных между собою резиновой
трубкой. К бюретке присоединенная пробирка Оствальда 3.
Трубки закреплены зажимами в штативе.
В одно из колен пробирки Оствальда насыпать навеску
металла, а в саму пробирку налить 3-5 мл HCl. Проверить
герметичность прибора. Для этого присоединить пробирку к
бюретке , непереворачивая ее опустить или поднять стеклянную трубку 2.
Если прибор герметичный, то уровень воды в бюретке
не должен изменяться. Записать в тетрадь положение уровня
жидкости в бюретке, атмосферное давление и температуру.
После того, как достигнута герметичность, пробирку перевернуть так, чтобы металл погрузился в HCl. Под давлением водорода, который получается при взаимодействии металла с кислотой, вода из бюретки переходит в трубку 2.
После окончания реакции пробирку охладить до комнатной температуры, а положение менисков в бюретке и
трубке привести до одного уровня. Записать новое положение
уровня воды. Результаты измерений занести в таблицу:
Навеска, г
m(Me)
Положение уровня
жидкости
До
После
опыта
опыта
Условия опыта
Температура, оС,
t
Давление, Па
P
Объем витесненного водорода, мл V
Расчеты эквивалента:
PV P0V0
найти объем водорода при н.у. (Vo).

T
T0
В эксперименте водород собирается над поверхностью воды и, таким образом, содержит водный
пар. Общее давление газа в бюретке, которое равняется атмосферному, состоит из давления водорода и водного пара (PH O). С учетом этого объем водорода при нормальных условиях устанавливается за уравнением:
1. Пользуясь формулой
2
V0 =
V × ( P – PH O ) × 273
( 273 + t ) × 101,325
2
=
2. Рассчитывают эквивалент металла за формулой:
Э(Ме)пркт =
m(Me) × Vэкв(H )
2
V0
=
m(Me),г × 11,2, л/моль
V0, л
=
Полученное значение сравнить с теоретическим.
3. Рассчитать относительную погрешность опыта:
О =
Этеор. – Эпракт.
Этеор
× 100 %
=
При правильном выполнени работы относительная погрешность не должна превышать 5%.
Вывод:
15
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
Тема 4: Расчеты по химическим уравнениям.
1. Актуальность темы: Умение делать расчеты по химическим уравнениями необходимо для изучения следующих дисциплин органической, аналитической, физической, коллоидной химии и т.д.
2. Цель общая: Уметь заканчивать уравнения реакций, подбирать стехиометрические коэффициенты и делать стехиометрические расчеты масс и объемов реагирующих веществ с уравнениями
реакций с использованием закона сохранения массы веществ.
3. Конкретные цели, уметь: Делать стехиометрические расчеты весовых и объемных соотношений между реагирующими веществами, расчеты по химическим формулам и уравнениям.
4. Литература:
Основная:
4.1. Конспект лекции.
4.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ КНИГА,
2003, с.4-14.
4.3. Хомченко Г.П. Сборник задач по химии для поступающих в вузы, 1993.
5. Основные вопросы темы:
5.1. Что показывает химическая формула?
5.2. Структура химического уравнения. Что показывают стехиометрические коэффициенты?
5.3. Расчеты количеств, масс и объемов реагирующих веществ по химическим уравнениям.
5.4. Понятие о:
- выходе продуктов реакции;
- массовой доле (основного вещества; компонента в смеси; расстворенного вещества в
растворе; элемента в составе молекулы);
- объемная частица;
- плотность.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1. Эквивалент и эквивалентная масса окислителя и восстановителя.
6.2. Эквивалент и эквивалентная масса простых и сложных веществ в условиях химической реакции. Закон эквивалентов.
7. Примеры тестового контроля.
Задача 7.1. К раствору, что содержит нитрат серебра массой 25,5 г добавили раствор, что содержит сульфид натрия массой 7,8 г. Какая масса осадка образуется при этом?
Решение. Записываем уравнение реакции:
16
2AgNO3 + Na2S = Ag2S↓ + 2NaNO3
Определяем количество вещества нитрата серебра и сульфида натрия:
m( AgNO3 )
25,5
ν (AgNO3 )=
; (AgNO3)=
моль = 0,15 моль;
170
M ( AgNO3 )
m( Na 2 S )
7,8
;
ν (Na2S) =
моль = 0,1 моль.
78
M ( Na 2 S )
Из уравнения реакции вытекает: для реакции с нитратом серебра с количеством вещества 2моль
нужно 1моль сульфида натрия. Соответственно:
1
Если ν΄ (AgNO3) = ν (AgNO3); ν΄ (AgNO3) = 0,15 моль, то ν΄( Na2S ) =
ν΄ (AgNO3);
2
0,15
ν΄( Na2S) =
моль = 0,075 моль;
2
где:
0,075 моль - количество вещества сульфида натрия, необходимое для реакции взято в избытке.
Расчет количества вещества и массы исходного вещества необходимо производить, используя
массу и количество вещества, что взята в недостатке, то есть нитрата серебра.
Из уравнения реакции следует:
( AgNO3 ) 2

1
( Na 2 S )
Отсюда:
( Ag 2 S )
0,15
(Ag2S) =
моль
;
(Ag2S) =
моль = 0,075 моль
2
2
Определяем массу сульфида серебра:
m(Ag2S) = ν (Ag2S) × M (Ag2S ); m(Ag2S) = 0,075 × 248г = 18,6 г.
ν (Na2S)=
Задача 7.2. Смесь медных и магниевых ошурок массой 1,5 г обработали избытком соляной
кислоты. В результате реакции выделился водород объемом 560 мл (нормальные условия). Определите массовую частицу меди в смеси.
Решение. Из двух металлов с раствором соляной кислоты взаимодействует лишь магний:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
Определяем количество водорода, что выделился:
ν (H2) =V/Vm ; ν (H2) = 0,56л/22,4 л/ моль = 0,025 моль.
Из уравнения реакции вытекает:
ν (Mg) = ν (Н2) ; ν (Mg) = 0,025 моль
Находим массу магния:
m(Mg) = ν (Mg) × М(Mg) ; Mg ; m(Mg) = 0,025 × 24г = 0,6 г.
Масса меди в смеси будет равняться:
m(Cu) = m(смеси) - m(Mg);
m(Cu) = (1,5 - 0 ,6) г = 0,9 г.
Рассчитываем массовую долю меди в смеси:
0,9
m(Cu).
0,6 или 60 %
=
=
ω(Cu) =
Задача 7.3. Определите массовую часть соли что получили при смешивании раствора объемом
40 мл с массовой долей азотной кислоты 0,2 и плотностью 1,12 г/мл с раствором объемом 36 мл с
массовой долей гидроксида натрия 0,15 и плотностью1,17 г/мл.
Решение. Введем обозначения: m1 - масса; V1 - объем; ρ1 - плотность раствора азотной кислоты; m2 - масса; V2 - объем; ρ 2 - плотность раствора гидроксида натрия; m3 - масса полученного
раствора.
Запишем уравнения реакции:
HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
Определяем массу и количество вещества HNO3 в растворе:
m1 = V1 ρ1 = 40 × 1,12 г = 44,8 г;
17
m (HNO3) = m1 ω (HNO3) ; m (HNO3) = 44,8 × 0,2 г = 8,96 г;
8,96
ν (HNO3) = m (HNO3)/M(HNO3) ;
ν (HNO3) =
моль = 0,142 моль.
63
Аналогично находим массу и количество вещества гидроксида натрия в растворе:
m2 = V2 ρ 2 = 36 × 1,12 г = 42,1 г;
m (NaOH) = m2 ω (NaOH); m (NaOH) = 42,1 × 0,15г = 6,32 г;
m( NaOH )
6,32
ν (NaOH) =
;
ν (NaOH) =
моль = 0,158 моль.
40
M ( NaOH )
Из уравнения реакции следует что с азотной кислотой количеством вещества 0,142 моль будет реагировать гидроксид натрия количеством вещества 0,142 моль, соответственно, NaOH взятый в избытке.
Из уравнения реакции вытекает:
ν (NaNO3) = ν (НNО3);
ν (NaNO3) = 0,142 моль.
Определяем массу соли , которая образовалась:
m (NaNO3) = ν (NaNO3) × M (NaNO3); m (NaNO3) = 0,142 × 85 г = 12,1 г.
Масса полученного раствора составляет:
m3 = m1 + m2 ;
m3 = (44,8 + 42,1) г = 86,9 г.
Определяем массовую долю соли в полученном растворе:
m( NaOH )
12,1
ω (NaNO3) =
;
ω (NaNO3) =
= 0,139 или 13,9 %.
m3
86,9
Задача 7.4. На реакцию с образцом технического сульфита натрия массой 9 г израсходовали
раствор массой 40 г с массовой частью перманганата калия (KMnО4) 7,9 %. Определите массовую
долю Na2SO3 в техническом сульфите. Реакция между перманганатом калия и сульфитом натрия
проходит в присутствии серной кислоты.
Решение. Составляем уравнение реакции:
5Na2SO3 + 2KMnО4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Mn+7 + 5е  Mn+2 │10│ 2
S+4 - 2e  S+6
5
Определяем массу и количество вещества перманганата калия:
m(KMnО4) = m(р-ну) × ω(KMnО4); m = 40 × 0,079г = 3,16 г;
m( KMnO4 )
3,16
ν (KMnО4) =
; ν (KMnО4) =
моль = 0,02 моль.
158
M ( KMnO4 )
v( KMnO4 ) 2
Из уравнения реакции вытекает:
 ,
v( Na 2 SO3 ) 5
5
5 * 0,02
откуда:
ν (Na2SO3) = ν (KMnО4);
ν (Na2SO3) =
моль = 0,05 моль.
2
2
Масса Na2SO3, что помещается в образце, составляет:
m(Na2SO3) = ν (Na2SO3) × M(Na2SO3); m(Na2SO3) = 0,05×126 г = 6,3 г.
Рассчитываем массовую часть Na2SO3 в техническом сульфите:
m( Na2 SO3 )
6,6
ω (Na 2SO3) =
; ω (Na2SO3) =
= 0,7 или 70 %.
9
m
Задача 7. 5. К раствору, в котором находится нитрат алюминия массой 42,6 г, добавили раствор
что содержит карбонат натрия массой 37,2 г. Осадок прокалили. Определите массу остатка после
прокаливания.
Решение. Нитрат алюминия - соль слабой основы и сильной кислоты, карбонат натрия - соль
сильной основы и слабой кислоты, соответственно две соли в растворе подлежат гидролизу. При
смешивании растворов взаимно усиливается гидролиз, который в этом случае протекает полностью. Уравнение реакции имеет такой вид:
18
2Al(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 6NaNO3 + 3CO2
(а)
При прокаливание осадка получается оксид алюминия:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
(б)
Определяем количества веществ:
m( Al ( NO3 ) 3 )
42,6
 (Al(NO3)3) =
;  (Al(NO3)3) =
моль = 0,2 моль;
213
M ( Al ( NO3 ) 3 )
m( Na 2 CO3 )
 (Na2CO3) =
;
 (Na2CO3) = 37,2/106 моль = 0,35 моль.
