ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. Сборник методических указаний для обучающихся к внеаудиторной (самостоятельной) работе по специальности 33.02.01 – Фармация (очная форма обучения)


Государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования "Красноярский государственный медицинский университет имени профессора В.Ф.Войно-Ясенецкого" Министерства здравоохранения Российской Федерации
Фармацевтический колледж
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Сборник
методических указаний
для обучающихся к внеаудиторной
(самостоятельной) работе
по специальности 33.02.01 – Фармация (очная форма обучения)
Красноярск
2015
УДК 54(07)
ББК 24.1
О-28
Общая и неорганическая химия : сб. метод. указаний для обучающихся к внеаудитор. (самостоят.) работе по специальности 33.02.01 – Фармация (очная форма обучения) / сост. Л.В. Ростовцева, Е.Н. Казакова ; Фармацевтический колледж. – Красноярск : тип. КрасГМУ, 2015. – 67 с.
Составители: Ростовцева Л.В.;
Казакова Е.Н.
Сборник методических указаний предназначен для внеаудиторной работы обучающихся. Составлен в соответствии с ФГОС СПО 2014 г. по специальности 33.02.01 – Фармация (очная форма обучения), рабочей программой дисциплины (2014 г.) и СТО СМК 4.2.01-11. Выпуск 3.
Рекомендован к изданию по решению методического совета (Протокол №__ от «___»__________2015).
КрасГМУ
2015
ОГЛАВЛЕНИЕ
ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА…………………………………….. 4
Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Теория строения вещества……………………………. 5
Классы неорганических соединений……………………………....... 12
Комплексные соединения……………………………………………. 18
Растворы………………………………………………………………. 22
Теория электролитической диссоциации. Гидролиз солей……....... 30
Окислительно-восстановительные реакции.
Метод электронного баланса и ионно-электронный метод…........... 36
Галогены. Халькогены……………………………………………...... 42
р-элементы главной подгруппы V, IV, III групп…………………… 48
s-, d- элементы I, II группы главной и побочной подгруппы……… 54
d- элементы VI, VII, VIII групп побочной подгруппы… 60
ПЕРЕЧЕНЬ КОНСПЕКТОВ, РЕФЕРАТОВ И ПРЕЗЕНТАЦИЙ….. 66
ЛИТЕРАТУРА………………………………………………………… 67

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА
Сборник методических указаний для внеаудиторной (самостоятельной) работы по общей и неорганической химии предназначен для студентов, обучающихся по специальности 33.02.01 – Фармация.
Сборник составлен для самоподготовки обучающихся к практическим занятиям, закрепления знаний и умений, их углубления и расширения, а также развития самостоятельности студентов.
Для подготовки к практическому занятию необходимо изучить основной теоретический материал, который рассматривается на аудиторных занятиях. После изучения темы предлагается ответить на вопросы для самоподготовки.
Для углубленного изучения темы, формирования умений в пособие предлагается выполнение обязательной внеаудиторной работы. Самостоятельная работа состоит из заданий, которые необходимо выполнить по завершению изученной темы.
Одним из видов внеаудиторной самостоятельной работы является составление конспекта, подготовка рефератов и презентаций, тематика и требования к которым представлены в главе «Перечень конспектов, рефератов и презентаций».
Содержание пособия соответствует требованиям Федерального государственного образовательного стандарта среднего профессионального образования по специальности.
В результате освоения учебной дисциплины обучающийся должен
уметь:
доказывать с помощью химических реакций химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных;
составлять формулы комплексных соединений и давать им названия;
знать:
периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева;
основы теории протекания химических процессов;
строение и реакционные способности неорганических соединений;
способы получения неорганических соединений;
теорию растворов и способы выражения концентрации растворов;
формулы лекарственных средств неорганической природы

Тема: ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ ВЕЩЕСТВА
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен
знать:
периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева;
электронное строение атомов элементов;
характеристика элементов I-IV периодов, исходя из их положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома.
уметь:
давать характеристику строения атома химического элемента на основании его положения в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева,
составлять электронные и электронно-графические формулы атомов элементов в основном и возбужденном состоянии,
определять валентные возможности и степени окисления атомов элементов по электронно-графическим формулам.
Значение темы
Периодический и закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева – основа современной химии. С открытием периодического закона химия перестала быть описательной наукой – она получила инструмент научного предвидения. Закон помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами.
Открытие периодического закона способствовало развитию учения о строении атома. Изучение строения атома вскрывает физический смысл периодического закона и объясняет закономерности изменения свойств элементов в периодах и группах периодической системы. Знание строения атомов является необходимым для понимания причин образования химической связи. Природа химической связи в молекулах определяет свойства веществ.
Периодический закон играет важную роль в развитии всего естествознания (физики, биологии и других наук), имеет большое философское значение – он подтвердил наиболее общие законы природы.
Краткое содержание темы
Состояние электрона в атоме описывают:
- схема электронного строения - показывает количество уровней в атоме и распределение электронов по энергетическим уровням;
- электронная формула – показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням;
- электронно-графическая формула – показывает распределение электронов по уровням, подуровням, а также спины электронов.
Таблица 1.
Алгоритм составления схемы электронного строения
и электронной формулы
Последовательность действий Примеры
Определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру).
Общее число электронов в нейтральном атоме равно порядковому номеру, т.е. заряду ядра атома:

Определить число энергетических уровней (по номеру периода).
Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором находится химический элемент. Энергетические уровни условно обозначают так (например, для Al):

Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы).
число внешних электронов равно:
• для элементов главных подгрупп – номеру группы;
• для элементов побочных подгрупп оно не может быть больше двух.
Схема определения числавнешних электронов атомов
Указать число электронов на всех уровнях, кроме предпоследнего.
На каждом энергетическом уровне может находиться ограниченное число электронов:
• на первом – не более двух электронов;
• на втором – не более восьми электронов;
• на третьем – не более восемнадцати электронов.
998220601980
Рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.
Всего 25е; распределили (2 + 8 + 2) = 12e; значит, на третьем уровне находится: 25 – 12 = 13e.
Получили распределение электронов в атоме марганца:

Распределить электроны по энергетическим подуровням.
Число возможных подуровней равно номеру уровня. Первый уровень состоит из одногоs-подуровня.
Второй уровень состоит из двух подуровней – s и р.
Третий уровень – из трех подуровней – s, p и d.
На каждом подуровне может находиться строго ограниченное число электронов:
на s-подуровне – не больше 2е-
на р-подуровне – не больше 6е;
на d-подуровне – не больше 10е-
Подуровни одного уровня заполняются в строго определенном порядке:
s p d.
114300179070
В целом электронная конфигурация атома марганца записывается так:
25Мn 1s22s22p63s23p63d54s2.
Здесь и далее приняты следующие обозначения:

7. Определить число валентных электронов.
Валентные электроны находятся на внешнем энергетическом уровне (для элементов главных подгрупп) и незавершенном d-подуровне предвнешнего уровня (для элементов побочных подгрупп).
Определим число валентных электронов для марганца:

или сокращенно: Мn … 3d54s2.
Таблица 2.
Характеристика состояния электронов в атоме
Энергетический
уровень n Подуровни Значение ml Число АО
буквенное
обозначение значение
l К 1 s 0 0 1
L 2 s
р 0
1 0
-1, 0, +1 1
3
M 3 s
р
d 0
1
2 0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2 1
3
5
N 4 s
p
d
f 0
1
2
3 0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 1
3
5
7
Вопросы для самоподготовки
Как сформулировал Д.И. Менделеев периодический закон? Какова современная формулировка периодического закона?
Что является графическим изображением периодического закона? Расскажите о структуре периодической системы.
Каков физический смысл порядкового номера химического элемента, номера периода, номера группы? Приведите примеры.
Как изменяются радиус атома, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, металличность и неметалличность элементов в малых периодах и главных подгруппах?
Что называется атомной орбиталью? Что такое электронное облако?
Что характеризует и какие значения принимает главное квантовое число?
Что такое энергетический уровень? Чему равно число электронов на данном энергетическом уровне?
Что характеризует и какие значения принимает побочное квантовое число?
Что такое энергетический подуровень? Чему равно число электронов на данном энергетическом подуровне?
Что характеризует и какие значения принимает магнитное квантовое число?
Что характеризует и какие значения принимает спиновое квантовое число?
Охарактеризуйте основные правила и принципы заполнения орбиталей электронами:
а) принцип минимальной энергии,
б) Правило Клечковского,
в) принцип запрета Паули,
г) правило Гунда.
Задания для самостоятельной работы студентов
1. Опишите строение атома и составьте электронные и электронно-графические конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 28 в основном и возбужденном состоянии. К какому электронному семейству относится каждый из элементов?
2. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или 5s; 5p или 6s? Почему? Составьте электронную и электронно-графическую формулу атома элемента с порядковым номером 43.
3. Опишите строение атома и составьте электронную формулу элемента с порядковым номером 22, укажите его валентные электроны. Какое максимальное число может принимать s- p- d- f- орбитали данного энергетического уровня? Почему?
4. Заполните таблицу «Виды химической связи» и распределите вещества по виду химической связи в колонке «Примеры веществ»: SiO2, N2, H2O, CaCl2, Zn, O2, CH4, KI, NH3, Cu, I2, LiBr, S8, HF.

