Тема: Комплексні сполуки (1 заняття)€¦ · Web view2014/09/17 · Масова частка сірчаної кислоти в розчині 3,2%

МІНІСТЕРСТВО ОХОРОНИ ЗДОРОВ’Я УКРАЇНИ

ВІННИЦЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ ім. М.І.Пирогова

Кафедра загальної та біологічної хімії

НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯМодуль 1. Загальна хімія: Будова речовини.

Енергетика хімічних реакцій. Вчення про розчини

Вінниця 2011 р.

„Схвалено”Методичною радою загальнотеоретичних дисциплін I курсу Вінницького національного медичного університету ім. М.І.Пирогова,протокол № 5 від 26 . 05 .20 10 р.

Складачі: доцент, к.х.н О.С.Азаров, ас. Знаміровська Е. М.

Комп’ютерна верстка: С.О. Азаров

Рецензенти:- доцент кафедри загальної та біологічної хімії Вінницького національного медичного університету ім. М.І. Пирогова, к.х.н. О. В. Смирнова- доцент кафедри загальної та біологічної хімії Вінницького державного аграрного університету , к.х.н. Т. В. Марчак

Методичні вказівки розраховані для студентів І курсу денної форми навчання фармацевтичних факультетів вищих навчальних медичних та фармацевтичних закладів освіти ІІІ–IV рівня акредитації.

2

Вступ

Методичні вказівки призначені для самопідготовки і проведення практичних занять з неорганічної хімії для студентів І курсу фармацевтичних факультетів вищих фармацевтичних та медичних закладів освіти III–IV рівнів акредитації.

Зміст методичних вказівок відповідає програмі з неорганічної хімії, затвердженій Міністерством охорони здоров’я України.

Головною метою викладання курсу неорганічної хімії є формування вихідного рівня знань студентів, необхідного для успішного вивчення наступних хімічних та спеціальних дисциплін, прищеплення студентам навичок хімічного мислення, уміння передбачати можливість взаємодії речовин та характер продуктів їх хімічного перетворення. Виконання лабораторного практикуму сприяє поглибленню та засвоєнню теоретичного матеріалу курсу та формуванню експериментальних навичок самостійної роботи.

Дані методичні вказівки представлені у формі робочих зошитів (модуль 1, модуль 2) та відповідають навчальному плану дисципліни, а також вимогам типової програми з неорганічної хімії для студентів фармацевтичних факультетів вищих медичних та фармацевтичних закладів освіти.

Вказівки відповідають обсягу кількості годин, відведених для вивчення даної дисципліни за навчальним планом.

Організація навчального процесу здійснюється за кредитно-модульною системою відповідно до умов Болонського процесу.

Програма з неорганічної хімії містить 2 модулі, які в свою чергу поділяються на 9 змістових модулів.

Структурування навчальної дисципліни здійснено таким чином, що кожний наступний модуль складається із пов'язаних між собою складових змісту дисципліни.

Дисципліна структурована на 2 модулі:

Модуль 1. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ: Будова речовини. Енергетика хімічних реакцій. Вчення про розчини.

Змістові модулі:1. Вступ до вивчення загальної та неорганічної хімії. Основні поняття і закони

хімії. Класи та номенклатура неорганічних сполук 1. Будова речовини2. Енергетика хімічних і фазових перетворень. Напрямок хімічних реакцій3. Вчення про розчини

Модуль 2. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ: Окисно-відновні та комплексоутворюючі властивості речовин. Хімія s- , р- і d-елементів.

Змістові модулі:5. Окисно-відновні реакції

3

6. Комплексні сполуки 7. Фізичні та хімічні властивості простих речовин та сполук s-елементів8. Фізичні та хімічні властивості простих речовин та сполук p-елементів9. Фізичні та хімічні властивості простих речовин та сполук d-елементів

Методика викладання матеріалу відповідає вимогам оформлення методичних вказівок, затверджених методичною радою Вінницького національного медичного університету ім. М.І.Пирогова.

Кожне заняття розглядається за наступним планом: актуальність теми; ціль загальна; конкретні цілі, уміти; література (основна, додаткова); питання, що підлягають вивченню; питання для самостійного позааудиторного вивчення; еталони рішення задач; завдання для закріплення матеріалу; алгоритм лабораторної роботи; лабораторна робота.

Рекомендована література представлена у достатньому обсязі і охоплює джерела як основної, так і додаткової літератури у даній галузі.

Лабораторний практикум вміщує переважно якісні реакції на відповідні класи неорганічних сполук, які дають можливість аналізувати ці сполуки, а у майбутньому використовувати набуті знання при вивченні органічної, аналітичної, токсикологічної, фармацевтичної хімії, та інших профільних дисциплін. В основу лабораторного практикуму покладено напівмікрометод, який має певні переваги: скорочується час проведення дослідів, економно витрачаються реактиви.

4

ПРАВИЛА РОБОТИ І ТЕХНІКА БЕЗПЕКИ В ЛАБОРАТОРІЇ НЕОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ

Загальні правила1. Приступати до виконання лабораторного практикуму дозволяється лише після того, як

студенти уважно ознайомляться з темою роботи, засвоять теоретичний матеріал за допомогою підручників, методичних посібників та конспектів лекцій, зроблять запис рівнянь відповідних реакцій в лабораторному журналі.

2. Черговий студент одержує необхідні для роботи всієї групи прилади та реактиви і розміщує їх на робочих місцях.

3. У хімічній лабораторії дозволяється працювати лише при наявності білого халата та шапочки. Кожному студенту відводиться постійне місце роботи, яке він повинен тримати в чистоті, не захаращувати його сторонніми предметами, що не мають відношення до даної роботи. Безладдя та неакуратність при виконанні дослідів часто призводять до необхідності повторення експерименту.

4. При нагріванні та кип’ятінні розчинів у пробірці треба користуватись пробіркотримачем і тримати пробірку так, щоб її отвір був направлений у протилежний бік від тих, хто працює поруч.

5. Не можна нахилятися над пробіркою, в якій нагрівають чи кип’ятять рідину, щоб бризги не потрапили в обличчя.

6. У тих випадках, коли виникає необхідність перевірити запах речовин у пробірках в яких зберігаються рідини, необхідно легким рухом долоні руки направити потік повітря від пробірки до себе і обережно понюхати.

7. Реактиви, дистильовану воду, електричну енергію в лабораторії слід використовувати економно.

8. Всі роботи з речовинами, при взаємодії яких утворюються шкідливі для організму гази або речовини з неприємним запахом, необхідно проводити в спеціально відведених для цієї мети приміщеннях з посиленою вентиляцією, або під тягою. Категорично забороняється працювати з вказаними речовинами на робочому місці.

9. Розчини сірководню, кислот, лугів тощо необхідно зливати в спеціально відведений посуд, щоб запобігти руйнуванню каналізаційної системи в лабораторії. Розчини, які містять сполуки срібла, ртуті, свинцю, йодид–йони необхідно зливати в окремий посуд для їх подальшої регенерації.

10. Категорично забороняється виконувати досліди, які не відносяться до даної лабораторної роботи.

11. Після закінчення роботи необхідно помити пробірки, здати їх черговому, прибрати своє робоче місце, виключити нагрівні прилади, електричне освітлення, воду, вимити руки.

Правила поводження з реактивами— для проведення досліду розчини та тверді речовини беруть у таких кількостях, яких

вимагає методика експерименту;— реактиви зберігають у закритих кришками склянках для запобігання їх забруднення;— тверді реактиви обережно відбирають шпателем; рідкі реактиви, які знаходяться в

крапельницях, відміряють краплями;— надлишок реактиву не висипають і не виливають у посуд, з якого він був взятий, щоб

запобігти забрудненню реактивів;— концентровані розчини кислот та лугів, токсичних речовин знаходяться під тягою, де з

ними і працюють.

Робота з кислотами і лугами1. Під час роботи з концентрованими кислотами та лугами необхідно бути обережним та

слідкувати за тим, щоб вони не потрапили на шкіру і одяг.

5

2. При розведенні концентрованої сірчаної кислоти необхідно обережно і поступово приливати кислоту до води, а не навпаки. Це пов’язано з тим, що при розведенні сірчаної кислоти виділяється велика кількість тепла. Тому при додаванні води до кислоти розчин може розбризкуватись і потрапити на шкіру і одяг.

Робота з шкідливими і отруйними речовинамиПри роботі з шкідливими і отруйними речовинами (ціаніди, солі барію, ртуті, свинцю,

миш’яку, металічна ртуть, сірководень тощо) необхідно слідкувати за тим, щоб шкідливі або отруйні речовини не потрапили в організм через шлунково–кишковий тракт. У зв’язку з цим їсти в лабораторії категорично забороняється. Після роботи в лабораторії необхідно добре вимити руки. Балони з ртуттю або заповнені нею прилади необхідно помістити на спеціальні підставки, щоб у випадку пошкодження приладів основна маса ртуті потрапила на підставку, а не на робочий стіл чи підлогу. Якщо ртуть все ж розлилась, її треба дуже швидко зібрати за допомогою мідних дроту або пластинки, а потім засипати сіркою. Працювати з ртуттю дозволяється лише у спеціальних приміщеннях.

Робота з горючими речовинами1. Під час роботи з діетиловим ефіром, спиртами, бензолом і іншими горючими речовинами, їх

нагрівання проводять на водяній бані в колбі з зворотним холодильником.2. У лабораторії ці речовини необхідно зберігати в щільно закритих склянках невеликого вмісту.3. Пробірки та склянки з горючими речовинами потрібно тримати на достатній відстані від

пальників. Після закінчення роботи з ними необхідно загасити пальники, а лише потім вимити посуд, що містить ці речовини.

4. Горючі, легкозаймисті і леткі речовини не можна зберігати близько від полум’я або сильно нагрітих електричних приладів (термостати, електропічі, тощо).

5. Лужні метали слід обов’язково зберігати під шаром вільного від води і вологи гасу. Лужні метали та кристалічні луги необхідно брати тільки пінцетом або спеціальними щипцями. Необхідно одягати окуляри або спеціальну маску. Після закінчення роботи залишки цих металів потрібно перенести в спеціально відведені для них склянки.

Робота з речовинами, що утворюють вибухові суміші1. Необхідно пам’ятати, що деякі гази (водень, сірковуглець, ацетилен, оксид вуглецю(II), тощо),

а також леткі речовини (бензол, спирти, гексан, тощо), при випаровуванні утворюють з повітрям, а також з киснем вибухові суміші. Щоб їх пари не накопичувались у приміщенні лабораторії в небезпечних кількостях, працювати з цими речовинами необхідно при сильній витяжній вентиляції.

2. Без дозволу і відповідної інструкції викладача забороняється нагрівати, піддавати удару речовини, які утворюють вибухові суміші (хлорати, перхлорати, персульфати тощо).

Правила поведінки при виникненні пожежі в лабораторії1. При виникненні пожежі в лабораторії необхідно терміново вимкнути всі електричні прилади і

перекрити подачу газу. Місце пожежі необхідно засипати піском або накрити протипожежною ковдрою і загасити вогонь за допомогою вогнегасника.

2. Застосовувати воду для гасіння пожежі треба обережно, тому що вода в деяких випадках сприяє збільшенню пожежі.

6

ПЕРША ДОПОМОГА ПРИ НЕЩАСНИХ ВИПАДКАХ

На початку кожного семестру викладач проводить інструктаж групи студентів про дотримання правил роботи в хімічній лабораторії та техніки безпеки. Студенти підтверджують знання правил безпеки власними підписами у журналі.

Нещасні випадки (опіки, поранення, отруєння) в лабораторії виникають внаслідок недостатнього ознайомлення працюючих з відповідними інструкціями по охороні праці і техніці безпеки або в результаті необережності у роботі.

У кожній лабораторії повинна бути аптечка першої допомоги.Якщо нещасний випадок трапився, потерпілому треба надати першу допомогу:

1. При попаданні на шкіру кислот, це місце слід інтенсивно промити водою, а потім 1% розчином NaHCO3. При попаданні концентрованої сірчаної кислоти перед промиванням пошкоджену шкіру необхідно витерти сухим ватним тампоном.

2. При попаданні на шкіру розчинів лугів пошкоджене місце промивають водою, а потім розведеними оцтовою, лимонною кислотами, або насиченим розчином борної кислоти.

3. При попаданні на шкіру фенолу, брому і подібних їм речовин необхідно негайно пошкоджене місце промити відповідними органічними розчинниками (спирт, ефір тощо).

4. При отруєнні хлором, бромом, оксидами нітрогену потерпілому необхідно вдихати пари розведеного розчину амоніаку і випити молоко.

5. При опіках тіла полум’ям необхідно негайно промити місце опіку 1% розчином калію перманганату і покласти на пошкоджене місце компрес із спиртового розчину таніну.

6. При порізах рану необхідно обробити спиртовим розчином йоду і перев’язати.7. Після надання першої допомоги потерпілому, його терміново необхідно відправити до лікарні.

7

КАЛЕНДАРНИЙ ПЛАН ПРАКТИЧНИХ ТА СЕМІНАРСЬКИХ ЗАНЯТЬ

№ Тема та зміст заняття

1.