M ( Na 2 CO3 )
Из уравнения (а) видно, что для реакции с 0,2моль нитрата алюминия нужно 0,3 моль карбоната
натрия, соответственно карбонат натрия взят в избытке.
 ( Al ( NO3 ) 3 )
1
Из уравнения (а) следует ;
=
1
 ( Al (OH ) 3
Из уравнения (б) следует;
 ( Al (OH ) 3 ) 2
=
1
 ( Al 2 O3 )
поэтому:
 ( Al ( NO3 ) 3 ) 2
= .
1
 ( Al 2 O3 )
Отсюда получаем:
 ( Al ( NO3 ) 3 )
0,2
 (Al2O3) =
;  (Al2O3) =
моль = 0,1 моль.
2
2
Определяем массу оксида алюминия, которую получили после прокаливания:
m (Al2O3) =  (Al2O3) ×M (Al2O3) ;
m (Al2O3) = 0,1 × 102 г = 10,2 г.
8. Задания для закрепления материала:
8.1. В стальном баллоне объемом 5 л находится аммиак при температуре 22оС и давлении 620
кПа. Какую массу гидросульфата аммония можно добыть, если весь аммиак пропустить через избыток раствора серной кислоты?
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.2. Смесь водорода и хлороводорода объемом 7 л (н.у.) пропустили через раствор нитрата серебра, взятый в избытке, и получили осадок массой 28,7 г. Определить объемную долю водорода в
смеси.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
19
8.3. Вычислить массу оксида углерода (ІV), что можно добыть в результате взаимодействия
карбоната кальция массой 7 г с соляной кислотой массой 30 г, в которой массовая доля хлороводорода составляет 20 %.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.4. Найдите массу осадка образованного при взаимодействии 34 г нитрата серебра и 21 г хлорида бария.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
Тема 5: Основные теоретические положения о строении атома.
1.Актуальность темы: Электронная теория строения атома объяснила физическое содержание
периодического закона Д.И.Менделеева. Знание этой темы дает возможность студентам находить для любых элементов валентность, степени окисления и характеризовать свойства этих
элементов.
2. Цель общая: Усвоить основные положения современной квантово-механической теории строе
ния атомов. Применять значения квантовых чисел и правила и принципы, что определяют последовательность заполнения электронами атомных орбиталей, для изображения электронных и
электронографических формул атомов и ионнов элементов.
3. Конкретные цели, уметь: Усвоить примеры радиофармацевтических препаратов, которые используют для лечения и диагностики заболеваний.
4. Литература:
Основная:
4.1. Конспект лекции.
4.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ КНИГА,
2003- с. 15-40.
4.3. Григорьева и др. Общая химия, К., 1991. с. 21-51
4.4. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: "Химия", 1986г. с. 55-109
4.5. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия, М., 1984, с. 29-47.
4.6. Ахметов Н.С. Общая неорганическая химия, М., 1988.
20
4.7. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия, М., 1979, с. 43-67.
5. Вопросы, которые подлежат изучению:
5.1. Планетарная модель атома и ее противоречие. Экспериментальные исследования,
подтверждающие сложное строение атома. Постулаты Бора. Спектры поглощения
атомов как источник информации об их строение. Квантовый характер поглощения и
излучения энергии (Планк).
5.2. Корпускулярно-волновая двойственность электрона, уравнение Луи де Бройля, принцип
неопределенности Гейзенберга. Характер движения электрона в атоме. Электронное облако. Атомная орбиталь. Волновая функция, ее вычисление на основе уравнения Шредингера.
5.3. Квантование энергии в системе микрочастей. Электронные энергетические уровни
атома. Квантовые числа: характеристика, значение (главное, орбитальное, форма s, p,
d, f - орбиталей, магнитное). Ориентация атомных орбиталей, спиновое квантовое число.
5.4. Принципы и правила заполнения атомных орбиталей электронами: принцип наименьшей
энергии, принцип Паули, правило Хунда и Клечковського. Электронные и электроннографические формулы атомов и их ионов.
5.5. Естественная и искусственная радиоактивность. Токсическое действие радионуклидов,
радиофармацевтические препараты для лечения и диагностики заболеваний.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6. Эталоны решения задач.
Задача 1. Написать электронную формулу железа (Fe, z = 26).
Ответ:26Fe 1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2
Задача 2. Написать электронно-графические формулы хлора в нормальном и возбужденном состояниях, установить валентность, степень окисления и привести примеры соединений с данными
степенями окисления.
Ответ: 17Cl 1s2 2s22p6 3s23p5
Валентность = І
Ст. окисл. = + 1
-1
+1
HCl
Сl2O
Валентность = ІІІ
Ст. окисл. = +3
Валентность = V
Ст. окисл. = +5
+3
Валентность = VІІ
+5
(Сl2O3)
(Cl2O5)
Ст. окисл. = +7
Cl2O7
7. Задания для закрепления материала:
7.1. Написать электронные формулы элементов с порядковыми номерами 15, 34 и 53, определить семейство, подчеркнуть валентные электроны и для последних изобразить электроннографические формулы в нормальном и возбужденном состояниях, определить валентность, степень
окисления и привести примеры соединений с данными степенями окисления.
21
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.2. Почему при формировании электронного слоя первыми заполняются s-орбитали?
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.3. Что определяет спиновое квантовое число?
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.4. Сколько значений имеет магнитное квантовое число, если l = 1?
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
22
_____________________________________________________________________________________
"Зачислено"
______________________
"____"_________________200__г.
(подпись преподавателя)
Тема 6: Современное толкование периодического закона
Д.И.Менделеева на основе электронной теории атома.
1.Значение темы: Знание периодического закона и структуры периодической системы имеет
большое значение при изучении общей химии и химии элементов. Умение пользоваться закономерностями периодической системы в периодах и в группах разрешит студентам характеризовать
свойства элементов и их соединений.
2. Цель общая: Усвоить современное толкование периодического закона и физический смысл
закона периодичности.
3. Конкретные цели, уметь: Трактовать периодичность изменений атомных радиусов, энергии
ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности и химических свойств простых веществ
и соедений элементов на основании электронной теории строения атомов.
5. Основные вопросы темы:
5.1. Формулирование периодического закона Д.И.Менделеев и современное формулирование
периодического закона. Закон Мозли.
5.2. Строение периодической системы элементов: период, группа, подгруппа, s, p, d, f –
семейства элементов.
5.3. Периодический характер изменения свойств атомов элементов в газообразном состоянии
как функция изменения их электронного строения: атомных радиусов, энергии
ионизации, родственности к электрону, относительной электроотрицательности.
5.4. Металлические, неметаллические и окислительно-восстановительные свойства.
5.5. Внутренняя и вторичная периодичность.
5.6. Периодичность химических свойств элементов и их соединений. Физическое
содержание периодического закона.
4. Литература:
Основная:
4.1. Конспект лекции.
4.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ КНИГА,
2003.- с. 41-60.
4.3. Григорьева и др. Общая химия, К., 1991. с. 51-61
4.4. Глинка Н.Л. Общая химия, Л., 1986.
4.5. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. Г., 1979, с. 40-43
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6. Эталоны решения задач:
6.1. Для элементов ІІІ периода привести в порядке возрастания порядкового номера формы высших оксидов и указать их кислотно-основной характер.
Na2O; CaО; Al2O3; SіО2; P2O5; Cl2O7.
осн. осн. амф. кисл. кисл. кисл.
23
6.2. Какие соединения с Гидрогеном и Оксигеном образуют элементы главной подгруппы VІ
группы?
Е-2Н2; Е+4О2; Е+6О3.
7. Задания для закрепления материала:
7.1. Используя периодический закон, предусмотрите формулы соединений фосфора с Гидрогеном и Оксигеном и дайте общую характеристику этих соединений.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.2. Используя периодический закон, дайте ответы на такие вопросы:
а) какой из элементов имеет большую электроотрицательность P или Cl? Почему?
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
б) указать характер следующих оксидов хрома: CrО, Cr2O3, CrО3, и подтвердить
соответствующими уравнениями реакций.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
в) для элементов ІІ периода привести формулы высших оксидов и указать их характер.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
Тема 7: Теория химической связи.
1.Значение темы: Знание этой темы разрешат студентам предусматривать тип и прочность
связей в химических соединениях, а также их реакционную способность. Эти знания помогут
студентам лучше понять вопрос пространственного строения и реакционной способности химических соединений при изучении неорганической, органической, биологической, аналитической химии, и других дисциплин.
2. Цель общая: Усвоить основные понятия современной теории химической связи.
24
3. Конкретные цели, уметь: Классифицировать типы химической связи, объяснить свойства
веществ в зависимости от типа связи в молекуле.
4. Основные вопросы темы:
4.1. Современные представления о природе химической связи. Характеристики связи:
энергия, длина, валентный угол.
4.2. Ковалентная связь. Метод валентных связей (ВЗ). Двухэлектронная химическая связь по
Гейтлеру-Лондону (на примере образования Н2).
4.3. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи.
4.4. Свойства ковалентной связи: насыщенность, направленность, поляризационная
способность.
4.5. Образование  и  связей, кратность связи в соответствии с методом ВЗ.
4.6. Образование ковалентной связи в возбужденном состоянии атомов. Гибридизация
атомных орбиталей и пространственное строение молекул.
4.7. Определение валентности по методу ВЗ.
5. Литература:
5.1. Конспект лекции.
5.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ КНИГА,
2003.- с. 61-98.
5.3. Глинка Л.Г. Общая химия. Л.: 1986.
5.4. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. Г.: 1979. с.68-72, 76-80, 83-85, 91-93.
5.5. Григорьева В.В. и др. Общая химия, 1991, с. 62-85.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6. Эталоны решения задач:
6.1. Какое количество электронных пар принимает участие в образовании связи в молекуле воды? Показать электронную формулу.
Ответ: 2 (два).
6.2. Написать схему образования катиона гидроксония.
Ответ:
донор
акцептор ион гидроксония
молекула Н2О протон
Н3О+
6.3. Определить тип гибридизации атомных орбиталей, пространственное строение и валентный
угол в следующих молекулах: H2O, NH3, CH4, BeCl2, BCl3.
Ответ:
H2O: атом оксигена в состоянии sp3-гибридизации, форма молекулы угловая, угол 104,5О;
NH3: атом нитрогена в состоянии sp3-гибридизации, форма молекулы пирамидальная, угол 107,3О;
CH4: атом карбона в состоянии sp3-гибридизации, форма молекулы тетраэдрическая, угол 109О28/;
BeCl2: атом берилия в состоянии sp-гибридизации, форма молекулы линейная, угол 180О;
BCl3: атом бора в состоянии sp2-гибридизации, форма молекулы плоскость, угол 120О.
7. Задания для закрепления материала:
7.1. Определить тип гибридизации атомных орбиталей, пространственное строение и валентный
угол в следующих молекулах: H2S, PH3, SіCl4, MgCl2, AlCl3. Для указанных молекул графически
изобразить перекрывание атомных орбиталей с образованием соответствующих -связей.
