программа дисциплины - Орловский Государственный

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
ГОУ ВПО
ОРЛОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
МЕДИЦИНСКИЙ ИНСТИТУТ
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
ПРОГРАММА ДИСЦИПЛИНЫ
И КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
специальность 060108 - ФАРМАЦИЯ,
квалификация – провизор,
2009
Данная программа составлена в соответствии с государственным
образовательным стандартом высшего профессионального образования 2000
года (рег № 130 мед/СП от 10 марта 2000года.) по специальности 060108 –
фармация, квалификации – провизор, обсуждена и утверждена на заседании
кафедры общей, биологической, фармацевтической химии и фармакогнозии.
Протокол № 1 от 1 сентября 2009 г.
Содержание государственного образовательного стандарта по
дисциплине:
ЕН.Ф.04 Химия: общая и неорганическая.
Основы теории химических процессов. Строение вещества. Общая характеристика элементов периодической системы.
При подготовке данной программы нами был использован опыт вузов по разработке
учебных документов, определяющих цели и содержание обучения: квалификационные
характеристики нового поколения, методические рекомендации для разработки комплексных
квалифицированных заданий для диагностики реализации требований квалификационной
характеристики (КХ) при итоговой аттестации студента, материалы и научные публикации,
касающиеся разработки программы и учебных планов специальности, ориентированных на
реализацию требований квалификационной характеристики в процессе обучения
специалистов.
СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
ВВЕДЕНИЕ
Предмет, задачи и методы химии общей и неорганической, ее место в системе
естественных наук и фармацевтического образования, значение для развития медицины и
фармации.
Основные законы, положения и понятия химии общей и неорганической. Эквивалент,
фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента, закон эквивалентов.
Номенклатура основных классов неорганических веществ.
Расчеты по химическим формулам и уравнениям.
Техника безопасности и правила работы в лабораториях химического профиля.
Обработка результатов наблюдений и измерений.
Основные способы выражения концентраций растворов.
Часть 1 ОБЩАЯ ХИМИЯ
1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ
ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
1.1. Энергетика, направление и глубина протекания химических реакции.
Химическое равновесие
Основные понятия химической термодинамики. Поглощение и выделение различных
видов энергии при химических превращениях. Теплота и работа.
Внутренняя энергия и энтальпия индивидуальных веществ и многокомпонентых
систем. Стандартные состояния веществ и стандартные значения внутренней энергии и
энтальпии. Теплоты химических реакций при постоянной температуре и давлении или
объеме. Термохимические уравнения. Стандартные энтальпии образования и сгорания
веществ.
Закон Гесса. Расчеты изменения стандартных энтальпий химических реакций и
физико-химических превращений (растворение веществ, диссоциация кислот и оснований)
на основе закона Гесса.
Понятие об энтропии как мере неупорядоченности системы (уравнение Больцмана).
Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца как критерий самопроизвольного протекания
процесса и термодинамической устойчивости химических соединений. Таблицы
стандартных энергий Гиббса образования веществ.
Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического равновесия.
Качественная характеристика состояния химического равновесия и его отличие от
кинетически заторможенного состояния системы.
Закон действующих масс (ЗДМ). Константа химического равновесия и ее связь со
стандартным изменением энергии Гиббса и энергии Гельмгольца процесса. Определение
направления протекания реакции в системе при данных условиях путем сравнения
соотношения произведений концентраций в данных условиях и значения константы равновесия.
Зависимость энергии Гиббса процесса и константы равновесия от температуры.
Принцип Ле Шателье - Брауна.
1.2. Окислительно-восстановительные реакции
Электронная теория окислительно-восстановительных (ОВ) реакций (Л.В.
Писаржевский).
Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости
от положения элемента в Периодической системе элементов и степени окисления элементов
в соединениях.
Сопряженные пары окислитель - восстановитель. Окислительно-восстановительная
двойственность.
Стандартное изменение энергии Гиббса и Гельмгольца окислительно-
восстановительной реакции и стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
(электродные потенциалы). Определение направления протекания ОВ реакций по разности
ОВ потенциалов.
Влияние среды и внешних условий на направление окислительно-восстановительных
реакций и характер образующихся продуктов.
1.3. Учение о растворах
Основные
определения:
раствор,
растворитель,
растворенное
вещество.
Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Вода как один из
наиболее распространенных растворителей. Роль водных растворов в жизнедеятельности
организмов. Неводные растворители и растворы.
Процесс
растворения
как
физико-химическое
явление
(Д.И. Менделеев,
Н.С. Курнаков). Термодинамика процесса растворения.
Растворы газов в жидкостях. Законы Генри, Генри - Дальтона, И.М.Сеченова.
Растворы твердых веществ в жидкостях. Понятие о коллигативных свойствах
растворов. Зависимость "свойство раствора - концентрация". Закон Вант-Гоффа об
осмотическом давлении. Теория электролитической диссоциации (Аррениус С.,
И.А. Каблуков). Роль осмоса в биосистемах. Плазмолиз, гемолиз, тургор. Гипо- , изо- и
гипертонические растворы.
Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент
активности и активность ионов.
Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита.
Произведение растворимости. Условия растворения и образования осадков.
Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. рН растворов
сильных кислот и оснований.
Растворы слабых электролитов. Применение ЗДМ к ионизации слабых электролитов.
Константа ионизации (диссоциации). Ступенчатый характер ионизации.
Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда - Лоури). Константы
кислотности и основности. Процессы ионизации, гидролиза, нейтрализации с точки зрения
различных теорий кислот и оснований. рН растворов слабых кислот, оснований,
гидролизующих солей.