Виды химической связи
Виды химической связи
Ионная Ковалентная
Металлическая
Водородная
полярная неполярная Природа связанных химических элементов
Механизм образования химической связи
Схема образования связи
Тип кристаллической решетки
Примеры веществ
Раздел самоконтроля
Выберите один правильный вариант ответа
1. ЧИСЛО ЭЛЕКТРОНОВ НАХОДИТСЯ НА 3р-ПОДУРОВНЕ В ОСНОВНОМ СОСТОЯНИИ АТОМА ФОСФОРА
5
3
7
1
2. ЧИСЛО ПРОТОНОВ В ИОНЕ F-
19
20
9
10
3. РАЗМЕР ОРБИТАЛЕЙ И ЭЛЕКТРОННЫХ ОБЛАКОВ ХАРАКТЕРИЗУЕТ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
главное
орбитальное
магнитное
спиновое
4. ЗНАЧЕНИЯ МАГНИТНОГО КВАНТОВОГО ЧИСЛА ДЛЯ ОРБИТАЛЕЙ
d- ПОДУРОВНЯ
0, 1, 2
-1, 0 +1
-2, -1, 0, +1, +2
1, 2, 3
5. ФОРМУЛА ЭЛЕМЕНТА С БОЛЕЕ ВЫРАЖЕННЫМИ НЕМЕТАЛЛИЧЕСКИМИ СВОЙСТВАМИ
С
N
O
F
6. ФОРМУЛА ВЫСШЕГО ОКСИДА ЭЛЕМЕНТА III ПЕРИОДА, В АТОМЕ КОТОРОГО В ОСНОВНОМ СОСТОЯНИИ СОДЕРЖИТСЯ ТРИ НЕСПАРЕННЫХ ЭЛЕКТРОНА
Э2О3
Э2О5
ЭО2
Э2О7
7. ЧИСЛО ОРБИТАЛЕЙ НА f-ПОДУРОВНЕ
1
3
5
7
8. ОБОЗНАЧЕНИЕ ПОДУРОВНЯ, ДЛЯ КОТОРОГО n=4 и l =0
4f
4d
4p
4s
9. ВЫСШАЯ ВАЛЕНТНОСТЬ ЭЛЕМЕНТА С ПОРЯДКОВЫМ НОМЕРОМ 53
III
V
VII
I
10. В РЯДУ F → Cl → Br → I
увеличивается число валентных электронов
уменьшается радиус атома
увеличивается число электронных слоев
уменьшается степень окисления в высших оксидах
Эталон ответов
№ вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Вариант ответа 2 3 1 3 4 2 4 4 3 3
Тема: КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен
знать:
классификация неорганических веществ,
способы получения, номенклатура, физические и химические свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов; амфотерных гидроксидов, кислот, оснований.
генетическая связь между классами неорганических веществ
уметь:
подтверждать химическими реакциями свойства оксидов, кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей, в т.ч. лекарственных веществ;
оставлять генетические ряды и соответствующие им уравнения химических реакций
Значение темы
В настоящее время известно более 100 тысяч неорганических веществ. Все неорганические вещества можно разделить на классы. Каждый класс объединяет вещества, сходные по свойствам и составу.
В номенклатуре лекарственных средств значительное место занимают неорганические соединения. Около ста статей, включенных в ГФ РФ, составляют фармакопейные статьи по неорганическим фармацевтическим препаратам.
Четкое представление о свойствах и способах получения важнейших классов неорганических соединений необходимо для успешного изучения свойств отдельных химических элементов и их соединений, в т.ч. лекарственных, а также имеет важное значении при изучении специальных дисциплин – аналитическая химия, фармацевтическая химия, фармацевтическая технология, фармакология и др.
Краткое содержание темы
Все неорганические вещества делятся на простые и сложные.
Простые вещества подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы (в настоящее время их всё чаще относят к неметаллам, т.к. для многих из них был синтезирован ряд химических соединений).
Важнейшими классами сложных неорганических веществ являются оксиды, основания, кислоты, амфотерные гидроксиды, соли.
Единство и многообразие химических веществ наиболее ярко проявляется в генетической связи, которая отражается в так называемых генетических рядах.
Генетическим называют ряд веществ - представителей разных классов, являющихся соединениями одного элемента, связанных взаимопревращениями и отражающих общность происхождения этих веществ или их генезис.
Генетическая связь – понятие более общее, чем генетический ряд, который является ярким, но частным проявлением этой связи, которая реализуется при любых взаимопревращениях веществ.
Таблица 1.
Классификация неорганических соединений
Оксиды /Эх Оу-2/ Основания /Ме+n(OH)n/ Кислоты /HxAс/ Соли
солеобразующие По растворимости По содержанию кислорода Средние MexAу
Основные Амфотерные Кислотные Растворимые /щелочи/ Нерастворимые Кислородсодержащие Бескислородные Кислые /NaHSO4/
Ме+12О Ме+32О3 Ме+52О5 I –A группа
LiOH
NaOH
KOH
RbOH
CsOH
II-А группа
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2 Все остальные HNO3 H2SO4
HClO4 HCl
H2S Основные /CuOHCl/
Ме+2О
Ме+4О2 Ме+6О3
По основности /х/ Двойные
KAl(SO4)2
Исключения /ст.ок +2/:
ZnO
SnO
PbO
BeO Ме+72О7 х = 1 одноосновные х = 2
двухосновные х = 3 трехосновные Комплексные
Na[Al(OH)4 ]
НемехОу HCl HNO3
HClO4 H2SO4 H2S
H2SO3 H3PO4 Пример: СrO Cr2O3 CrO3 Несолеобразующие:
СО, SiO, NO, N2O Таблица 2.
Общие химические свойства и способы получения основных классов неорганических веществ
Металл Вода Оксид металла Основание Соль
Неметалл соль
оксид - - -
-
Вода щелочь + Н2 ↑ 1
оксид + Н2↑ 2 - щелочь 3 - гидролиз некоторых солей
Оксид неметалла - кислота 4 соль соль + Н2О 5 -
Кислота соль + Н2 ↑ 6
- соль + Н2О соль + Н2О другая соль + другая кислота
(↓ или ↑)
Соль другая соль + другой металл 7 гидролиз некоторых солей - другая соль + другое основание 8
(↓) две новые соли
(↓)
Пояснения и примеры к таблице 2 «Общие химические свойства и способы получения основных классов неорганических веществ»
Только щелочные и щелочноземельные металлы (I и II группа главная подгруппа, кроме Ве и Mg)
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Менее активные металлы в ряду активности до водорода при t0С
t0
Zn + H2O → ZnO + H2
Только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов
CaO + H2O → Ca(OH)2
Исключение: оксид кремния (IV) SiO2 с водой не реагирует
SO3 + H2O → H2SO4
В реакцию вступают растворимые в воде основания – щелочи
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
Металлы, стоящие в ряду напряжения до водорода. Исключение: для реакции не следует брать конц. серную кислоту H2SO4 и азотную кислоту HNO3 любой концентрации.
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑
Cu + 2H2SO4 (конц.) → CuSO4 +SO2 + 2H2O
Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли согласно ряду активности металлов. Не следует брать щелочные и щелочноземельные металлы, т.к. они активно взаимодействуют с водой
CuSO4 + Fe → Cu + FeSO4
В реакцию вступают только основания растворимые в воде ( щелочи), при этом образуется не растворимое основание (↓)
AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3↓ +3NaCl
Вопросы для самоподготовки
Что такое оксиды? Классификация оксидов.
Что такое основания? Классификация оснований.
Что такое кислоты? Классификация кислот.
Что такое амфотерные гидроксиды?
Что такое соли? Классификация солей.
Задания для самостоятельной работы студентов
1. Осуществите схемы превращений между классами неорганических соединений
Генетический ряд металла:
Fe → FeCl2 → Fe(OH)2 → FeO → Fe → FeCl3 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe
Генетический ряд металла, которому соответствуют амфотерные оксиды и гидроксиды:
_________________
↓ │
Zn → ZnO → ZnSO4 → Zn(OH)2→ Na2[Zn(OH)4] → ZnCl2 → Zn
│_____________________________________↑

Генетический ряд неметалла:
S → SO2 → H2SO3 → Na2SO3 → SO2 → SO3 → H2SO4 → SO2 → S

Раздел самоконтроля
Выберите один правильный вариант ответа
1. ОКСИД, ОБРАЗУЮЩИЙ КИСЛОТУ СОСТАВА H2ЭО3
CO2
Р2О5
SO3
N2O5
2. ТОЛЬКО ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ НАХОДЯТСЯ В РЯДУ
ZnО, CО2, CaО, N2О
СaО, K2О, МgО, SiО2
BаО, Li2О, МnО, CrO3
СаО, Li2О, МgО, Na2О
3. АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД
CO2
MgO
Al2O3
Na2O
4. ПАРА ВЕЩЕСТВ, ВЗАИМОДЕЙСТВУЮЩИХ С ОКСИДОМ СЕРЫ (VI)
оксид фосфора (V) и вода
оксид фосфора (V) и гидроксид натрия
гидроксид калия и вода
оксид кальция и углекислый газ
5. РЯД, В КОТОРОМ ВСЕ ВЕЩЕСТВА ПРИ ДОБАВЛЕНИИ ВОДЫ ОБРАЗУЮТ ЩЕЛОЧИ
Na2O, Li, CaO, K
Fe2O3, Li, CaO, Na
Al2O3, CO2, Li, Fe2O3
CaO, Na2O, Al2O3, Ca
6. ГИДРОКСИД КАЛИЯ ВЗАИМОДЕЙСТВУЕТ С КАЖДЫМ ИЗ ДВУХ ВЕЩЕСТВ
NH3 и HCl
CO2 и CuCl2 
H2SO4 и NaNO3
MgO и HNO3
7. ДВУХОСНОВНАЯ СЛАБАЯ КИСЛОТА
азотная
серная
сероводородная
бромоводородная
8. ФОРМУЛЫ КИСЛОТЫ, СРЕДНЕЙ СОЛИ И АМФОТЕРНОГО ГИДРОКСИДА СООТВЕТСТВЕННО
HBr, NH4Cl, Ba(OH)2
H2SO4, Al2(SO4)3, Zn(OH)2
NH3, CaSO4, Fe(OH)3
HNO3, KHCO3, Al(OH)3
9. ФОРМУЛА КИСЛОЙ СОЛИ
NaCl
KHCO3
Al(OH)2Cl
MgNH4PO4
РАЗБАВЛЕННАЯ ХЛОРОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА ВЗАИМОДЕЙСТВУЕТ С КАЖДЫМ ИЗ ДВУХ ВЕЩЕСТВ
медь и гидроксид натрия
магний и нитрат серебра
железо и оксид кремния (IV)
свинец и нитрат калия
11. ГИДРОКСИД КАЛИЯ ВЗАИМОДЕЙСТВУЕТ С КАЖДЫМ ИЗ ДВУХ ВЕЩЕСТВ
CO2 и CuCl2 
NH3 и HCl
H2SO4 и NaNO3
MgO и HNO3
12. ПАРА ВЕЩЕСТВ ДЛЯ ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНОГО ОСУЩЕСТВЛЕНИЯ СХЕМЫ ПРЕВРАЩЕНИЙ Са(NO3)2 → СаCO3 → СаCl2
CO2, Cl2
Na2CO3, NaCl
Na2CO3, HCl
CO2, HClO2
Эталон ответов
№ вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
Вариант ответа 1 4 3 3 1 2 3 2 2 2 1 3

Тема: КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен
знать:
строение, классификация, номенклатура, получение и свойства комплексных соединений.
виды химической связи в комплексных соединениях.
уметь:
составлять формулы комплексных соединений по названию,
давать названия комплексным соединениям,
составлять уравнения первичной диссоциации комплексных соединений,
проводить химические реакции и получение комплексных соединений
катионного и анионного типа.
Значение темы
Изучение комплексных соединений – одна из интереснейших областей химии. Комплексные соединения в живых организмах выполняют специфические функции в обмене веществ. Огромна роль природных комплексных соединений в процессах фотосинтеза, биологического окисления, дыхания и ферментативном катализе. Например, хлорофилл, ответственный за фотосинтез в растениях, является комплексным соединением магния, а гемоглобин, снабжающий кислородом клетки животных организмов, - комплексом железа, где ион железа Fe2+ - комплексообразователь, а лиганды – четыре кольца пиррола, имеющие боковые цепи. Витамин В12 – это комплексное соединение кобальта.
Комплексные соединения используются в аналитической и фармацевтической химии, в медицине, в технике, в химической промышленности. Например, в аналитической и фармацевтической химии для качественного обнаружения ионов Fe2+ и ионов Fe3+ используются соединения K3[Fe(CN)6] и K4[Fe(CN)6]. Комплексные соединения применяют в комплексонометрии - разделе количественного анализа, с помощью этого метода определяют: жесткость воды, тяжелые металлы в фармацевтических препаратах и лекарственном растительном сырье, кальций в плазме крови и др.
Комплексы золота и платины используют для диагностики и лечения некоторых видов злокачественных опухолей.
Краткое содержание темы
Комплексными соединениями называются определённые химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные существовать как в кристаллическом, так и в растворённом состоянии.
В соответствии с координационной теорией комплексные соединения
состоят из внутренней и внешней сферы. Во внутреннюю сферу входит центральный ион-комплексообразователь, окруженный связанными с ним лигандами.
Ионами-комплексообразователями являются ионы металлов. Наибольшую склонность к комплексообразованию имеют ионы d-элементов.
Заряд внутренней сферы (комплексного иона) равен алгебраической сумме зарядов иона-комплексообразователя и лигандов.
Важнейшие лиганды:
Анионы:
I- - иодо, Cl- - хлоро, Br- - бромо, OH- - гидроксо, CN- - циано, NO-2 – нитро, амидо - NH2-, SO42- - сульфато, тиосульфато - S2O32-, тиоцианато – SCN- карбонато - CO32-, оксалато - C2O42-
Нейтральные молекулы:
NH03 – аммин, H2O0 – аква, СО0 – карбонил, NO -нитрозо
Заряд
центрального
иона +1 → 2 Координационные числа (выделены наиболее характерные)
+2 → 4, 6 +3 → 6,4 +4 → 8, 6 Координационные числа некоторых комплексообразователей

Номенклатура комплексных солей
Соль содержит комплексный катион
Называют анион соли (сульфат, фосфат, хлорид и т.д.)
Называют входящие во внутреннюю сферу лиганды-анионы с окончанием на «о» (ОН- - гидроксо, Сl- - хлоро, NO2- - нитро и т.д.). После этого называют лиганды, представляющие собой нейтральные молекулы (NН3 – аммин, Н2О – аква). Если одинаковых лигандов во внутренней сфере больше одного, то их количество указывают греческими числительными (2 - ди, 3 – три, 4 – тетра, 5- пента, 6- гекса и т. д.)
Называют центральный ион – комплексообразователь в русской транскрипции в родительном падеже. Если центральный атом имеет переменную валентность, её указывают римской цифрой в скобках после названия комплексообразователя.
Соль содержит комплексный анион
Называют входящие во внутреннюю сферу лиганды-анионы с окончанием на «о» (ОН- - гидроксо, Сl- - хлоро, NO2- - нитро и т.д.). После этого называют лиганды, представляющие собой нейтральные молекулы (NН3 – аммин, Н2О – акво). Если одинаковых лигандов во внутренней сфере больше одного, то их количество указывают греческими числительными (2 - ди, 3 – три, 4 – тетра, 5- пента, 6- гекса и т. д.)
Называют центральный ион – комплексообразователь в латинской транскрипции с прибавлением суффикса – «ат»
(Fe –феррат, Cu – купрат, Ag – аргентат, Zn – цинкат, Hg – меркурат,Co – кобальтат, Cr – хромат и т.д.)
Если центральный атом имеет переменную валентность, её указывают римской цифрой в скобках после названия комплексообразователя.
Называют катион внешней сферы русским названием в родительном падеже.
Например:
[Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамминсеребра
K2[PtCl6] – гексахлороплатинат (IV) калия
[Ni(NH3)6][Co(NO2)6] – гексанитрокобальтат (III) гексаамминникеля (III)
Вопросы для самоподготовки
Какие соединения называются комплексными?
Что такое ион-комплексообразователь? У каких ионов наиболее выражена склонность к комплекообразованию?
Что такое лиганды? Назовите важнейшие лиганды.
Что такое координационное число?
Как определить заряд комплексного иона?
Как определить заряд иона-комплексообразователя? Приведите примеры.
Объясните природу химической связи в комплексных соединениях.
Как классифицируются комплексные соединения?
Задания для самостоятельной работы студентов
Дайте название и разберите строение следующих комплексных соединений: [Сo(NH3)5Cl]Cl2, K3[Co(NO2)6], [Co(NH3)5Br]SO4, K2Na[Co(NO2)6].
Осуществите следующие превращения. Разберите строение и дайте название полученного комплексного соединения.
а) AlCl3 → Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] → AlCl3
б) FeO → FeCl2 → Fe3[Fe(CN)6]2
К раствору Hg(NO3)2 прилили раствор KI, к полученному осадку добавили избыток KI. Напишите соответствующие уравнения химических реакций. Дайте название полученной комплексной соли.
К раствору сульфата цинка прилили избыток гидроксида калия. Напишите соответствующие уравнения химических реакций. Дайте название полученной комплексной соли.