25
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.2. В каких соединениях присутствует только -связь (ответ мотивируйте):
а) углекислый газ
б) хлороводород
в) кислород
г) фтор
д) водород
26
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.3. При наличии каких связей вращение атомов карбона относительно друг друга невозможно?
Привести примеры.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
Тема 8: Строение молекул.
1.Значение темы: Знание этой темы разрешит студентам предусматривать тип и прочность
связей в химических соединениях, а также их реакционную способность. Эти знания помогут
студентам лучше понять вопрос пространственного строения и реакционной способности химических соединений при изучении неорганической, органической, биологической, аналитической химии, и других дисциплин.
2. Цель общая: Применять метод валентных связей для определения формы молекул и их полярности и метод молекулярних орбиталей для определения магнитных свойств и окрашивания
веществ. Проанализировать преимущества и недостатки этих методов.
3. Конкретные цели, уметь: В зависимости от типа мижмолекулярного взаимодействия объяснить
свойства веществ в жидком, газовом или газообразном состоянии.
4. Вопросы, которые подлежат изучению:
4.1. Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Связывающие, разрыхляющие и несвязывающие молекулярные орбитали. Их энергия и форма.
4.2. Энергетические диаграммы молекул ,которые образованны атомами элементов І и ІІ
периодов периодической системы элементов. Кратность связи по методу МО.
4.3. Ионная связь и ее свойства: ненасыщенность, ненаправленность. Строение и свойства
соединений с ионным типом связи.
4.4. Металлическая связь.
4.5. Межмолекулярное взаимодействие и его природа. Ориентационное, индукционное и
дисперсионное взаимодействие.
4.6. Водородная связь и ее типы. Роль водородной связи в биологических системах.
27
5. Литература:
5.1. Конспект лекции.
5.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ КНИГА,
2003.- с. 61-98.
5.3. Григорьева В.В. и др. Общая химия. 1991. с. 62-104.
5.4. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: "Химия", 1986г.
5.5. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. Г.: 1979, с. 72-76, 81-82, 86-93.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6. Эталоны решения задач:
6.1. Напишите энергетическую схему заполнения электронами МО в молекуле водорода.
Решение:
6.2. Показать водородную связь между молекулами фтороводорода.
Решение:
7. Задача для закрепления материала:
7.1. Изобразите энергетические диаграммы следующих молекул: F2, N2, NO, CO.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
28
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.2. На примере молекул воды покажите схематично образование водородной связи. Какая биологическая роль водородной связи?
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
Тема 9: Энергетика и направление химических реакций.
1. Значение темы: Знание основ химической термодинамики необходимо для понимания основ
энергетики биохимических и биологических процессов, которые изучаются биохимией, биофизикой
и физиологией. Умение рассчитать и практически определить тепловые эффекты химических реакций необходимые для понимания и определения энергетических характеристик биохимических
процессов организма человека.
2. Цель общая: Рассчитать пользуясь законом Гесса значение энтальпий химических реакций,
процессов растворения веществ, дисоциации кислот и оснований. Объяснять возможность самостоятельного течения химических реакций и объяснять термодинамическую стойкость химических
соединений, используя значения энтропии и энергии Гиббса.
3. Конкретные цели, уметь: Объяснять возможность течения химической реакции в зависимости
от природы реагирующих веществ и наявность катализатора.
4. Вопросы, которые подлежат изучению:
4.1. Предмет химической термодинамики. Характеристика термодинамических систем и их
состояния.
4.2. Первый закон термодинамики. Поглощение и излучение разных видов энергии при
химических изменениях. Внутренняя энергия и ентальпия. Тепловой эффект
изобарного и изохорного процессов. Термохимические уравнения, их особенности.
4.3. Закон Гесса и его следствия. Стандартные условия и стандартные значения энтальпии
образование и сгорание веществ. Расчеты тепловых эффектов химических реакций,
29
процессов растворения веществ, диссоциации кислот и основ.
4.4. Второй закон термодинамики. Энтропия - мера безпорядка системы (уравнение
Больцмана).
4.5. Энергия Гибса как критерий самопроизвольного протекания химических реакций и
характеристики термодинамической стойкости химических соединений.
4.6. Значение термохимических расчетов для энергетической характеристики биохимических
процессов. Подчиненность живых организмов законам термодинамики.
5. Литература:
5.1. Конспект лекции.
5.2. Левтин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ КНИГА,
2003.- с. 126-139.
5.3. Григорьева и др. Общая химия. 1991. с. 104-114
5.4. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: "Химия", 1986г. - с. 158-196.
5.5. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Циганенко А.Я., Биофизическая химия, 1986,
с. 8-29, 35-37.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6. Эталоны решения задач.
6.1. Рассчитать тепловой эффект реакции: 2NaOH(к.) + CO2(г.)  Na2CO3(к.) + H2O, если:
 Нообр.(NaOH) = -426,6 кДж/моль,
 Нообр.(CO2) = -393,6 кДж/моль,
 Нообр.(Na2CO3) = -1129,3 кДж/моль,
 Нообр.(H2O) = -285,8 кДж/моль,
Решение: Тепловой эффект химической реакции вычисляется по стандартным теплотам образования по формуле:
Но = ∑ Нообр.(прод. р-ции) - ∑Н0обр.(исх. в-в) с учетом соответствующих стехиометрических
коэффициентов, то есть:
 Но = (Нообр.(Na2CO3) +  Н0обр.(H2O)) - (2 Н0обр.(NaOH) +  Н0обр.(CO2)) = (-1129,3 - 285,8) (-2 426,6 - 393,6) = -168,3 кДж. То есть это экзотермическая реакция.
6.2. Есть ли возможной реакция: SіО2(к.) + 2NaOH(г.) Na2SіО3(к.) + H2O(г.), если:
 Gо(SіО2(к.)) = -803,75 кДж/моль,
 Gо(NaOH(г.)) = -419,5 кДж/моль,
 Gо(Na2SіО3(к.)) = -1427,8 кДж/моль,
 Gо(H2O(г.)) = -237,5 кДж/моль?
Решение: Для ответа на вопрос задачи необходимо вычислить изменение энергии Гиббса в данной реакции за формулой:
Gо = ∑ Gо(прод. р-ции) - ∑ Gо(исх. в-в) (с учетом соответствующих стехиометрических коэффициентов) = (-1427,8 - 237,5) - (-803,75 - 419,5 2) = -22,55 кДж, то есть Gо < 0, таким образом
реакция возможной и раствор щелочи нельзя выпаривать в стеклянной посуде.
6.3. Удельная теплота топления свинца ( Н) составляет 23,04 кДж/кг. Температура топления
свинца 327,4оС. Найти изменение энтропии при топлении 250 г свинца.
Решение: Применяя удельную теплоту топления, вычисляем теплоту топления 0,25 кг свинца:
1кг Pb
- 23040 Дж
х = 5760 Дж
0,25кг Pb
- х
Формула для  Gо =  Н - Т S. Топление является равновесным процессом, поэтому для него
Gо = 0, тогда:
5760
 Н = T S;  S =
= 9,59 Дж/К.
273  327,4
7. Задача для закрепления материала:
30
7.1. При сохранении пшеничной муки углеводы, которые помещаются в ней, медленно окисляются с выделением тепла. Найти тепловой эффект реакции, если теплоты образования веществ
равняются:
Нообр.(CO2) = - 393,6 кДж/моль,
Нообр.(H2O) = - 285,6 кДж/моль,
Нообр.(C6H12O6) = - 1272,45 кДж/моль.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.2. Реакция окисления оксида углерода(ІІ) протекает по уравнению:
1
CO(г.) +
O2(г.) → CO2(г.); Но = -264,7 кДж.
2
Сколько литров оксида углерода (ІІ) надо сжечь, чтобы образовалось 4,187 кДж теплоты?
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
1
7.3. Есть ли возможной реакция: NO(г.) + O2(г.) = NO2(г.) , если Gообр.NO = 126,8 кДж/моль;
2
о
G обр.NO2 = 51,8 кДж/моль?
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
7.4. Рассчитайте изменение энтропии при плавлении 3 моль уксусной кислоты (СН3СООН), если
температура плавления 16,6оС, а теплота плавления (Н) -194 Дж/г.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
8. Лабораторная работа.
Определение теплового эффекта реакции нейтрализации.
Тепловые эффекты химических реакций определяют в специальном приборе - колориметре,
или в сосуде Дьюара. В предварительно взвешенный калориметрический стакан (сосуд Дьюара)
налить 150 мл раствора щелочи (NaOH) с Сн = 1 моль/л и измерять его температуру. Потом при постоянном перемешивании к раствору щелочи долить 150 мл раствора соляной кислоты (HCl) с Cн =
1 моль/л. Измерять наивысшую температуру, которую покажет термометр после сливания растворов.
Данные эксперимента записать по форме:
Масса колориметрического стакана, г, m2 (сосуда Дьюара) = __________________________
Концентрации растворов, Сн = 1 моль/л
Объем растворов, мл, Vщ = Vк = 150 мл
Температура раствора щелочи, tщ = _______________________________________________
Температура раствора кислоты, tк = _______________________________________________
31
Начальная температура,
Температура после нейтрализации, t2 = ____________________________________________
Общая масса растворов, m = 2 × Vл = 2 × 150 мл ×1 г/мл = 300 г
По результатам опыта вычисляют теплоту нейтрализации по формуле:
t × С
Q =
=
Vл × Сн
где:
t = t2 - t1;
С = m1C1 + m2C2
С1 (удельная теплота стекла) = 0,753 Дж/г град
С2 (удельная теплота раствора) = 4,184 Дж/г×град (равняется теплоемкости воды)
ρ (плотность раствора) = ρ (Н2О) 1 г/мл.
Q = - Н
NaOH + HCl  NaCl + H2O
Н = _________ кДж/моль
Установить относительную погрешность (в %), если теоретическое значение теплового эффекта реакции нейтрализации для 1 моля соляной кислоты щелочью равняется 57,3 кДж.
Вывод:
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
"Зачислено"
______________________
"____"_________________200__г.
(подпись преподавателя)
Тема 10: Скорость химических реакций и химическое равновесие.
Катализ.
1. Значение темы: Знание основных законов химического равновесия и кинетики необходимые
студентам для изучения ряда следующих дисциплин: биоорганической химии (скорость и механизм органических реакций), биохимии (скорость ферментативных процессов, кинетика и механизм образования метаболитов и конечных продуктов биохимических процессов), фармакологии
(определение скорости проникновение врачебного препарата в организм человека, его распределение , скорость преобразования и выделение из организма) и прочие.
2. Цель общая: Применение закона действующих масс, уравнение Аррениуса и эмпирическое
правило Вант-Гоффа для расчета скорости гомогенных і гетерогенных реакций.
3. Конкретные цели, уметь: Применять закон действующих масс к равновесным процессам. Трактовать направление смещения равновесия химической реакции по принципу Ле-Шателье.
4. Вопросы, которые подлежат изучению:
4.1. Скорость гомогенных и гетеронных реакций; зависимость от концентрации (закон
действующих масс), температуры (уравнение Аррениуса и правило Вант-Гоффа).