Контрольна робота: визначення вихідного рівня знань студентів з хімії. Правила роботи в хімічній лабораторії та правила техніки безпеки. Вступ до вивчення загальної та неорганічної хімії. Основні способи очищення неорганічних речовин

2. Основні класи неорганічних сполук

3. Основні закони хімії. Закон еквівалентів. Визначення еквівалентної маси металу методом витіснення

4. Розрахунки за хімічними рівняннями

5. Основні теоретичні положення про будову атомів

6. Сучасне тлумачення періодичного закону Д. I. Менделєєва на основі електронної теорії будови атомів

7. Теорія хімічного зв’язку8. Будова молекул9. Енергетика та напрямок хімічних реакцій10. Швидкість хімічних реакцій та хімічна рівновага. Каталіз11. Розчини. Способи вираження концентрації розчинів12. Приготування розчину заданої масової частки13. Колігативні властивості розчинів. Осмос14. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Добуток розчинності 15. Теорія сильних електролітів. Дисоціація води. Кислотність середовища16. Водневий показник (рН)17. Буферні системи18. Гідроліз солей

19. Модуль № 1 (письмова контрольна робота з загальної хімії та комп’ютерне опитування з питань «Крок-1» 1-го семестру)

20. Оглядове заняття з загальної хімії

8

Тема 1:Вступ до вивчення загальної та неорганічної хімії. Основні способи очищення неорганічних речовин

1. Актуальність теми: В хімічній практиці велике значення має ступінь очищення речовин, так як робота з забрудненими реактивами може призвести до помилкових результатів. Чистота речовин, які використовуються як лікарські препарати, визначається Державною Фармакопеєю України і тому фармацевтам потрібно знати основні методи очищення і засоби ідентифікації чистоти речовин.

2. Ціль загальна: Головною метою викладання курсу неорганічної хімії у фармацевтичному вузі є формування вихідного рівня знань студентів, необхідного для подальшого успішного вивчення хімічних і спеціальних дисциплін і здійснення завдань професійної діяльності, прищеплення студентам навичок хімічного мислення та узагальнення результатів експерименту, уміння аналізувати властивості речовин і передбачати можливість їх взаємодії, продукти хімічних перетворень та запропонувати умови їх зберігання і можливі методи аналізу.

3. Конкретні цілі, уміти: Знати основні методи очищення і засоби ідентифікації чистоти речовин.

4. Література:Основна:

4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157. 4.3. Сухомлинов А.К., Боровская Н.В., Пустовар П.Я. и др. Неорганическая химия (практикум),

1983, с 5–31. Додаткова:4.4. Практикум по неорганической химии, под ред. Н.А. Остапкевича, 1987, с. 4–13.4.5. Практикум загальної та неорганічної хімії. Є.Я.Лівітін та ін. — Х.: „Основа”, 1998р. с. 8–11

5. Основні питання теми:5.1. Чистота хімічних речовин, кваліфікація речовин за чистотою: «чистий» (ч), «чистий для

аналізу» (ч.д.а.), «хімічно чистий» (х.ч.), «особливо чистий» (ос.ч.).5.2. Основні методи очищення і розділення речовин та їх теоретична основа: перекристалізація,

дистиляція, возгонка, хімічне осадження, транспортні реакції, екстракція, зонна плавка, йонний обмін, адсорбція.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Фізичні константи як засіб ідентифікації чистоти речовин: колір, смак, запах, густина, температури плавлення та кипіння, в’язкість, розчинність тощо.

7. Теоретичний матеріал:Хімічними реактивами називають речовини, які використовують для проведення хімічних

реакцій і застосовують для аналізу і синтезу речовин.Хімічні реактиви в залежності від ступеня чистоти класифікують на технічні (т.), чисті (ч.),

чисті для аналізу (ч.д.а.), хімічно чисті (х.ч.), високоеталонно чисті (в.е.ч.), особливо чисті (ос.ч.). Кількість домішок регламентується Держстандартами (ДСТ), технічними умовами (ТУ) або статтями Державної Фармакопеї (ДФ). Звичайно, у практиці хімічного аналізу використовують реактиви кваліфікації ч.д.а. і х.ч.

У лабораторії використовують розчини хімічних реактивів певної концентрації (найчастіше 0,1–0,2М), рідше — індикаторні папірці. Для розчинення використовують дистильовану воду або органічні розчинники.

9

При роботі напівмікрометодом використовують реактиви масою від 0,01 до 0,10г твердої речовини і об’ємом від 0,5 до 5,0см3 розчину.

8. Приклади тестового контролю:Описати техніку виконання та теоретичні основи одного з наступних методів очищення і

розділення речовин: перекристалізація, дистиляція, возгонка, хімічне осадження, транспортні реакції, екстракція, зонна плавка, йонний обмін, адсорбція.

9. Завдання для закріплення матеріалу:9.1. Зробити короткий конспект–характеристику методів розділення і очищення речовин,

наведених в розділі 5.

Перекристалізація — ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дистиляція — _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Возгонка — _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Хімічне осадження — _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Транспортні реакції — _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

10

Екстракція — _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Зонна плавка — ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Йонний обмін —___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Адсорбція — ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________9.2. Коротко описати методику встановлення температур плавлення і кипіння речовин. Найпростіший прилад для визначення температури плавлення:

1 — гумова пробка з розрізом; 2 — термометр; 4 — посудина з маслом; 3–5 — резервуар для термометра з капіляром (пробірка); 6 — подача газу до пальника; 7— металева (або азбестова) сітка; 8 — капіляр із речовиною; 9 — кільце із пластику чи гуми для кріплення капіляра до термометра; 10 — кільце штативу, який утримує посудину з нагрітим маслом

11

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

10. Алгоритм лабораторної роботи:10.1. Очищення водопровідної води методом дистиляції (перегонки) і встановлення температури її

кипіння.10.2. Очищення речовин возгонкою.10.3. Очищення речовин перекристалізацією.

11. Лабораторна робота.Дослід 1. Очищення водопровідної води методом дистиляції (перегонки) і встановлення

температури її кипіння.Зібрати прилад для перегонки, налити в колбу Вюрца водопровідної води 1/2 об’єму колби,

підвести воду в холодильник і ввімкнути нагрівальний прилад. Після того, як вода закипить, відмітити по термометру температуру кипіння. Декілька крапель дистиляту випарувати на чистому склі. Те ж зробити з водопровідною водою і зробити висновки про наявність солей в дистильованій і звичайній воді. Підписати елементи лабораторної установки для перегонки.

12

1. _____________________________

2. _____________________________

3. _____________________________

4. _____________________________

5. _____________________________

6. _____________________________

7. _____________________________

Висновок:_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 2. Очищення речовин возгонкою.Зважити 0,2г речовини (хлориду амонію або йоду), помістити на дно хімічного стакану.

Накрити стакан чашкою для випарування або часовим склом з холодною водою і нагріти на електроплитці. Кристали зібрати, розрахувати вихід чистої речовини (в %).

Висновок:_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 3. Очищення речовин перекристалізацією.По вказівці викладача взяти речовину для очищення, розрахувати необхідну кількість води,

щоб після перекристалізації отримати 2г чистої речовини. Воду нагріти до кипіння і розчинити

13

речовину. Гарячий розчин профільтрувати через складчастий фільтр і охолодити. Кристали, що випали в осад, відфільтрувати через воронку Бюхнера, висушити, зважити і розрахувати вихід чистої речовини (в %), встановити температуру плавлення.

Конічна лійка зі складчатим фільтром

Прилад для фільтрування під вакуумом:

1.__________________

2.__________________

Висновок:_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Зарахування протоколу:

„____”_________________20__р. ______________________ (підпис викладача)

Тема 2: Основні класи неорганічних сполук

14

1. Актуальність теми: Представники основних класів неорганічних сполук широко застосовуються в медицині як лікарські препарати і хімічні реактиви. Вивчення і знання хімічних властивостей має суттєве значення для подальшого можливого застосування їх з лікувальною метою.

2. Ціль загальна: Класифікувати прості та складні речовини залежно від їх складу та наявності функціональних груп. Пояснювати хімічні властивості речовин певного класу за допомогою хімічних реакцій.

3. Конкретні цілі, уміти: Продемонструвати знання номенклатури неорганічних сполук на конкретних прикладах.


4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157. 4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.

— стор.99–125.Додаткова:

4.3. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: 1986. с. 37–43.4.4. Оленин С.С. Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. М.: 1979. с. 126–129.4.5. Григор’єва В.В. та ін. Загальна хімія. 1991. с.140–164.4.6. Общая химия в формулах, определениях, схемах. И.Е. Шиманович, М.Л. Павлович, В.Ф.

Тикавий, П.М. Малашко. 1987. 13–30.

5. Основні питання теми:5.1. Прості речовини: метали і неметали.5.2. Складні речовини: бінарні, потрійні, комплексні.5.3. Оксиди: прості, подвійні, полімерні. Пероксиди та надпероксиди. Номенклатура.

Застосування.5.4. Гідрооксиди: основні, кислотні, амфотерні. Номенклатура. Застосування.5.5. Кислоти. Орто–, мета–, та полі–форми кислот. Застосування.5.6. Солі. Класифікація. Номенклатура. Застосування.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Залежність кислотно–основних форм та властивостей оксидів і гідрооксидів від положення

елементів, що їх утворюють у періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва.

7. Завдання для закріплення матеріалу:7.1. Навести приклади оксидів: а) кислотних; б) основних; в) амфотерних; г) індиферентних.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

7.2. Дати міжнародну назву таким речовинам:а) кислотам: H2SO4, H3BO3, H2SO4, H2S.б) основам: Fe(OH)3, Fe(OH)2, Cr(OH)3.в) оксидам: N2O, NO, Mn2O7, N2O3.г) солям: Al2(SO4)3, FeOHCl2, NaH2PO4, Ca(HCO3)2.

15

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________7.3. Закінчити рівняння реакцій:

K2O + ZnO =___________________________________________________________CaO + Cl2O7 =__________________________________________________________Ca(H2РO4)2 + Al2(SO4)3 =__________________________________________________

7.4. Написати рівняння дисоціації таких електролітів: H2SO4, Al2(SO4)3, K2H2P2O7, Cr(OH)2Cl.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

7.5. Скласти рівняння реакцій за допомогою яких можна зробити такі перетворення:

а) Ba BaO BaCl2 Ba3(PO4)2 BaSO4;________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

б) Zn K2ZnO2 ZnCl2 Zn(OH)2 Na2[Zn(OH)4]ZnSO4

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

в) C CO CO2 Na2CO3 NaHCO3 Na2CO3 CaCO3 Ca(HCO3)2 CaCO3.

16

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

“Зараховано”


Тема 3: Основні закони хімії. Закон еквівалентів. Визначення еквівалентної маси металу методом витіснення

1. Актуальність теми: Знання і володіння основними законами хімії дасть можливість студентам–провізорам зрозуміти і оволодіти кількісними методами дослідження хімічних реакцій, робити стехіометричні розрахунки вагових і об’ємних співвідношень між реагуючими речовинами, розрахунки за хімічними формулами і рівняннями, виводити формули речовин і рівняння реакцій, що знадобиться для вивчення наступних дисциплін та в практичній діяльності.

2. Ціль загальна: Засвоїти основні поняття і закони хімії та застосовувати їх для розв'язання відповідних задач.

3. Конкретні цілі, уміти: Робити стехіометричні розрахунки вагових і об’ємних співвідношень між реагуючими речовинами, розрахунки за хімічними формулами і рівняннями, виводити формули речовин і закінчувати рівняння реакцій.



— с. 4–14.Додаткова:

4.3. Сухомлинов А.К., Боровская Н.В., Пустовар П.Я. и др. Неорганическая химия (практикум), 1983, с. 31–42.

4.4. Григор’єва В.В. та ін. Загальна хімія, 1991 с.7–18.4.5. Глинка Н.Л. Общая химия, 1983, с. 14–35

5. Основні питання теми:5.1. Закон збереження маси та енергії як кількісне відображення постійності руху матерії.5.2. Закон сталості складу та його сучасне трактування.5.3. Закон кратних співвідношень.5.4. Закон Авогадро та його наслідки.5.5. Еквівалент та еквівалентна маса елементів та простих і складних речовин. Еквівалентний

об’єм.5.6. Еквівалент та еквівалентна маса простих та складних речовин в умовах хімічної реакції.

Закон еквівалентів.

17

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Застосування рівняння стану ідеальних газів Клапейрона–Менделєєва для визначення

молекулярних мас речовин.6.2. Еквівалент та еквівалентна маса окисника та відновника.

7. Приклади тестового контролю:7.1. Які дані слід мати для встановлення молярної маси речовин в газоподібному стані?

Відповідь: Для цього необхідно знати масу (m) певного об’єму (V) газу при певній температурі (Т) і тиску (Р):

1. Із рівняння Клапейрона–Менделєєва:

Mx =

де: R — універсальна газова стала (8,31Дж/моль·К)2. Коли відома відносна густина газу, молярну масу можна розрахувати за формулою:

Mx=D·Mде Mx — молярна маса невідомого газу;

D — відносна густина невідомого газу за відомим;M — молярна маса відомого газу (частіше М(Н ) = 2г/моль або М(повітря) = 29г/моль).

3. Коли відома маса (m) певного об’єму (Vo) газу за нормальних умов:

де: Vm — молярний об’єм любого газу за нормальних умов (22,4л/моль).7.2. Який існує зв’язок між еквівалентною і молярною масою складних речовин?

Відповідь: Для розрахунків еквівалентних мас кислот, гідроксидів, солей та оксидів користуються формулою:

де: M — молярна маса (г/моль)n — кількість атомів металу (для солей), водню, здатного заміщуватись на метал (для

кислот), і гідроксогруп (для гідроксидів);B — валентність (або ступінь окислення) металу (для солей і оксидів).

7.3. В чому полягає суть електрохімічного методу встановлення еквівалентних мас електролітів?Відповідь: Спочатку знаходять масу простої речовини, яка осаджується на електроді при

електролізі, наприклад, солі певного елемента. Далі еквівалент розраховується за рівнянням Фарадея:

де: m — маса окисленої або відновленої речовини;E — хімічний еквівалент речовини;Q — кількість кулонів електричного струму, яка пропущена через розчин;F — число Фарадея (96500Кл)

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. За нормальних умов 500мл газу важить 1,806г. Знайти його густину за повітрям і молярну масу.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

18

__________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:____________________________________________________________________________

8.2. 0,111г газу займає об’єм 25мл при 17°С і 101,463кПа. Розрахувати молярну масу газу.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:____________________________________________________________________________8.3. Розрахувати еквівалентну масу CaO, H3PO4, Ba(OH)2, Al2(SO4)3.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

8.4. 1,6г кальцію і 2,65г цинку витіснили із кислоти однакову кількість водню. Знайти еквівалент цинку, коли еквівалент кальцію дорівнює 20.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:____________________________________________________________________________

8.5. Розрахувати еквівалентну масу KMnO4 як окисника, який в кислому середовищі перетворюється на сіль марганцю(ІІ)?Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:____________________________________________________________________________

9. Алгоритм лабораторної роботи:19

Визначення еквівалентної маси металу методом витіснення

10. Лабораторна робота. Визначення еквівалентної маси металу методом витіснення.Метод заснований на реакції розчинення металу в надлишку

кислоти і вимірюванні об’єму водню, що виділиться.Прилад для встановлення еквіваленту металу складається із

бюретки 1 та скляної трубки 2, заповнених дистильованою водою і з’єднаних між собою гумовою трубкою. До бюретки приєднана пробірка Оствальда 3. Трубки закріплені зажимами у штативі.