Амфотерные электролиты (амфолиты).
Роль ионных, в том числе кислотно-основных, взаимодействий при метаболизме
лекарств, в анализе лекарственных препаратов, при приготовлении лекарственных смесей.
Химическая совместимость и несовместимость лекарственных веществ.
2. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
2.1. Электронные оболочки атомов и периодический закон Д.И. Менделеева.
Природа химической связи и строение химических соединений
Основные этапы развития представлений о существовании и строении атомов.
Спектры атомов как источник информации об их строении.
Квантово-механическая модель строения атомов. Электронные формулы и
электронно-структурные схемы атомов.
Периодический закон (ПЗ) Д.И. Менделеева и его трактовка на основе квантовомеханической теории строения атомов.
Структура Периодической системы элементов (ПСЭ): периоды, группы, семейства, s-,
p-, d-, f-классификация элементов (блоки). Длиннопериодный и короткопериодный варианты
ПСЭ. Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус, энергия
ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность (ОЭО).
Определяющая роль внешних электронных оболочек для химических свойств элементов.
Периодический характер изменения свойств простых веществ, оксидов и водородных
соединений элементов.
Типы химических связей и физико-химические свойства соединений с ковалентной,
ионной и металлической связью. Экспериментальные характеристики связей: энергия связи,
длина, направленность. Экспериментальная кривая потенциальной энергии молекулы
водорода (двухэлектронная химическая связь по Гайтлеру-Лондону на примере молекулы
водорода).
Описание молекулы методом валентных связей (МВС). Механизм образования
ковалентной связи. Насыщаемость ковалентной связи. Направленность ковалентнои связи
как следствие условия максимального перекрывания орбиталей. Сигма и пи-связи и их
образование при перекрывании s-, p- и d-орбиталей. Кратность связей в методе валентных
связей. Поляризуемость и полярность ковалентной связи. Эффективные заряды атомов в
молекулах. Полярность молекул.
Гибридизация атомных орбиталей. Устойчивость гибридизированных состояний
различных атомов. Пространственное расположение атомов в молекулах. Характерные
структуры трех-, четырех-, пяти- и шестиатомных молекул.
Описание молекул методом молекулярных орбиталей (ММО). Связывающие,
разрыхляющие и несвязывающие МО, их энергия и форма. Энергические диаграммы МО.
Заполнение МО электронами в молекулах, образованных атомами и ионами элементов 1-го и
2-го периодов ПСЭ. Кратность связи в ММО.
Межмолекулярные взаимодействия и их природа. Энергия межмолекулярного
взаимодействия. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие.
Водородная связь и ее разновидности. Биологическая роль водородной связи. Молекулярные
комплексы и их роль в метаболических процессах.
2.2. Комплексные соединения
Современное содержание понятия «комплексные соединения» (КС). Структура КС:
центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сфера,
координационное число центрального атома, дентатность лигандов.
Способность атомов различных элементов к комплексообразованию. Природа
химической связи в КС. Понятие о теории кристаллического поля и теории поля лигандов.
Объяснение окраски КС переходных металлов. Образование и диссоциация КС в растворах,
константы образования и нестойкости комплексов.
Классификация и номенклатура КС. Комплексные кислоты, основания, соли. Пикомплексы. Карбонилы металлов. Хелатные и макроциклические КС.
Биологическая роль КС. Металлоферменты, понятие о строении их активных центров.
Химические основы применения КС в фармации и медицине.
Часть 2 ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
3. s-ЭЛЕМЕНТЫ
3.1. Водород
Общая характеристика. Особенности положения в ПСЭ, реакции с кислородом,
галогенами, металлами, оксидами.
Вода как важнейшее соединение водорода, ее физические и химические свойства.
Аквокомплексы и кристаллогидраты. Дистиллированная и апирогенная вода, их получение и
применение в фармации. Природные и минеральные воды.
Характеристика и реакционная способность соединений водорода с другими
распространенными элементами: кислородом, азотом, углеродом, серой. Особенности
поведения водорода в соединениях с сильно и слабополярными связями. Ион водорода, ион
оксония, ион аммония.
3.2. s-Элементы - металлы
Общая характеристика. Изменение свойств элементов ПА группы в сравнении с IA.
Характеристики катионов. Ионы s-металлов в водных растворах; энергия гидратации ионов.
Взаимодействие металлов с кислородом, образование оксидов, пероксидов,
гипероксидов (супероксидов, надпероксидов). Взаимодействие с водой этих соединений.
Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов; амфотерность гидроксида беррилия.
Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов и их восстановительные свойства.
Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов с водой и кислотами.
Соли щелочных и щелочно-земельных металлов: сульфаты, галогениды, карбонаты,
фосфаты.
Ионы щелочных и щелочно-земельных металлов как комплексообразователи.
Ионофоры и их роль в мембранном переносе калия и натрия. Ионы магния и кальция как
комплексообразователи.
Реакция
с
комплексонами
(на
примере
натрия
этилендиаминтетраацетата).
Биологическая роль s-элементов-металлов в минеральном балансе организма. Макрои микроэлементы. Поступление в организм с водой. Жесткость воды, единицы ее измерения,
пределы, влияние на живые организмы и протекание реакций в водных растворах, методы
устранения жесткости. Соединения кальция в костной ткани, сходство ионов кальция и
стронция, изоморфное замещение (проблема стронция-90).
Токсичность соединений бериллия. Химические основы применения соединений
лития, натрия, калия, магния, кальция, бария в медицине и в фармации.