Раздел самоконтроля
Выберите один правильный вариант ответа
1. ЛИГАНДЫ В СОЕДИНЕНИИ Na3 [Cr(OH)6]
ОН-
Cr 3+
Na+
[Cr(OH)6]3-
2. МОЖЕТ ВЫСТУПАТЬ В КАЧЕСТВЕ КОМПЛЕКСООБРАЗОВАТЕЛЯ
J-
NH3
Al3+
H2O
3. КООРДИНАЦИОННОЕ ЧИСЛО В СОЕДИНЕНИИ [Cu(NH3)4] SO4
3
4
12
2
4.ЗАРЯД ИОНА-КОМПЛЕКСООБРАЗОВАТЕЛЯ 1+ В СОЕДИНЕНИИ
[Аg(NH3)2]Cl
[Cu(NH3)4] SO4
K2[HgJ4]
Na[Al(OH)4]
5. ЗАРЯД КОМПЛЕКСНОГО ИОНА В СОЕДИНЕНИИ Na3[Co(NO2)6]
2+
3+
3-
6-
Закончите предложение
6. СОЕДИНЕНИЕ С ФОРМУЛОЙ [Cr(H2O)6]Cl3 НАЗЫВАЕТСЯ ____________
7. ЗАРЯД ИОНА-КОМПЛЕКСООБРАЗОВАТЕЛЯ В СОЕДИНЕНИИ K2[HgJ4] РАВЕН ______
8. ЗАРЯД КОМПЛЕКСНОГО ИОНА В СОЕДИНЕНИИ K3[Cr(OH)6] РАВЕН_______
Эталон ответов
№ вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8
Вариант ответа 1 3 2 1 3 Хлорид
гексааквахрома (III) 2+ 3-
Тема: РАСТВОРЫ
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен
знать:
понятие о растворимом веществе и растворителе,
виды растворов,
способы выражения концентрации растворов: массовая доля, молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента.
уметь:
решать задачи с использованием понятия массовая доля растворенного вещества в растворе,
рассчитывать навеску при приготовлении растворов молярной концентрации и молярной концентрации эквивалента,
определять факторы эквивалентности кислот, оснований, солей.
Значение темы
Растворы имеют большое значение для живых организмов. Сложные физико – химические процессы в организме человека, животных и растений протекают в растворах. Растворами являются важнейшие физиологические жидкости: плазма крови, лимфа, желудочный сок и др.
Многие лекарственные препараты применяются в виде жидких лекарственных форм, например, физиологический раствор (0,9% р-р NaCl), который по составу соответствуют плазме крови и его вводят в кровь при некоторых заболеваниях. В медицине широко применяется 5%-ный спиртовой раствор йода для обработки ран, ссадин, операционного поля. При некоторых аллергических заболеваниях взрослым назначают раствор с массовой долей хлорида кальция CaCl2 10%.
Знания о свойствах растворов, способах выражения концентрации растворов необходимы для освоения профессии фармацевта. Фармацевт должен уметь изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения, в т.ч. и жидкие лекарственные формы. Для этого необходимо уметь произвести нужные расчеты, знать способы приготовления растворов с различными видами концентрации.
Краткое содержание темы
Раствор – гомогенная равновесная система переменного состава, образованная из двух или более компонентов (ингредиентов).
Раствор - физико-химическая система, состоящая из растворителя, растворенного вещества и продуктов химического взаимодействия растворителя и растворенного вещества.
Растворимость – определяется массой вещества, способной раствориться в 1000 мл растворителя при данной температуре.
Растворимые - > 10 г на 1000 мл воды;
Малорастворимые – от 10 до 0, 01 г на 1000 мл воды;
Нерастворимые - < 0,01 г на 1000 мл воды.
Растворимость веществ зависит
от природы растворенного вещества и природы растворителя, температуры, давления (для газов, растворимость газов при повышении температуры уменьшается, при повышении давления – увеличивается)
Массовая доля растворенного вещества это отношение массы растворенного вещества к массе раствора
= mр.в-ва / mр-ра
безразмерная величина, принимающая значения от 0 до 1 или от 0 до 100% (в последнем случае говорят о процентной концентрации).
Молярная концентрация растворенного вещества, или молярность, С число молей растворенного вещества n в 1 л раствора, моль/л, или, сокращенно, М:
С = n /V =
где V объем раствора (л); m – масса растворенного вещества (г); М – молярная масса растворенного вещества (г/моль).
Молярная концентрация эквивалента растворенного вещества, или нормальная концентрация, или нормальность, Сэкв число молей эквивалентов растворенного вещества nэкв в 1 л раствора, мольэкв/л
С(1/z X) = n (1/z X)/V = m/M(1/z X) · V
где М(1/z X) – молярная масса эквивалента растворенного вещества (г/моль экв); V объем раствора (л); m – масса растворенного вещества (г).
M(1/z X) = 1/z X · M(X)
Титр – масса вещества, растворённого в 1мл раствора.
Для расчёта титра пользуются формулами:
Т = m/V
Т = С(1/z X) · М(1/z X)/1000
Формулы пересчета концентраций
С(1/z X) = ω · ρ · 10/ M(1/z X) С(Х)= ω · ρ · 10/М(Х)
С(Х)= С(1/z X) · M(1/z X)/М(Х) С(1/z X) = С( X) · M(X)/М(1/z Х)

Алгоритм нахождения массы растворенного вещества и массы воды, необходимые для приготовления раствора.
Задача.
Вычислить массу соли и воды, необходимые для приготовления 40 г раствора NаСl с массовой долей 5%.
1. Запишите условие задачи с помощью общепринятых обозначений
Дано:
m р-ра = 40г
ω = 5%

m (NаСl) - ?
m (Н2О) - ?
Решение:
1. Рассчитайте массу растворенного вещества по формуле:
m в-ва= ω∙ m р-ра/100%
m (NаСl) = 5% · 40г/100% = 2г
2. Найдите массу воды по разности между массой раствора и массой растворенного вещества:
m р-ля = m р-ра – m в-ва
m (Н2О) = 40г – 2г = 38 г.
3.Запишите ответ.
Ответ: для приготовления раствора необходимо взять 2г соли и 38г воды.
Алгоритм нахождения массовой доли растворенного вещества
при разбавлении (упаривании) раствора
Задача
К 15% раствору, масса которого 80г, добавили 30г воды. Какой стала массовая доля растворённого вещества в полученном растворе?
1. Запишите условие задачи с помощью общепринятых обозначений.
Дано:
ω1 = 15%
mр-ра1=80г
m(Н2О) = 30г

ω2-?
Решение:
1. В результате разбавления (упаривания) раствора масса раствора увеличилась (уменьшилась), а вещества в нём осталось столько же.
Рассчитайте массу растворённого вещества, преобразуя формулу:
ω = m в-ва/m р-ра∙ 100%
m в-ва= ω1· mр-ра1 /100%
mв-ва = 15% · 80г = 12г
2. При разбавлении раствора общая масса его увеличивается (при упаривании - уменьшается).
Найдите массу вновь полученного раствора:
mр-ра2 = mр-ра1 + m(H2O)
m р-ра2 = 80г + 30г=110г
3. Рассчитайте массовую долю растворённого вещества в новом растворе:
ω2 = m в-ва/ m р-ра2 ∙ 100%
ω2 = 12г/ 110г· 100% = 10,9%
4. Запишите ответ
Ответ: массовая доля растворенного вещества в растворе при разбавлении равна 10,9%
Алгоритм решения задач по «правилу креста»
Для получения раствора с заданной массовой долей (%) растворенного вещества путем смешивания двух растворов с известной массовой долей растворенного вещества пользуются диагональной схемой ("правило креста").
Сущность этого метода состоит в том, что по диагонали из большей величины массовой доли растворенного вещества вычитают меньшую.
a с – в
\ /
с
/ \
в а – с Разности (с-в) и (а-с) показывают, в каких соотношениях нужно взять растворы а и в, чтобы получить раствор с.
Если для разбавления в качестве исходного раствора используют чистый растворитель, например, Н20, то концентрация его принимается за 0 и записывается с левой стороны диагональной схемы.
Задача
Для обработки рук хирурга, ран, послеоперационного поля используется йодная настойка с массовой долей 5%. В каком массовом соотношении нужно смешать растворы с массовыми долями йода 2,5% и 30%, чтобы получить 330 г йодной настойки с массовой долей йода 5%?
1. Запишите условие задачи с помощью общепринятых обозначений.
Дано:
ω1 = 30%
ω2 = 2,5%
ω3 = 5%
m3 = 330г

m1= ?
m2= ?
Решение:
1. Составьте "диагональную схему". Для этого запишите массовые доли исходных растворов друг под другом, по левую сторону креста, а в центре заданную массовую долю раствора.
30
\ /
5
/ \
2,5
2. Вычитают из бóльшей массовой доли меньшую (30–5=25; 5–2,5=2,5) и находят результаты.
Записывают найденные результаты с правой стороны диагональной схемы: при возможности сокращают полученные числа. В данном случае 25 в десять раз больше, чем 2,5, то есть вместо 25 записывают 10, вместо 2,5 пишут 1.
30 2,5 (1)
\ /
5
/ \
2,5 25 (10)
Числа (в данном случае 25 и 2,5 или 10 и 1) называют массовыми числами. Массовые числа показывают, в каком соотношении необходимо взять исходные растворы, чтобы получить раствор с массовой долей йода 5%.
3. Определите массу 30% и 2,5% раствора по формуле:
mр-ра = число частей · m3/ сумму массовых частей
m1(30%) = 1· 330г /1+10 = 30г
m2(2,5%) = 10 · 330г/ 1+10 = 300г
4. Запишите ответ.
Ответ: для приготовления 330 г раствора с массовой долей йода 5% необходимо смешать 300 г раствора с массовой долей 2,5% и 30 г с массовой долей 30%.

Алгоритм решения задач на приготовление раствора из кристаллогидрата
Задача
Определить массу кристаллогидрата Na2CO3∙ 10H2O и воды, которые необходимо взять для приготовления раствора массой 540 г. с массовой долей карбоната натрия 15%.
1. Запишите условие задачи с помощью общепринятых обозначений.
Дано:
mр-ра = 540г
ω(Na2CO3) = 15%