В одне з колін пробірки Оствальда розмістити наважку металу, а в саму пробірку налити 3–5мл HCl. Перевірити герметичність приладу. Для цього приєднати пробірку до бюретки і, не перевертаючи її, опустити або підняти скляну трубку 2.

Коли прилад герметичний, то рівень води в бюретці не повинен змінюватись. Записати в зошит положення рівня рідини в бюретці, атмосферний тиск і температуру.

Після того, як досягнуто герметичності, пробірку перевернути так, щоб метал занурився у HCl. Під тиском водню, який

утворюється при взаємодії металу з кислотою, вода із бюретки переходить у трубку 2.Після закінчення реакції пробірку охолодити до кімнатної температури, а положення

менісків в бюретці і трубці привести до одного рівня. Записати нове положення рівня води. Результати вимірів занести до таблиці:

Наважка, гm(Me)

Умови досліду Положення рівня рідини Об’єм витісне–ного водню, мл

Vтемпература, оС

tтиск, Па

Рдо

дослідупісля

досліду

Розрахунки еквівалента:

1. Користуючись формулою , знайти об’єм водню за н.у. (Vo).

В експерименті водень збирається над поверхнею води і, таким чином, містить водяний пар. Загальний тиск газу в бюретці, який дорівнює атмосферному, складається із тиску водню і водяного пару ( ). З урахуванням цього об’єм водню за нормальних умов встановлюється за рівнянням:

=

2. Розраховують еквівалент металу за формулою:

=

Отримане значення порівняти з теоретичним.

3. Розрахувати відносну похибку досліду:

20

=

При вірному виконання роботи відносна похибка не повинна перевищувати 5%.

Висновок:_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



Тема 4: Розрахунки за хімічними рівняннями

1. Актуальність теми: Вміння робити розрахунки за хімічними рівняннями необхідне для вивчення наступних дисциплін органічної, аналітичної, фізичної, колоїдної хімії тощо.

2. Ціль загальна: Уміти закінчувати рівняння реакцій, підбирати стехіометричні коефіцієнти і робити стехіометричні розрахунки мас та об’ємів реагуючих речовин за рівняннями реакцій з використанням закону збереження маси речовин.

3. Конкретні цілі, уміти: Робити стехіометричні розрахунки вагових і об’ємних співвідношень між реагуючими речовинами, розрахунки за хімічними формулами і рівняннями.



— стор.4–14. Додаткова:

4.3. Хомченко Г.П. Збірник задач з хімії для вступників до вузів, 1993.

5. Основні питання теми:5.1. Що показує хімічна формула?5.2. Структура хімічного рівняння. Що показують стехіометричні коефіцієнти?5.3. Розрахунки кількостей, мас та об’ємів реагуючих речовин за хімічними рівняннями.5.4. Поняття про:

— вихід продуктів реакції;— масова частка (основної речовини; компоненту в суміші; розчиненої речовини в розчині;

елементу в складі молекули);— об’ємна частка;— густина.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Еквівалент та еквівалентна маса окисника та відновника.6.2. Еквівалент та еквівалентна маса простих та складних речовин в умовах хімічної реакції. Закон

еквівалентів.21

7. Приклади тестового контролю.Задача 7.1. До розчину що містить нітрат срібла масою 25,5г долили розчин що містить

сульфід натрію масою 7,8г. Яка маса осаду утвориться при цьому?Розв’язок. Записуємо рівняння реакції:

2AgNO3 + Na2S = Ag2S + 2NaNO3

Визначаємо кількість речовин нітрату срібла і сульфіду натрію:

AgNO3 AgNO3 моль = 0,15моль;

Na2S Na2S моль = 0,1моль.

З рівняння реакції витікає: для реакції з нітратом срібла з кількістю речовини 2моль потрібно

1моль сульфіду натрію. Відповідно:

Якщо /(AgNO3) = (AgNO3); /(AgNO3) = 0,15моль, то /Na2S = /(AgNO3);

/Na2S = моль = 0,075моль;

0,075моль — кількість речовини сульфіду натрію, що необхідна для реакції, таким чином, речовини взято в надлишку. Розрахунок кількості речовини і маси вихідної речовини необхідно проводити використовуючи масу і кількість речовини що взята в недостачі, тобто нітрату срібла.

З рівняння реакції слідує:

Звідси:

; моль = 0,075 моль

Визначаємо масу сульфіду срібла:m(Ag2S) = Ag2S Ag2S; m(Ag2S) = 0,075 248г = 18,6г.

Задача 7.2. Суміш мідних і магнієвих ошурок масою 1,5г обробили надлишком соляної кислоти. В результаті реакції виділився водень об’ємом 560мл (нормальні умови). Визначте масову частку міді у суміші.

Розв’язок. З двох металів з розчином соляної кислоти взаємодіє лише магній:Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

Визначаємо кількість водню що виділився:

(H2) = ; (H2) = моль = 0,025моль.

З рівняння реакції витікає:(Mg) = ; (Mg) = 0,025моль

Знаходимо масу магнію:m(Mg) = Mg Mg; m(Mg) = 0,025 24г = 0,6г.

Маса міді в суміші буде дорівнювати:m(Cu) = m(суміші) – m(Mg); m(Cu) = (1,5 – 0,6)г = 0,9г.

Розраховуємо масову частку міді в суміші:

або 60%.

Задача 7.3. Визначте масову частку солі що отримали при змішуванні розчину об’ємом 40мл з масовою часткою азотної кислоти 0,2 і густиною 1,12г/мл з розчином об’ємом 36мл з масовою часткою гідроксиду натрію 0,15 і густиною1,17г/мл.

22

Розв’язок. Введемо позначення: m1 — маса; V1 — об’єм; 1 — густина розчину азотної кислоти; m2 — маса; V2 — об’єм; 2 — густина розчину гідроксиду натрію; m3 — маса отриманого розчину.

Запишемо рівняння реакції:HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

Визначаємо масу і кількість речовини HNO3 в розчині:m1 = V11 = 40*1,12г = 44,8г;

m(HNO3) = m1ω(HNO3); m(HNO3) = 44,8*0,2г = 8,96г;

ν(HNO3) = ν(HNO3) = моль = 0,142моль.

Аналогічно знаходимо масу і кількість речовини гідроксиду натрію в розчині:m2 = V22 = 36*1,12г = 42,1г;

m(NaOH) = m2ω(NaOH); m(NaOH) = 42,1*0,15г = 6,32г;

ν(NaOH) = ν(NaOH) = моль = 0,158моль.

З рівняння реакції витікає що з азотною кислотою кількістю речовини 0,142моль буде реагувати гідроксид натрію кількістю речовини 0,142моль, відповідно, NaOH взятий в надлишку.

З рівняння реакції витікає:ν(NaNO3) = ν(НNО3); ν(NaNO3) = 0,142моль.

Визначаємо масу солі що утворилася:m(NaNO3) = ν(NaNO3)*M(NaNO3); m(NaNO3) = 0,142*85г = 12,1г.

Маса отриманого розчину складає:m3 = m1+m2; m3 = (44,8 + 42,1)г = 86,9г.

Визначаємо масову частку солі в отриманому розчині:

ω(NaNO3) = ω(NaNO3) = або 13,9%.

Задача 7.4. На реакцію зі зразком технічного сульфіту натрію масою 9г витратили розчин масою 40г з масовою часткою перманганату калію (KMnO4) 7,9%. Визначте масову частку Na2SO3

в технічному сульфіті. Реакція між перманганатом калію і сульфітом натрію проходить в присутності сірчаної кислоти.

Розв’язок. Складаємо рівняння реакції:

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2OMn+7 + 5е Mn+2

102

S+4 – 2e S+6 5Визначаємо масу і кількість речовини перманганату калію:

m(KMnO4) = m(р–ну)*ω(KMnO4); m = 40*0,079г = 3,16г;

ν(KMnO4) = ν(KMnO4) = моль = 0,02моль.

З рівняння реакції витікає:

звідки:

ν(Na2SO3) = ν(KMnO4); ν(Na2SO3) = моль = 0,05моль.

Маса Na2SO3, що міститься в зразку, складає: m(Na2SO3) = ν(Na2SO3)*M(Na2SO3); m(Na2SO3) = 0,05*126г = 6,3г.

Розраховуємо масову частку Na2SO3 в технічному сульфіті:

23

ω(Na2SO3) = ; ω(Na2SO3) = = 0,7 або 70%.

Задача 7.5. До розчину, в якому знаходиться нітрат алюмінію масою 42,6г, додали розчин що містить карбонат натрію масою 37,2г. Осад прокалили. Визначте масу залишку після прокалювання.

Рішення. Нітрат алюмінію — сіль слабкої основи і сильної кислоти, карбонат натрію — сіль сильної основи і слабкої кислоти, відповідно дві солі у розчині підлягають гідролізу. При змішуванні розчинів взаємно посилюють гідроліз, який в цьому випадку протікає повністю. Рівняння реакції має такий вигляд:

2Al(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 6NaNO3 + 3CO2 (а)При прокалюванні осаду утворюється оксид алюмінію:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O (б)

Визначаємо кількості речовин:

ν(Al(NO3)3) = ν(Al(NO3)3) = моль = 0,2моль;

ν(Na2CO3) = ν(Na2CO3) = моль = 0,35моль.

З рівняння (а) видно що для реакції з 0,2моль нітрату алюмінію потрібно 0,3моль карбонату натрію, відповідно карбонат натрію взятий в надлишку.

З рівняння (а) витікає:

З рівняння (б) витікає:

тому:

.

Звідси отримуємо:

моль = 0,1моль.

Визначаємо масу оксиду алюмінію, що отримали після прокалювання:m(Al2O3) = ν(Al2O3)*M(Al2O3); m(Al2O3) = 0,1*102г = 10,2г.

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. У стальному балоні об’ємом 5л знаходиться аміак при температурі 22ОС і тиску 620 кПа.

Яку масу гідросульфату амонію можна добути, якщо весь аміак пропустити крізь надлишок розчину сірчаної кислоти?

Дано: Розв’язання: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:____________________________________________________________________________24

8.2. Суміш водню і хлороводню об’ємом 7л (н.у.) пропустили крізь розчин нітрату срібла, взятий у надлишку, і дістали осад масою 28,7г. Визначити об’ємну частку водню у суміші.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:____________________________________________________________________________8.3. Обчислити масу оксиду вуглецю(IV), який можна добути в результаті взаємодії

карбонату кальцію масою 7г з соляною кислотою масою 30г, у якій масова частка хлороводню складає 20%.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:____________________________________________________________________________

8.4. Знайдіть масу осаду утвореного при взаємодії 34г нітрату срібла і 21г хлориду барію.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:____________________________________________________________________________



Тема 5: Основні теоретичні положення про будову атомів

25

1. Актуальність теми: Електронна теорія будови атомів пояснила фізичний зміст періодичного закону Д.І.Менделєєва. Знання цієї теми дає можливість студентам знаходити для будь яких елементів валентність, ступені окислення та характеризувати властивості цих елементів.

2. Ціль загальні: Засвоїти основні положення сучасної квантово-механічної теорії будови атомів. Застосувати значення квантових чисел та правила і принципи, що визначають послідовність заповнення електронами атомних орбіталей, для зображення електронних і електронографічних формул атомів та іонів елементів.3. Конкретні цілі, уміти: Засвоїти приклади радіофармацевтичних препаратів, які застосовують для лікування та діагностики захворювань.



— стор. 15–40. Додаткова:

4.3. Григор’єва та ін. Загальна хімія, К., 1991. с. 21–514.4. Глинка Н.Л. Общая химия. — Л.: „Химия”, 1986г. с. 55–1094.5. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия, М., 1984, с. 29–47.4.6. Ахметов Н.С. Общая неорганическая химия, М., 1988.4.7. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия, М., 1979, с. 43–67.

5. Основні питання теми:5.1. Планетарна модель атома та її протиріччя. Експериментальні дослідження, що

підтверджують складну будову атома. Постулати Бора. Спектри поглинання атомів як джерело інформації про їх будову. Квантовий характер поглинання та випромінювання енергії (Планк).

5.2. Корпускулярно–хвильова двоїстість електрону, рівняння Луї де Бройля, принцип невизначеності Гейзенберга. Характер руху електрона в атомі. Електронна хмара. Атомна орбіталь. Хвильова функція та її обчислення на основі рівняння Шредінгера.

5.3. Квантування енергії в системі мікрочастин. Електронні енергетичні рівні атома. Квантові числа, їх характеристика, значення (головне, орбітальне, форма s, p, d, f — орбіталей, магнітне). Орієнтація атомних орбіталей, спінове квантове число.

5.4. Принципи та правила заповнення атомних орбіталей електронами: принцип найменшої енергії, принцип Паулі, правило Хунда та Клечковського. Електронні та електронно–графічні формули атомів та їх іонів.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Природна та штучна радіоактивність. Токсична дія радіонуклідів, радіофармацевтичні

препарати для лікування та діагностики захворювань.

7. Еталони рішення задач.Задача 1. Написати електронну формулу заліза (Fe, z = 26).