32
4.2. Теория активных столкновений Аррениуса. Энергия активации. Порядок и
молекулярность реакции.
4.3. Гомогенный и гетерогенный катализ. Ферментативный катализ.
4.4. Необратимые и обратимые химические реакции. Химическое равновесие.
4.5. Константа химического равновесия. Факторы, которые влияют на смещение
химического равновесия. Принцип Ле-Шательє.
5. Литература:
5.1. Конспект лекции.
5.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ КНИГА,
2003.- с. 140-156.
5.3. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: "Химия", 1986г. - с. 163-187
5.4. Григорьева В.В. и др., Общая химия, 1991, с. 114-128.
5.5. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я., Биофизическая химия, 1985, с. 140166
5.6. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия, 1975, с. 103-131.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6. Эталоны решения задач.
6.1. В синтезе аммиака (N2 + 3H2 ↔ 2NH3) равновесие установилось при следующих концентрациях: [N2] = 2,5 моль/л, [H2] = 1,8 моль/л, [NH3] = 3,6 моль/л. Рассчитайте константу равновесия
этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.
Решение: Константа химического равновесия по равновесным концентрациям рассчитывается по
формуле:
[NН3]2
3,62
К =
=
= 0,89
2,5 × 1,83
[N2] × [Н2]3
По уравнению реакции:
2 моль NH3
3,6 моль NH3
X=
3,6 × 1
2
образуется с 1 моль N2
х моль N2
= 1,8 моль (N2(прореаг.) - С(прореаг. ))
С(исходное) = С(прореаг.) + [С(равновесная)] = 1,8 + 2,5 = 4,3 моль/л
По уравнению реакции:
2 моль NH3 образуется с
3,6 моль NH3
X=
3,6 × 3
2
3 моль Н2
х моль Н2
= 5,4 моль (Н2(прореаг.) - С(прореаг. ))
С(исходная) = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л
6.2. Реакция идет по уравнениию: 4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2. В каком направлении изменится химическое равновесие, если концентрации всех реагирующих веществ увеличить в 2 раза?
Решение: По закону действующих масс скорость прямой и обратной реакции равняются:
Vпрям.=Кпрям × С4HCl × CO2 ; Vобрат.=Кобрат × С2Н2О × С2Cl2 ;
При увеличении концентрации всех веществ в 2 раза?
Vпрям.=Кпрям × (2СHCl)4 × 2CO2 = 32 Кпрям × С4HCl × CO2 ;
Vобрат.=К обрат. × (2СН2О) 2 × (2СCl2) 2=16 Кобрат × С2Н2О × С2Cl2
33
Скорость прямой реакции выросла в 32 раза, а скорость обратной - только в 16 раз, таким образом химическое равновесие сместится в направлении прямой реакции.
6.3. Равновесие химической реакции: 2NO + O2 = 2NO2 установилась при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0,5 моль/л, [O2] = 0,7 моль/л, [NO2] = 2,1 моль/л. Как изменится скорость обеих реакций, если давление в системе уменьшить в 2 раза? Куда сместится химическое равновесие?
Решение: До уменьшения давления:
Vпрям. = Кпрям [NO]2 × [O2] = Кпрям × 0,52 × 0,7=0,175 Кпрям
Vобрат. = Кобрат [NO]2 = Кобрат × 2,12=4,41 Кобрат
При уменьшении давления в 2 раза концентрации всех веществ уменьшатся в 2 раза и тогда:
V/прям.=Кпрям × (
0,5
)×
2
0,7
2
= 0,0219 Кпрям
 2,1 
V/обрат.=Кобрат×   =1,101 Кобрат
 2 
скорость прямой реакции уменьшилась в:
0,175К прям.
n = Vпрям. / V/прям. =
= 8раз,
0,0219 К прям.
а обратной в:
4,41К обрат.
n = Vобрат. / V/обрат. =
 4раза
1,101К обрат.
Скорость обратной реакции будет большей, поэтому химическое равновесие реакции сместится в
направлении обратной реакции.
6.4. При 80оС реакция заканчивается за 8 мин. Через какое время она закончится при 100оС, если
температурный коэффициент ( ) равняется 2?
Решение: По правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры скорость реакции увеличится в:
n =
= 
Vнач.
Vкон.
tкон. – tнач.
10
= 2
100 – 80
10
= 22 = 4 раза
при этом интервал хода реакции ( кон.) уменьшится в 4 раза:
нач.
8 мин
=
= 2 мин
кон =
n
4
7. Задания для закрепления
7.1. Константа равновесия термической диссоциации N2O4 ↔ 2NO2, К = 0,26. Равновесная концентрация NO2 равняется 0,28 моль/л. Рассчитайте равновесную и начальную концентрации N2O4.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
7.2. В каком направлении сместится равновесие реакции: CH4 + H2O = CO + 3H2 при уменьшеннии объема аппарата в 3 раза?
34
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
7.3. Реакция при температуре 20оС проходит за 40 сек. Температурный коэффициент скорости
реакции равняется 2. За какое время закончится эта реакция при 50оС?
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8. Лабораторная работа.
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение равновесия.
В колбу с 50 мл воды прибавляют по одной капле насыщенных растворов хлорида железа (ІІІ) и
роданида аммония. Раствор перемешивают и разливают в четыре пробирки. В первую пробирку
прибавляют 2 капли раствора хлорида железа (ІІІ), во вторую - 2 капли раствора роданида аммония, в третью - кристаллы хлорида аммония (на кончике шпателя), четвертую пробирку оставляют
для сравнения. Как изменяется окраска в пробирках? Результаты опыта занести в таблицу и сделать выводы. Написать уравнения реакций и выражение для константы химического равновесия.
№
1.
Добавленный реактив
Изменение окраски
Выводы
2.
3.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Вывод:
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Опыт 2. Влияние температуры на смещение равновесия.
35
При взаимодействии йода с крахмалом получается йодкрохмал синего цвета.
йод + крахмал ↔ йодкрахмал
В 2 пробирки наливают по 4-5мл раствора крахмала и прибавляют по 1 капле раствора йода (С
= 0,1моль/л). Одну из пробирок нагревают, а потом охлаждают. Вторую пробирку оставляют для
сравнения. Запишите результаты опыта. На основе данных опыта и принципа Ле-Шательє определите типы прямой и обратной реакций (какая из них есть екзо-,а какая эндотермическая).
Вывод:_________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________
Опыт 3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
Приготовьте три раствора тиосульфата натрия разной концентрации. Для этого в первую пробирку внесите 5 капель раствора тиосульфата натрия (С = 0,5 моль/л) и 10 капель воды, а во вторую
- 10 капель раствора тиосульфата натрия и 5 капель воды, в третью - 15 капель раствора тиосульфата натрия. Потом для каждой концентрации определите время хода реакции от момента добавления 1 капли раствора серной кислоты (С = 0,5 моль/л) до возникновения помутнения раствора.
Данные опыта занесите в таблицу, потом постройте график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, откладывая на оси абсцис концентрации (количество капель), а
на оси ординат - относительную скорость реакции. Напишите уравнения реакции и выводы
№
Концентрация раствора
тиосульфата
(к-во кап.)
Время хода реакции,
с
1.
2.
3.
υ (скорость)
36
Относительная
скорость
С (концентрация)
Реакция:
_____________________________________________________________________________________
Вывод:
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
Опыт 4. Зависимость скорости реакции от температуры.
В три пробирки отсчитайте по 10 капель раствора тиосульфата натрия (С = 0,5 моль/л). Определите температуру воздуха в лаборатории.
В первую пробирку прибавьте 1 каплю раствора серной кислоты (С = 0,5 моль/л) и определите
время хода реакции в секундах с момента добавления серной кислоты до помутнения раствора.
Вторую пробирку на водяной бане нагрейте до температуры, которая на 10оС будет выше, чем
комнатная (за температурой следите по термометру, погруженному в водяную баню), потом прибавьте 1 каплю раствора серной кислоты и определите время реакции.
В третей пробирке определите время реакции при температуре, которая на 20оС будет выше ,
чем комнатная. Результаты запишите в таблицу и сделайте выводы, подтверждается ли правило
Вант-Гоффа на практике?
№
Температура, оС
Время хода реакции
Относительная скорость
1.
2.
3.
Вывод:
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
37
Тема 11,12: Растворы. Способы выражения концентрации
растворов. Приготовление раствора заданной массовой доли.
1. Актуальность темы : Значение растворов в жизни человека большое, так как все
жизненно важные процессы протекают в растворах. Примером растворов являются
некоторые биологические системы: плазма крови, лимфа, внутриклеточная жидкость,
желудочный сок и другой. В виде растворов применяется много лекарственных
препаратов. Знания о приготовлениях растворов заданной концентрации и их анализе
необходимы в практической деятельности провизора.
2. Цель общая: Определять тип раствора и различать его компоненты. Трактовать
механизм растворения, электролитической диссоциации веществ. Применить законы
Дальтона и Сеченова для вычисления растворимости газов в рідинах.
3. Конкретные цели, уметь: Рассчитать массовую часть, молярную, моляльную
концентрации, молярную судьбу, молярну концентрацию еквівалента и титр за
указанными значениями массы растворенной речовини, объем раствора или
растворителя и приготовить раствор с определенной массовой частью, молярною,
моляльной концентрацией, молярной концентрацией эквивалента или титром.
4. Основные вопросы темы:
2.1. Массовая доля (в %);
2.2. Молярная концентрация. Мольная доля;
2.3. Фактор эквивалентности (кислот, основ, солей, окислителей, востановителей);
2.4. Молярная масса эквивалента;
2.5. Молярная концентрация эквивалента (нормальная);
2.6. Моляльная концентрация;
2.7. Титр растворов;
2.8. Перерасчеты разных способов выражения концентрации растворов.
5. Литература:
5.1. Конспект лекции.
5.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ
КНИГА, 2003.- с. 157-169.
5.3. Григорьева В.В. и др. Общая химия, 1991, с. 165-167.
5.4. Практикум по неорганической химии, под.ред. Н.А. Остапкевича, 1987, с. 25-31.
5.5. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия, 1979, с.107-110.
5.6. Ахметов Н.С. Общая неорганическая химия, 1988.
6. Эталоны решения задач:
6.1. Расчет массовой доли веществ в растворе.
Задача. Сколько грамм борной кислоты и воды нужно для приготовления 250г раствора
с массовой долей борной кислоты 3%?
Решение: Формула расчета массовой доли:= mx/mp ?100%
 * mp
3 * 250
Отсюда:mx=
7,5г
; mH3BO3=
100
100 =
Воды нужно взять: 250 - 7,5 = 242,5г
6.2. Расчет молярной концентрации раствора.
Решение: Формула расчета массовой доли:
= mx/mp ∙100%
38
Отсюда:
mx =
 × mp
mH3BO3 =
100
3 × 250
100
= 7,5 г
Воды нужно взять:
250 - 7,5 = 242,5г
7.4. Расчет молярной концентрации раствор.