m (Na2CO3∙ 10H2O) = ?
m(Н2О) = ?
Решение:
1. Определите массу карбоната натрия Na2CO3, содержащегося в 540 г. раствора
m в-ва= ω1· m р-ра /100%
m (Na2CO3) = 15% ∙ 540 г. /100% = 81 г.
2. Сделайте пересчет рассчитанной массы на кристаллогидрат. Для этого рассчитайте молярные массы Na2CO3 и Na2CO3∙ 10H2O
М (Na2CO3) = 106 г/моль
М (Na2CO3∙ 10H2O) = 286 г/моль
Отсюда по формуле m = n∙ M найдите массы Na2CO3 и Na2CO3∙ 10H2O, приняв количество вещества n равным 1 моль
m (Na2CO3) = 106 г.
m (Na2CO3∙ 10H2O) = 286 г.
3. Вычислите массу кристаллогидрата, составив отношение:
в 286 г. Na2CO3∙ 10H2O содержится 106 г. Na2CO3,
а в х г. Na2CO3∙ 10H2O ------------------ 81 г. Na2CO3
х = 286∙ 81/ 106 = 219 г. – масса Na2CO3∙ 10H2O, необходимая для приготовления раствора.
4. Вычислите массу воды:
m(Н2О) = m р-ра – m в-ва
m(Н2О) = 540 – 219 = 321 г.
5. Запишите ответ:
Ответ: для приготовления раствора потребуется 219 г. Na2CO3∙ 10H2Oи 321 г. воды
Вопросы для самоподготовки
Что такое растворы?
От каких факторов зависит растворимость веществ?
Какие процессы протекают при растворении веществ в воде?
Что называется массовой долей растворенного вещества в растворе? Запишите формулу расчета.
Как изменится концентрация раствора после его разбавления? Изменится ли при этом масса растворенного вещества, масса раствора?
Как изменится концентрация раствора после его упаривания? Изменится ли при этом масса растворенного вещества, масса раствора?
Что показывает молярная концентрация раствора? Запишите формулу расчета.
Что показывает молярная концентрация эквивалента? Запишите формулу расчета.
Что показывает фактор эквивалентности?
Задания для самостоятельной работы студентов
Решите задачи
1. К 350 г водного раствора этанола с массовой долей 20% добавили 120 мл С2Н5ОН плотность 0,80 г/мл). Рассчитайте массу (г) спирта в полученном растворе.
2. Cульфат меди (II) оказывает прижигающее, антисептическое, вяжущее и рвотное действие. В какой массе (г) воды нужно растворить 25 г CuSO4 · 5H2O, чтобы получить 4%-ный раствор CuSO4?
3. Для обработки рук хирурга, ран, операционного поля используется йодная настойка с массовой долей 5%. В каком массовом соотношении нужно смешать растворы с массовыми долями йода 2,5% и 30%, чтобы получить 330г йодной настойки с массовой долей 5%?
4. Какой объем (мл) воды надо прибавить к 200 мл 20%-ного раствора серной кислоты (ρ=1,14 г/мл), чтобы получить 5%-ный раствор?
5. К 250 мл 32%-ного раствора азотной кислоты (ρ=1,20 г/мл) прибавили 1 л воды. Чему равна массовая доля (%) кислоты в полученном растворе?
6.Определите долю воды в 5% спиртовом растворе борной кислоты, если для его приготовления использован 96% раствор спирта.
7. Найдите массу KNO3 (г), необходимую для приготовления 200 мл 0,1М раствора.
8. Сколько граммов (г) Na2CO3 содержится в 300 мл 0,3н раствора?
9. Определите молярную концентрацию (моль/л) раствора с массовой долей гидроксида натрия 0,2 и плотностью 1,22 г/мл.
Какой объем раствора (мл) с массовой долей серной кислоты 9,3%
(плотность 1,05 г/мл) потребуется для приготовления 0,35М раствора H2SO4 объемом 40 мл?
Ответы:
№ задачи 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Ответ 166 375 300;
30 684 7,4 3,8 2,02 4,77 6,1 14,05
Тема: ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен
знать:
основные положения теории электролитической диссоциации,
понятие о степени константе диссоциации,
понятие о рН среды раствора
условия течения реакций ионного обмена до конца,
типы гидролиза солей.
уметь:
составлять молекулярные и молекулярно-ионные уравнения реакций между электролитами,
определять тип гидролиза солей,
писать уравнения гидролиза солей.
Значение темы:
Растворы широко применяются в различных сферах деятельности человека. Они имеют большое значение для живых организмов. Сложные физико-химические процессы в организмах человека, животных и растений протекают в растворах.
В различных производственных и биологических процессах большую роль играют растворы электролитов. Свойства этих растворов объясняет теория электролитической диссоциации. Знание ТЭД является основой для изучения свойств неорганических соединений, для глубокого понимания механизмов химических реакций в растворах электролитов.
Используемая для характеристики среды раствора электролита величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах. Поэтому определение рН очень важно в технике, сельском хозяйстве, медицине. Изменение рН крови или желудочного сока является медицинским тестом в медицине. Отклонение рН от нормы даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н+ является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.
Краткое содержание темы
Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.
Условия течения реакций обмена между сильными электролитами в водных растворах до конца:
1) образование малорастворимых веществ (осадки), ↓
2) образование газообразных или летучих веществ, ↑
3) образование малодиссоциирующих веществ, например, Н2О
Таблица 1.
Алгоритм составления ионных уравнений
Последовательность действий
Примеры
1. Напишите уравнение реакции в молекулярном виде. Стрелками кажите выпадение осадка (↓) или выделение газа (↑)
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3
2. Напишите ионы диссоциирующих веществ, указав их число и заряды.
Помните, что диссоциации не подвергаются
осадки,
газообразные вещества
вода
оксиды Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl↓ + H+ + NO3-
- это полное ионное уравнение
3. Подчеркните одинаковые ионы в левой и правой части уравнения Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl↓ + H+ + NO3-
4. Запишите сокращенное уравнение реакции (без участия подчеркнутых ионов). Ag+ + Cl- → AgCl↓
- это сокращенное ионное уравнение

Таблица 2.
Сильные и слабые электролиты
Степень электролитической диссоциации Основания Кислоты Соли
Сильные α>30% Гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов
LiOH,
KOH,
NaOH,
RbOH,
CsOH,
Ca(OH)2,
Ba(OH)2,
Sr(OH)2
HCl, H2SO4, HNO3, HIO3,
HI,
HBr, HClO4, HBrO3, HClO3 Все растворимые соли: хлориды, бромиды,
йодиды,
сульфаты,
сульфиты,
сульфиды щелочных металлов и аммония, нитраты всех металлов.
Электролиты средней силы H3PO4, H2SO3
Слабые α< 3% NH4OH и все труднорастворимые гидроксиды: Zn(OH)2,
Cu(OH)2,
Cr(OH)3,
Fe(OH)2,
Mn(OH)2,
Fe(OH)3,
Ni(OH)2,
Sn(OH)2,
Al(OH)3,
Co(OH)2,
Pb(OH)2
H2CO3, H2S,
HCN, HClO, HClO2, H3BO3, H3PO3, H2SiO3, H3AsO4, H2SnO4 Гидролиз – обменная реакция ионов некоторых солей с водой.
Возможность и характер протекания гидролиза определяется составом соли.
Типы солей по составу:
Соль образована сильным основанием и сильной кислотой
Примеры: NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2
Гидролизу не подвергаются, рН =7, среда раствора нейтральная
Соль образована сильным основанием и слабой кислотой
Примеры: NaCN, K2CO3, Li2S
Подвергаются гидролизу по аниону, рН > 7, среда раствора щелочная
Соль образована слабым основанием и сильной кислотой
Примеры: СuCl2, FeSO4, Al(NO3)3
Подвергаются гидролизу по катиону, рН < 7, среда раствора кислая
Соль образована слабым основанием и слабой кислотой
(NH4)2S, Al2S3, Pb(NO2)2
Подвергаются гидролизу по катиону и по аниону, рН ≈ 7,
среда раствора слабокислая или слабощелочная
Таблица 3.
Алгоритм составления уравнений обратимого гидролиза солей
Последовательность действий Примеры
1. Рассмотреть состав соли, определить к какому типу солей по составу она относится.
NaOН сильное основание
Na2S
Н2S слабая кислота
Соль образована сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону
2. Записать уравнение электролитической диссоциации соли (распада на ионы)
Na2S ↔ 2Na+ + S2-
3. Выбрать слабый ион, соответствующий слабому основанию или слабой кислоте S2-
4. Записать уравнение гидролиза слабого иона с водой S2- + Н+ОН- ↔ НS- + ОН-
5. Определить среду раствора (рН)
Т.к. в растворе накапливаются ионы ОН-, то среда раствора щелочная, рН > 7
6. Записать уравнение гидролиза в молекулярной форме.
Na2S + Н2О ↔ NaНS + NaОН
Вопросы для самоподготовки
Какие вещества называются электролитами, а какие - неэлектролитами? Приведите примеры.
Что называется электролитической диссоциацией, или ионизацией?
Что называется степенью диссоциации? От чего она зависит?
Какие электролиты называются сильными, а какие – слабыми? Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
Какие типы сред водных растворов вы знаете? С помощью, каких веществ можно определить характер среды раствора?
Что называется водородным показателем? По какой формуле можно рассчитать водородный показатель?
Какие реакции называются ионными? В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов являются необратимыми (протекают до конца)?
Что такое гидролиз солей?
От чего зависит возможность и характер протекания гидролиза солей? Приведите примеры.
Задания для самостоятельной работы студентов
1. Заполните таблицу изменения цветов индикаторов в зависимости от среды раствора
индикатор
раствор HCl KI Na2S Ba(OH02 AlCl3 NaHCO3 NaBr ZnSO4
лакмус метилоранж фенолфталеин 2. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: нитрат свинца (II), карбонат калия, хлорид кобальта (II). Какие значения рН имеют растворы этих солей?
3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании раствора сульфида калия и хлорида хрома (III).
4. Вычислите рН раствора по следующим данным. Как изменится цвет лакмуса в данных растворах?
1. [Н+] = 1 · 10-2 моль/л
2. [Н+] = 1 · 10-8 моль/л
3. [ОН-] = 1 · 10-1 моль/л
4. рОН = 5
Раздел самоконтроля
Выберите один правильный вариант ответа
1. КИСЛАЯ СРЕДА ПОЛУЧАЕТСЯ ПРИ РАСТВОРЕНИИ В ВОДЕ
1) хлорида железа (III)
2) хлорида бария
3) сульфата натрия
4) сульфата кальция
2. ФЕНОЛФТАЛЕИН ИЗМЕНЯЕТ ОКРАСКУ В ВОДНОМ РАСТВОРЕ
1) Fe(NO3)3
2) Cr2(SO4)3
3) K2S
4) Na2SO4
3. СОЛЬ, ГИДРОЛИЗ КОТОРОЙ ИДЕТ ПО КАТИОНУ
Ca(NO3)2
КNO2
Fe(NO3)3
NaCl
4. СОЛЬ, ГИДРОЛИЗ КОТОРОЙ ИДЕТ ПО АНИОНУ
сульфат калия
сульфат натрия
нитрат калия
сульфид калия
5. НЕОБРАТИМО ГИДРОЛИЗУЕТСЯ СОЛЬ
хлорид меди (II)
сульфит натрия
нитрат цинка (II)
сульфид хрома (III)
6. СРЕДА РАСТВОРА КАРБОНАТА КАЛИЯ
щелочная
кислая
нейтральная
слабокислая
Установите соответствие
7.
Формула вещества Кислотность среды
1) Na2CO3
2) Pb(NO3)2
3) ZnSO4
4) Na2SO4 А) рН = 7
Б) рН > 7
В) рН < 7
8.
Формула вещества Цвет лакмуса
1) K2SiO3
2) ZnCl2
3) Mg(NO3)2
4) Li2SO4 А) фиолетовый
Б) синий
В) красный
Эталон ответов
№ вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8
Вариант ответа 1 3 3 4 4 1 БВВА БВВА
Тема: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА И ИОННО-ЭЛЕКТРОННЫЙ МЕТОД
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен
знать:
основные понятия и сущность окислительно-восстановительных реакций,
правила составления окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса и ионно-электронным методом (полуреакций).
уметь:
составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций,
подбирать коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса и ионно-электронным методом
Значение темы
Окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. С ними связаны, например, процессы дыхания и обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез.
Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи и кислоты, а так же многие другие ценные продукты. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах.
Окислительно-восстановительные реакции широко применяются в качественном и количественном анализе в аналитической и фармацевтической химии, при проведении внутриаптечного контроля лекарственных средств. Так, в их используют для открытия катионов и анионов, дающих характерные реакции с окислителями и восстановителями, они лежат в основе ряда титриметрических методов анализа: перманганатометрия, иодометрия и др.
Краткое содержание темы
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одного атома к другому, что ведёт к изменению степени окисления атомов элементов, участвующих в реакции.
Окисление - процесс отдачи электронов; степень окисления при этом повышается.
Al0 - 3ē → Al+3
Восстановление - процесс присоединения электронов; степень окисления при этом понижается.
S0 +2ē → S-2
Окислитель – вещество, в состав которого входит элемент, способный принимать электроны.
Восстановитель – вещество, в состав которого входит элемент, отдающий электроны.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление всегда связано с окислением.
В общем виде окислительно-восстановительную реакцию можно представить схемой:
nе-

Восстановитель + окислитель = продукты реакции


Оба процесса в системе протекают одновременно, причём число электронов, отданных в процессе окисления, равно общему числу электронов, присоединённых в процессе восстановления.

Правила вычисления степени окисления (с. о.)
Степень окисления - это условная величина, которая показывает заряд того или иного элемента в соединении при условии, что все составляющие его частицы представляют собой ионы.
В молекулах простых веществ степень окисления атомов равна нулю.
У кислорода в соединениях степень окисления равна – 2,
исключение: фторид кислорода ОF2, где с.о. +2, пероксиды Н2О2, Nа2О2, где с.о. – 1
У фтора во всех соединениях степень окисления равна – 1
У водорода в соединениях степень окисления равна +1,
исключение: соединениях со щелочными и щелочноземельными металлами NаН, СаН2, где с. о. водорода равна – 1;
Степень окисления металлов всегда положительная и численно равна валентности металла в соединении. Степень и окисления щелочных и щелочноземельных металлов в соединениях равна соответственно +1 +2
Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона.
Таблица 1.
Алгоритм составления электронного баланса окислительно-восстановительных реакций
Последовательность действий Примеры
1. Составьте схему химической реакции KClO3 → KCl + O2
2. Определите и расставьте степени окисления всех элементов в левой и правой части уравнения
K+1Cl+5O3-2→ K+1Cl-1 + O20
3. Подчеркните символы тех элементов, у которых изменились степени окисления

K+1Cl+5O3-2→ K+1Cl-1 + O20

4. Составьте схему электронного баланса, указав переход электронов у тех элементов, изменивших с.о.
Cl+5 + 6 е- → Cl-1
2O-2 – 4е- → O20
Учтите, что кислород – двухатомная молекула, поэтому сначала необходимо уравнять числа атомов в левой и правой части
5. Вынесите число принятых и отданных электронов.
Cl+5 + 6 е- → Cl-1 6
2O-2 – 4е- → O20 4
6. Найдите наименьшее общее кратное (НОК) для вынесенных чисел.
Cl+5 + 6 е- → Cl-1 6
12
2O-2 – 4е- → O20 4
7. Разделите НОК на число принятых и отданных электронов. Полученные числа будут основные коэффициенты, стоящие перед формулами в уравнении. Cl+5 + 6 е- → Cl-1 6 2
12
2O-2 – 4е- → O20 4 3
8. Укажите справа от найденных чисел процессы - окисления (отдал) и восстановления (взял) Cl+5 + 6 е- → Cl-1 6 2 восстан-е
12