Відповідь:26Fe 1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2

Задача 2. Написати електронно–графічні формули хлору в нормальному та збуджених станах, встановити валентність, ступінь окислення та навести приклади сполук з даними ступенями окислення..

Відповідь: 17Cl 1s2 2s22p6 3s 2 3p 5

26

Валентність = І Валентність = ІІІ Валентність = V Ст. окисл. = 1 Ст. окисл. = +3 Ст. окисл. = +5 –1 +1 +3 +5

HCl ; Сl2O (Сl2O3) (Cl2O5)

Валентність = VII Ст. окисл. = +7 +7

Cl2O7

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. Написати електронні формули елементів з порядковими номерами 15, 34 і 53, встановити

родину, підкреслити валентні електрони і для останніх зобразити електронно–графічні формули в нормальному та збуджених станах, встановити валентність, ступінь окислення та навести приклади сполук з даними ступенями окислення.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

27

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________8.2. Чому при формуванні електронного шару першими заповнюються s–орбіталі?_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________8.3. Що визначає спінове квантове число?_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________8.4. Скільки значень має магнітне квантове число, якщо l = 1?_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



Тема 6: Сучасне тлумачення періодичного закону Д.І.Менделеєва на основі електронної теорії будови атомів

1. Актуальність теми: Знання періодичного закону та структури періодичної системи має велике значення при вивченні загальної хімії та хімії елементів. Вміння користуватись закономірностями періодичної системи в періодах та в групах дозволить студентам характеризувати властивості елементів та їх сполук.

2. Ціль загальні: Засвоїти сучасне визначення періодичного закону та фізичний зміст закону періодичності.

3. Конкретні цілі, уміти: Трактувати періодичність зміни атомних радіусів, енергії іонізації, спорідненості до електрона, електронегативності і хімічних властивостей простих речовин і сполук елементів на основі електронної теорії будови атомів.


28

4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157.

4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— стор. 41–60.

Додаткова:4.3. Григор’єва та ін. Загальна хімія, К., 1991. с. 51–614.4. Глика Н.Л. Общая химия, Л., 1986.4.5. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. М., 1979, с. 40–435. Основні питання теми:5.1. Формулювання періодичного закону Д.І.Менделєєвим і сучасне формулювання періодичного

закону. Закон Мозлі.5.2. Будова періодичної системи елементів: період, група, підгрупа, s, p, d, f — сімейства

елементів.5.3. Періодичний характер зміни властивостей атомів елементів у газоподібному стані як функція

зміни їх електронної будови: атомних радіусів, енергії іонізації, спорідненості до електрону, відносної електронегативності.

5.4. Металічні, неметалічні та окисно–відновні властивості.5.5. Внутрішня та вторинна періодичність.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Періодичність хімічних властивостей елементів та їх сполук. Фізичний зміст періодичного

закону.

7. Еталони рішення задач:7.1. Для елементів ІІІ періоду навести в порядку зростання порядкового номеру форми вищих оксидів і вказати їх кислотно–основний характер.

Na2O; CaO; Al2O3; SiO2; P2O5; Cl2O7. осн. осн. амф. кисл. кисл. кисл.

7.2. Які сполуки з гідрогеном і оксигеном утворюють елементи головної підгрупи VI групи?Е–2Н2; Е+4О2; Е+6О3.

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. Використовуючи періодичний закон, передбачте формули сполук фосфору з гідрогеном і оксигеном і дайте загальну характеристику цих сполук._________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________8.2. Використовуючи періодичний закон, дайте відповіді на такі запитання:а) який елемент має найбільшу електронегативність: P чи Cl? І чому?____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________б) вказати характер наступних оксидів хрому: CrO, Cr2O3, CrO3, і підтвердити відповідними рівняннями реакцій._________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________в) для елементів ІІ періоду навести формули вищих оксидів і вказати їх характер.

29

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



Тема7: Теорія хімічного зв’язку

1. Актуальність теми: Знання цієї теми дозволять студентам передбачати тип та міцність зв’язків в хімічних сполуках, а також їх реакційну здатність. Ці знання допоможуть студентам краще зрозуміти питання просторової будови та реакційної здатності хімічних сполук при вивченні неорганічної, органічної, біологічної, аналітичної хімії, та інших дисциплін.

2. Ціль загальні: Засвоїти основні поняття сучасної теорії хімічного зв'язку.

3. Конкретні цілі, уміти: Класифікувати типи хімічного зв'язку, пояснювати властивості речовин у залежності від типу зв'язку у молекулі.4. Література:

Основна:4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157. 4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.

— с. 61–98.Додаткова:

4.3. Глинка Л.Г. Общая химия. Л.: 1986.4.4. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. М.: 1979. с.68–72, 76–80, 83–85, 91–93.4.5. Григор’єва В.В. та ін. Загальна хімія, 1991, с. 62–85.

5. Основні питання теми:5.1. Сучасні уявлення про природу хімічного зв’язку. Характеристики зв’язку: енергія, довжина,

валентний кут.5.2. Ковалентний зв’язок. Метод валентних зв’язків (ВЗ). Двоелектронний хімічний зв’язок за

Гейтлером–Лондоном (на прикладі утворення Н2).5.3. Обмінний та донорно–акцепторний механізми утворення ковалентного зв’язку.5.4. Властивості ковалентного зв’язку: насичуваність, напрямленість, поляризаційна здатність.5.5. Утворення та зв’язків, кратність зв’язку згідно з методом ВЗ.5.6. Визначення валентності за методом ВЗ.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Утворення ковалентного зв’язку в збудженому стані атомів. Гібридизація атомних орбіталей

та просторова будова молекул.

7. Еталони рішення задач:7.1. Яка кількість електронних пар бере участь в утворенні зв’язку в молекулі води? Показати електронну формулу.

Відповідь: 2 (два).

30

7.2. Написати схему утворення катіона гідроксонія.Відповідь:

донор молекула Н2О

акцептор протон

іон гідроксонія Н3О+

7.3. Встановити вид гібридизації атомних орбіталей, просторову будову та валентний кут в наступних молекул: H2O, NH3, CH4, BeCl2, BCl3.

Відповідь: H2O: атом оксигену в стані sp3–гібридизації, форма молекули кутова, кут 104,5О; NH3: атом нітрогену в стані sp3–гібридизації, форма молекули пірамідальна, кут 107,3О; CH4: атом карбону в стані sp3–гібридизації, форма молекули тетраедрична, кут 109О28/; BeCl2: атом берилію в стані sp–гібридизації, форма молекули лінійна, кут 180О;BCl3: атом бору в стані sp2–гібридизації, форма молекули площина, кут 120О.

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. Встановити вид гібридизації атомних орбіталей, просторову будову та валентний кут в наступних молекул: H2S, PH3, SiCl4, MgCl2, AlCl3.Для вказаних молекул графічно зобразити перекриття атомних орбіталей з утворенням відповідних –зв’язків.8.2. В яких сполуках присутній лише –зв’язок (відповідь мотивуйте):

а) вуглекислого газуб) хлороводнюв) киснюг) фторуд) водню

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________8.3. За наявності яких зв’язків обертання атомів карбону відносно один одного неможливе? Навести приклади._______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



31

Тема 8: Будова молекул

1. Актуальність теми: Знання цієї теми дозволять студентам передбачати тип та міцність зв’язків в хімічних сполуках, а також їх реакційну здатність. Ці знання допоможуть студентам краще зрозуміти питання просторової будови та реакційної здатності хімічних сполук при вивченні неорганічної, органічної, біологічної, аналітичної хімії, та інших дисциплін.

2. Ціль загальні: Застосовувати метод валентних зв' язків для визначення форми молекул та їх по-лярності і метод молекулярних орбіталей для визначення магнітних властивостей та забарвлення речовин. Проаналізувати переваги і недоліки цих методів.

3. Конкретні цілі, уміти: У залежності від типу міжмолекулярної взаємодії пояснювати властивості речовин у рідкому, газоподібному чи скрапленому стані.



4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— с. 61–98. Додаткова:

4.3. Григор’єва В.В. та ін. Загальна хімія. 1991. с. 62–104.4.4. Глинка Н.Л. Общая химия. — Л.: „Химия”, 1986г.4.5. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. М.: 1979, с. 72–76, 81–82, 86–93.

5. Основні питання теми:5.1. Основні положення методу молекулярних орбіталей (МО). Зв’язувальні, розпушувальні та

незв’язувальні молекулярні орбіталі. Їх енергія та форма.5.2. Енергетичні діаграми молекул які утворені атомами елементів І та ІІ періодів періодичної

системи елементів. Кратність зв’язку за методом МО.5.3. Іонний зв’язок та його властивості: ненасичуваність, ненапрямленість. Будова та властивості

сполук з іонним типом зв’язку.5.4. Металевий зв’язок.5.5. Водневий зв’язок та його типи. Роль водневого зв’язку в біологічних системах.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Міжмолекулярна взаємодія та її природа. Орієнтаційна, індукційна та дисперсійна взаємодія.

7. Еталони рішення задач:7.1. Напишіть енергетичну схему заповнення електронами МО в молекулі водню.

Розв’язання:

32

7.2. Показати водневий зв’язок між молекулами фтороводню.Розв’язання:

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. Зобразіть енергетичні діаграми наступних молекулах: F2, N2, NO, CO._______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________8.2. На прикладі молекул води покажіть схематично утворення водневого зв’язку. Яка біологічна роль водневого зв’язку?____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

33

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



Тема 9: Енергетика та напрямок хімічних реакцій

1. Актуальність теми: Знання основ хімічної термодинаміки необхідно для розуміння основ енергетики біохімічних і біологічних процесів, які вивчаються біохімією, біофізикою та фізіологією. Вміння розрахувати і практично визначити теплові ефекти хімічних реакцій необхідні для розуміння і визначення енергетичних характеристик біохімічних процесів організму людини.

2. Ціль загальні: Розрахувати користуючись законом Гесса значення ентальпій хімічних реакцій, процесів розчинення речовини, дисоціації кислот та основ. Трактувати можливість самочинного перебігу хімічних реакцій та пояснювати термодинамічну стійкість хімічних сполук, користуючись значеннями ентропії та енергії Гіббса.

3. Конкретні цілі, уміти: Пояснювати можливість перебігу хімічних реакцій залежно від природи реагуючих речовин та наявності каталізатора.



4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— с. 126–139.

Додаткова:4.3. Григор’єва та ін. Загальна хімія. 1991. с. 104–1144.4. Глинка Н.Л. Общая химия. — Л.: „Химия”, 1986г. — с. 158–196.4.5. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Циганенко А.Я., Биофизическая химия, 1986, с. 8–29, 35-

37.

5. Основні питання теми:5.1. Предмет хімічної термодинаміки. Характеристика термодинамічних систем та їх стану.5.2. Перший закон термодинаміки. Поглинання та випромінювання різних видів енергії при

хімічних перетвореннях. Внутрішня енергія та ентальпія. Тепловий ефект ізобарного та ізохорного процесів. Термохімічні рівняння, їх особливості.

34

5.3. Закон Гесса та його наслідки. Стандартні умови та стандартні значення ентальпії утворення та згоряння речовин. Розрахунки теплових ефектів хімічних реакцій, процесів розчинення речовин, дисоціації кислот та основ.

5.4. Другий закон термодинаміки. Ентропія як міра безпорядку системи (рівняння Больцмана).5.5. Енергія Гібса як критерій самочинного протікання хімічних реакцій та характеристики

термодинамічної стійкості хімічних сполук.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Значення термохімічних розрахунків для енергетичної характеристики біохімічних процесів. Підпорядкованість живих організмів законам термодинаміки.

7. Еталони рішення задач.7.1. Розрахувати тепловий ефект реакції: 2NaOH(к.) + CO2(г.) Na2CO3(к.) + H2O, якщо:

35

Ноутв.(NaOH) = –426,6 кДж/моль,

Ноутв.(CO2) = –393,6 кДж/моль,

Ноутв.(Na2CO3) = –1129,3 кДж/моль,

Ноутв.(H2O) = –285,8 кДж/моль,

Рішення: Тепловий ефект хімічної реакції обчислюється по стандартних теплотах утворення за формулою:

Но = Ноутв.(прод. р–ції) – Но

утв.(вих. р–н) з врахуванням відповідних стехіометричних коефіцієнтів, тобто:

Но = ( Ноутв.(Na2CO3) + Но

утв.(H2O)) – (2 Ноутв.(NaOH) + Но

утв.(CO2)) = (–1129,3 – 285,8) – (–2 426,6 – 393,6) = –168,3 кДж. Тобто це екзотермічна реакція.

7.2. Чи є можливою реакція: SiO2(к.) + 2NaOH(р.) Na2SiO3(к.) + H2O(р.), якщо:Gо(SiO2(к.)) = –803,75 кДж/моль,Gо(NaOH(р.)) = –419,5 кДж/моль,

Gо(Na2SiO3(к.)) = –1427,8 кДж/моль,Gо(H2O(р.)) = –237,5 кДж/моль?

Рішення: Для відповіді на питання задачі необхідно обчислити зміну енергії Гіббса в даній реакції за формулою:

Gо = Gо(прод. р–ції) – Gо(вих. р–н) (з врахуванням відповідних стехіометричних коефіцієнтів) = (–1427,8 – 237,5) – (–803,75 – 419,5 2) = –22,55 кДж, тобто Gо < 0, таким чином реакція є можливою і розчин лугу не можна випарювати в скляному посуді.

7.3. Питома теплота топлення свинцю ( Н) становить 23,04 КДж/кг. Температура топлення свинцю 327,4оС. Знайти зміну ентропії при топленні 250г свинцю.

Рішення: Застосовуючи питому теплоту топлення, обчислюємо теплоту топлення 0,25кг свинцю:1кг Pb — 23040 Дж х = = 5760 Дж0,25кг Pb — х

Формула для Gо = Н – Т S. Топлення є рівноважним процесом, тому для нього Gо

= 0, тоді:

Н = T S; S = = 9,59 Дж/К.