4. d-ЭЛЕМЕНТЫ
4.1. Общая характеристика d-элементов. d-Элементы III-V групп
Общая характеристика d-элементов (переходных элементов). Характерные
особенности d-элементов: переменные степени окисления, образование комплексов.
Вторичная периодичность в семействах d-элементов. Лантаноидное сжатие и сходство dэлементов V и VI периодов.
d-Элементы III группы. Общая характеристика, сходство и отличие от s-элементов II
группы. f-Элементы как аналоги d-элементов III группы; сходство и отличие на примере
церия. Химические основы применения церия(IV) сульфатов в количественном анализе.
d-Элементы IV и V групп. Общая характеристика. Химические основы применения
титана, ниобия и тантала в хирургии, титана диоксида и аммония метаванадата в фармации.
4.2. d-Элементы VI группы
Общая характеристика группы.
Хром. Общая характеристика. Простое вещество и его химическая активность,
способность к комплексообразованию.
Хром (II), кислотно-основная (КО) и окислительно-восстановительная (ОВ)
характеристики соединений.
Хром (III), кислотно-основная (КО) и окислительно-восстановительная (ОВ)
характеристики соединений, способность к комплексообразованию.
Соединения xpoMa(VI) - оксид и хромовые кислоты, хроматы и дихроматы, КО и ОВ
характеристика. Окислительные свойства хроматов и дихроматов в зависимости от рН
среды; окисление органических соединений (спиртов). Пероксосоединения xpoмa(VI).
Общие закономерности КО и ОВ свойств соединений d-элементов при переходе от
низших степеней окисления к высшим на примере соединений хрома.
Молибден и вольфрам, общая характеристика, способность к образованию изополи- и
гетерополикислот;
сравнительная
окислительно-восстановительная
характеристика
соединений молибдена и вольфрама по отношению к соединениям хрома.
Биологическое значение d-элементов VI группы. Химические основы применения
соединений хрома, молибдена и вольфрама в фармации (фармацевтическом анализе).
4.3. d-Элементы VII группы
Общая характеристика группы.
Марганец. Общая характеристика. Химическая активность простого вещества.
Способность к комплексообразованию (карбонилы марганца).
Марганец(II) и марганец(IV): КО и ОВ характеристика соединений, способность к
комплексообразованию.
Марганец(IV) оксид, кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства, влияние рН на ОВ свойства.
Соединения марганца (VI): манганаты, их образование, термическая устойчивость,
диспропорционирование в растворе и условия стабилизации.
Соединения марганца (VII) - оксид, марганцовая кислота, перманганаты, КО и ОВ
свойства, продукты восстановления перманганатов при различных значениях рН, окисление
органических соединений, термическое разложение. Химические основы применения калия
перманганата и его раствора как антисептического средства и в фармацевтическом анализе.
4.4. d-Элементы VIII группы
Общая характеристика группы. Деление d-элементов VIII группы на элементы
семейства железа и платиновые металлы.
Общая характеристика элементов семейства железа.
Железо.
Химическая
активность
простого
вещества,
способность
к
комплексообразованию.
Соединения железа (II) и железа (III) - КО и ОВ характеристика, способность к
комплексообразованию. Комплексные соединения железа (II) и железа (III) с цианид- и
тиоцианат- ионами. Гемоглобин и железосодержащие ферменты, химическая сущность их
действия.
Железо (VI). Ферраты, получение и окислительные свойства. Химические основы
применения железа и железосодержащих препаратов в медицине и фармации (в том числе в
фармацевтическом анализе).
Кобальт и никель. Химическая активность простых веществ в сравнении с железом.
Соединения кобальта (П) и кобальта (Ш), никеля (П); КО и ОВ характеристика, способность
к комплексообразованию. Никель и кобальт как микроэлементы. Химические основы применения соединений кобальта и никеля в медицине и фармации.
Общая характеристика элементов семейства платины.
4.5. d-Элементы I группы
Общая характеристика группы. Физические и химические свойства простых веществ.
Соединения меди (I) и меди (II), их КО и ОВ характеристика, способность к
комплексообразованию. Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами,
многоатомными спиртами. Комплексный характер медьсодержащих ферментов и химизм их
действия в метаболических реакциях. Природа окраски соединений меди. Химические
основы применения соединений меди в медицине и фармации.
Соединения серебра, их КО и ОВ характеристики (бактерицидные свойства иона
серебра). Способность к комплексообразованию, комплексные соединения серебра с
галогенидами, аммиаком, тиосульфатами. Химические основы применения соединений
серебра в качестве лечебных препаратов в фармацевтическом анализе.
Золото. Соединения золота (I) и золота (Ш), их КО и ОВ характеристика, способность
к комплексообразованию. Химические основы применения в медицине и фармации золота и
его соединений.
4.6. d-Элементы II группы
Общая характеристика группы.
Цинк. Общая характеристика, химическая активность простого вещества; КО и ОВ
характеристика соединений цинка. Комплексные соединения цинка. Комплексная природа
цинкосодержащих ферментов и химизм их действия. Химические основы применения в
медицине и в фармации соединений цинка. Кадмий и его соединения в сравнении с
аналогичными соединениями цинка.
Ртуть. Общая характеристика, отличительные от цинка и кадмия свойства:
пониженная химическая активность простого вещества, ковалентность образуемых связей с
мягкими лигандами, образование связи между атомами ртути. Окисление ртути серой и
азотной кислотой. Соединения ртути (I) и ртути (II), их КО и ОВ характеристика,
способность ртути (I) и ртути (II) к комплексообразованию. Химизм токсического действия
соединений кадмия и ртути. Химические основы применения соединений ртути в медицине
и фармации.