2O-2 – 4е- → O20 4 3 окисление
9. Поставьте коэффициенты в уравнение реакции.
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Ионно-электронный метод
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, часто применяют электронно-ионный метод.
С помощью этого метода находят коэффициенты ко всем веществам, участвующим в реакции – окислителю, восстановителю, среде.
При расстановке коэффициентов электронно-ионным методом необходимо учитывать среду раствора, в которой протекает реакция и баланс кислорода.
Таблица 2.
Баланс кислорода
Среда реакции Избыток атомов
кислорода Недостаток атомов
кислорода
кислая … + 2nH+ → nH2O + …
… + nH2O → 2 nH+ + …
нейтральная … + nH2O → 2 nOH- + …
… + nH2O → 2 nH+ + …
щелочная … + nH2O → 2 nOH- + …
… + 2 nOH- → nH2O + …
Таблица 3.
Типичные окислители и продукты восстановления
Окислитель Продукт восстановления Уравнение полуреакции
восстановления
MnO4-в кислой среде Mn2+ MnO4- + 8H+ +5ē = Mn2+ + 4H2O
MnO4- в нейтральной среде MnO2
MnO4- + 2H2 +3ē = MnO2 + 4OH-
MnO4- в щелочной среде MnO42- MnO4- + ē = MnO42-
HNO3(к)
с тяжелыми металлами и неметаллами NO2
NO3- + 2H+ + ē = NO2 + H2O
HNO3(к)
с активными металлами NO NO3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O
HNO3 (р)
с тяжелыми металлами NO NO3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O
HNO3 (р)
с активными металлами NH3, NH4NO3 NO3- + 10H+ +8 ē = NH4+ +3 H2O
Cr2O72- Cr3+ Cr2O72- + 14H+ + 6ē =2Cr3++7H2O
O2 O-2 O02 + 4ē = 2O-2
H2O2 H2O H2 O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O
H2SО4(к) SO2 SО42- + 4H+ + 2ē = SO2 + 2H2O

Таблица 3.
Типичные восстановители и продукты окисления
Восстановитель Продукт окисления Уравнение
полуреакции окисления
H2 H2O H20 - 2ē = 2H+
H2S S H2S- 2ē = S + 2H+
SO32-
SO42-
SO32- + 2H2O - 2ē = SO42- + 2H+
Hal- Hal2 Hal- - 2ē = Hal2
Fe2+ Fe3+ Fe2+ -ē = Fe3+
Cr3+ в щелочной среде
CrO42- Cr3+ + 8OH- - 3ē = CrO42- + 4H2O
Cr3+в кислой среде Cr2O72- Cr3+ + 7H2O - 6ē = Cr2O72- + 14H+
Задания для самостоятельной работы студентов
1. Подберите коэффициенты методом электронного баланса в следующих уравнениях, укажите окислитель и восстановитель
а) P + HNO3 → H3PO4 + NO2 + H2O
б) H2SO3 + HClO3 → H2SO4 + HCl
в) HNO2 → HNO3 + NO + H2O
2. Подберите коэффициенты электронно-ионным методом в следующих
схемах уравнений реакции, укажите окислитель и восстановитель
а) KOH + ClO2 → KClO3 + KClO2 + H2O
б) NaCrO2 + Br2 + NaOH → NaBr + Na2CrO4 + H2O
в) Zn + KNO2 + KOH → K2ZnO2 + … + ….
г) Cr(OH)3 + Br2 + KOH → K2CrO4 + … + ….
Раздел самоконтроля
Выберите один правильный вариант ответа
1. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ФОСФОРА В СОЕДИНЕНИИ Mg3P2
+3
+2
-2
-3
2. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ АТОМА АЗОТА В ИОНЕ АММОНИЯ NH4+
- 3
- 4
+3
+ 4
3. СХЕМА, ОТРАЖАЮЩАЯ ПРОЦЕСС ОКИСЛЕНИЯ
1) S0 → S-2
2) S+6 → S+4
3) S+4→ S+6
4) S+6 → S-2
4. ЭЛЕМЕНТ ПРОЯВЛЯЕТ В СОЕДИНЕНИЯХ НИЗШУЮ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ -1. ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ ВАЛЕНТНЫХ ЭЛЕКТРОНОВ ЭТОГО ЭЛЕМЕНТА В ОСНОВНОМ СОСТОЯНИИ
1) 2s1
2) 2s22p1
3) 3s23p5
4) 4s13d5
5. СХЕМА, ОТРАЖАЮЩАЯ ПРОЦЕСС ВОССТАНОВЛЕНИЯ
1) N-3 → N0
2) N+3 → N+5
3) N+5 → N+4
4) N-3 → N+2
6. ПРОДУКТ ВОССТАНОВЛЕНИЯ MnO4- В КИСЛОЙ СРЕДЕ
MnO
MnO42-
MnO2
Mn2+
7. ПРОДУКТ ВОССТАНОВЛЕНИЯ MnO4- В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ
MnO
MnO42-
MnO2
Mn2+
8. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ
Сu(ОН)2 = СuО + Н2О
Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4
Са + 2НС1 = СаС12 + Н2
А1(ОН)3 + 3H2SO4 = A12(SO4)3 + 6Н2О
9. Уравнению реакции 2КI + С12 = 2КС1 + I2 соответствует схема превращений
I -1 → I+5
I -1 → I0
I° → I +7
I° → I -1
10.В процессе превращения по схеме S +4 → S -2 сера
принимает электроны, окислитель
отдает электроны, восстановитель
принимает электроны, восстановитель
отдает электроны, окислитель
Эталон ответов
№ вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Вариант ответа 4 1 3 3 3 4 2 3 2 1
Тема: ГАЛОГЕНЫ. ХАЛЬКОГЕНЫ.
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен знать:
общая характеристика элементов VI, VII группы главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева,
важнейшие соединения галогенов и халькогенов, в т.ч. лекарственные,
качественные реакции на реакции на хлорид, бромид и иодид-ионы,
качественные реакции на сульфид, сульфит, сульфат, тиосульфат-ионы,
распространение в природе, способы получения, физические свойства, важнейшие химические свойства галогенов, халькогенов и их соединений,
биологическая роль, применение в медицине соединений элементов V, IV, III группы главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева
уметь:
доказывать химическими реакциями свойства соединений галогенов и халькогенов и их соединений.
Значение темы
В природе галогены существуют только в связанном виде. Важнейшие природные соединения хлора: галит NaCl, сильвин KCl и сильвинит NaCl∙ KCl. Природный минерал фтора – флюорит, или плавиковый шпат CaF2. Элементы бром и иод концентрируются в природе в водах океанов и морей, буровых скважинах, содержатся в водорослях.
Соединения брома регулируют процессы возбуждения и торможения центральной нервной системы, поэтому необходимы для лечения нервных болезней. При этом врачи прописывают пациенту бромсодержащие препараты. Вот почему полезно дышать морским воздухом, а строительство промышленных предприятий в районах морских курортов ограничено.
Элемент хлор входит в состав таких важных веществ, как поваренная соль NaCl и соляная кислота HCl,Натрия хлорид стимулирует обмен веществ, рост волос, придает бодрость и силу. Немало хлорида калия содержится в плазме крови. Ежедневно человек употребляет с пищей около 20г. соли. При гипертонической болезни избыточная соль не рекомендуется. Соляная кислота входит в состав желудочного сока.
Иод – элемент, без которого человек не может жить. Его недостаток снижает выработку гормона щитовидной железы и приводит к серьезным заболеваниям.
Применение в медицине солей серной кислоты:
Na2SO4 ∙ 10H2O глауберова соль, слабительное, при отравлении солями бария и свинца
MgSO4 ∙ 7H2O горькая соль, слабительное, в виде инъекций спазмолитик
CaSO4 ∙ 2H2O гипс
CuSO4 ∙ 5H2O медный купорос, вяжущий, в глазной практике
BaSO4 при рентгеноскопии желудка, двенадцатиперстной кишки
FeSO4 ∙ 5H2O при анемии
Краткое содержание темы
Галогены
К галогенам относятся элементы 7А группы - фтор 9F, хлор 17Cl, бром 35Br, йод 53I, астат 85At. В свободном состоянии галогены существуют в виде двух атомных молекул, атомы галогенов связаны друг с другом ковалентной неполярной связью.
Строение внешней электронной оболочки … пs2 np5.
Галогены относятся к p- элементам.
Так как у атомов галогенов на внешнем электронном слое имеется один
неспаренный электрон, для них характерная валентность I. Кроме фтора, для атомов всех галогенов возможно возбужденное состояние и могут проявлять валентность III, V, VII.
В соединениях с водородом и металлами галогены проявляют характерную степень окисления -1. Данная степень окисления является низшей для галогенов, поэтому ионы галогенов (кроме F-) способны отдавать электрон и поэтому являются только восстановителями.
Восстановительная способность галогенид-ионов увеличивается в ряду: Cl- → Br- → I-
Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительные степени окисления +1, +3, +5, +7.
Галогеноводороды - фтороводород HF, хлороводород HCI, бромоводород НВг, йодоводород HI – газообразные бесцветные соединения, легко растворимы в воде. Водные растворы являются кислотами: фтороводородная (плавиковая) HF, хлороводородная (соляная) HCI, бромоводородная НВг, йодоводородная HI и проявляют все бщие свойства кислот.
В ряду кислот HF – HCI – НВг – HI кислотные свойства усиливаются.
Газообразные НCI, НВг, HI, а также соответствующие кислоты и их соли проявляют свойства восстановителей, причем восстановительная способность усиливается от HCI к HI. HF и фториды восстановительных свойств не проявляют.
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 5I2 + 8H2O
Качественные реакции на галогенид-ионы – взаимодействие их с нитратом серебра, в результате которой образуются малорастворимые галогениды серебра:
Cl- + Ag+ = AgCl↓ белый творожистый
Br-+ Ag+= AgBr↓ светло-желтый
I- + Ag+ = AgI↓, желтый
Халькогены
В главную подгруппу VI группы входят пять элементов: кислород 8О, сера 16S, селен 34Se, теллур 52Te, полоний 84Po (полоний - радиоактивный элемент). Эти элементы имеют общее название «халькогены», что обозначает "образующие руды".
У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня …. пs2 пp 4. Халькогены относятся к p- элементам.
Валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления – 2 и +2. Для других элементов данной подгруппы возможно возбужденное состояние, при этом увеличивается число неспаренных электронов, и элементы могут проявлять степень окисления +4, +6.
Халькогены – окислители, но более слабые, чем галогены, в соединениях с водородом и металлами имеют отрицательную степень окисления – 2: Э0 +2 е- → Э-2
Окислительная способность халькогенов уменьшается в ряду О20 – S0 – Se0 – Te0
Халькогенид – ионы могут только отдавать электроны и поэтому являются восстановителями: Э-2 - 2 е- → Э0
Восстановительная способность халькогенид-ионов увеличивается в ряду О-2 – S-2 – Se-2 – Te-2
Водородные соединения элементов подгруппы отвечают формуле Н2R. При растворении их в воде образуются кислоты (формулы те же). Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2S, Н2Se, Н2Те.
Сера, селен, теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RO2, RО3, им соответствуют кислоты типа Н2RO4, Н2RО3. С ростом порядкового номера сила этих кислот убывает.
Концентрированная серная кислота – энергичный окислитель особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы, неорганические и органические вещества.
В разбавленной H2SO4 окислителями являются ионы Н+, а в концентрированной – сульфат –ионы SO42
В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, находящиеся в ряду активности до водорода, при этом образуются сульфаты и выделяется водород: Zn + H2SO4 = ZnSO4+ H2↑
Таблица 1.
Продукты восстановления H2SO4 (конц.) в зависимости
от активности металлов
Активные Средней активности малоактивные
реагирует реагирует
пассивирует Al, Fe, Cr из-за пленки оксидов реагирует
Cu, Hg
не реагирует
Ag,Au,Pt
Кислота восстанавливается в основном до следующих продуктов
H2S Н2S
S SO2 -