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. При зберіганні пшеничного борошна вуглеводи, що містяться в ньому, повільно окислюються з виділенням тепла. Знайти тепловий ефект реакції, якщо теплоти утворення речовин дорівнюють:

Ноутв.(CO2) = –393,6 кДж/моль,

Ноутв.(H2O) = –285,6 кДж/моль,

Ноутв.(C6H12O6) = –1272,45 кДж/моль.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________8.2. Реакція окислення оксиду вуглецю(ІІ) іде за рівнянням:

CO(г.) + O2(г.) CO2(г.); Но = –264,7 кДж.

Скільки літрів вуглецю(ІІ) треба спалити, щоб утворилось 4,187 кДж теплоти?________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

36

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

8.3. Чи є можливою реакція: NO(г.) + O2(г.) NO2(г.); якщо Gоутв.NO = 126,8 кДж/моль;

Gоутв.NO2 = 51,8 кДж/моль?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________8.4. Розрахуйте зміну ентропії при плавленні 3 моль оцтової кислоти (СН3СООН), якщо температура плавлення 16,6ОС, а теплота плавлення ( Н) –194Дж/г.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

9. Алгоритм лабораторної роботи:Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації.

10. Лабораторна робота.Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації.Теплові ефекти хімічних реакцій визначають в спеціальному приладі — колориметрі, або в

посудині Дьюара. В калориметричний стакан (посудину Дьюара) налити 50мл розчину лугу (NaOH) з Сн = 1моль/л і виміряти його температуру. Потім при постійному перемішуванні до розчину лугу долити 50мл розчину соляної кислоти (HCl) з Cн = 1 моль/л Виміряти найвищу температуру, яку покаже термометр після злиття розчинів.

Дані експерименту записати по формі: Концентрації розчинів, Сн = 1моль/л

Об’єм розчинів, мл, Vл = Vк = 50млТемпература розчину лугу, tл = ____________Температура розчину кислоти, tк = ____________

Початкова температура,

Температура після нейтралізації, t2 = ____________t = (t2 – t1) – підвищення температури розчину внаслідок реакції нейтралізації: t=____Загальний об’єм розчину кислоти та лугу – V =100мл

По результатах досліду обчислюють теплоту нейтралізації за формулою:Qнейтр.=ρ*V*Δt*C*20*0.001, де:

ρ – густина розчину солі, яка утворилась (1.011 г/мл)V-загальний об’єм розчину кислоти та лугуС – питома теплоємність розчину (4.14 Дж/градус)20 – коефіцієнт перерахунку теплоти реакції на 1 моль0.001 – коефіцієнт перерахунку в кДжQнейтр.=__________________________________________________кДж/мольQнейтр. = – Н

37

NaOH + HCl NaCl + H2OΔН = _________ кДж/моль

Встановити відносну похибку (в %), коли теоретичне значення теплового ефекту реакції нейтралізації одного моля соляної кислоти лугом дорівнює 57,3 кДж.

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



Тема 10: Швидкість хімічних реакцій та хімічна рівновага. Каталіз

1. Актуальність теми: Знання основних законів хімічної рівноваги і кінетики необхідні студентам для вивчення ряду наступних дисциплін: біоорганічної хімії (швидкість і механізм органічних реакцій), біохімії (швидкість ферментативних процесів, кінетика і механізм утворення метаболітів і кінцевих продуктів біохімічних процесів), фармакології (визначення швидкості проникнення лікарського препарату в організм людини, його розподіл і швидкість перетворення і виділення з організму) та інші.

2. Ціль загальна: Застосовувати закон діяння мас, рівняння Арреніуса і емпіричне правило Вант-Гоффа для обчислення швидкості гомогенних і гетерогенних реакцій.

3. Конкретні цілі, уміти: Застосовувати закон діяння мас до рівноважних процесів. Трактувати напрямок зміщення рівноваги хімічної реакції за принципом Ле-Шательє.



— с. 140–156. Додаткова:

4.3. Глинка Н.Л. Общая химия. — Л.: „Химия”, 1986г. — с. 163–1874.4. Григор’єва В.В. та ін., Загальна хімія, 1991, с. 114–128.4.5. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я., Биофизическая химия, 1985, с. 140–1664.6. Равич–Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия, 1975, с. 103–131.

5. Питання, що підлягають вивченню:38

5.1. Швидкість гомогенних та гетерогенних реакцій, її залежність від концентрації (закон діючих мас) і температури (рівняння Арреніуса та правило Вант–Гоффа).

5.2. Теорія активних зіткнень Арреніуса. Енергія активації. Порядок та молекулярність реакції.5.3. Незворотні та зворотні хімічні реакції. Хімічна рівновага.5.4. Константа хімічної рівноваги. Фактори, що впливають на зміщення хімічної рівноваги.

Принцип Ле–Шательє.6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Гомогенний та гетерогенний каталіз. Ферментативний каталіз.

7. Еталони рішення задач.7.1. В синтезі аміаку (N2 + 3H2 2NH3) рівновага встановилась при наступних концентраціях: [N2] = 2,5моль/л, [H2] = 1,8моль/л, [NH3] = 3,6моль/л. Розрахуйте константу рівноваги цієї реакції і вихідні концентрації азоту та водню.

Рішення: Константа хімічної рівноваги за рівноважними концентраціями обчислюється за формулою:

За рівнянням реакції:

моль (N2(прореаг.) — С(прореаг.))

С(вихідне) = С(прореаг.) + [С(рівноважна)] = 1,8 + 2,5 = 4,3 моль/лЗа рівнянням реакції:

моль (Н2(прореаг.) — С(прореаг.))

С(вихідна) = 1,8 + 5,4 = 7,2моль/л7.2. Реакція іде за рівнянням: 4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2. В якому напрямку зміниться хімічна рівновага, якщо концентрації усіх реагуючих речовин збільшити в 2 рази?

Рішення: За законом діючих мас швидкість прямої і оберненої реакції дорівнюють:

При збільшені концентрації усіх речовин в 2 рази:

Швидкість прямої реакції зросла в 32 рази, а швидкість оберненої — тільки в 16 разів, отже хімічна рівновага зміститься в напрямку прямої реакції.7.3. Рівновага хімічної реакції: 2NO + O2 = 2NO2 встановилась при слідуючи концентраціях реагуючих речовин: [NO] = 0,5моль/л, [O2] = 0,7моль/л, [NO2] = 2,1моль/л. Як зміниться швидкість обох реакцій, якщо тиск в системі зменшити в 2 рази? Куди зміститься хімічна рівновага?

Рішення: До зменшення тиску:

При зменшені тиску в 2 рази концентрації усіх речовин зменшаться в 2 рази і тоді:

39

2 моль NH3 утворюється з 1 моль N2

3,6 моль NH3 — х моль N2

2 моль NH3 утворюється з 3 моль Н2

3,6 моль NH3 — х моль Н2

Швидкість прямої реакції зменшилась в:

, а оберненої в:

Швидкість оберненої реакції буде більше, тому хімічна рівновага реакції зміститься в напрямку оберненої реакції.7.4. При 80оС реакція закінчується за 8хв. Через скільки хвилин вона закінчиться при 100оС, коли температурний коефіцієнт () дорівнює 2?

Рішення: За правилом Вант–Гоффа при збільшені температури швидкість реакції збільшиться в:

при цьому інтервал перебігу реакції (кін.) зменшиться в 4 рази:

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. Константа рівноваги термічної дисоціації N2O2 2NO2, К=0,26. Рівноважна концентрація NO2

дорівнює 0,28моль/л. Розрахуйте рівноважну і початкову концентрації N2O4.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

8.2. В якому напрямку зміститься рівновага реакції: CH4 + H2O = CO + 3H2 при зменшені об’єму апарату в 3 рази?Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

8.3. Реакція при температурі 20оС проходить за 40сек. Температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 2. За який час закінчиться ця реакція при 50оС?

Дано: Розв’язання: _______________________________________________ ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

40

__________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________9. Алгоритм лабораторної роботи:9.1. Вплив концентрації реагуючих речовин на зміщення рівноваги.9.2. Вплив температури на зміщення рівноваги.9.3. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.9.4. Залежність швидкості реакції від температури.

10. Лабораторна робота.Дослід 1. Вплив концентрації реагуючих речовин на зміщення рівноваги.В колбу з 50мл води додають по одній краплі насичених розчинів хлориду заліза(ІІІ) і

роданіду амонію. Розчин перемішують і розливають в чотири пробірки. В першу пробірку додають 2 краплі розчину хлориду заліза(ІІІ), а в другу — 2 краплі розчину роданіду амонію, в третю — кристали хлориду амонію (на кінчику шпателя), четверту пробірку залишають для порівняння. Як змінюється забарвлення в пробірках? Результати досліду занести в таблицю і зробити висновки. Написати рівняння реакцій і вираз для константи хімічної рівноваги.

№ Доданий реактив Зміна забарвлення Висновки1.

2.

3.

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 2. Вплив температури на зміщення рівноваги.При взаємодії йоду з крохмалем утворюється йодкрохмаль синього кольору.

йод + крохмаль йодкрохмальВ 2 пробірки наливають по 4–5мл розчину крохмалю і додають по 1 краплі розчину йоду (С

= 0,1моль/л). Одну з пробірок нагрівають а потім охолоджують. Другу пробірку залишають для порівняння. Запишіть результати досліду. На основі даних досліду і принципу Ле–Шательє визначте типи прямої і оберненої реакцій (яка з них є екзо–, а яка ендотермічна).Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 3. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.Приготуйте три розчини тіосульфату натрію різної концентрації. Для цього в першу

пробірку внесіть 5 крапель розчину тіосульфату натрію (С = 0,5моль/л) і 10 крапель води, а в другу — 10 крапель розчину тіосульфату натрію і 5 крапель води, в третю — 15 крапель розчину тіосульфату натрію. Потім для кожної концентрації визначте час перебігу реакції від моменту додавання 1 краплі розчину сірчаної кислоти (С = 0,5моль/л) до виникнення помутніння розчину.

41

Дані досліду занесіть в таблицю, потім побудуйте графік залежності швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин, відкладаючи на осі абсцис концентрації (кількість крапель), а на осі ординат — відносну швидкість реакції. Напишіть рівняння реакції та висновки.

№ Концентрація розчину тіосульфату (к–ть

крап.)

Час перебігу реакції, с

Відносна швидкість

1.

2.

3.

υ (швидкість)

С (концентрація)Реакція:_____________________________________________________________________________Висновок:____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 4. Залежність швидкості реакції від температури.В три пробірки відрахуйте по 10 крапель розчину тіосульфату натрію (С = 0,5моль/л).

Визначте температуру повітря в лабораторії. В першу пробірку додайте 1 краплю розчину сірчаної кислоти (С = 0,5моль/л) і визначте час перебігу реакції в секундах з моменту додавання сірчаної кислоти до помутніння розчину.

Другу пробірку на водяній бані нагрійте до температури, яка на 10оС буде вищою від кімнатної (за температурою слідкуйте по термометру, зануреному у воду бані), потім додайте 1 краплю розчину сірчаної кислоти і визначте час реакції.

В тертій пробірці визначте час реакції при температурі, яка на 20оС буде вищою від кімнатної. Результати запишіть в таблицю і зробіть висновки, чи підтверджується правило Вант–Гоффа на практиці?

№ Температура, оС Час перебігу реакції Відносна швидкість1.

2.

3.

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

42

„Зараховано”


Тема 11:Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. Тема 12:Приготування розчину заданої масової частки

1. Актуальність теми: Значення розчинів в житті людини велике, так як всі життєво важливі процеси протікають в розчинах. Прикладом розчинів є деякі біологічні системи: плазма крові, лімфа, внутрішньоклітинна рідина, шлунковий сік та інші. У вигляді розчинів застосовується багато лікарських препаратів. Знання про приготування розчинів заданої концентрації та їх аналіз необхідні в практичній діяльності провізора.

2. Ціль загальна: Визначати тип розчину та розрізняти його компоненти. Трактувати механізм розчинення, електролітичної дисоціації речовин. Застосувати закони Дальтона та Сеченова для обчислення розчинності газів у рідинах.

3. Конкретні цілі, уміти: Розрахувати масову частку, молярну, моляльну концентрації, мольну долю, молярну концентрацію еквівалента та титр за вказаними значеннями маси розчиненої речовини, об'єм розчину або розчинника та приготувати розчин з певною масовою часткою, мо-лярною, моляльною концентрацією, молярною концентрацією еквіваленту або титром.


4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157. 4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— с. 157–169. Додаткова:4.3. Григор’ева В.В. та ін. Загальна хімія, 1991, с. 165–167.4.4. Практикум по неорганической химии, под.ред. Н.А. Остапкевича, 1987, с. 25–31.4.5. Оленин С.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия, 1979, с.107–110.4.6. Ахметов Н.С. Общая неорганическая химия, 1988.

5. Основні питання теми:5.1. Масова частка (в %);5.2. Молярна концентрація. Мольна частка;5.3. Фактор еквівалентності (кислот, основ, солей, окисників, відновників);5.4. Молярна маса еквівалента;5.5. Молярна концентрація еквівалента (нормальна);5.6. Моляльна концентрація;

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Титр розчинів;6.2. Перерахунки різних способів вираження концентрації розчинів.

7. Еталони рішення задач:7.1. Розрахунок масової частки речовин в розчині.

Задача. Скільки грам борної; кислоти та води потрібно для приготування 250г розчину з масовою часткою борної кислоти 3%?

43

Рішення: Формула розрахунку масової частки:

Звідси:

Води потрібно взяти: 250 – 7,5 = 242,5г

7.2. Розрахунок молярної концентрації розчину.

Задача. Скільки грамів хлориду натрію потрібно для приготування 1л розчину з СМ = 2 моль/л?

Рішення: Формула розрахунку молярної концентрації:

, звідки: mx = CМ Mx Vp = 2 58.5 1 = 117г

7.3. Розрахунок молярної концентрації еквівалента.