5. р-ЭЛЕМЕНТЫ
5.1. р-Элементы III группы
Общая характеристика группы. Электронная дефицитность и ее влияние на свойства
элементов и их соединений. Изменение устойчивости соединений со степенями окисления
+3 и +1 в группе р-элементов III группы.
Бор. Общая характеристика. Простые вещества и их химическая активность. Бориды.
Соединения с водородом (бораны), особенности стереохимии и природы связи
(трехцентровые связи). Гидридобораты. Галиды бора, гидролиз и комплексообразование.
Борный ангидрид и борная кислота, равновесие в водном растворе. Бораты - производные
различных мономерных и полимерных борных кислот. Тетраборат натрия. Эфиры борной
кислоты. Качественная реакция на бор и ее использование в фармацевтическом анализе.
Биологическая роль бора. Антисептические свойства борной кислоты и ее солей.
Алюминий. Общая характеристика. Простое вещество и его химическая активность.
Разновидности оксида алюминия. Применение в медицине. Амфотерность гидроксида.
Алюминаты. Ион алюминия как комплексообразователь. Безводные соли алюминия и
кристаллогидраты. Особенности строения. Галиды. Гидрид алюминия и аланаты. Квасцы.
Физико-химические основы применения алюминия в медицине и фармации.
5.2. р-Элементы IV группы
Общая характеристика группы.
Общая характеристика углерода. Аллотропические модификации углерода. Типы
гибридизации атома углерода и строение углеродосодержащих молекул. Углерод как основа
всех органических молекул. Физические и химические свойства простых веществ.
Активированный уголь как адсорбент.
Углерод в отрицательных степенях окисления. Карбиды активных металлов и
соответствующие им углеводороды.
Углерод (II). Оксид углерода (II), его КО и ОВ характеристика, свойства как лиганда,
химические основы его токсичности. Цианистоводородная кислота, простые и комплексные
цианиды. Химические основы токсичности цианидов.
Соединения углерода (IV). Оксид углерода(IV), стереохимия и природа связи,
равновесия в водном растворе. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, гидролиз и
термохимическое разложение.
Соединения углерода с галогенами и серой. Четыреххлористый углерод, фосген,
фреоны, сероуглерод и тиокарбонаты. Цианаты и тиоцианаты. Физические и химические
свойства, применение.
Биологическая роль углерода. Химические основы использования неорганических
соединений углерода в медицине и фармации.
Кремний. Общая характеристика. Основное отличие от углерода: отсутствие пи-связи в
соединениях. Силициды. Соединения с водородом (силаны), окисление и гидролиз.
Тетрафторид и тетрахлорид кремния, гидролиз. Гексафторосиликаты. Кислородные
соединения. Оксид кремния (ГУ). Силикагель. Кремневая кислота. Силикаты. Растворимость
и
гидролиз.
Природные
силикаты
и
алюмосиликаты,
цеолиты.
Кремнийорганическиесоединений. Силиконы и силоксаны. Использование в медицине
соединений кремния.
Элементы подгруппы германия. Общая характеристика. Устойчивость водородных
соединений. Соединения с галогенами типа ЭГ2 и ЭГ4 поведение в водных растворах.
Оловохлористоводородная кислота. Оксиды, Оксид свинца (IV) как сильный окислитель.
Амфотерность гидроксидов. Растворимые и нерастворимые соли олова и свинца. ОВ реакции
в растворах. Химизм токсического действия соединений свинца. Применение в медицине
свинецсодержащих препаратов (свинца (П) ацетат, свинца (II) оксид). Химические основы
использования соединений олова и свинца в анализе фармпрепаратов.
5. 3. р-Элементы V группы
Общая характеристика группы. Азот, фосфор, мышьяк в организме, их биологическая
роль.
Азот. Общая характеристика. Многообразие соединений с различными степенями
окисления азота. Причина малой химической активности азота. Молекула азота как лиганд.
Соединения с отрицательными степенями окисления. Нитриды (ковалентные и
ионные). Аммиак, КО и ОВ характеристика, реакции замещения. Амиды. Аммиакаты.
Свойства аминокислот как производных аммиака. Ион аммония и его соли, кислотные
свойства, термическое разложение. Гидразин и гидроксиламин. КО и ОВ характеристика.
Азотистоводородная кислота и азиды.
Соединения азота в положительных степенях окисления. Оксиды. Стереохимия и
природа связи. Способы получения. КО и ОВ свойства. Азотистая кислота и нитриты. КО и
ОВ свойства. Азотная кислота и нитраты. КО и ОВ характеристика. "Царская водка".
Фосфор. Общая характеристика. Аллотропические модификации фосфора, их
химическая активность.
Фосфиды. Фосфин. Сравнение с соответствующими соединениями азота.
Соединения фосфора в положительных степенях окисления. Галиды, их гидролиз.
Оксиды: стереохимия и природа связи, взаимодействие с водой и спиртами.
Фосфорноватистая (гипофосфористая) и фосфористая кислоты, строение молекул, КО и ОВ
свойства. Дифосфорная (пирофосфорная) кислота. Изополи- и гетерополифосфорные
кислоты. Метафосфорные кислоты, сравнение с азотной кислотой. Производные фосфорной
кислоты в живых организмах.
Элементы подгруппы мышьяка. Общая характеристика.
Водородные соединения мышьяка, сурьмы и висмута в сравнении с аммиаком и
фосфином. Определение мышьяка по методу Марша.
Соединения мышьяка, сурьмы и висмута в положительных степенях окисления.