С более активными металлами серная кислота в зависимости от концентрации может восстанавливаться до разнообразных продуктов
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Качественные реакции на сульфиды, сульфиты, сульфаты:
Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца, при этом образуется осадок PbS черного цвета
Na2S + Pb(NO3)2 = 2NaNO3 + PbS↓
Pb2+ + S2- = PbS↓
Качественная реакция на сульфит – ион – SO32 – действие минеральных кислот, наблюдается запах жженой серы
Na2SO3+2HCl= 2Na2Cl+SO2+H2O
Качественная реакция на сульфат-ион SO42- - взаимодействие с растворимыми солями бария, образуется белый осадок
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ (белый осадок)
Качественная реакция на тиосульфат-ион S2O32- действие минеральных кислот, образующаяся тиосерная кислота H2S2O3 неустойчива и разлагается на S, SO2 и Н2О, при этом наблюдается помутнение раствора за счет выделившейся серы
Na2S2O3 + H2SO4=Na2SO4 + H2S2O3
H2S2O3 → S + SO2 + Н2О
Задания для самостоятельной работы студентов
Простое газообразное вещество А желто-зеленого цвета с резким запахом реагирует с серебристо-белым металлом В, плотность которого меньше плотности воды. В результате реакции образуется вещество С, окрашивающее пламя горелки в фиолетовый цвет. При действии на твердое вещество С концентрированной серной кислотой выделяется бесцветный газ, хорошо растворимый в воде. Что из себя представляют вещества А,В, С. Напишите уравнения всех реакций.
В аптеку поступил рецепт.
Rp.: Sol. Kalii bromidi 1%-100ml
Kalii iodidi 1,0
M.D.S. По 1 десертной ложке 2 раза в день
С помощью, каких реакций можно отличить калия иодид от калия бромида
Ответ подтвердите химическими реакциями.
Марлевые повязки, пропитанные раствором тиосульфата натрия, использовали для защиты органов дыхания от отравляющего вещества хлора в первую мировую войну. Напишите соответствующее уравнение реакции, подберите коэффициенты электронно-ионным методом:
Na2S2O3 + Cl2 + H2O → …
Долгое время йод не находил применения в медицине. Только в 1904 году русский военный врач Филончиков ввел в практику 5-10 % спиртовые растворы йода для обработки краев свежих ран. Какой объем 5% спиртового раствора йода можно приготовить, имея в своем распоряжении 10 граммов йода? Плотность спиртового раствора йода примите равной 0,950 г/мл.
Ответ: V = 211 мл.
Глауберову соль впервые выделил из воды минерального источника в Кронштадте немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер. Это кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде, постепенно выветривается. Глауберова соль применяется как слабительное средство в виде водного раствора. Рассчитать массу глауберовой соли и объем воды, необходимые для приготовления 90г. 10% раствора сульфата натрия (в расчете на безводную соль) и молярную концентрацию этого раствора, если плотность его равна1091,5 г/л.
Ответ: m(кристаллогидрата)=20,4г., V(воды)=69,6мл, C(р-ра)= 0,77 моль/л.
Раздел самоконтроля
Выберите один правильный вариант ответа
1. СРЕДИ ГАЛОГЕНОВ – ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ - ТВЕРДЫМ ЯВЛЯЕТСЯ
фтор
хлор
бром
иод
2.  ЭЛЕМЕНТ С НАИБОЛЕЕ ЯРКО ВЫРАЖЕНЫМИ ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ СВОЙСТВАМИ
фтор
хлор
бром
иод
3. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ХЛОРА В СОЕДИНЕНИИ Са(ОСl)2
-1
+1
+3
+5
4. СИЛА ГАЛОГЕНОВОДОРОДНЫХ КИСЛОТ ВОЗРАСТАЕТ В РЯДУ
НСl, НВr, НI
НI, НВr, НСl
НВr, НI, НСl
НI, НСl, НВr
5. ЦВЕТ ОСАДКА ПРИ СЛИВАНИИ РАСТВОРОВ ХЛОРИДА КАЛИЯ И ИОДИДА КАЛИЯ С РАСТВОРОМ НИТРАТА СЕРЕБРА ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНО
белый, белый
желтый, белый
белый, желтый
светло-желтый, белый
ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА ВНЕШНЕГО ЭНЕРГЕТИЧЕСКОГО УРОВНЯ, АТОМОВ ГАЛОГЕНОВ
ns2np2
ns2np5
ns2np3
ns2np4
ФОРМУЛА НАИБОЛЕЕ СИЛЬНОЙ КИСЛОТЫ
НСlО
НСlО2
НСlО3
НСlО4
РАСПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ ПО ЭНЕРГЕТИЧЕСКИМ УРОВНЯМ В АТОМЕ СЕРЫ
2, 6
2, 8, 8
2, 8, 6
2, 8, 8, 6
СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ СЕРЫ ИЗМЕНЯЮТСЯ В ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНОСТИ +6, -2, 0 В ГРУППЕ ВЕЩЕСТВ
S, SO2, SO3
H2SO4, SO2, H2S
Na2SO4, K2S, S
SO3, K2SO3, S
СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЯ S+6 → S+4 СООТВЕТСТВУЕТ УРАВНЕНИЮ РЕАКЦИИ
SO3 + H2O → H2SO4
2SO2 + O2 → 2SO3
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O
РАСТВОР СЕРНОЙ КИСЛОТЫ МОЖЕТ ВЗАИМОДЕЙСТВОВАТЬ СО ВСЕМИ ВЕЩЕСТВАМИ ГРУППЫ
Mg(OH)2, BaCl2, FeO, Zn
MgO, CO2, NaCl, Fe(OH)3
CuO, Fe, HNO3, NaOH
NaOH, ZnO, Cu, Na2CO3
ДЛЯ ОСУЩЕСТВЛЕНИЯ ПРЕВРАЩЕНИЯ H2S → SO2 → SO3 → K2SO4 НУЖНО ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНО ИСПОЛЬЗОВАТЬ
воду, кислород, оксид калия
кислород, кислород, гидроксид калия
кислород, воду, калий
воду, кислород, карбонат калия
СОКРАЩЁННОЕ ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ КАЧЕСТВЕННОЙ РЕАКЦИИ НА СУЛЬФАТ-АНИОН
2H+ + SO42- → H2SO4
Cu2+ + SO42- → CuSO4
Ba2+ + SO42- → BaSO4
ZnО + 2H+ → H2О + Zn2+
ГАЗ, ОБЛАДАЮЩИЙ ЗАПАХОМ ТУХЛЫХ ЯИЦ, ОБРАЗУЮЩИЙ ПРИ РАСТВОРЕНИИ В ВОДЕ СЛАБУЮ КИСЛОТУ
сернистый
угарный
сероводород
йодоводород
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ КОНЦЕНТРИРОВАННОЙ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ С МЕДНЫМИ СТРУЖКАМИ ПРИ НАГРЕВАНИИ
CuS и H2S
CuSO4, SO2 и H2O
CuSO4 и H2
CuSO4 и H2O
Эталон ответов
№ вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15
Вариант ответа 4 4 2 1 3 2 4 3 3 4 1 2 3 3 2
Тема: p-ЭЛЕМЕНТЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ V, IV, III ГРУППЫ
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен
знать:
общая характеристика элементов V, IV, III группы главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева,
важнейшие соединения азота и фосфора, в том числе лекарственные,
качественные реакции на катион аммония, нитрит-анион, нитрат-анион, фосфат –анион,
важнейшие соединения углерода и кремния, качественные реакции на карбонат—анион, силикат-анион,
важнейшие соединения бора, качественные реакции на борат-, тетраборат-анионы,
важнейшие соединения алюминия, в том числе лекарственные,
амфотерность оксида и гидроксида алюминия,
биологическая роль, применение в медицине соединений элементов V, IV, III группы главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева
уметь:
доказывать химическими реакциями свойства соединений азота (солей
аммония, нитритов, нитратов) и фосфора (фосфатов, гидрофосфатов),
доказывать химическими реакциями свойства углерода и его соединений,
доказывать химическими реакциями свойства соединений алюминия и бора,
получать гидроксид алюминия и доказывать его амфотерность
Значение темы
Углерод и азот являются биогенными элементами, они входят в состав всех живых организмов, составляют их основную массу и играют большую роль в процессах жизнедеятельности. Фосфор подобно углероду и азоту также является необходимой составной частью всех живых клеток животных и растений.
Многие соединения элементов главных подгрупп V,IV,III групп периодической системы химических элементов играют важную роль в практической деятельности человека и применяются в медицине в качестве лекарственных средств.
Например, водный раствор аммиака – нашатырный спирт, применяется, если надо привести человека в сознание, а хлорид аммония применяют в медицине при отеках сердечного происхождения и как отхаркивающее средство. Серебра нитрат — AgNO3 (ляпис) - обладает способностью свертывать белки, превращая их в нерастворимые соединения. Этим пользуются для прижигания им ран, язв.
Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов.
Оксид алюминия Al2O3 – входит в состав некоторых антацидных средств (например, Almagel). Алюмокалиевые квасцы КAl(SO4)3·12H20 применяют для лечения кожных заболеваний, как кровоостанавливающие средство, а 8% раствор ацетата алюминия (CH3COO)3Al (жидкость Бурова) оказывает вяжущее и противовоспалительное действие и применяется в разведенном виде для полоскания, примочек, при воспалительных заболеваниях кожи и слизистых оболочек.

Содержание темы
Качественные реакции
Этиловый спирт и концентрированная серная кислота при взаимодействии с сухой борной кислотой или сухими боратами образует борноэтиловый эфир, который при горении дает пламя с ярко-зеленой окраской.