Задача. Скільки грамів КМnО4 необхідно для приготування 2л розчину з Сн = 0,5 моль/л, якщо аналіз проводиться в кислому середовищі?

Рішення:

звідки: mx = Cm Mx fекв.х Vp = 0,5 158 = 31,6г.

Ех = Мх · fекв.х

7.4. Розрахунок моляльної концентрації.

Задача. Розрахувати моляльну концентрацію розчину, приготовленого з 2г КОН і 200г води.Рішення: Формула розрахунку моляльної концентрації:

; звідки: моль/кг.

7.5. Розрахунок титру.

Задача. Розрахувати титр розчину сірчаної кислоти з і = 1,4г/мл.Рішення: Формула розрахунку титра розчину:

звідки: г/мл.

7.6. Зв’язок різних способів вираження концентрації.

Задача. Знайти молярну концентрацію еквівалента розчину сірчаної кислоти з масовою часткою 10% (густина 1,22, fекв. =1/2).

Рішення: Формула переходу від масової частки до молярной концентрації еквівалента:

(моль/л.)

44

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. Розрахувати масу води, яку необхідно додати до 50г розчину хлориду натрію з масовою часткою NаС1 2% для приготування розчину з масовою часткою NаС1 0,9%.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

8.2. Масова частка сірчаної кислоти в розчині 3,2%. Обчислити молярну концентрацію еквівалента сірчаної кислоти в розчині (ρ = 1,02г/мл).

Дано: Розв’язання: _______________________________________________ _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

8.3. Для введення хворого в наркоз використовують натрій оксибутират, який випускається по 10 мл розчину в ампулі з масовою часткою речовини 20%. Маса хворого 60 кг. Препарат необхідно ввести з розрахунку 70 мг/кг. Скільки мл розчину необхідно ввести хворому?

Дано: Розв’язання: _______________________________________________ _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

Таблиця зв’язку вираження різних способів концентраційМетод оцінки вмісту розчиненої речовини

См,моль/л

Сн,моль/л

Т,г/мл

Масова частка, —

Молярна концентрація, См

—

Нормальність, Cн

—

Титр, Тх —

45

9. Алгоритм лабораторної роботи:9.1. Приготування розчинів із заданою масовою часткою.9.2. Приготування розчину із заданою масовою часткою змішуванням двох розчинів.9.3. Приготувати 0,1М розчин кальцію хлориду розчиненням кристалогідрату.9.4. Приготування розчину розведенням більш концентрованого розчину.

10. Лабораторна робота.Загальні правила приготування розчинів.

Розраховану масу речовини (наважку) зважують на годинниковому склі на терезах. Розчинник відмірюють мірним стаканом. Зважену речовину переносять у мірну колбу. Залишки речовини з годинникового скла змивають розчинником із мірного стакана. Поступово додають до речовини розчинник і добре перемішують. Доводять рівень рідини до мітки, додаючи розчинник краплями.

1. _____________________ або 1 2. _____________________

3. _____________________

Дослід 1. Приготування розчинів із заданою масовою часткою.В 135г води розчинено 15г солі. Яка масова частка солі (в%) в розчині?Розрахунки:

1)

2)

Здійснити по вище представленій методиці.

Дослід 2. Приготування розчину із заданою масовою часткою змішуванням двох розчинів.

Обчислити об’єм розчину з масовою часткою сірчаної кислоти 56% ( = 1,460 г/мл) та об’єм води, які необхідні для приготування 100мл розчину з масовою часткою сірчаної кислоти 20% ( = 1,143 г/мл).

Розрахунки: При змішуванні розчинів користуються "правилом хреста" ("діагональною схемою"). В середині хреста записують масову частку розчину (), який необхідно приготувати . Зліва записують концентрації1 і 2. Справа записують різницю між 3 і 2, 3 і 1.

46

Схема має загальний вигляд: В наведеному прикладі:

Згідно зі схемою на 20 в.ч. розчину з = 5б%, необхідно взяти 36 в.ч. води, а маса розчину складає: г,

що згідно зі схемою складає 20+36=56 в.ч.Масу сірчаної кислоти, яку потрібно взяти для приготування розчину, можна знайти за

пропорцією:114,3г 20%–го р–

нуСкладає 56 в.ч.

Хг — 20 в.ч.

г

а об’єм отриманого розчину: (мл)

Для приготування розчину необхідно води: m(H2O) = V(H2O) = 114,30 – 40,82 = 73,48 г (мл)

Достовірність розрахунків і приготування розчину сірчаної кислоти перевірити через визначення густини цього розчину яку встановити за допомогою ареометра. По табличним даним за густиною визначити концентрацію.

Ареометр

Дослід 3. Приготувати 0,1М розчин кальцію хлориду розчиненням кристалогідрату.Обчислити масу СаС12 6Н2О, яка необхідна для приготування 50 мл 0,1 М розчину.Розрахунки: г/моль

г/мольm(CaCl2) = CM · V(л) · М = 0,1 моль/л · 0,05л · 111г/моль = 0,555г

111 г/моль CaCl2 — 219 г/моль CaCl2 6H2O0,555 г — Х

X = 1,095 гДля приготування 50 мл 0,1М розчину кальцію хлориду необхідно взяти 1,095г

кристалогідрату.

47

Дослід 4. Приготування розчину розведенням більш концентрованого розчину.Скільки розчину солі з масовою часткою 18% необхідно додати до 46г води, щоб утворився

15% розчин. Розрахунки: Нехай m(р-ну солі 18%) = х г, тоді:0,18х = (46 + х) 0,15

х = 230Для приготування 15% розчину з = 18% необхідно взяти 230г 18%–ного розчину і 46г

води.



Тема 13: Колігативні властивості розчинів. Осмос

1. Актуальність теми: Осмос і осмотичний тиск грають важливу роль в процесах осморегуляції — сукупності фізико–хімічних і біологічних процесів, які забезпечують постійність осмотичного тиску міжклітинної рідини, крові, лімфи і розподіл води між тканинами і клітинами. Розрахунок осмотичного тиску використовують при виготовленні розчинів ліків для внутрішньовенного введення, а також очних крапель.

2. Ціль загальна: Засвоїти математичний вираз законів Вант-Гоффа та Рауля для розчинів неелектролітів та електролітів.

3. Конкретні цілі, уміти: Розрахувати молярну масу речовини за законом Рауля і Вант-Гоффа.


4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157.4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.

— с. 170–176.

Додаткова:4.3. Л.П.Садовничая, В.Г.Хухрянский, А.Я. Цыганенко, Биофизическая химия, 1985, с. 49–56.4.4. М.И. Равич–Щербо, В.В.Новиков, Физическая и коллоидная химия, 1975, с. 37–44, 224–226.4.5. В.В.Григор’єва та ін. Загальна хімія, 1991, с. 167–174.

5. Основні питання теми:5.1. Явище дифузії в розчинах. Напівпроникні мембрани. Осмос.5.2. Осмотичний закон Вант–Гоффа, рівняння для неелектролітів та електролітів.

48

5.3. Ізотонічний коефіцієнт, його зв’язок із ступенем дисоціації. Розчини: ізотонічні, гіпотонічні, гіпертонічні.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Біологічне значення осмосу: ізоосмія, гемоліз, плазмоліз, тургор.6.1. Закон Рауля. Використання методів ебуліоскопії та кріоскопії для визначення молярних мас

речовин.

7. Еталон розв’язання тестового контролю.Задача: Розрахувати Росм. розчину хлориду натрію з масовою часткою 5,85% при 0°С. Ступінь

дисоціації хлориду натрію 0,96, а = 1,04г/мл. Рішення: Переведемо масову частку в молярну концентрацію.

моль/л

Розрахуємо ізотонічний коефіцієнт:і = 1 + n – 10,96(2 – 1) = 1,96Осмотичний тиск розраховуємо за формулою для електролітів:Росм. = iCRT = 1,96 1моль/л 0,082атм/моль*К 273К = 4,36атм

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. Скільки моль неелектроліту міститься в 1л розчину при 0°С, якщо його Росм. = 1атм?

Дано: Розв’язання: _______________________________________________ _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

8.2. Чи є ізотонічним розчин сечовини і оцтової кислоти з масовою часткою 0,6%, якщо ступінь дисоціації оцтової кислоти дорівнює 0,01, а густина розчинів — 1 г/мл.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

8.3. Визначити молярну концентрацію розчину сахарози, який є ізотонічним по відношенню до крові.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

49

Відповідь:___________________________________________________________________________

8.4. Розрахувати ізотонічний коефіцієнт розчину хлориду кальцію, якщо ступінь дисоціації хлориду кальцію дорівнює 68%.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

9. Алгоритм лабораторної роботи: 9.1. Спостереження осмосу. 9.2. Одержання неорганічної напівпроникної мембрани. 9.3. Одержання неорганічної напівпроникної мембрани. 9.4. Гемоліз і плазмоліз еритроцитів.

10. Лабораторна робота.Дослід 1. Спостереження осмосу.

Осмометр заповнюють розчином цукру, який є забарвлений фуксином і занурюють в посудину з водою. Відмічають початковий рівень розчину в осмометрі, а потім рівень розчину через 0,5 год. Поясніть явище, яке ви спостерігаєте.

h 1. ______________________________

2. ______________________________

Висновок: h — ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 2. Одержання неорганічної напівпроникної мембрани. В пробірку наливають 2 мл розчину сульфату міді, додають кристали жовтої кров’яної солі

(не перемішувати). Через 20 хв. відмітити результат досліду. Написати рівняння реакції і пояснити, яка сполука є напівпроникною мембраною і чому росте „клітина”.

Рівняння:______________________________________________

Висновок: __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________50

до після ___________________________________________

Дослід 3. Деревоподібні утворення.В стакан наливають 5 мл розчину силікату натрію і вносять кристали NiCl2, CaCl2 і MnCl2 (не

перемішувати). Написати рівняння реакцій і вказати, які сполуки є напівпроникними мембранами.Рівняння: ___________________________________________

______________________________________________________________________________________

Висновок: _________________________________________________________________________________________________________________________________

до після ___________________________________________

Дослід 4. Гемоліз і плазмоліз еритроцитів.В три пробірки наливають:

1 пробірка3 мл 0,2% р–н NaCl3 краплі крові

2 пробірка3 мл 0,9% р–н NaCl3 краплі крові

3 пробірка3 мл 4% р–н NaCl3 краплі крові

Пробірки залишають у штативі на 15 хв. ( не перемішувати !).Запишіть результати досліду, поясніть явища, які ви спостерігаєте.

Висновок: _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

0,2% 0,9% 4% ___________________________________________“Зараховано”


Тема 14: Рівновага в розчинах слабких електролітів.Добуток розчинності

1. Актуальність теми: Знання теорії електролітичної дисоціації дає можливість прогнозувати перебіг хімічних реакцій, що лежить в основі виготовлення і застосування ліків.

51

2. Ціль загальна: Класифікувати електроліти за величиною ступеня дисоціації. Застосувати закон діяння мас до рівноважних процесів дисоціації слабких електролітів, води, важкорозчинних сполук, використовувати табличні дані величин Кдис., Кн2о., ДР для визначення концентрації відповідних іонів.3. Конкретні цілі, уміти: Розрахувати за законом розведення Освальда ступінь дисоціації, константу дисоціації, концентрацію слабкого електроліта та кислотність середовища. Розрахувати розчинність важкорозчинної сполуки за величиною її добутку розчинності, визначити умови осадження і розчинення цієї сполуки.


4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету.Вінниця: 2009. – с. 157. 4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— с. 176–196.

Додаткова:4.3. Глинка Н.Л., Общая химия, 1983 с. 223–249.4.4. Оленин С.С., Фадеев Г.Н., Неорганическая химия, М.: 1979,с.126–138.4.5. Григор’єва В.В. та ін. Загальна хімія, с. 173–203.

5. Основні питання теми:5.1. Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса та її розвиток Каблуковим.5.2. Сильні та слабкі електроліти. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Ступінь та

константа дисоціації. Закон розведення Оствальда.5.3. Рівновага в розчинах малорозчинних сполук. Розчинність та добуток розчинності. Умови

випадання та розчинення осаду.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Основні положення теорії сильних електролітів. Активність іонів, коефіцієнт активності.

7. Еталони рішення задач:7.1. Константа дисоціації бромнуватистої кислоти (НВrО) дорівнює 2,І 10–9. Обчисліть її ступінь дисоціації в 0,01М розчині.

Розв’язок: З закону розведення Оствальда:

; тоді ; , або.

7.2. Добуток розчинності хромату срібла Ag2CrO4 дорівнює 1,1 10–12. Обчисліть розчинність цієї солі в моль/л та г/л.

Розв’язок: Записують рівняння електролітичної дисоціації хромату срібла:Ag2CrO4 2Ag+ + CrOта вираз його добутку розчинності:

Позначають розчинність Ag2CrO4 через S моль/л хромат–іонів та 2S моль/л катіонів срібла. Ці значення концентрації іонів підставляють у вираз добутку розчинності Ag2CrO4:

Обчислюють розчинність солі в моль/л:

моль/л.

52

Оскільки рівноважна концентрація хромат–іонів у розчині чисельно дорівнює розчинності хромату срібла, то розчинність Ag2CrO4 дорівнює 6,5 10–5 моль/л. Перемножуючи розчинність солі на її молярну масу, обчислюють розчинність хромату срібла в г/л:

(Ag2CrO4) = 6,5 10–5 331,8 = 2,2 10–2г/л.

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. Розчинність хлориду срібла при 25°С дорівнює 1,34 10–4моль/л Обчислити добуток розчинності цієї солі.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________8.2. Ступінь дисоціації азотистої кислоти в 0,01М розчині дорівнює 18%. Обчисліть константу дисоціації.

Дано: Розв’язання: _______________________________________________ _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________8.3. Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій взаємодії розчинів: гідрату аміаку з оцтовою кислотою, сульфату міді (II) з сульфідом натрію.