Галиды и изменение их свойств в группе (азот - висмут). Оксиды и гидроксиды Э(Ш) и Э(V);
их КО и ОВ характеристики. Арсениты и арсенаты, их КО и ОВ свойства. Соли катионов
сурьмы (III) и висмута (III), их гидролиз. Сурьмяная кислота и ее соли. Висмутаты.
Неустойчивость соединений висмута (V).
Понятие о химических основах применения в медицине и фармации аммиака, оксида
азота(I) (закиси азота), нитрита и нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, сурьмы и
висмута. Химические основы использования соединений p-элементов V группы в
фармацевтическом анализе.
5.4. р-Элементы VI группы
Общая характеристика группы.
Кислород. Общая характеристика. Роль кислорода как одного из наиболее
распространенных элементов и составной части большинства неорганических соединений.
Особенности электронной структуры молекулы кислорода. Химическая активность
кислорода. Молекула О2 в качестве лиганда в оксигемоглобине. Озон, стереохимия и
природа связей. Химическая активность в сравнении с кислородом (реакция с растворами
иодидов). Классификация кислородных соединений и их общие свойства (в том числе
бинарные соединения: супероксиды (гипероксиды, надпероксиды), пероксиды, оксиды, озониды).
Водорода пероксид H2O2, его КО и ОВ характеристика, применение в медицине.
Соединения кислорода с фтором. Биологическая роль кислорода. Химические основы
применения кислорода и озона, а также соединений кислорода в медицине и фармации.
Сера. Общая характеристика. Способность к образованию гомоцепей.
Соединения серы в отрицательных степенях окисления. Сероводород, его КО и ОВ
свойства. Сульфиды металлов и неметаллов, их растворимость в воде и гидролиз.
Полисульфиды, КО и ОВ характеристика, устойчивость.
Соединения серы(IV) - оксид, хлорид, хлористый тионил, сернистая кислота,
сульфиты и гидросульфиты. Их КО и ОВ свойства. Восстановление сульфитов до
дитионистой кислоты и дитионитов. Взаимодействие сульфитов с серой с образованием
тиосульфатов. Свойства тиосульфатов: реакция с кислотами, окислителями (в том числе с
иодом), катионами - комплексообразователями. Политионаты, особенности их строения и
свойства.
Соединения серы(VI) - оксид, гексафторид, сульфонилхлорид, сульфурилхлорид.
серная кислота и ее производные - сульфаты, КО и ОВ свойства. Олеум. Пиросерная кислота.
Пероксодисерные кислоты и соли. Окислительные свойства пероксосульфатов.
Биологическая роль серы (сульфгидрильные группы и дисульфидные мостики в
белках). Химические основы применения серы и ее соединений в медицине, фармации,
фармацевтическом анализе.
Селен и теллур. Общая характеристика. КО и ОВ свойства водородных соединений и
их солей. Оксиды и кислоты, их КО и ОВ свойства (в сравнении с подобными соединениями
серы). Биологическая роль селена.
5. 5. р-Элементы VII группы (галогены)
Общая характеристика группы. Особые свойства фтора как наиболее
электроотрицательного элемента. Простые вещества, их химическая активность.
Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде; КО и ОВ свойства. Ионные
и ковалентные галиды, их отношение к действию воды, окислителей и восстановителей.
Способность фторид-иона замещать кислород (например, в соединениях кремния).
Галогенид-ионы как лиганды в комплексных соединениях.
Галогены в положительных степенях окисления. Соединения с кислородом и друг с
другом. Взаимодействие галогенов с водой и водными растворами щелочей. Кислородные
кислоты хлора и их соли, стереохимия и природа связей, устойчивость в свободном
состоянии и в растворах, изменение КО и ОВ свойств в зависимости от степени окисления
галогена. Хлорная известь, хлораты, броматы и йодаты и их свойства. Биологическая роль
фтора, хлора, брома и йода.
Понятие о химизме бактерицидного действия хлора и йода. Применение в медицине,
санитарии и фармации хлорной извести, хлорной воды, препаратов активного хлора, йода, а
также соляной кислоты, фторидов, хлоридов, бромидов и йодидов.
5. 6. р-Элементы VIII группы (благородные газы)
Общая характеристика. Физические и химические свойства благородных газов.
Соединения благородных газов. Применение благородных газов в медицине.
ОБЪЕМ ДИСЦИПЛИНЫ И ВИДЫ УЧЕБНОЙ РАБОТЫ
NN п/п
Вид учебной работы
Всего часов
Семестры
1
1
Общая трудоемкость дисциплины
171
2
Аудиторные занятия:
32
1
3
Лекции
16
1
4
Лабораторно- практические занятия
16
1
5
Самостоятельная работа
139
1
6
Вид итогового контроля (зачет, экзамен)
экзамен
1
ПРИМЕРНЫЙ ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН
лекций, лабораторно-практических занятий
№ п/п
Тема и содержание
Лекции (2 часа)
1
2
Энергетика химических реакций. Закон Гесса. Направление химических
реакции. Химическое равновесие.
Учение о растворах
3
Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева. Химическая
связь и строение химических соединений.
4
Комплексные соединения.
5
Химия элементов, s-, р, -d-элементы.
Лабораторно - практические занятия (4 часа)
1
Практическая часть: правила работы в химической лаборатории,
основные понятия и законы химии. Способы выражения концентраций
растворов. Ионные равновесия в растворах сильных и слабых
электролитов.
2
Энергетика химических реакций. Термодинамика окислительновосстановительных процессов.
3
Химия s- и d-элементов ПСЭ.
4
Химия p-элементов ПСЭ.