Задача. Сколько граммов хлорида натрия нужно для приготовления 1л раствора с
СМ = 2 моль/л ?
Решение: Формула расчета молярной концентрации:
Cx=
m
Mx
× Vp
откуда:
m = CМ × Mx × Vp = 2 × 58.5 × 1 = 117 г
7.5. Расчет молярной концентрации эквивалента.
Задача. Сколько граммов КMnO4 необходимо для приготовления 2 л раствора с Сн = 0,5 моль/л,
если анализ проводится в кислой среде?
Решение:
m
Cm =
Mx × fэкв.х × Vp
откуда:
m = Cm ×Mx× fекв.х × Vp = 0,5 ×158 ×
1×2
5
= 31,6 г
Эх = Мх · fекв.х
7.6. Расчет моляльной концентрации.
Задача. Рассчитать моляльную концентрацию раствора, приготовленного с 2 г КОН и 200 г воды.
Решение: Формула расчета моляльной концентрации:
bx =
mx
Mx× mH2O
откуда:
bKOH =
2
56 × 0,2
= 0,18 моль/кг
4.7. Расчет титра.
Задача. Рассчитать титр раствора серной кислоты с =50 % и ρ = 1,4 г/мл.
Решение: Формула расчета титра раствора:
×ρ
Tx =
100
откуда:
50 × 1,4
TH2SO4
= 0,7 г/мл
100
7.8. Связь разных способов выражения концентрации.
Задача. Найти молярную концентрацию эквивалента раствора серной кислоты с массовой долей
10% (плотность 1,22, fекв. =1/2).
Решение: Формула перехода от массовой частицы к молярной концентрации эквивалента:
Сх =
 × ρ × 10
=
Mx × fэкв.х
10 × 1,22 × 10
= 2,38 (моль/л)
98 × 0,5
8. Задания для закрепления материала.
39
8.1. Рассчитать массу воды, которую необходимо прибавить к 50 г раствора хлорида натрия с
массовой долей NаС1 2% для приготовления раствора с массовой долей NаСl 0,9%.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.2. Массовая доля серной кислоты в растворе 3,2 %. Вычислить молярную концентрацию эквивалента серной кислоты в растворе (ρ = 1,02 г/мл).
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.3. Для введения больного в наркоз используют натрий оксибутират, что выпускается по 10
мл раствора в ампуле с массовой долей вещества 20%. Масса больного 60 кг. Препарат необходимо
ввести из расчета 70 мг/кг. Сколько мл раствора необходимо ввести больному?
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
Таблица связи выражения разных способов концентраций
Метод оценки содержимого растворенного вещества
Массовая доля,

Молярная концентрация,
См
Нормальность,
Cн
См,
моль/л

—
Cм 
10  ω(%)  ρ
Mx
10  ω(%)  ρ
Ex
Титр, Тх
ωρ
Tx 
100
9. Алгоритм лабораторной работы:
Cн 
=
С м × Mx
10 × с
—
С н,
моль/л
См × Эx
10 × с
С
Cм  н
Z
=
Сн  Z  C м
Tx 
Cм  M x
1000
40
—
Tx 
Сн  E x
1000
Т,
г/мл
=
100 × Т
с
Cм 
1000  T
Мx
Сн 
1000  T
Ex
—
9.1 Приготовление раствора с заданной массовой долей.
9.2 Приготовление раствора с заданной массовой долей смешиванием двух растворов.
9.3 Приготовление 0.1М раствора кальция хлорида растворением кристаллогидрата.
9.4 Приготовление раствора разведением более концентрированного раствора.
10. Лабораторная работа.
Общие правила приготовления растворов.
Рассчитанную массу вещества (навеску) взвешивают на часовом стекле на весах. Растворитель отмеряют мерным стаканом. Взвешенное вещество переносят в мерную колбу. Остатки вещества из
часового стекла смывают растворителем из мерного стакана. Постепенно прибавляют к веществу
растворитель и хорошо перемешивают. Доливают уровень жидкости до метки, прибавляя растворитель каплями.
навеска
íàâàæêà
2
\
или
1
/
H2O
1._____________________
3
2.____________________
3. _____________________
Опыт 1.Приготовление растворов с заданной массовой долей.
В 135г воды растворили 15 г соли. Какая массовая доля соли (в %) в растворе?
Расчеты :
m (соли)
× 100 %
=
m (раствора)
1) mраствора = mH2O + mсоли ;
2)  =
15
150
mраствора = 135 г + 15 г = 150 г ;
× 100 = 10 %
Сделать по выше указанной методике.
Опыт 2. Приготовление раствора с заданной массовой долей смешиванием двух
растворов.
Рассчитать объем раствора с массовой долей серной кислоты 56%(ρ=1,460г/мл) и объем воды,
которые необходимы для приготовления 100 мл раствора с массовой долей серной кислоты 20%
(ρ=1,143 г/мл)
Решение:при смешивании растворов используют ” правило креста”(”диагональную схему”).В центре креста записывают массовую долю раствора (3),который нужно приготовить, слева записывают концентрации 1 и 2 ,справа записывают разницу между 3 и 2, 3 и 1.
41
Общий вид схемы :
В приведенном примере:
Согласно со схемой на 20 в.ч. раствора с = 56%, необходимо
взять 36 в.ч. воды, а масса раствора составляет:
m= ρ * V=1,143 * 100=114,3 г,
что согласно со схемой составляет 20+36=56 в.ч.
Массу серной кислоты, которую нужно взять для приготовления
раствора, можно найти за пропорцией:
114,3г 20%-го р-ра составляет 56 в.ч.
Хг
20 в.ч.
Xг=114,3 * 20 /56=40,82г
40,82
 28 (мл)
 1,460
Для приготовления раствора необходимо воды:
а объем полученного раствора: V=
m

Мерная колба
m(H2O) = V(H2O) = 114,30-40 ,82 = 73,48 г (мл)
Достоверность расчетов и приготовления
раствора серной кислоты проверяют, через определение
плотности этого раствора , которую устанавливают с
помощью ареометра. По табличным данным по плотности определяют концентрацию.
Ареометр
Опыт 3. Приготовить 0,1М раствор кальция хлорида растворением кристаллогидрата.
Вычислить массу СаС12 * 6Н2О, которая необходима для приготовления 50 мл 0,1 М
раствора.
Расчеты: М(CaCl2)=111 г/моль
М(CaCl2 * 6Н2О)=219г/моль
m(CaCl2) = CM · V(л) · М = 0,1 моль/л · 0,05л · 111г/моль = 0,555г
111 г/моль CaCl2 219 г/моль CaCl2* 6H2O
0,555г
Х
X = 1,095 г
Для приготовления 50 мл 0,1М раствора кальция хлорида необходимо взять 1,095г кристаллогидрата.
Опыт 4. Приготовление раствора разведением более концентрированного раствора.
42
Сколько раствора соли с массовой долей 18% необходимо прибавить к 46г воды, чтобы образовался 15% раствор. Расчеты: Пусть m(р-ра соли 18%) = х г, тогда:
0,18х =(46 + х) * 0,15
х=
230
Для приготовления 15% раствора с  = 18% необходимо взять 230г 18%-ного раствора и 46г воды.
"Зачислено"
______________________
(подпись преподавателя)
"____"_________________200__г.
Тема 13: Каллигативные свойства растворов. Осмос.
1. Актуальность темы: Осмос и осмотическое давление играют важную роль в процессах осморегуляции - совокупности физико-химических и биологических процессов, которые обеспечивают
постоянность осмотического давления межклеточной жидкости, крови, лимфы и распределение
воды между тканями и клетками. Расчет осмотического давления используют при изготовлении
растворов лекарства для внутривенного введения, а также глазных капель.
2. Цель общая: Усвоить математическое выражение законов Вант-Гоффа и Рауля для растворов
неэлектролитов и электролитов.
3. Конкретные цели, уметь: Рассчитать молярную массу вещества по закону Рауля и ВантГоффа.
4. Основные вопросы темы.
4.1. Явление диффузии в растворах. Полупроницаемые мембраны. Осмос.
4.2. Осмотический закон Вант-Гоффа, уравнение для неэлектролитов и
электролитов.
4.3. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации. Растворы:
изотонические, гипотонические, гипертонические.
5. Литература:
Основная:
5.1. Конспект лекции.
5.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ
КНИГА 2003.- с. 170-176.
Дополнительная:
5.3. Л.П.Садовничая, В.Г.Хухрянский, А.Я. Цыганенко, Биофизическая химия, 1985,
с. 49-56.
5.4. М.И. Равич-Щербо, В.В.Новиков, Физическая и коллоидная химия, 1975,
с. 37-44, 224-226.
5.5. В.В.Григорьева и др. Общая химия, 1991, с. 167-174.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1 Биологическое значение осмоса: изоосмия, гемолиз, плазмолиз, тургор.
6.2 Закон Рауля. Использование методов эбулиоскопии и криоскопии для
определения молярных масс веществ.
7. Эталон решения тестового контроля.
Задача: Рассчитать Росм. раствора хлорида натрия с массовой долей 5,85% при 0°С.
диссоциации хлорида натрия 0,96, а ρ = 1,04г/мл.
43
Степень
Решение: Переведем массовую долю в молярную концентрацию.
10 *  (%) *  10 * 5,85 * 1,04
С=

 1 моль/л
M
58,5
Рассчитаем изотонический коэффициент:
і = 1 +  ( n – 1) = 0,96(2-1 ) = 1,96
Осмотическое давление рассчитываем за формулой для электролитов:
Росм. = іCRT = 1,96 *1моль/л*0,082атм/моль*К* 273К = 4,36атм
8. Задания для закрепления материала.
8.1. Сколько моль неэлектролита помещается в 1л раствора при 0°С, если его Росм. = 1атм?
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.2. Есть ли изотоническим раствор мочевины и уксусной кислоты с массовой долей 0,6%, если
степень диссоциации уксусной кислоты равняется 0,01, а плотность растворов - 1 г/мл.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.3. Определить молярную концентрацию раствора сахарозы, которая есть изотонической по отношению к крови.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.4. Рассчитать изотонический коэффициент раствора хлорида кальция, если степень диссоциации
хлорида кальция равняется 68%.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
9. Алгоритм лабораторной работы:
44
9.1 Наблюдение осмоса.
9.2 Получение неорганической полунепроницаемой мембраны.
9.3 Гемолиз и плазмолиз эритроцитов.
10. Лабораторная работа.
Опыт 1. Наблюдение осмоса.
Осмометр заполняют раствором сахара, который окрашенный фуксином и погружают в сосуд с водой. Отмечают начальный уровень
раствора в осмометре, а потом уровень раствора через 0,5 ч. Объясните явление, которое вы наблюдаете.
1. ______________________________
2. ______________________________
Вывод: h - ________________________________
_________________________________
_________________________________
_________________________________
Опыт 2. Получение неорганической полупроницаемой мембраны.
В пробирку наливают 2 мл раствора сульфата меди, прибавляют кристаллы желтой кровяной соли
(не перемешивать). Через 20 мин. отметить результат опыта. Написать уравнение реакции и объяснить, какое соединение есть полупроницаемой мембраной и почему растет "клетка".