Дано: Розв’язання: _______________________________________________ _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________8.4. Напишіть вираз добутку розчинності гідроксиду алюмінію. Укажіть умови утворення та розчинення осаду Al(OH)3.

Дано: Розв’язання: _______________________________________________ _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

53

9. Алгоритм лабораторної роботи:9.1. Іонні реакції.9.2. Умови випадання осадів.9.3. Умови розчинення осадів.

10. Лабораторна робота.

Дослід 1. Іонні реакції.1 пробірка

2 кр. Nа2СO3 (С = 0,5моль/л)3 кр. НСl (С = 2моль/л)

2 пробірка2 кр. Nа2СO3 (C = 0,5моль/л)3 кр. СН3СООН (С = 2 моль/л)

Поясніть свої спостереження. Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 2. Умови випадання осадів.1 пробірка

2 кр. FeSO4 (С = 0,5моль/л)4 кр. Н2S (С = 2моль/л)

2 пробірка2 кр. FeSO4 (C = 0,5моль/л)4 кр. Na2S (С = 0,5моль/л)

Поясніть утворення осаду в одному випадку та його відсутність в другому. Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 3. Умови розчинення осадів.1 пробірка

2 кр. CuSO4 (С = 0,5моль/л)4 кр. Na2S (С = 0,5моль/л)4 кр. HCl (C = 2 моль/л)

2 пробірка2 кр. FeSO4 (C = 0,5моль/л)4 кр. Na2S (С = 0,5 моль/л)4 кр. HCl (C = 2 моль/л)

Поясніть свої спостереження. Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



54

Тема 15: Теорія сильних електролітів. Дисоціація води. Кислотність середовища

1. Актуальність теми: Оцінка кислотності середовища має велике значення для перебігу більшості хімічних та ферментативних процесів, для стану біологічних рідин організму людини.

2. Ціль загальна: Трактувати основні положення теорії сильних електролітів.3. Конкретні цілі, уміти: Розрахувати за законом розведення Освальда ступінь дисоціації, константу дисоціації, концентрацію слабкого електроліта та кислотність середовища.4. Література:

Основна:4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157. 4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— с. 189–196.

Додаткова:4.3. Григор’єва В.В. та ін. Загальна хімія, 19914.4. Глинка Н.Л. Общая химия, 19834.5. Левітін Є.Я. та ін. Практикум з загальної та неорганічної хімії, 1998, с. 46–51.

5. Основні питання теми:5.1. Основні положення теорії сильних електролітів. Активність, коефіцієнт активності, іонна

сила розчинів сильних електролітів.5.2. Дисоціації води. Застосування закону діючих мас до рівноважного процесу дисоціації води.

Константа дисоціації.5.3. Іонний добуток води. Оцінка кислотності середовища і її біологічне значення.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Оцінка кислотності середовища і її біологічне значення.

7. Завдання для закріплення матеріалу:7.1. Визначити рівноважну концентрацію йонів гідрогену та гідроксид–йонів в 0,1М розчині HNO3.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

7.2. Обчисліть концентрацію гідроксид–йонів в розчині NaOH, якщо рН = 12.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

55

Відповідь:__________________________________________________________________________7.3. Обчисліть концентрацію гідроксид–йонів у 0,01М розчині NH4OH (Кд(NH4OH) = 2·10–5).Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

7.4. Обчисліть концентрацію гідроксид–йонів у 0,001М розчині HNO2 (Кд(HNO2) = 4·10–4).Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

7.5. Визначити рН 0,001М розчину Ва(ОН)2.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

7.6. Визначити рівноважну концентрацію йонів гідрогену та гідроксид–йонів в 0,01Н розчині H2SO4.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________8. Алгоритм лабораторної роботи:8.1. Визначення рН за допомогою універсального індикаторного паперу.8.2. Визначення рН за допомогою розчину універсального індикатора.

9. Лабораторна робота.Дослід 1. Визначення рН за допомогою універсального індикаторного паперу.В одну пробірку налити 2мл НСl, в другу — 2мл NаОН. В кожну занурити стрічку

універсального індикаторного паперу, потім витягти і порівняти з кольоровою шкалою. Відмітити результати.

56

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

[H+] моль/л збільшення кислотності збільшення лужності

рН

Реакція сильно слабко слабко сильно розчину кисла кисла лужна лужна нейтральна

Дослід 2. Визначення рН за допомогою розчину універсального індикатора.До 3мл досліджуваного розчину (1, 2, 3) додати 2 краплі розчину універсального індикатора.

Порівняти забарвлення з кольоровою шкалою і визначити рН.№ р–ну Забарвлення рН

1.

2.

3.

Висновок:_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Зарахування протоколу:


Тема 16: Водневий показник (рН)

1. Актуальність теми: Дія різноманітних біохімічних каталізаторів, а також специфіка біохімічних процесів пов’язана з певним рН середовища. Знання закономірностей, які визначають рН середовища, дають можливість судити про характер процесів, що протікають в організмі.

2. Ціль загальна: Застосувати закон діяння мас до рівноважних процесів дисоціації слабких електролітів, води. Використовувати табличні дані величин Кдис., Кн2о., для визначення концентрації відповідних іонів.

57

3. Конкретні цілі, уміти: Застосовувати водневий показник (рН) для характеристики розчинів кислот, основ, солей.


4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157. 4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— с. 191–196.

Додаткова:4.3. Л.П.Садовничая, В.Г.Хухрянский, А.Я. Цыганенко, Биофизическая химия, 1985, с. 75–77.4.4. М.И. Равич–Щербо, В.В.Новиков, Физическая и коллоидная химия, 1975, с.77–88.4.5. В.В.Григор’єва та ін. Загальна хімія, 1991, с. 189–192.

5. Основні питання теми:5.1. Теорія кислот та основ Арреніуса та її обмеженість.5.2. Протолітична теорія кислот та основ Бренстеда–Лоурі, електронна теорія Льюіса. Кількісна

характеристика сили кислот та основ (рКа та рКв).5.3. Водневий показник (рН) розчинів кислот, основ та солей.5.4. Обчислення рН для розчинів сильних і слабких кислот та основ.5.5. Індикатори, механізм їх дії, рК і інтервал переходу забарвлення індикатора.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Біологічне значення рН.6.2. Визначення рН: метод адсорбційної фотометрії, метод візуального порівняння інтенсивності

забарвлення розчину.

7. Еталон рішення задач:7.1. Обчислення рН розчинів.Задача. Обчислити рН розчину з концентрацією іонів водню 4,2 10–5моль/л.Рішення: [H+] = 4,2 10–5; рН = –lg[H+] = –lg4,2 10–5 = 5–lg4,2 = 4,387.2. Обчислення рН розчинів сильних та слабких електролітів.Задача. Обчислити рН розчину соляної кислоти з С = 0,15 моль/л і розчину гідроксиду натрію з С = 0,2 моль/л, = 1.Рішення:1) рН = –lg[H+]; [H+] = Ск–ти = 1 0,15 = 0,15моль/л; рН = –lg1,5 10–1 = 1–lg1,5 = 0,8242) 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 = 13,3.7.3. Обчислення рН розчинів слабких електролітів.Задача. Обчислити рН розчину мурашиної кислоти з С = 0,1 моль/л, Кg = 1,8 10–4.

Рішення: рН = –lg[H+]; [H+] = C; Кg = C; [H+] = C = ;

pH = –lg = lg = –lg4,24 10–3 = 2,37.7.4. Обчислення рН розчинів після розведення їх водою.Задача. Як зміниться рН води, якщо 80мл її долити до 20 мл розчину гідроксиду натрію з С =

0,1 моль/л, = 1.Рішення: рН(води) = 7. Після розведення V2 = 80 + 20 = 100мл

V1 C1 = V2 C2; C2 = = = 0,02; pOH = –lg[OH–];

[OH–] = C = 1 0,02 = 2 10–2, pOH = –lg2 10–2 = 1,7;

58

pH = 14 – 1,7 = 12,3; pH = 12,3 – 7 = 5,30.

7.5. Обчислення рівноважної концентрації іонів водню, якщо відомий рН.Задача. Обчислити [Н+] крові, якщо рН = 7,36.Рішення: Знаходять антилогарифм числа 7,36; [Н+] = 4,4 10–8моль/л.

8. Завдання для закріплення матеріалу:Задача 1. Обчислити рН розчину з масовою часткою соляної кислоти 1%.

Дано: Розв’язання: _______________________________________________ ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________Задача 2. Обчислити рН розчину гідроксиду амонію з С = 0,5моль/л ( = 0,01).

Дано: Розв’язання: _______________________________________________ _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

Задача 3. Як зміниться рН розчину, якщо до 10мл азотної кислоти з С = 0,1моль/л ( = 0,86), долити 50мл води?Дано: Розв’язання: _______________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:_____________________________________________________________________

Задача 4. Обчислити рН розчину, який одержали після змішування рівних об’ємів розчину сірчаної кислоти з Сн = 0,20моль/л і розчину гідроксиду натрію з Сн = 0,50моль/л.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

9. Алгоритм лабораторної роботи:9.1. Визначення рН за допомогою універсального індикатора.9.2. Визначення рН за допомогою рН–метра.

59

10. Лабораторна робота.Дослід 1. Визначення рН за допомогою універсального індикатора.В одну пробірку налити 2мл НСl, в другу — 2мл NаОН. В кожну пробірку занурити по

смужці універсального індикаторного паперу, після чого порівняти з кольоровою таблицею. Записати результати визначення.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 2. Визначення рН за допомогою рН–метра. (Робиться під керівництвом викладача.) Записати результати визначення. ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

рН–метр________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



Тема 17: Буферні системи

1. Актуальність теми: Буферні системи підтримують постійність реакції середовища біологічних рідин в живих організмах. Буферні системи широко використовують для практичного створення середовищ з певним значенням рН.

2. Ціль загальна: Визначати тип буферної системи та розрізняти її компоненти.

60

3. Конкретні цілі, уміти: Розраховувати значення рН різних типів буферних систем.


4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157. 4.2. Л.П.Садовничая, В.Г.Хухрянский, А.Й. Цыганенко, Биофизическая химия, 1985, с. 70 – 90. Додаткова:4.3. М.И. Равич–Щербо, В.В.Новиков, Физическая и коллоидная химия, 1975, стр.90–97.4.4. В.В.Григор’єва та ін. Загальна хімія, 1991, с.190–191.

5. Основні питання теми:5.1. Визначення буферних систем.5.2. Основні типи буферних систем.5.3. Основні рівняння буферних систем. Формула Гендерсона–Хассельбалха.5.4. Механізм дії буферних систем.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Буферна ємність. Фактори, від яких вона залежить.6.1. Буферні системи організму людини.6.3. Біологічне значення буферних систем.

7. Еталон розв’язання тестового контролю. 7.1. Обчислення рН буферних систем.Задача. Обчислити рН буферної системи, яка складається із 100мл розчину оцтової кислоти з

С = 0,1моль/л і 200мл розчину ацетату натрію з С = 0,2моль/л, Кд (к–ти) = 1,75 10–5.

Рішення: рН = –lg Кд + lg = –lg1,75 10–5+lg = 5,36.

7.2. Визначення об’ємів компонентів для приготування буферних систем з певним рН.Задача: Обчислити об’єм розчину ацетату натрію з С = 0,1моль/л і об’єм оцтової кислоти з C

= 0,1моль/л, які необхідно змішати, щоб приготувати 3л ацетатного буферу з рН = 5,24 (Кд (к–ти) = =1,75 10–5).

Рішення: рН = –lg Кд+lg = lg1,75 10–5+lg ;

lg = 5,24–4,76 = 0,48.

Антилогарифм числа 0,48 дорівнює 3. [V(солі)] / [V(кислоти)] = 3/1.Отже, потрібно 3 частини розчину солі і одну частину розчину кислоти для приготування

буферної системи з рН = 5,24. Об’єм солі дорівнює: 3000•3/4 = 2250мл, а кислоти 3000•1/4 = 750мл.

8. Завдання для закріплення матеріалу:Задача 1. Обчислити рН буферного розчину, який містить 3,6мл розчину хлориду амонію з С

= 0,2моль/л і 2,6мл розчину гідроксиду амонію з С = 0,1 моль/л (Кд(NH4OH) = 1,8•10–5).Дано: Розв’язання: _______________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

61

_________________________________________________________Відповідь: ____________________________________________________________________ Задача 2. Обчисліть об’єм оцтової кислоти з С = 0,1моль/л і ацетату натрію з С = 0,1 моль/л, які необхідно змішати, щоб одержати 150 мл розчину з рН = 4,94. (Кд (СН3СООН) = 1,75•10–5).Дано: Розв’язання: _______________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:_____________________________________________________________________

9. Алгоритм лабораторної роботи:9.1. Приготування буферних систем і обчислення їх рН.9.2. Вплив кислоти і лугу на рН буферного розчину.9.3. Вплив розведення на рН буферного розчину.9.4. Приготувати 10мл ацетатного буферу з розрахунковим рН = 5,24 і визначити його орієнтовне рН10. Лабораторна робота. Дослід 1. Приготування буферних систем і обчислення їх рН.

№ Склад буферних систем (мл) СН3СООН : СН3СООNa

Забарвлення Орієнтовний рН

Розрахунковий рН

1. 9,0 : 1,0

2. 1,0 : 9,0

До 1мл одержаних розчинів добавити по краплі універсального індикатору. Визначте орієнтовне рН по кольоровій таблиці і обчисліть рН по формулі:

рН(р–ну №1) = –lg Кд+lg = –lg1,75 10–5+lg ___ =

рН(р–ну №2) = –lg Кд+lg = –lg1,75 10–5+lg ___ =

Дослід 2. Вплив кислоти і лугу на рН буферного розчину.9 мл розчину №1 отриманого в досліді №1 розлити порівну в три пробірки: в першу пробірку

добавляють 3 краплі соляної кислоти з С = 0,1 моль/л, в другу — 3 краплі гідроксиду натрію з С = 0,1моль/л. В кожну пробірку внести по 2 краплі індикатора метилового червоного. Порівняти забарвлення розчинів і зробити висновки.