Рекомендуемая литература
Основная
1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С, Книжник А.З. Общая химия (учебник для
студентов медицинских специальностей высших учебных заведений). М.: Высшая школа.
2000.
2. Ершов Ю.А., Кононов A.M., Пузаков С.А., Попков В.А., Бабков А.В., Трофимов
Л.И. Практикум по общей химии (учебное пособие для студентов медицинских спец. вузов).
М.: Высшая школа, 1988.
3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 2005. – 743 с.
4. Третьяков Ю.Д. и др. Неорганическая химия. Химия элементов. М.: Химия, 2001.
583 с.
5. Практикум по неорганической химии. Учебное пособие для студентов вузов,
обучающихся по специальности "Фармация" / Под ред. Остапкевича Н.А М.: Высшая школа,
1987.
Дополнительная
1. Хьюз М Неорганическая химия биологических процессов. М.: Мир, 1983.
2. Ершов Ю.А., Плетенева Т.В. Механизмы токсического действия неорганических
соединений. М.: Медицина. 1989.
3. Журнал неорганической химии. Ежемесячное издание Российской академии наук.
4. Журнал общей химии. Ежемесячное издание Российской академии наук.
5. Координационная химия. Ежемесячное издание Российской академии наук.
МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ И УКАЗАНИЯ
К ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ
Студенты I курса медицинского института Орловского государственного
университета специальности «Фармация» заочного отделения изучают общую и
неорганическую химию в течение 1 семестра. Общая и неорганическая химия является
первой химической дисциплиной, изучаемой в медицинском институте университета, на
которой базируется изучение последующих дисциплин (органической, аналитической,
физической, коллоидной, фармацевтической химии и др.).
Работа студента над курсом общей и неорганической химии включает
самостоятельное изучение материала по учебникам и учебным пособиям с использованием
справочной литературы, выполнение контрольных работ (применение теоретических знаний
к решению расчетных задач, использование периодической системы Д. И. Менделеева для
характеристики свойств элементов и их соединений). В период сессии студенты выполняют
лабораторные работы, посещают лекции и сдают экзамен в соответствии с учебным планом.
Всего студент заочного отделения фармацевтического факультета выполняет две
контрольные работы.
Работы должны быть представлены в Академию в следующие сроки:
первая контрольная работа – не позднее 15 ноября,
вторая контрольная работа – не позднее 15 декабря.
В случае нарушения указанных сроков представления контрольных работ студент
не допускается к участию в сессии.
Контрольные работы студент должен выполнять самостоятельно и показать в них
глубокие знания изучаемого материала.
Работы необходимо выполнить в той последовательности, которая указана в задании:
сначала работа № 1, затем № 2.
Перед выполнением контрольных работ необходимо изучить теоретический материал
по учебнику и ознакомиться с решением типовых задач по задачнику. Программа курса
приводится перед контрольными заданиями. Этот же материал выносится на экзамен.
Каждая контрольная работа оценивается числом баллов 0 – 50. Контрольная работа
считается выполненной, если за нее выставляется не менее 35 баллов.
При решении задач и ответах на вопросы следует иметь в виду следующее:
1. Решение задач необходимо сопровождать пояснением. Математические расчеты
обязательно доводить до конкретного числового ответа (необходимо возводить в степень,
извлекать корни, вычислять логарифмы чисел и производить другие математические
операции).
2. При решении задач на химическое равновесие в выражение константы равновесия
следует подставлять значения равновесных концентраций веществ, выраженные в моль/л.
3. В ионных уравнениях в виде молекул следует писать малорастворимые вещества,
слабые электролиты (малоионизированные), в том числе и комплексные ионы, газообразные
вещества. При решении вопроса о растворимости веществ и силе электролитов пользоваться
соответствующими справочными таблицами.
4. Окислительно–восстановительные реакции, протекающие в водных растворах,
уравниваются ионно–электронным методом, который рассматривает изменения реально
существующих в растворах молекул и ионов. При составлении ионно–электронных схем
процессов восстановления и окисления малорастворимые электролиты, слабые электролиты
(малоионизированные ионы), газообразные вещества следует писать в молекулярной форме,
кроме того надо учитывать рН среды.
5. При написании протолитических реакций в растворах электролитов следует
приводить ионные и молекулярные уравнения.
6. При выполнении заданий следует пользоваться справочными таблицами по
константам ионизации слабых электролитов, произведениям растворимости и константам
нестойкости комплексных ионов.
7. Ответы на контрольные вопросы должны быть краткими, но исчерпывающими
и сопровождаться теоретическими обоснованиями, формулами и уравнениями химических
реакций. При ответе на теоретические вопросы не следует переписывать текст учебника.
8. Контрольные работы выполняются в тетрадях, при этом обязательны поля не менее
5 см (для замечаний преподавателя)
9. Зачтенные работы представляются студентами на экзамене.
10. Все задачи следует решать в системе СИ.
Ниже приведены некоторые понятия химии, способы выражения концентраций
растворов с использованием системы СИ и примеры решения основных типов задач.
Методические рекомендации по решению задач.
I. Способы выражения концентрации растворов.
Для решения задач необходимо знать следующие понятия и величины:
1. Количество вещества
1. Моль — количество вещества, содержащее столько реальных или условных частиц,
сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода – 12. При использовании моля как единицы
количества вещества следует указывать, какие именно реальные или условные частицы
имеются в виду. Обозначают: n(Х). Например, n(NaOH) = 3 моль; n(Ва2+) = 2 моль.