Уравнение:_________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________
___________________________________________
Вывод:
до
___________________________________________
после
Опыт 3. Древовидные образования.
В стакан наливают 5 мл раствора силиката натрия и вносят кристаллы NіCl2, CaCl2 и MnCl2 (не
перемешивать). Написать уравнения реакций и указать, какие соединения являются полупроницаемыми мембранами.
Уравнение:
_________________________________________________
__________________________________
45
Вывод:
до
_________________________________________
_________________________________________
после
Опыт 4. Гемолиз и плазмолиз эритроцитов.
В три пробирки наливают:
1 пробирка
3 мл 0,2% р-р NaCl
3 капли крови
2 пробирка
3 мл 0,9% р-р NaCl
3 капли крови
3 пробирка
3 мл 4% р-р NaCl
3 капли крови
Пробирки оставляют в штативе на 15 мин. ( не перемешивать !).
Запишите результаты опыта, объясните явления, которые вы наблюдаете.
Вывод: ___________________________________________
___________________________________________
___________________________________________
___________________________________________
___________________________________________
___________________________________________
0,2%
0,9%
4%
"Зачислено"
______________________
(подпись преподавателя)
"____"_________________200__г.
Тема 14: Равновесие в растворах слабых электролитов.
Произведение растворимости.
1. Актуальность темы : Знание теории электролитической диссоциации дает возможность прогнозировать ход химических реакций, который лежит в основе изготовления и применения лекарств.
2. Цель общая: Классифицировать электролиты по величине степени диссоциации. Применять
закон действующих масс к равновесным процессам диссоциации слабых электролитов, воды,
труднорастворимых соединений, использовать табличные данные величин Кдис., Кн, ПР для определения концентрации соответствующих ионов.
3. Конкретные цели, уметь: Рассчитать по закону разведения Освальда степень диссоциации,
константу дисоциации, концентрацию слабого электролита и кислотность среды. Рассчитать растворимость труднорастворимого соединения по величине ее произведения растворимости, определить условия осаждения и растворения этого соединения.
46
4. Основные вопросы темы:
4.1. Теория электролитической диссоциации Аррениуса и ее развитие Каблуковым.
4.2. Сильные и слабые электролиты. Равновесие в растворах слабых электролитов.
Степень и константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
4.3. Равновесие в растворах малорастворимых соединений. Растворимость и
произведение растворимости. Условия выпадения и растворения осадка.
5. Литература:
Основная:
5.1. Лекционный материал.
5.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ
КНИГА, 2003.- с. 176-196.
Дополнительная:
5.3. Глинка Н.Л., Общая химия, 1983 с. 223-249.
5.4. Оленин С.С., Фадеев Г.Н., Неорганическая химия, М.: 1979,с.126-138.
5.5. Григорьева В.В. и др. Общая химия, с. 173-203.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1 Основные положения теории сильных электролитов. Активность ионнов, коэффициент активности.
7. Эталоны решения задач:
7.1. Константа диссоциации бромноватистой кислоты (НBrO) равняется 2,І *10-9. Вычислите ее
степень диссоциации в 0,01М растворе.
Решение: Из закона разведения Оствальда:
=
KД
СM
; тогда=
2,1 * 10 9
= 4,58*10-4 ; =4,58*10-4 , или =0,046% .
1 * 10  2
.
7.2. Произведение растворимости хромата серебра Ag2CrО4 равняется 1,1* 10-12. Вычислите растворимость этой соли в моль/л и г/л.
Решение: Записывают уравнение электролитической диссоциации хромата серебра:
Ag2CrО4 ↔ 2Ag+ + CrО42и выражение его произведения растворимости:
ПР[Ag2CrO4] =[ Ag+]2 * [CrО42-]
Обозначают растворимость Ag2CrО4 через S моль/л хромат-ионов и 2S моль/л катионов серебра.
Эти значения концентрации ионов подставляют в выражение произведения растворимости
Ag2CrО4:
ПР[Ag2CrO4] =(2S)2 * S=4S3
Вычисляют растворимость соли в моль/л:
1,1 * 10 12
ДР
= 3
=6,5*10-5 моль/л.
4
4
Поскольку равновесная концентрация хромат-ионов в растворе численно равняется растворимости
хромата серебра, то растворимость Ag2CrО4 равняется 6,5 * 10-5 моль/л. Перемножая растворимость соли на ее молярную массу, вычисляют растворимость хромата серебра в г/л:
(Ag2CrО4) = 6,5* 10-5* 331,8 = 2,2 *10-2г/л.
S= 3
8. Задания для закрепления материала.
8.1. Растворимость хлорида серебра при 25°С равняется 1,34 *10-4моль/л Вычислить
произведение растворимости этой соли.
Дано:
Решение:
_________________________________________________
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________
47
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________
Ответ:_________________________________________________________________________
8.2. Степень диссоциации азотистой кислоты в 0,01М растворе равняется 18%.
Вычислите константу диссоциации.
Дано:
Решение:
__________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
Ответ:_________________________________________________________________________
8.3. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций взаимодействия
растворов: гидрата аммиака с уксусной кислотой, сульфата меди (ІІ) с сульфидом
натрия.
Дано:
Решение:
___________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
8.4. Напишите выражение произведения растворимости гидроксида алюминия.
Укажите условия образования и растворения осадка Al(OH)3.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
9. Алгоритм лабораторной работы:
9.1 Ионные уравнения.
9.2 Условия выпадения осадка.
9.3 Условия растворения осадка.
10. Лабораторная работа.
Опыт 1. Ионные реакции.
1 пробирка
2 кр. Nа2СO3 (С = 0,5моль/л)
3 кр. НСl (С = 2моль/л)
2 пробирка
2 кр. Nа2СO3 (C = 0,5моль/л)
3 кр. СН3СООН (С = 2 моль/л)
48
Объясните свои наблюдения. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
________________________________________________________________
Опыт 2. Условия выпадения осадков.
1 пробирка
2 пробирка
2 кр. FeSO4 (С = 0,5моль/л)
2 кр. FeSO4 (C = 0,5моль/л)
4 кр. Н2S (С = 2моль/л)
4 кр. Na2S (С = 0,5моль/л)
Объясните образование осадка в одном случае и его отсутствие в другом. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
________________________________________________________________
Опыт 3. Условия растворения осадков.
1 пробирка
2 пробирка
2 кр. CuSO4 (С = 0,5моль/л)
2 кр. FeSO4 (C = 0,5моль/л)
4 кр. Na2S (С = 0,5моль/л)
4 кр. Na2S (С = 0,5моль/л)
4 кр. HCl (C = 2 моль/л)
4 кр. HCl (C = 2 моль/л)
Объясните свои наблюдения. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________
"Зачислено"
______________________
(подпись преподавателя)
"____"_________________200__г.
.
Тема 15: Теория сильных электролитов. Диссоциация воды.
Кислотность среды.
1. Актуальность темы: Оценка кислотности среды имеет большое значение для хода большинства химических и ферментативных процессов, для состояния биологических жидкостей организма человека.
2. Цель общая: Трактовать основные положения теории сильных электролитов.
3. Конкретные цели, уметь: Рассчитать по закону розведения Освальда степинь диссоциации,
константу дисоциации, концентрацию слабого электролита и кислотность среды.
49
4. Основные вопросы темы.
4.1. Основные положения теории сильных электролитов. Активность, коэффициент
активности, ионная сила растворов сильных электролитов.
4.2 Диссоциации воды. Применение закона действующих масс к равновесному
процессу диссоциации воды. Константа диссоциации.
4.3. Ионное произведение воды.
5. Литература:
Основная:
5.1. Лекционный материал.
5.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ
КНИГА, 2003.- с. 189-196.
Дополнительная:
5.3. Григорьева В.В. и др. Общая химия, 1991
5.4. Глинка Н.Л. Общая химия, 1983
5.5. Левитин Е.Я. и др. Практикум из общей и неорганической химии, 1998, с. 46-51.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1 Оценка кислотности среды и ее биологическое значение.
7. Задания для закрепления материала:
7.1. Определить равновесную концентрацию ионов гидрогена и гидроксид-ионов в
0,1М растворе HNO3.
Дано:
Решение:
___________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
Ответ:__________________________________________________________________________
7.2. Вычислите концентрацию гидроксид-ионов в растворе NaOH, если рН = 12.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
7.3. Определить концентрацию гидроксид-ионов в 0,01М растворе NH4OH (Кд(NH4OH) =
2·10-5).
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
7.4. Определить концентрацию гидроксид-ионов в 0,001М растворе HNO2 (Кд(HNO2) =
50
4·10-4).
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
7.5. Определить рН 0,001М раствора Ва(ОН)2.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
7.6. Определить равновесную концентрацию ионов гидрогена и гидроксид-ионов в
0,01Н растворе H2SO4.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
9. Алгоритм лабораторной работы:
9.1 Определение рН при помощи универсального индикаторной бумаги.
9.2 Определение рН при помощи универсального индикатора.
10. Лабораторная работа.
Опыт 1. Определение рН с помощью универсальной индикаторной бумаги.
В одну пробирку налить 2мл НСl, во вторую - 2мл NаОН. В каждую погрузить ленту универсальной индикаторной бумаги, потом вытянуть и сравнить с цветной шкалой. Отметить результаты.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________
[H+] моль
← увеличение кислотности
рH
Реакция
раствора
сильно
кислая
слабо
кислая
51
увеличение щелочности →
слабо
щелочная
сильно
щелочная
нейтральная
Опыт 2. Определение рН с помощью раствора универсального индикатора.
К 3мл исследуемого раствора (1, 2, 3) прибавить 2 капли раствора универсального индикатора.
Сравнить окраску с цветной шкалой и определить рН.
№ р-ра
Окраска
1.
2.
3.
pH
Вывод:______________________________________
__________________________________
__________________________________________
__________________________________________
__________________________________________
__________________________________________
__________________________________________
________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
Тема 16: Водородный показатель (рН).
1. Актуальность темы: Действие разнообразных биохимических катализаторов, а также специфика биохимических процессов связанная с определенным рН среды. Знание закономерностей,
которые определяют рН среды, дают возможность судить о характере процессов, которые
протекают в организме.
2. Цель общая: Применить закон действующих масс к равновесным процессам дисоциации
слабых электролитов, воды. использовать табличные данные величин Кдис., Кн., для определения
концентрации соответствующих ионнов.
3. Конкретные цели, уметь: Применять водородный показатель (рН) для характеристики растворов кислот, оснований, солей.
4. Основные вопросы темы.
4.1. Теория кислот и основ Аррениуса и ее ограниченность.
4.2. Протолитическая теория кислот и основ Бренстеда-Лоури, электронная теория
Льюиса. Количественная характеристика силы кислот и основ (рКа и рКв).
4.3. Водородный показатель (рН) растворов кислот, основ и солей.
4.4. Вычисление рН для растворов сильных и слабых кислот и основ.
4.6. Индикаторы, механизм их действия, рК и интервал перехода окраски
индикатора.