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 3. Вплив розведення на рН буферного розчину.В 2 пробірки порівну розлити розчин №2, отриманий в досліді №1. В першу пробірку внести

2мл води. В кожну пробірку додати по 2 краплі індикатора метилового червоного. Порівняти забарвлення і зробити висновки.Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

62

Дослід 4. Приготувати 10мл ацетатного буферу з розрахунковим рН = 5,24 і визначити його орієнтовне рН (див. еталон 4.2.).

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



Тема 18: Гідроліз солей

1. Актуальність теми: Вміння оцінювати рН середовища в водних розчинах різних солей потрібно майбутнім фармацевтам при аналізі, виготовленні і зберіганні лікарських препаратів.

2. Ціль загальна: Застосувати закон діяння мас до рівноважного процесу гідролізу середніх, кислих солей і солей, утворених багатозарядним катіоном або аніоном і запропонувати для них вираз для константи гідролізу та формулу для її розрахунку. Трактувати механізм гідролізу речовин.

3. Конкретні цілі, уміти: Розрахувати ступінь і константу гідролізу, концентрацію солі та кислотність середовища. Аналізувати чинники, які впливають на зміщення рівноваги реакцій гідролізу.


4.1. Азаров О. С. Конспект лекцій для студентів I курсу фармацевтичного факультету. Вінниця: 2009. – с. 157. 4.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— с. 197–209.

Додаткова:4.3. Григор’єва В.В. та ін. Неорганічна хімія, 1991р., с. 195–199.4.4. Глинка Н.Л. Общая химия5. Питання що підлягають вивченню:5.1. Гідроліз (визначення).5.2. Механізм катіонного та аніонного гідролізу.5.3. Типові випадки гідролізу (іонні та молекулярні рівняння).5.4. Гідроліз кислих солей; сумісний гідроліз солей, сполук з ковалентним зв’язком.5.5. Особливості гідролізу солей вісмуту, сурми, олова.5.6. Кількісна характеристика гідролізу: ступінь, константа гідролізу, їх взаємозв’язок; вплив

факторів.

6. Питання для самостійного позааудиторного вивчення:6.1. Роль гідролізу під час метаболізму ліків, в аналізі лікарських препаратів, технології їх

виготовлення та зберігання.63

7. Еталон розв’язання тестового контролю. Розрахунки рН в розчинах солей.— сіль утворена сильною кислотою та слабкою основою (NH4Cl, Fe(NO3)3)

Kд Kд: Кд1, Кд2, Кд3. Коли основа багатокислотна, то для визначення рН середньої солі береться остання Кд (Кд3)

;

— сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою (K2CO3, Na3PO4)Ка: Кд1, Кд2

Кд1, Кд2, Кд3. Коли слабка кислота буде багатоосновною, то для розрахунку рОН середньої солі беруть останню Кд (для K2CO3 Кд2)

pH = 14 – pOHЗадача. Обчисліть рН 0,5Н розчину карбонату натрію, якщо = 4,5*10–7,

= =4,7*10–11.Розв’язок: Карбонат натрію — це сіль, утворена слабкою двоосновною кислотою, тому на

першій стадії гідролізу утворюється кисла сіль та сильна основа. Подальшому перебігу гідролізу перешкоджає накопичення в розчині гідроксид–іонів. Записують іонні та молекулярні рівняння реакції гідролізу:

CO32– + H2O HCO3

– + OH–

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Cм = = моль/л

=

рН = 14 – 2,14 = 11,86

Задача. Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакції гідролізу К3РО4 (перший ступінь) і визначте рН.

Розв’язок: К3РО4 3К++РОРО +НОН НРО +ОН–

К3РО4+Н2О К2НРО4+КОНрН > 7, лужне середовище

Задача. Обчисліть ступінь гідролізу гідросульфіту натрію з Сн = 0,1моль/л (КД =

1,6•10–2; КД = 6,3•10–8).Розв’язок: NaHSO3 Na++HSOHSO +HOH H2SO3+OH–

NaHSO3+H2O H2SO3+NaOH

; Кг =

64

8. Завдання для закріплення матеріалу:8.1. Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакцій гідролізу К2СО3, Bi(NO3)3.

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

8.2. Обчисліть рН розчину, в 50мл якого міститьcя 0,214г хлориду амонію. Кд(NH4OH) = 1,8*10–5.Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

9. Алгоритм лабораторної роботи:9.1. Солі утворені сильними кислотами та сильними основами.9.2. Солі, утворені сильними основами та слабкими кислотами.9.3. Солі, утворені слабкими основами та сильними кислотами.9.4. Сумісний гідроліз солей.9.5. Залежність ступеня гідролізу від температури.9.6. Особливі випадки гідролізу.

10. Лабораторна робота:Дослід 1. Солі утворені сильними кислотами та сильними основами.За допомогою універсального індикаторного паперу визначте рН 0,1Н розчинів хлориду

натрію, сульфату калію, та нітрату кальцію. Зробіть висновок про здатність катіонів та аніонів солей до гідролізу.

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 2. Солі, утворені сильними основами та слабкими кислотами.а) За допомогою універсального індикаторного паперу визначте рН 0,1Н розчину ацетату

натрію. Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакції гідролізу та обчисліть Кг. Кд(CH3COOH) = =1,75*10–5. Зробіть висновок про здатність аніонів слабкої кислоти до гідролізу.

Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

65

б) Налийте в одну пробірку 5–6 крапель 0,5Н розчину карбонату натрію, а в другу пробірку — такий же об’єм 0,5Н розчину сульфіту натрію. Додайте в кожну пробірку по краплі фенолфталеїну і порівняйте забарвлення розчинів. Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакцій гідролізу. Обчисліть ступінь, константу гідролізу, концентрацію гідроксид–іонів та рН розчинів солей. Одержані результати запишіть у таблицю. ( (H2CO3) = 4,7*10–11; (H2SO3)=6,3*10–8)

Формула солі Константа гідролізу, Кг

Ступінь гідролізу, h

Концентрація гідроксид–іонів, моль/л рН

Na2CO3

Na2SO3

Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

=

[OH–] =

=

[OH–] =

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

в) У дві пробірки додайте: у першу 5–6 крапель 0,1Н розчину гідрокарбонату натрію та краплю фенолфталеїну, у другу — такий же об’єм 0,1Н розчину гідросульфіту натрію та краплю фенолфталеїну. Відмітьте забарвлення розчинів. Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакцій гідролізу. Обчисліть константи гідролізу солей, порівняйте їх із значеннями Кд2 відповідних кислот. Обчисліть рН розчинів солей. Заповніть таблицю (див. еталони).________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Формула солі Константа гідролізу, Ступінь гідролізу, рН66

Кг hNaНCO3

NaНSO3

Дослід 3. Солі, утворені слабкими основами та сильними кислотами.За допомогою універсального індикаторного паперу визначте реакцію середовища у 0,1Н

розчині хлориду амонію. Напишіть іонно–молекулярне рівняння реакції гідролізу та обчисліть Кг. Кд(NH4OH) = 1,8*10–5.Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 4. Сумісний гідроліз солей.а) Внесіть у пробірку 5–6 крапель 0,1Н розчину солі хрому (ІІІ) та додайте краплями 0,1Н

розчин карбонату натрію до утворення сіро–зеленого осаду. Аналогічний дослід проведіть з 0,1Н розчином солі алюмінію, додаючи до нього краплями 0,1Н розчин сульфіду натрію до утворення драглистого осаду та виділення газу.

Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

б) До 3–4 крапель 0,1Н розчин сульфату міді(ІІ) додайте краплями 0,1Н розчин карбонату натрію до утворення світло–зеленого осаду основної солі. Напишіть іонно–молекулярне рівняння реакції гідролізу. Зробіть висновок про можливість утворення основних солей при гідролізі багатозарядних катіонів слабких основ.Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 5. Залежність ступеня гідролізу від температури.До 5–6 крапель 0,1Н розчину ацетату натрію додайте краплю фенолфталеїну. Відмітьте

забарвлення розчину. Помістіть пробірку в стакан з гарячою водою, відмітьте зміну забарвлення. Охолодіть розчин. Чи змінився його колір? Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакції гідролізу солі при нагріванні. Зробіть висновок про вплив температури на ступінь гідролізу та на зміщення рівноваги реакції гідролізу.Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Дослід 6. Особливі випадки гідролізу.

67

У пробірку внесіть 3–4 краплі 0,1Н розчину солі сурми(ІІІ) або вісмуту(ІІІ) та додайте краплями воду до утворення білого осаду оксосолі. До одержаного осаду додайте 1–2 краплі концентрованої хлороводневої кислоти, спостерігайте розчинення осаду. Напишіть іонні та молекулярні рівняння реакції гідролізу солі за першим та другим ступенями. Зробіть висновок про вплив розведення та підкислення на рівновагу реакції гідролізу.

Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



Тема 19: Модуль № 1 (письмова контрольна робота з загальної хіміі та комп’ютерне опитування з питань «Крок 1» 1-го семестру) :

1. Учення про розчини.Суть основних положень: розчин, розчинник, розчинна речовина. Розчини газоподібних,

рідких, твердих речовин. Розчинність. Вода як один з найбільш поширених розчинників у фармацевтичній практиці. Роль водних розчинів у життєдіяльності організмів. Хімічна взаємодія компонентів при утворенні рідких та твердих розчинів (Д.І.Менделеєв, С.Курнаков). Тепловий ефект процесу розчинення речовин. Зміна енергії Гіббса при утворенні розчинів. Неводні розчини. Розчинність газів у рідинах та її залежність від температури, парціального тиску (закон Генрі Дальтона), від концентрації розчинених у воді електролітів (закон Сєченова) Розчинність рідких та твердих речовин у воді. Поняття про насичені, ненасичені, пересичені розчини. Способи вираження концентрації розчинів: масова частка речовини в розчині, молярна, еквівалентна (нормальна) та моляльна концентрації. Титр розчину.

2. Властивості розчинів неелектролітів.Електроліти та неелектроліти. Осмос та осмотичний тиск у розведених розчинах

неелектролітів. Закон Вант–Гоффа. Закони Рауля, гіпо–, гіпер– та ізотонічні розчини. Роль осмосу та осмотичного тиску в біологічних системах.

3. Властивості розчинів електролітів.68

Залежність осмотичного тиску від концентрації в розчинах електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса та її розвиток Каблуковим І.А. Поняття про сильні та слабкі електроліти. Розчини слабких електролітів. Дисоціація молекул слабких електролітів як результат граничної поляризації електронів ковалентного зв’язку під дією полярних молекул води. Застосування закону діючих мас до стану рівноваги в розчинах слабких електролітів. Константа дисоціації. Ступінь дисоціації та його залежність від концентрації — закон розведення Оствальда. Ступінчастий характер дисоціації. Зміщення рівноваги в розчинах слабких електролітів. Дисоціація води. Застосування закону діючих мас до рівноважного процесу дисоціації води. Константа дисоціації та іонний добуток води. Водневий показник (рН) розчинів кислот, основ та солей.

Рівновага між осадом та розчином важкорозчинних електролітів. Їх розчинність та добуток розчинності. Умови осадження та розчинення осаду електролітів.

Основні положення теорії сильних електролітів. Активність, коефіцієнт активності, іонна сила розчинів сильних електролітів. Теорія кислот та основ Арреніуса та її обмеженість. Протолітична теорія кислот та основ Бренстеда–Лоурі, електронна теорія Льюіса. Кількісна характеристика сили кислот та основ (рКа та рКв).

4. Розрахункові задачі по темам:— способи вираження концентрації розчинів— осмос— рН розчинів сильних та слабких електролітів— рН буферних розчинів— рН розчинів солей, які підлягають гідролізу— добуток розчинності

Комп’ютерне опитування з питань “ Крок-1 ” I -го семестру Для підготовки використовувати банк питань “Крок-1” I-го семестру

ЗМІСТ69

Вступ 3- 4

Правила роботи і техніки безпеки в лабораторії неорганічної хімії 5 - 6

Перша допомога при нещасних випадках 7

Календарний план практичних та семінарських занять 8

Тема 1: Основні способи очищення неорганічних речовин 9 - 14

Тема 2: Основні класи неорганічних сполук 14 - 16

Тема 3: Основні закони хімії. Закон еквівалентів. Визначення еквівалентної маси металу

методом витіснення 17 - 20

Тема 4: Розрахунки за хімічними рівняннями 21 - 25

Тема 5: Основні теоретичні положення про будову атома 25 – 28

Тема 6: Сучасне тлумачення періодичного закону Д.І.Менделеєва на основі електронної

теорії атома 28 - 29

Тема 7: Теорія хімічного зв’язку 30 – 31

Тема 8: Будова молекул 31 – 33

Тема 9: Енергетика та напрямок хімічних реакцій 34 - 37

Тема 10: Швидкість хімічних реакцій та хімічна рівновага. Каталіз 37 - 41

Тема 11-12: Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. Приготування розчину

заданої масової частки 42 - 47

Тема 13: Колігативні властивості розчинів. Осмос 47 - 50

Тема 14: Рівновага в розчинах слабких електролітів. Добуток розчинності 50 - 53

Тема 15: Теорія сильних електролітів. Дисоціація води. Кислотність середовища 54 - 56

Тема 16: Водневий показник (рН) 56 - 59

Тема 17: Буферні системи 59 - 62

Тема 18: Гідроліз 62 - 67

Тема 19: Модуль № 1 (письмова контрольна робота з загальної хіміі та комп’ютерне опитування з питань «Крок 1» 1-го семестру): 67 - 68

70

ВІННИЦЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ ім.М.І.Пирогова

Адреса університету:21018, Україна, Вінниця, вул. Пирогова, 56

Тел.: (0432) 358259; факс: (0432) 323751

71

Documents

Тема: Комплексні сполуки (1 заняття)€¦ · Web view2014/09/17 · Масова частка сірчаної кислоти в розчині 3,2%