2. Молярная масса М(Х) — масса 1 моль вещества. Например: молярная масса серной
кислоты М(Н2SО4) = 98 г/моль; молярная масса иона алюминия М(Al3+) = 27 г/моль.
m( X )
3. Количество вещества: n(X) =
M (X )
4. Число Авогадро. 1 моль любого вещества содержит одинаковое число частиц
(реальных или условных). Na = 6,02 1023 моль-1.
2. Количество вещества эквивалента
1. Эквивалент – это реальная или условная частица вещества Х, которая в кислотноосновной реакции эквивалентна одному иону водорода или в окислительновосстановительной реакции эквивалентна одному электрону.
2. Фактор эквивалентности – это число обозначающее, какая доля реальной частицы
вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или
одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Число, стоящее в
знаменателе дроби – число эквивалентности – z.
fэкв(X) = 1
Z
Величина z – всегда целое положительное число (1, 2, 3 и т. д.).
Фактор эквивалентности зависит от:
1)природы веществ;
2)стехиометрии реакций, в которых они участвуют – значение фактора эквивалентности
может изменятся.
а) Определение фактора эквивалентности для различных классов
соединений в обменных реакциях
кислоты
fэкв(кислоты) =
1
основность
для НСl, z = 1, фактор эквивалентности — 1;
для H2SO4, z = 2, фактор эквивалентности — 1 ;
2
для Н3РО4 z = 3, фактор эквивалентности — 1 ;
3
а) H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
В этой реакции в молекуле серной кислоты замещается два атома водорода,
1
следовательно, z = 2, fэкв(H2SO4) = ;
2
б) H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
В этом случае в молекуле серной кислоты замещается один атом водорода, z = 1,
fэкв(H2SO4) = 1;
Для фосфорной кислоты, в зависимости от реакции, значения факторов
1 1
эквивалентности могут быть: 1, , .
2 3
основания
1
fэкв(основания) =
кислотность
для КОН z = 1, фактор эквивалентности— 1;
1
;
2
Фактор эквивалентности многокислотных оснований может изменяться в зависимости
от количества замещенных групп (также как и у кислот). Например, для гидроксида кальция
для Сa(ОН)2 z = 2, фактор эквивалентности—
возможны значения фактора эквивалентности— 1, 1 , для гидроксида алюминия — 1, 1 , 1 .
2
2
3
соли
fэкв(соли) =
1
заряд катиона  число атомов катионов
для KCl фактор эквивалентности — 1;
1
3
1
для Al2(SO4)3 фактор эквивалентности —
6
Значение факторов эквивалентности для солей зависит также и от реакции, аналогично
зависимости его для кислот и оснований.
для Cr(NO3)3 фактор эквивалентности —
б) Определение фактора эквивалентности веществ в ОВР.
1
fэкв(окислителя или восстновителя) =
число.отданных, принятых.электронов
а) MnO4 - + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O; fэкв(KMnO4) = 1/5;
б) MnO4 - + e = MnO4 2- fэкв(KMnO4) = 1.
3. Молярная масса эквивалента вещества Х – масса одного моля эквивалента этого
вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х:
1
1
М ( X )  M ( X ) M(fэкв(X)X) = fэкв(X)  M(X) = 1/ z M(X) или M(fэкв(X)X) = M(1/ z X).
z
z
а) H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
fэкв(NaOH) = 1; M(NaOH) = 40 г/моль; M(1 NaOH) = 40 г/моль;
fэкв(H2SO4) = 1/2; М(H2SO4) = 98 г/моль; М(1/2 H2SO4) = 49 г/моль.
б) H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
fэкв(NaOH) = 1; M(NaOH) = 40 г/моль; M(1NaOH) = 40 г/моль;
fэкв(H2SO4) = 1; М(H2SO4) = 98 г/моль; М(1H2SO4) = 98 г/моль.
5. Количество вещества эквивалента:
1
m(X)
n( X) =
.
1
Z
M( X)
Z
ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ.
Вещества реагируют пропорционально их эквивалентам: С (1/ z X)  V(Х) = С (1/ z Y)  V(Y)
Способы выражения концентрации растворов
1. Массовая доля  показывает отношение массы растворенного вещества m(X) к массе
раствора mр-ра:
m( X )
m( X )
=
;
 (%) =
· 100%.
m( р  р )
m( р  р )
Массовую долю можно выражать в долях единицы или в процентах.
Например,  (Х) = 0,1 или  (Х) = 10%.
2. Молярная концентрация С(Х) – отношение количества вещества n(X), содержащегося в
системе (например в растворе) к объему этой системы V.
n( X )
С(Х) =
.
V
Единица измерения моль/л.
Например, С(КСl) = 2,5  10–3 моль/л.
3. Молярная концентрация эквивалента С( 1 Х) – отношение количества вещества
Z
1
X), содержащегося в системе (например в растворе) к объему этой
Z
системы V. Единица измерения моль/л.
1
n( X )
С( 1 Х) = Z
; С( 1 Х) = Z· С(Х).
Z
Z
V
Например, С(NaСl) = 2,0  10–2 моль/л.
Моляльная концентрация b(Х) – отношение количества вещества n(Х), содержащегося
в системе (например в растворе) к массе растворителя – mр-ля. Единица измерения
моль/кг.
n( X )
b(Х) =
.
m р  ля
Титр раствора Т(Х) – масса вещества m(Х), содержащегося в одном миллилитре
раствора. Единица измерения г/мл:
m( X )
Т(Х ) 
.