5. Литература:
Основная:
5.1. Конспект лекции.
5.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ
КНИГА, 2003.- с. 191-196.
Дополнительная:
52
5.3. Л.П.Садовничая, В.Г.Хухрянский, А.Я. Цыганенко, Биофизическая химия, 1985,
с. 75-77.
5.4. М.И. Равич-Щербо, В.В.Новиков, Физическая и коллоидная химия, 1975, с.77-88.
5.5. В.В.Григорьева и др. Общая химия, 1991, с. 189-192.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1 Биологическое значение рН.
6.2 Определение рН: метод адсорбционной фотометрии, метод визуального
сравнения интенсивности окраски раствора.
6. Эталон решения задач:
6.1. Вычисление рН растворов.
Задача. Вычислить рН раствора с концентрацией ионов водорода 4,2 *10-5моль/л.
Решение: [H+] = 4,2 *10-5; рн = -lg[H+] = -lg4,2* 10-5 = 5-lg4,2 = 4,38
6.2. Вычисление рН растворов сильных и слабых электролитов.
Задача. Вычислить рН раствора соляной кислоты с С = 0,15 моль/л и раствора гидроксида натрия с
С = 0,2 моль/л,  = 1.
Решение:
1) рН = -lg[H+]; [H+] = *Ск-ти = 1* 0,15 = 0,15моль/л; рн = -lg1,5* 10-1 = 1-lg1,5 = 0,824
2) рН + рОН = 14; рН = 14 - рОН; [OH-] = *Cосн. = 1* 0,2 = 0,2моль/л; рОН = -lg[ОH-] =
-lg0,2 = 0,7; рН = 14-0,7 = 13,3.
6.3. Вычисление рН растворов слабых электролитов.
Задача. Вычислить рН раствора муравьиной кислоты с С = 0,1 моль/л, Кg = 1,8 *10-4.
K
K
Решение: рН = -lg[H+]; [H+] = * C; К = 2*C; =
; [H+] =
* C = K *C ;
C
C
pН = -lg
K * C = lg 1,8 * 10 4 * 0,1 = -lg4,24 *10-3 = 2,37.
6.4. Вычисление рН растворов после разведения их водой.
Задача. Как изменится рН воды, если 80мл ее долить до 20 мл раствора гидроксида натрия с С = 0,1
моль/л,  = 1.
Решение: рН(воды) = 7. После разведения V2 = 80 + 20 = 100мл
V
20 * 0,1
V1 C1 = V2 C2; C2 = 1 *С1 =
= 0,02; pOH = -lg[OH-];
100
V2
-2
[OH ] =* C = 1* 0,02 = 2 *10 , pOH = -lg2* 10-2 = 1,7;
pН = 14-1,7 = 12,3; pН = 12,3-7 = 5,30.
6.5. Вычисление равновесной концентрации ионов водорода, если известен рН.
Задача. Вычислить [Н+] крови, если рН = 7,36.
Решение: Находят антилогарифм числа 7,36; [Н+] = 4,4* 10-8моль/л.
7. Задания для закрепления материала:
7.1. Вычислить рН раствора с массовой долей соляной кислоты 1%.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
53
7.2. Вычислить рН раствора гидроксида аммония с С = 0,5моль/л (  = 0,01).
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
7.3. Как изменится рН раствора, если к 10мл азотной кислоты с С = 0,1моль/л
(= 0,86), долить 50мл воды?
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
7.4. Вычислить рН раствора, который получили после смешивания равных
объемов раствора серной кислоты с Сн = 0,20моль/л и раствора гидроксида натрия с
Сн = 0,50моль/л.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
9. Алгоритм лабораторной работы:
9.1 Определение рН с помощью универсального индикатора.
9.2 Определение рН с помощью рН-метра.
10. Лабораторная работа.
Опыт 1. Определение рН с помощью универсального индикатора.
В одну пробирку налить 2мл НСl, во вторую - 2мл NаОН. В каждую пробирку погрузить по полоске универсальной индикаторной бумаги, после чего сравнить с цветной таблицей. Записать результаты определения.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________
Опыт 2. Определение рН с помощью рН-метра. (Делается под руководством преподавателя.)
Записать результаты определения.
54
рН- метр
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
Тема 17: Буферные системы.
1. Актуальность темы: Буферные системы поддерживают постоянность реакции среды биологических жидкостей в живых организмах. Буферные системы широко используют для практического создания сред с определенным значением рН.
2. Цель общая: Определять тип буферной системы и различать ее компоненты.
3. Конкретные цели, уметь: Рассчитывать значение рН разных типов буферных систем.
4. Основные вопросы темы.
4.1. Определение буферных систем.
4.2. Основные типы буферных систем.
4.3. Основные уравнения буферных систем. Формула Гендерсона-Хассельбалха.
4.4. Механизм действия буферных систем.
5. Литература:
Основная:
5.1. Конспект лекции.
Дополнительная:
5.2. Л.П.Садовничая, В.Г.Хухрянский, А.Й. Цыганенко, Биофизическая химия, 1985,
с. 70-90 .
5.3. М.И. Равич-Щербо, В.В.Новиков, Физическая и коллоидная химия, 1975, стр.90-97.
5.4. В.В.Григорьева и др. Общая химия, 1991, с.190-191.
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1 Буферная емкость. Факторы, от которых она зависит.
6.2 Буферные системы организма человека.
6.3 Биологическое значение буферных систем.
7. Эталон решения тестового контроля.
7.1. Вычисление рН буферных систем.
Задача. Вычислить рН буферной системы, которая состоит из 100мл раствора уксусной кислоты С
= 0,1моль/л и 200мл раствора ацетата натрия С = 0,2моль/л, Кд (к-ти) = 1,75 *10-5.
55
Решение: рН = -lg Кд + lg
Cн ( сол и) * V( сол и)
Сн ( к  ты) * V( к  ты)
= -lg1,75 *10-5+lg
V ( сол и)
V ( к  ты)
= 5,36.
7.2. Определение объемов компонентов для приготовления буферных систем с определенным
рН.
Задача: Вычислить объем раствора ацетата натрия с С = 0,1моль/л и объем уксусной кислоты с C =
0,1моль/л, которые необходимо смешать, чтобы приготовить 3л ацетатного буферу с рн = 5,24 (Кд
(к-ти) = =1,75* 10-5).
Cн ( сол и) * V( сол и)
V ( сол и)
Решение: рН= -lg Кд+lg
= lg1,75*10-5+lg
;
Сн ( к  ты) * V( к  ты)
V ( к  ты)
lg
V ( сол и)
= 5,24-4,76 = 0,48.
V ( к  ты)
Антилогарифм числа 0,48 равняется 3. [V(соли)] / [V(кислоты)] = 3/1.
Итак, нужно 3 части раствора соли и одну часть раствора кислоты для приготовления буферной
системы с рН = 5,24. Объем соли равняется: 3000*3/4 = 2250мл, а кислоты 3000*1/4 = 750мл.
8. Задания для закрепления материала:
Задача 1. Вычислить рН буферного раствора, который содержит 3,6мл раствора хлорида аммония с
Сн = 0,2моль/л и 2,6мл раствора гидроксида аммония с Сн = 0,1 моль/л (Кд(NH4OH) = 1,8*10-5).
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
Задача 2. Вычислите объем уксусной кислоты с С = 0,1моль/л и ацетата натрия с С = 0,1 моль/л,
которые необходимо смешать, чтобы получить 150 мл раствора с рН = 4,94. (Кд (СН3СООН) =
1,75*10-5).
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
9. Алгоритм лабораторной работы:
9.1 Приготовление буферных систем и вычисления их рН.
9.2 Влияние кислоты и щелочи на рН буферного раствора.
9.3 Влияние разведения на рН буферного раствора.
10. Лабораторная работа.
Опыт 1. Приготовление буферных систем и вычисления их рН.
№ Состав буферных систем (мл)
Окраска Ориентировочный рН
СН3СООН : СН3СООNa
1
9,0
: 1,0
56
Расчетный рН
2
1,0
: 9,0
К 1мл полученных растворов добавить по капле универсального индикатора. Определите ориентировочное рН по цветной таблице и вычислите рН по формуле:
Cн ( сол и) * V( сол и)
рН(р-ра №1) = -lg Кд+lg
= -lg1,75 *10-5+lg ___ =
Сн ( к  ты) * V( к  ты)
рН(р-ра №2) = -lg Кд+lg
Cн ( сол и) * V( сол и)
Сн ( к  ты) * V( к  ты)
= -lg1,75 *10-5+lg ___ =
Опыт 2. Влияние кислоты и щелочи на рН буферного раствора.
9 мл раствора №1 полученного в опыте №1 разлить поровну в три пробирки: в первую пробирку
добавляют 3 капли соляной кислоты с С = 0,1 моль/л, во вторую - 3 капли гидроксида натрия с С =
0,1моль/л. В каждую пробирку внести по 2 капли индикатора метилового красного. Сравнить
окраску растворов и сделать выводы.
Вывод:_________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Опыт 3. Влияние разведения на рН буферного раствора.
В 2 пробирки поровну разлить раствор №2, полученный в опыте №1. В первую пробирку внести
2мл воды. В каждую пробирку прибавить по 2 капли индикатора метилового красного. Сравнить
окраску и сделать выводы.
Вывод:_________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Опыт 4. Приготовить 10мл ацетатного буфера с рассчитанным рН = 5,24 и определить его ориентировочное рН (см. эталон 4.2.).
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
57
Тема 18: Гидролиз.
1. Актуальность темы: Умение оценивать рН среды в водных растворах разных солей нужно будущим фармацевтам при анализе, изготовлении и сохранении лекарственных препаратов.
2. Цель общая: Применить закон действующих масс к равновесному процессу гидролиза средних,
кислых солей и солей, образованных многозарядным катионом или анионом и предложить для них
выражение для константы гидролиза и формулу для ее расчета. Трактовать механизм гидролиза
веществ.
3. Конкретные цели, уметь: Рассчитать степень и константу гидролиза, концентрацию соли и кислотность среды. Анализировать факторы, которые влияют на гидролиз.
4. Основные вопросы темы.
4.1. Гидролиз (определение).
4.2. Механизм катионного и анионного гидролиза.
4.3. Типичные случаи гидролиза (ионные и молекулярные уравнения).
4.4. Гидролиз кислых солей; совместный гидролиз солей, соединений с ковалентнной
связью.
4.5. Особенности гидролиза солей висмута, сурьмы, олова.
4.6. Колличественная характеристика гидролиза: степень, константа гидролиза, их
взаимосвязь; влияние факторов.
5. Литература:
Основная:
5.1. Конспект лекции.
5.2. Левитин Е.Я. и др. Общая и неорганическая химия. Учебник. Винница: НОВАЯ
КНИГА, 2003.- с. 197-209.
Дополнительная:
5.3. Григорьева В.В. и др. Неорганическая химия, 1991г., с. 195-199.
5.4. Глинка Н.Л. Общая химия
6. Вопросы для самостоятельного внеаудиторного изучения:
6.1 Роль гидролиза во время метаболизма лекарства, в анализе врачебных
препаратов, технологии их изготовления и сохранение.