При действии кислот, даже таких слабых, как уксусная, все карбонаты разлагаются с выделением диоксида углерода. Этой реакцией (качественная реакция) часто пользуются для обнаружения карбонатов по характерному шипению выделяющегося СО2, а также по помутнению известковой воды Са(ОН)2
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О.
Однако, если пропускать СО2 через известковую воду долгое время, то мутная вначале жидкость постепенно светлеет и наконец становится совершенно прозрачной. Растворение происходит вследствие образования кислой соли гидрокарбоната кальция:
СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2
Качественная реакция на растворимые силикаты.
К2SiO3 + 2НСI = Н2SiO3↓+ 2КСl студенистый осадок
SiO32- + 2Н+ = Н2SiO3↓
Качественная реакция на катион аммония NH4+, выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению лакмусовой бумажки
NH4C1 + NaОН = NаС1 + NH3↑ + Н2О
Качественная реакция на фосфорную кислоту и её соли
а) 3Ag + PO43- = Ag3PO4↓ желтый осадок
б) Na2HPO4 + NH3 + MgCl2 = MgNH4PO4↓ + 2NaCl белый кристаллический осадок
Окислительные свойства азотной кислоты
Для азотной кислоты характерны исключительно окислительные свойства. Азот в азотной кислоте находится в высшей степени окисления +5.
Азотная кислота окисляет многие металлы. Продуктами восстановления кислоты могут быть: NO2; NO; N2O; N2; NH3 (NH4NO3). Преимущественное образование одного из продуктов зависит от концентрации кислоты и от активности металла (таблица 1)
Таким образом, при взаимодействии азотной кислоты с металлами водород не выделяется (!)
3Cu + 8 HNO3 (разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O
4Ca + 10HNO3 (разб) = 4Cu(NO3)2 + N2O +5H2O
Таблица 1.
Взаимодействие азотной кислоты с металлами
Щелочные и щелочно
земельные
металлы Fe Cr Al Ni Co Металлы до (Н) Металлы после (Н)
(Cu и др) Благородные металлы
Au Pt Os Ir Ta
HNO3
(конц. ω>60%) N2O Пассивация (при обычных условиях)
NO2 (при нагревании NO2 NO2 Нет реакции
HNO3
(разбавл.) NH3
NH4NO3 Основной NO, но в зависимости от разбавления могут образовываться
N2 , N2O, NH3,
NH4NO3
Чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления азота NO Нет реакции
Вопросы для самоподготовки
Общая характеристика элементов VА группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
Каковы важнейшие формы кислотных оксидов элементов подгруппы азота и соответствующих им гидроксидов?
Охарактеризуйте важнейшие аллотропные модификации фосфора.
Общая характеристика элементов IVА группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
В каком виде углерод встречается в природе? Назовите важнейшие природные соединения углерода.
Каковы аллотропные модификации углерода? Чем обусловлено различие физических свойств алмаза и графита?
Общая характеристика элементов IIIА группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
Каков характер оксида и гидроксида бора? Какое практическое значение имеет бура?
Какие свойства имеют оксид и гидроксид алюминия?
Задания для самостоятельной работы студентов
1. В растворе какой соли фенолфталеин станет малиновым: Na2CO3, K2SO4, Ba(NO2)2 ? Почему? Ответ подтвердите соответствующими уравнениями химических реакций.
2. Осуществите цепочки превращения:
а) С → СО2 → Сa(HCO3)2 → CaCO3 → CO2 → Na2CO3
б) Al → Al2O3 → Na[Al(OH)4] → Al(OH)3 → AlCl3 → Al(NO3)3
в) P → P2O5 → HPO3 → H3PO4 → Na3PO4 → Ca3(PO4)2
3. В двух пробирках находятся различные нитраты белого цвета. При нагревании одной соли выделяется бесцветный газ, в котором тлеющая лучинка вспыхивает. При нагревании второй соли выделяется газ бурого цвета. Какие это нитраты? Напишите соответствующие уравнения реакций.
4. При боли в ушах, отитах спиртовой 3% раствор борной кислоты  (Boric acid solution in ethanol 3%) применяют местно, по 3–5 капель в ухо до трех раз в день. Задание:
а) Рассчитайте массу борной кислоты для приготовления 50 г 3% раствора.
б) Напишите качественную реакцию на борную кислоту, укажите условия
её проведения.
5. Многие люди до сих пор пользуются обычной питьевой содой, чтобы избавиться от изжоги (что врачи делать не рекомендуют!). Почему врачи сейчас отдают предпочтение препаратам на основе Al(OH)3 и не рекомендуют принимать соду для нейтрализации избыточной кислотности желудочного сока?
Раздел самоконтроля
Выберите один правильный вариант ответа
1. СТРОЕНИЕ ВНЕШНЕГО ЭЛЕКТРОННОГО СЛОЯ АТОМОВ VА ГРУППЫ
… ns2np5
… ns2np2
… ns2np4
… ns2np3
2. ОДИНАКОВОЕ ЧИСЛО В АТОМАХ АЗОТА И ФОСФОРА
протонов в ядре
электронов на внешнем слое
электронных слоев
нейтронов в ядре
3. ЧИСЛО НЕСПАРЕННЫХ ЭЛЕКТРОНОВ НА р-ПОДУРОВНЕ В ОСНОВНОМ СОСТОЯНИИ АТОМА УГЛЕРОДА
2
3
4
6
4. НЕМЕТАЛЛИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА В РЯДУ УГЛЕРОД - КРЕМНИЙ - ГЕРМАНИЙ - ОЛОВО - СВИНЕЦ
усиливаются
ослабевают
изменяются периодически
не изменяются
5. СОКРАЩЕННОЕ ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ SiO32- + 2H+ → H2SiO3↓ СООТВЕТСТВУЕТ ВЗАИМОДЕЙСТВИЮ
1) оксида кремния (IV) с водой 2) оксида кремния (IV) с серной кислотой 3) силиката натрия с серной кислотой 4) силиката кальция с серной кислотой
6. ПРОДУКТ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ РАЗБАВЛЕННОЙ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ С МЕДЬЮ
N2
NH3
NO
NO2
7. ПРОДУКТ ВОССТАНОВЛЕНИЯ КОНЦЕНТРИРОВАННОЙ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ С МЕДЬЮ
NO2
NO
NH3
N2
8. РЕАКТИВ, С ПОМОЩЬЮ КОТОРОГО МОЖНО ОБНАРУЖИТЬ ПРИСУТСТВИЕ ФОСФАТОВ В РАСТВОРЕ
BaCl2
AgNO3
NaOH
HCl
9. ПРОДУКТ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ АЛЮМИНИЯ С РАСТВОРОМ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ
O2
Н2
H2S
SO2
10. КИСЛОТА, ПАССИВИРУЮЩАЯ АЛЮМИНИЙ НА ХОЛОДУ
HNO3 (конц.)
H2SO4 (разб.)
HCl
H3PO4
11. ПРОДУКТ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ ГИДРОКСИДА АЛЮМИНИЯ С РАСТВОРОМ ГИДРОКСИДА НАТРИЯ
Na2O
A2O3
Na[Al(OH)4]
Al(OH)3
12. ГИДРОЛИЗ ИДЕТ ДО КОНЦА ПРИ РАСТВОРЕНИИ В ВОДЕ СОЛИ
1) Al2S3
2) Al2(SO4)3
3) AlCl3
4) Al(NO3)3
Эталон ответов
№ вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
Вариант ответа 4 2 1 2 3 3 1 2 2 1 3 1
Тема: s и d-ЭЛЕМЕНТЫ I и II ГРУППЫ ГЛАВНОЙ И ПОБОЧНОЙ ПОДГРУППЫ
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен
знать:
общая характеристика элементов I и II группы главной и побочной
подгруппы периодической системе Д. И. Менделеева,
важнейшие соединений магния и кальция, в том числе лекарственные, качественные реакции на катионы кальция и магния.
важнейшие соединения натрия и калия, в том числе лекарственные, качественные реакции на катионы кальция и магния.
важнейшие соединения меди и серебра, в том числе лекарственные, качественные реакции на катионы меди и серебра.
важнейшие соединения цинка и ртути, в том числе лекарственные, качественные реакции на катионы цинка и ртути.
уметь:
проводить химические реакции, иллюстрирующие свойства соединений магния и кальция, соединений натрия и калия, соединений меди и серебра, соединений цинка и ртути.
решать экспериментальные задачи
Значение темы
Соединения щелочных и щелочноземельных металлов играют важную роль в жизнедеятельности организмов. Ион калия К+ - основной внутриклеточный ион, а ион натрия Na+ - главный внутриклеточный ион, их взаимодействие поддерживает жизненно важные процессы в клетках.
Ионы магния и кальция образуют комплексы с нуклеотидами (например, АТФ), связываясь с фосфатными группами, тем самым участвуют в терморегуляции организма. Кальций – основной элемент для образования и поддержания таких структур, как зубы, кости. Магний необходим для деятельности нервно-мышечного аппарата.
В медицинской практике широко используются соединения, образованные щелочными и щелочноземельными металлами:
- 0,9% р-р хлорида натрия NaCl – физиологический раствор, применяемый при потери крови;
- глауберова соль Na2SO4· 10H2O и английская соль MgSO4 · 10H2O - применяется как слабительное средство;
- оксид магния MgO - применяется в малых дозах как нейтрализующее средство при отравлении кислотами, входит в состав зубных порошков;
- гидроксокарбонат магния (MgOH)2CO3 - применяется в качестве присыпки.
Цинк и медь, будучи связанными с ферментами, гормонами, витаминами, оказывают значительное влияние на фундаментальные жизненные процессы: кроветворение, размножение, рост и развитее организма, энергетический обмен и др. Соединения меди и цинка также широко применяются в качестве лекарственных препаратов:
- сульфат меди CuSO4 - антисептическое, вяжущее, прижигающее (наружно), рвотное (внутрь), оксид цинка ZnO и сульфат цинка ZnSO4 – входят с состав цинковой мази.
В клинической медицине применяют многочисленные препараты серебра – это органические соединения, преимущественно белковые - протаргол и колларгол, а так же соль AgNO3 ляпис, который обладает прижигающим и вяжущим действием.
Краткое содержание темы
Таблица 1.
Общая характеристика элементов IА и IIА группы
Главная подгруппа I группы (щелочные металлы)
литий 3Li, натрий 11Na
калий 19К, рубидий 37Rb
цезий 55Cs, франций 87Fr Главная подгруппа II группы
бериллий 4Ве, магний 12Мg
щелочноземельные металлы
кальций 20 Cа, стронций 38 Sr
барий 56Ва, радий 88Rа
Строение внешнего электронного слоя ….ns1 ….ns2
Степень окисления в соединениях +1 +2
Закономерности изменения свойств по подгруппе Сверху вниз по подгруппе
радиусы атомов ↑
энергия ионизации ↓
способность отдавать электроны ↑
металлические свойства ↑
восстановительная способность ↑
Все s-металлы имеют низкие значения энергии ионизации и электроотрицательности, и могут легко отдавать валентные электроны, являясь сильными восстановителями, однако, щелочноземельные металлы несколько более слабые восстановители, чем, чем щелочные металлы.
Ве и Мg несколько отличаются от остальных металлов IIA группы. Так Ве с водой не взаимодействует, Мg - при нагревании, а остальные Ме активно реагируют при обычных условиях R+2H2O=R(OH)2+H2
Таблица 2.
Общая характеристика элементов I В группы
Элементы побочной подгруппы
I группы Строение внешнего электронного слоя Степень окисления в соединениях Закономерности изменения свойств по подгруппе
медь 29Cu
…3d104s1 +1,+2 Элементы меди, серебра, золота имеют менее ярко выраженные металлические свойства по сравнению с металлами главной подгруппы. Это связано с тем, что радиусы атомов меди, серебра, золота значительно меньше, а их ионизационные потенциалы намного больше, чем у атомов натрия, калия.
Поэтому медь, серебро, золото мало активны, причем инертность возрастает с увеличением атомной массы.
серебро 47Ag
….4d105s1
+1 золото 79Au ….5d106s1
- +1, +3 Таблица 3.
Общая характеристика элементов II В группы
Элементы побочной подгруппы
II группы Строение внешнего электронного слоя
(n-1)s2p6d10ns2 Степень окисления в соединениях Закономерности изменения свойств по подгруппе
цинк 30Zn … 3d104s2, +2 Восстановительные свойства элементов подгруппы цинка выражены значительно слабее, чем у элементов главных подгрупп. Это объясняется меньшим размером радиуса атомов, и соответственно, более высокими энергиями ионизации, чем у элементов главных подгрупп. Наиболее активным элементом является цинк.
В общем, элементы II B (Zn, Cd, Hg) более активны, чем соответствующие элементы I В (Cu, Ag, Au).
кадмий 48Cd
…4d105s2 +2 ртуть 80Hg …5d106s2
- +1, +2
Таблица 4.
Особенности взаимодействия металлов с кислотами
Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Au
Na Ca Cu Ag
Au
HCl H2 H2 - - -
разб.H2SO4 H2 H2 - - -
конц.H2SO4 H2S H2S SO2 SO2 -
разб. HNO3 NH3, NH4NO3 NH3, NH4NO3 NO NO -
конц. HNO3 N2O N2O NO2 NO2 конц.
HNO3 + 3НС1
(царская водка) NO

Вопросы для самоподготовки
Какое строение имеют атомы щелочных и щелочноземельных металлов?
Какие оксиды образуют щелочные и щелочноземельные металлы и какие гидроксиды им соответствуют?
Физические свойства щелочных и щелочноземельных металлов.
Жесткость воды. Способы устранения жесткости воды.
Почему соединения элементов IВ и IIВ группы являются хорошими комплексообразователями? Приведите примеры комплексных соединений.
Какие степени окисления проявляет медь в своих соединениях? Соединения, с какой степенью окисления меди наиболее устойчивы?
Как доказать амфотерность оксида и гидроксида цинка?
Особенности взаимодействия серебра и ртути с кислотами. Приведите примеры.
Задания для самостоятельной работы студентов
1. Осуществите превращения:
а) Na → Na2O2 → Na2O → NaOH → NaNO3 → NaCl → AgCl
б) Zn → ZnO → ZnSO4 → Zn(OH)2→ Na2[Zn(OH)4] → ZnCl2 → Zn(OH)2 →
ZnO → Zn
2. Какие из веществ можно использовать для устранения общей жесткости воды: NaOH, H2SO4, CaCl2, Na3PO4, Na2CO3, известковая вода? Напишите уравнения реакции в молекулярном и ионном виде.
3. При некоторых аллергических заболеваниях взрослым назначают
раствор с массовой долей хлорида кальция CaCl2 10% 2-3 раза в день по 1
столовой ложке во время еды
а) Рассчитайте массу хлорида кальция для приготовления 400г. 10%-ного раствора CaCl2
б) Рассчитайте дозу CaCl2 на один прием (масса раствора в столовой ложке -15 г)
4. В пробирках без надписей находятся растворы солей: хлорид калия, хлорид цинка, нитрат серебра, нитрат ртути (II). Предложите способ их распознания с помощью одного реактива, напишите соответствующие уравнения химических реакций.
Раздел самоконтроля
Выберите один правильный вариант ответа
1. СТРОЕНИЕ ВНЕШНЕГО ЭЛЕКТРОННОГО СЛОЯ ЭЛЕМЕНТОВ I А ГРУППЫ
…. ns2
…. ns1
….ns2np1
….ns2np2
2. МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА В РЯДУ Li - Na - K - Rb - Cs - Fr
ослабевают
усиливаются
изменяются периодически
не изменяются
3. СИЛА ОСНОВАНИЙ В РЯДУ от LiOH до CsOH
увеличивается
ослабевает
не изменяется
изменяется периодически
4. СОЛЬ, ВХОДЯЩАЯ В СОСТАВ ФИЗИОЛОГИЧЕСКОГО (ИЗОТОНИЧЕСКОГО) РАСТВОРА
хлорид калия
карбонат натрия
сульфат калия
хлорид натрия
5. ПРОДУКТЫ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ НАТРИЯ С ВОДОЙ
водород и оксид натрия
кислород и оксид натрия
гидроксид натрия и водород
гидроксид натрия и кислород
6. ЦВЕТ ПЛАМЕНИ ПРИ ВНЕСЕНИИ В НЕГО СОЛИ НАТРИЯ
желтый
фиолетовый
кирпично-красный
желто-зеленый
7. ЦВЕТ ПЛАМЕНИ ПРИ ВНЕСЕНИИ В НЕГО СОЛИ КАЛИЯ
желтый
фиолетовый
кирпично-красный
желто-зеленый
8. ПРОДУКТЫ ТЕРМИЧЕСКОГО РАЗЛОЖЕНИЯ КАРБОНАТА КАЛЬЦИЯ
СаО + СО
Са + СО2
СаО и СО2
СаС2 + О2
9. ИОНЫ, ОБУСЛАВЛИВАЮЩИЕ ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
Са2+ , Mg2+
Na+ , K+
Са2+ , K+
Na+ , Mg2+
10. РЕАКТИВ ДЛЯ КАЧЕСТВЕННОЙ РЕАКЦИИ НА ИОН СЕРЕБРА Ag+
AgNO3
BaCl2
HCl
H2SO4
11. РАСТВОР СУЛЬФАТА МЕДИ (II) РЕАГИРУЕТ С КАЖДЫМ ИЗ ДВУХ ВЕЩЕСТВ
HCl, H2SiO3
H2O, Cu(OH)2
O2, HNO3
NaOH, BaCl2
12. ПРОДУКТЫ ТЕРМИЧЕСКОГО РАЗЛОЖЕНИЯ ГИДРОКСИДА МЕДИ (II)
вода и медь
водород и оксид меди (II)
оксид меди (I) и вода
оксид меди (II) и вода
13. НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА С ФОРМУЛОЙ Na2[Zn(OH)4]
тетрагидроксоцинкат натрия
тетрааквацинкат натрия
гексагидроксоцинкат натрия
гексааквацинкат натрия
14. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ, СООТВЕТСТВУЮЩЕЕ СОКРАЩЕННОМУ ИОННОМУ УРАВНЕНИЮ Zn2+ + 2ОН- → Zn(OH)2↓
ZnCl2 + KOH
Zn(OH)2 + NaOH
ZnO + NaOH
ZnSO4 + H2О
15. ЦВЕТ ЛАКМУСА В РАСТВОРЕ ХЛОРИДА ЦИНКА
бесцветный
синий
фиолетовый
красный
Эталон ответов
№ вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15
Вариант ответа 2 2 1 4 3 1 2 3 1 3 4 4 1 1 4
Тема: d-ЭЛЕМЕНТЫ VI, VII, VIII ГРУПП ПОБОЧНОЙ ПОДГРУППЫ
На основе теоретических знаний и практических умений обучающийся должен
знать:
общая характеристика элементов VI, VII и VIII группы побочной
подгруппы периодической системе Д. И. Менделеева,
важнейшие соединения хрома, хроматы, дихроматы, окислительные свойства соединений хрома (VI), качественные реакции
важнейшие соединения марганца, калия перманганат, его окислительные свойства в различных средах, применение в медицине,
важнейшие соединения железа, сплавы железа, качественные реакции на катионы железа (II, III), биологическая роль железа и применение железа и его соединений в медицине и народном хозяйстве.
уметь:
проводить химические реакции, иллюстрирующие свойства
соединений элементов VI, VII и VIII группы побочной подгруппы периодической системе Д. И. Менделеева,
решать экспериментальные задачи
Значение темы
Большинство соединений хрома имеют яркую окраску, причем разных цветов. За эту особенность элемент и был назван хромом, что в переводе с греческого обозначает "краски". Хром применяют в металлургии для получения специальных сортов стали, которые имеют большую твердость и устойчивость к коррозии.
Из солей марганцевой кислоты самая распространенная соль перманганат калия - кристаллы темно-фиолетового цвета. Фармакопейный препарат калия перманганат применяется как антисептическое средство наружно в водных растворах для промывания ран (0,5 %), для полоскания рта и горла (0,01%), для смазывания язв и ожогов (2 - 5 %), внутрь для промывания желудка (0,02 - 0,1%) при отравлениях алкалоидами, цианидами, фосфором. КМпО4 является сильным окислителем, попадание на кожу кристаллов калия перманганата может привести к болезненному долго незаживающему ожогу.
Широко используются в фармации соединения железа: соли хлорид железа (III) - как кровоостанавливающее и дезинфицирующее средство, применяется при анемии и как кровоостанавливающее средство. Железо играет важную биологическую роль, оно входит в состав гемоглобина, миоглобина, различных ферментов и других сложных железобелковых комплексов, которые находятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов.
Краткое содержание темы
Соли хромовой кислоты называются xpоматами, соли дихромовой кислоты называются дихроматами.
Равновесия в системе хромат - дихромат можно представить следующими уравнениями в ионной форме:
2СrO42- + 2H+ = Сr2O72- + H2O
желтая окраска переходит в оранжевую
Сr2O72- +2OH- = 2CrO42- + H2O
оранжевая окраска переходит в желтую
Таким образом, в кислых растворах существуют преимущественно дихроматы (они окрашивают растворы в оранжевый цвет), а в щелочных - хроматы (растворы желтого цвета).
Xpoмaты и дихроматы - сильные окислители. Особенно сильные окислительные свойства они проявляют в кислой среде:
K2Сr2O7 + 3Nа2SО3 + 4H2SO4 = ЗNa2SO4+ Сг2( SO4)3 + К2SO4 +4H2O
Восстановление перманганата калия в средах различной кислотности протекает в соответствии схемой
Кислая среда рН<7
марганец (II) (Mn2+)
KMnO4 + восстановитель Нейтральная среда рН =7
марганец (IV) (MnO2)
Щелочная среда рН>7
марганец (VI) (MnO42-)
Mn2+ обесцвечивание раствора КМnО4
MnO2 бурый осадок
MnО42- раствор приобретает зеленый цвет
Железо имеет соли в двух степенях окисления +2, +3. Растворы солей железа (II) бесцветны, а растворы солей железа (III), имеют желтую окраску.
Наличие в растворе ионов железа (II) и (III) можно доказать при помощи следующих качественных реакций:
Качественная реакция на ионы железа (II) основана на действии комплексного соединения K3[Fе(CN)6] - красной кровяной соли. В результате реакции выпадает осадок темно-синего цвета (турнбулева синь)
3FeSO4 + 2K3[Fе (CN)6] = Fе3[Fe(CN)6]2↓ + 3K2SO4
3Fe2+ + 2[Fе (CN)6]3- Fе3[Fe(CN)6]2↓
28з
Для обнаружения ионов железа (III) применяют желтую кровяную соль K4[Fе(CN)6]. O присутствии соединений железа (III), судят по образованию синего осадка берлинской лазури:
4FeCl3 + 3K4[Fе (CN)6] = Fе4[Fe (CN)6]3↓ + 12KCl
4Fe3+ + 3[Fе (CN)6]4- = Fе4[Fe (CN)6]3↓