7. Эталон решения тестового контроля.
Расчеты рН в растворах солей.
- соль образована сильной кислотой и слабым основанием (NH4Cl, Fe(NO3)3)
Kb, Кд1, Кд2, Кд3. Если основа многокислотная , то для определения рН средней соли необходимо учитывать последнее Кд слабого основания
pH=- lg
K H 2O * C M ( сол и)
К Д ( основ ания)
;
CМ=
СН
z
.
- соль образована сильным основанием и слабой кислотой (K2CO3, Na3PO )
Ка,Кд1, Кд2,Кд3. Если слабая кислота будет многоосновной то для расчета рОН соли необходимо учитывать соответствующее Кд слабой кислоты
pOH=- lg
K H 2O * C M ( соли)
К Д ( к  ты)
pН = 14 - pOH
Задача 1. Вычислить рН 0,5Н раствора карбоната натрия, если Кд1(H2CO3)= 4,5*10-7, Кд2 (H2CO3)=
=4,7*10-11.
58
Решение: Карбонат натрия - это соль, образованная слабой двухосновной кислотой, поэтому на
первой стадии гидролиза получается кислая соль и сильная основа. Дальнейшему ходу гидролиза
препятствует накопление в растворе гидроксид-ионов. Записывают ионное и молекулярное уравнения реакции гидролиза:
CO32- + H2O ↔ HCO3- + OH0,5
С
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH
Cм = Н =
= 0,25 моль/л
2
z
K H 2O * C M ( соли)
10 14 * 0,25
pOH=- lg
=- lg
=2,14
К Д ( к  ты)
4,7 * 10 11
рН = 14-2,14 = 11,86
Задача 2. Напишите ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза К3РО4 (первую стадию) и
определите рН.
Решение: К3РО4 ↔ 3К++РО43РО43- +НОН ↔ НРО42- +ОНК3РО4+Н2О ↔ К2НРО4+КОН
рН > 7, щелочная среда
Задача 3. Вычислите степень гидролиза гидросульфита натрия с Сн = 0,1моль/л (КД1(H2SO3) =
1,6*10-2; КД2(H2SO3) = 6,3*10-8).
Решение. NaHSO3 ↔ Na++HSO3HSO3- +HOH ↔ H2SO3+OHNaHSO3+H2O ↔ H2SO3+NaOH
K H 2O
10 14
K
6,25 * 10 13
-13

h=
; Кг =
= 6,25*10 ; h=
=2,5*10-6
K Д 1 1,6 * 10  2
0,1
C
8. Задания для закрепления материала.
8.1. Напишите ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза К2СО3, Bі(NO3)3.
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________
8.2. Вычислите рН раствора, 50мл которого содержит 0,214г хлорида аммония.
Кд(NH4OH) = 1,8*10-5.
Дано:
Решение:
____________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Ответ:___________________________________________________________________________
9. Алгоритм лабораторной работы:
9.1 Соли образованные сильными кислотами и сильными основаниями.
9.2 Соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами.
9.3 Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами.
9.4 Совместный гидролиз солей.
9.5 Зависимость степени гидролиза от температуры.
10. Лабораторная работа.
59
Опыт 1. Соли образованные сильными кислотами и сильными основаниями.
С помощью универсальной индикаторной бумаги определите рН 0,1Н раствора хлорида натрия,
сульфата калия, и нитрата кальция. Сделайте вывод о способности катионов и анионов солей к
гидролизу.
Вывод:_________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Опыт 2. Соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами.
а) С помощью универсальной индикаторной бумаги определите рН 0,1Н раствора ацетата
натрия. Напишите ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза и вычислите Кг. Кд(CH3COOH)
= 1,75*10-5. Сделайте вывод о способности анионов слабой кислоты к гидролизу.
Уравнение гидролиза:_________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
K H 2O

Кг =
K Д (к  ты)
Вывод:_________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________
б) Налейте в одну пробирку 5-6 капель 0,5Н раствора карбоната натрия, а во вторую пробирку такой же объем 0,5Н раствора сульфита натрия. Прибавьте в каждую пробирку по капле фенолфталеина и сравните окраски растворов. Напишите ионно-молекулярное уравнение реакций гидролиза. Вычислите степень, константу гидролиза, концентрацию гидроксид-ионов и рН растворов
солей. Полученные результаты запишите в таблицу. ( (H2CO3) = 4,7*10-11; (H2SO3)=6,3*10-8)
Формула соли
Константа гидролиза,
Кг
Степень гидролиза,
h
Концентрация гідроксид-ионов,моль/л
рН
Na2CO3
Na2SO3
Уравнения гидролиза:_________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
K Г ( Na2CO3 ) 
К Н 2О
КД

K Г ( Na 2 SO3 ) 
60
К Н 2О
КД

h
K
=
C
h
[OH–] =
K
=
C
[OH–] =
pOH( Na CO )   lg
2
3
K H O  Cм ( солі)

К Д ( кти )
pOH( Na SO )   lg
2
2
3
K H O  Cм ( солі)

К Д ( к ти )
2
Вывод:_________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________
в) В две пробирки прибавьте: в первую 5-6 капель 0,1Н раствора гидрокарбоната натрия и каплю
фенолфталеина, во вторую - такой же объем 0,1Н раствора гидросульфита натрия и каплю фенолфталеина. Отметьте окраски растворов. Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза. Вычислите константы гидролиза солей, сравните их со значениями Кд2 соответствующих
кислот. Вычислите рН растворов солей. Заполните таблицу (см. эталоны).
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
__________________________________________________________
Формула соли
Константа гидролиза, Кг
Степень гидролиза, h
рН
NaНCO3
NaНSO3
Опыт 3. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами.
С помощью универсальной индикаторной бумаги определите реакцию среды в 0,1Н растворе
хлорида аммония. Напишите ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза и вычислите Кг.
Кд(NH4OH) = 1,8*10-5.
Уравнение гидролиза:___________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________
K Г ( NH 4Cl ) 
К Н 2О

КД
Опыт 4. Совместный гидролиз солей.
61
а) Внесите в пробирку 5-6 капель 0,1Н раствора соли хрома (ІІІ) и прибавьте каплями 0,1Н раствор карбоната натрия до образования серо-зеленого осадка. Аналогичный опыт проведите с 0,1Н
раствором соли алюминия, прибавляя к нему каплями 0,1Н раствор сульфида натрия до образования топкого осадка и выделения газа.
Уравнение гидролиза:__________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________
б) К 3-4 капелям 0,1Н раствора сульфата меди(ІІ) прибавьте каплями 0,1Н раствор карбоната
натрия до образования светло-зеленого осадка основной соли. Напишите ионно-молекулярное
уравнение реакции гидролиза. Сделайте вывод о возможности образования основных солей при
гидролизе многозарядных катионов слабых основ.
Уравнение гидролиза:_________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________
Опыт 5. Зависимость степени гидролиза от температуры.
К 5-6 капелям 0,1Н раствора ацетата натрия прибавьте каплю фенолфталеина. Отметьте окраску
раствора. Поместите пробирку в стакан с горячей водой, отметьте изменение окраски. Охладите
раствор. Изменился ли его цвет? Напишите ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли при нагревании. Сделайте вывод о влиянии температуры на степень гидролиза и на смещение
равновесия реакции гидролиза.
Уравнение гидролиза:_________________________________________________________________________
Вывод:_________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Опыт 6. Особые случаи гидролиза.
В пробирку внесите 3-4 капли 0,1Н раствора соли сурьмы(ІІІ) или висмута(ІІІ) и прибавьте каплями воду до образования белого осадка оксосоли. К полученному осадку прибавьте 1-2 капли
концентрированной хлороводородной кислоты, наблюдайте растворение осадка. Напишите ионные
и молекулярные уравнения реакций гидролиза соли за первой и второй ступенями. Сделайте вывод
о влиянии разведения и подкисления на равновесие реакции гидролиза.
Уравнения гидролиза:_________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
Вывод:_________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________
62
"Зачислено"
"____"_________________200__г.
______________________
(подпись преподавателя)
Тема 19: Модуль №1(письменная контрольная работа по общей химии и компьютерный опрос по темам «Крок 1» 1 семестра):
1. Учение о растворах.
Суть основных положений: раствор, растворитель, растворимое вещество. Растворы газообразных, редких, твердых веществ. Растворимость. Вода как один из наиболее распространенных растворителей в фармацевтической практике. Роль водных растворов в жизнедеятельности организмов. Химическое взаимодействие компонентов при образовании жидких и твердых растворов
(Д.И.Менделеев, С.Курнаков). Тепловой эффект процесса растворение веществ. Изменение энергии Гиббса при образовании растворов. Неводные растворы. Растворимость газов в жидкостях и ее
зависимость от температуры, парциального давления (закон Генри Дальтона), от концентрации
раскрытых в воде электролитов (закон Сеченова). Растворимость жидких и твердых веществ в воде. Понятие о насыщенных, ненасыщенных, пресыщенных растворах. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля вещества в растворе, молярная, эквивалентная (нормальная) и
моляльна концентрации. Титр раствора.
2. Свойства растворов неэлектролитов.
Электролиты и неэлектролиты. Осмос и осмотическое давление в разбавленных растворах неэлектролитов. Закон Вант-Гоффа. Законы Рауля, гипо-, гипер- и изотонические растворы. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах.
3. Свойства растворов электролитов.
Зависимость осмотического давления от концентрации в растворах электролитов. Изотонический коэффициент. Теория электролитической диссоциации Аррениуса и ее развитие Каблуковым
И.А. Понятие о сильных и слабых электролитах. Растворы слабых электролитов. Диссоциация молекул слабых электролитов как результат предельной поляризации электронов ковалентной связи
под действием полярных молекул воды. Применение закона действующих масс к состоянию равновесия в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации. Степень диссоциации и его зависимость от концентрации - закон разведения Оствальда. Ступенчатый характер диссоциации.
Смещение равновесия в растворах слабых электролитов. Диссоциация воды. Применение закона
действующих масс к равновесному процессу диссоциации воды. Константа диссоциации и ионное
произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов кислот, основ и солей.
Равновесие между осадком и раствором тяжелорастворимых электролитов. Их растворимость и
произведение растворимости. Условия осаждения и растворения осадка электролитов.
Основные положения теории сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная
сила растворов сильных электролитов. Теория кислот и основ Аррениуса и ее ограниченность.
Протолитическая теория кислот и основ Бренстеда-Лоури, электронная теория Льюиса. Количественная характеристика силы кислот и основ (рКа и рКв).
4. Расчетные задачи по темам:
-способы выражения концентрации растворов
-осмос
-рН растворов сильных и слабых электролитов
-рН буферных растворов
-рН растворов солей, которые подлежат гидролизу
-произведение растворимости
63
Компьютерный опрос по темам «Крок 1» 1 семестра):
Для подготовки используется банк вопросов «Крок 1» 1 семестра.
Для
записей
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
64
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
________________________________________________________
65
________________________________________________________
__________________________________________
66