Обнаружить ионы Fe3+ можно также по реакции с роданидом калия KSCN или аммония NH4 SCN
FеСl3 + 3KSCN -= Fe(SCN)3 + 3КСl
Fе3+ + 3SСN- = Fe(NCS)3
В результате реакции раствор приобретает кpoвaвo - красную окраску.
Вопросы для самоподготовки
Как определить степени окисления металлов побочных подгрупп?
Какие степени окисления наиболее характерны для железа?
Охарактеризуйте кислотно-основные свойства гидроксидов железа (II) и железа (III)?
Какие степени окисления характерны для хрома? Какие из них наиболее устойчивы?
Напишите формулы оксидов и гидроксидов хрома и охарактеризуйте их кислотно-основные свойства.
Какие степени окисления проявляет марганец в соединениях? Какие из них наиболее устойчивы?
Как меняются окислительно-восстановительные свойства соединений хрома и марганца с увеличением степени его окисления?
Задания для самостоятельной работы студентов
1. Фармакопейный препарат калия перманганата применяется как антисептическое средство наружно в водных растворах для промывания ран (0,5%). Рассчитайте массу KMnO4 и объем воды необходимые для приготовления 400 г. такого раствора.
2. Белый студенистый осадок гидроксида железа (II) на воздухе быстро зеленеет, а затем буреет. Напишите уравнение реакции, объясняющее это явление.
3. Имеются две соли – А и В. Соль А оранжевого цвета, хорошо растворимая в воде, её раствор окрашивает пламя в бледно-фиолетовый цвет, является сильным окислителем, при взаимодействии с нитритом натрия в кислой среде окраска раствора меняется на зеленую. Другая соль В – белая, при нагревании разлагается на газообразные продукты, один из которых обладает резким запахом, раствор соли при взаимодействии с раствором нитрата серебра дает белый творожистый осадок. Соли А и В при нагревании реагируют между собой. Определите, какие это соли, напишите соответствующие уравнения реакции.
4. Проанализируйте результаты следующих опытов, составьте уравнения реакции и подберите коэффициенты электронно-ионным методом.
Опыт 1. К 3-4 каплям раствора перманганата калия прилили 10 капель концентрированного раствора гидроксида натрия и 2 капли раствора сульфита натрия. Раствор приобрел зеленую окраску.
Опыт 2.  6 капель раствора дихромата калия подкислили четырьмя каплями разбавленного раствора серной кислоты и добавили раствор сульфита натрия до изменения окраски смеси.
Раздел самоконтроля
Выберите один правильный вариант ответа
1. ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ ВАЛЕНТНЫХ ПОДУРОВНЕЙ АТОМА ЖЕЛЕЗА
3d44s2 
3d54s1
3d64s0 
3d64s2
2. РЕАКТИВ ДЛЯ ОПРЕДЕЛЕНИЯ ИОНОВ Fe2+ В РАСТВОРЕ
HCl
BaCl2
К3 [Fe(CN)6]
К4[Fe(CN)6]
3. РЕАКТИВ ДЛЯ ОПРЕДЕЛЕНИЯ ИОНОВ Fe3+ В РАСТВОРЕ
К4[Fe(CN)6]
К3 [Fe(CN)6]
AgNO3
HCl
4. БУРЫЙ ОСАДОК ОБРАЗУЕТСЯ В РЕЗУЛЬТАТЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ
FeSO4 и BaCl2
Fe(NO3)3 и KOH
FeCl3 и H2S
Fe(OH)2 и HCl
5. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ, СООТВЕТСТВУЮЩЕЕ СОКРАЩЕННОМУ ИОННОМУ УРАВНЕНИЮ Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2
Fe(NO3)3 + KOH
Na2S + Fe(NO3)2
FeCl3 + Ba(OH)2
FeSO4 + NaOH
6. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ МАРГАНЦА В ПЕРМАНГАНАТЕ КАЛИЯ
+ 7
+ 6
+ 4
+ 2
7. ПРОДУКТ ВОССТАНОВЛЕНИЯ ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ В СХЕМЕ РЕАКЦИИ K2SO3+ KMnO4 + H2O → ..... + K2SO4 + KOH
МnSO4
K2МnO4
МnО2
МnО
8. ПРОДУКТ ВОССТАНОВЛЕНИЯ ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ
В КИСЛОЙ СРЕДЕ (H2SO4)
МnО2
МnО
K2МnO4
МnSO4
9. РЯД ВЕЩЕСТВ СО СТЕПЕНЬЮ ОКИСЛЕНИЯ ХРОМА +3
Cr2O3, H2CrO4, Cr(OH)3
CrO3, Cr2O3, NaCrO2
Cr(OH)3, KCrO2, Cr2O3
K2Cr2O7, Cr(OH)3, CrO3
10. СОКРАЩЕННОЕ ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ
Cr3+ + 3OH- → Cr(OH)3↓ СООТВЕТСТВУЕТ ВЗАИМОДЕЙСТВИЮ
хлорида хрома (III) с водой
оксида хрома (III) с водой
сульфата хрома (III) со щелочью
хрома со щелочью
11. АМФОТЕРНОСТЬ ОКСИДА ХРОМА (III)
ПОДТВЕРЖДАЕТСЯ ЕГО СПОСОБНОСТЬЮ
растворяться в кислотах
восстанавливаться водородом
реагировать с оксидом кальция
взаимодействовать с кислотами и щелочами12. НЕОБРАТИМО ГИДРОЛИЗУЕТСЯ СОЛЬ
сульфид хрома (III)
хлорид меди (II)
сульфит натрия
нитрат цинка (II)
13. ПРИМЕНЯЕТСЯ В МЕДИЦИНЕ КАК АНТИСЕПТИЧЕСКОЕ СРЕДСТВО, ДЛЯ ПОЛОСКАНИЯ ГОРЛА, ПРОМЫВАНИЯ РАН
хлорид кальция
перманганат калия
хромат калия
сульфат железа (II)
14. КАТИОН В СОСТАВЕ ГЕМОГЛОБИНА
Na+
Ca2+
Fe2+
Fe3+
Эталон ответов
№ вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Вариант ответа 4 3 1 2 4 1 3 4 3 3 4 1 2 3

ПЕРЕЧЕНЬ КОНСПЕКТОВ, РЕФЕРАТОВ, ПРЕЗЕНТАЦИЙ
Подготовка реферата на тему: «Окислительно-восстановительные реакции в быту и медицине».
Составление конспекта: Биологическая роль и применение в медицине галогенов, халькогенов и их соединений.
Составление конспекта: Биологическая роль и применение в медицине соединений элементов V,IV,III групп главных подгрупп.
Подготовка презентаций о биологической роли и применении в медицине соединений элементов I, II группы.
При написании и оформлении рефератов, подготовки презентаций воспользуйтесь следующими пособиями:
  1. Реферат, курсовая, диплом? Пиши правильно! [Электронный ресурс] : метод. пособие для студентов по написанию и оформлению рефератов, курсовых, дипломных работ / сост. Е. Н. Казакова, Е. П. Клобертанц ; Красноярский медицинский университет, Фармацевтический колледж. - Красноярск : КрасГМУ, 2014. - 46 с. - (В помощь студенту).
 2. Выступай эффектно и эффективно! [Электронный ресурс] : метод. рекомендации для преподавателей и студентов / сост. Т. В. Потупчик, Е. П. Клобертанц, И. П. Клобертанц ; Красноярский медицинский университет, Фармацевтический колледж. - Красноярск : КрасГМУ, 2014. - 27 с. - (В помощь студенту).

Рекомендуемая литература
Основная литература
Бабков, А. В. Общая и неорганическая химия : учеб. для мед. училищ и колледжей / А. В. Бабков, Т. И. Барабанова, В. А. Попков. - М. : ГЭОТАР-Медиа, 2013. - 384 с.
Дополнительная литература
Глинка, Н. Л. Общая химия : учебник / Н. Л. Глинка ; ред. В. А. Попков, А. В. Бабков. - 18-е изд., перераб. и доп. - М. : Юрайт, 2011. - 886 с.
Бабков, А. В. Общая, неорганическая и органическая химия : для школьников старших классов и поступающих в вузы [Электронный ресурс] / А. В. Бабков, В. А. Попков. - 2-е изд., испр. - М. : ГЭОТАР-Медиа, 2014. – 576 с. – Режим доступа : http://www.medcollegelib.ru/book/ISBN9785970429785.html.
Электронные ресурсы
ЭБС КрасГМУ Colibris;
ЭБС Консультант студента;
ЭБС ibooks;
НЭБ elibrary.


Приложенные файлы

  • docx file5
    Размер файла: 383 kB Загрузок: 3

Добавить комментарий