V
Массовая концентрация γ(Х) – отношение массы компонента, содержащегося в системе
(растворе), к объему этой системы. Единица измерения г/л:
m( X )
 (X ) 
V
Молярная доля компонента хi – отношение количества вещества данного вещества ni к
суммарному количеству вещества всех веществ в растворе:
n  x
хi =
n  смесь 
Объемная доля компонента φ(Х) – отношение количества вещества данного вещества
n(Х) к суммарному количеству вещества всех веществ в растворе:
V  x
φ(Х) =
V  смесь 
эквивалента n(
4.
5.
6.
7.
8.
Доп. формулы.
m р  ра
m
 р  ра 
, г / мл ,   в ва
V р  ра
М в ва
 %    10
С(Х) =
если не указан объем или масса раствора;
М (Х )
mр-ра = mр-ля + mв-ва
Задача № 1. Какую массу Na2B4O7 • 10H2O и воды надо взять для приготовления 2 кг
раствора с массовой долей, равной 5% в расчете на безводную соль?
Дано:
Na2B4O7 • 10H2O(тв) + Н2О  Na2B4O7(раствор) ( = 5%)
m(р–р) = 2 кг
% = 5%,  = 0,05
Из реакции образования кристаллогидрата
M(2) = 382 г/моль
Na2B4O7 + 10H2O = Na2B4O7 • 10H2O
M(1) = 202 г/моль
следует:
m(2) = ?
(1)
(3)
(2)
m(3) = ?
m
m(1) m(2)
n(1) = n(2). Так как n = –– ; то –––– = ––––
M
M(1) M(2)
m(1) • M(2)
Откуда m(2) = ––––––––––
M(1)
m (в–во)
Из  = –––––––– находим m(1) = m(p–p) • 
m(p–p)
m(р–р) •  • M(2) 2 кг • 0,05 • 382г/моль
Следовательно: m(2) = ––––––––––––––– = ––––––––––––––––––– = 0,189 кг.
M(1)
202 г/моль
m(3) = 2 кг – 0,189 кг = 1,811 кг.
Ответ: для приготовления 2 кг 5% раствора Na2B4O7 следует взять 189 г
Na2B4O7 • 10H2O и 1811 г Н2О.
Задача № 2. Какой объем раствора Н3РО4 с  = 30% ( = 1,25 г/мл) требуется для
приготовления 2 л 0,2 моль/л раствора Н3РО4?
Дано :
1. Для определения объема исходного раствора Н3РО4:
V(p–p) = 2 мл
m(p–p H3PO4)
V(p–p)
=
С(H3PO4) = 0,2 моль/л

(H3PO4)% = 30%
плотность раствора известна,
 = 1,25 г/мл
а m(p–p H3PO4) следует рассчитать.
М(H3PO4) = 98 г/моль
V(p–p H3PO4) =?
2. Определяем массу исходного раствора
m(p–p H3PO4): % =
m(H3PO4) * 100%
m(p–p) =
m(H3PO4) • 100%
m(p–p)
%
% известна, а m(H3PO4) следует рассчитать.
3. Определяем m(H3PO4) в приготовленном (и исходном) растворе
m(H3PO4) = M(H3PO4) • n(H3PO4)
М(H3PO4) известна, n(H3PO4) следует рассчитать
4. Определяем n(H3PO4) в приготовленном (и исходном) растворе:
С(H3PO4) = n(H3PO4) / V; n(H3PO4) = C•V
C и V известны из условия задачи.
1.(4) n(H3PO4) = C • V = 0,2 моль/л • 2 л = 0,4 моль
2.(3) m(H3PO4) = M • n = 98 г/моль • 0,4 моль = 39,2 г
3.(2) m(p–p H3PO4) = m(H3PO4) • 100% / W% = 39,2 г • 100% / 30% = 130,72 г.
4.(1) V(p–p H3PO4) = m(p–p) /  = 130,72 г / 1,25 г/мл = 104,6 мл.
Ответ: для приготовления раствора заданной концентрации следует взять 104,6 мл
раствора Н3РО4 с % = 30%.
Задача 3. На титрование 15 мл раствора Н2SO4 с молярной концентрацией
эквивалента C(1/2 H2SO4) = 0,8 моль/л пошло 12 мл раствора КОН. Определить молярную
концентрацию эквивалента раствора щелочи.
Дано:
Решение:
V (H2SO4) = 15 мл
H2SO4 + 2 KOH = K2SO4 + 2 H2O
С (1/Z H2SO4) = 0,8 моль/л
/1/
/2/
V (KOH p–p) = 12 мл
Cогласно закону эквивалентов
n (1/Z X1) = n (1/Z X2) , т.к.
С (1/Z KOH ) – ?
n (1/Z X1) = С (1/Z X1) • V1 = С (1/Z X2) • V2
c (1/Z H2SO4) • V (H2SO4) = c (1/Z KOH) • V(KOH)
c (1/Z KOH) = 15 мл • 0,8 моль/л / 12 мл = 1,0 моль/л
Ответ: молярная концентрация эквивалента раствора щелочи равна 1 моль/л.
Задача 4. Вычислить Нo реакции: С2Н5ОН (ж) + О2 (г) = СН3СООН (ж) + Н2О (ж)
1
2
3
4
Дано:
Из закона Гесса следует:
Нo реакции =  n Нo обр. (прод.) –  n Нo
Нo обр. 1 = –278 кДж/моль
обр. (исх.)
Нo обр. 3 = –485 кДж/моль
Нo реакции = [1 моль • (–485кДж/моль) + 1
Н обр. 4 = –286 кДж/моль
o
СН3СООН; Н2О
Нo реакции –?
моль • (–286кДж/моль)]–[1 моль • (–
278кДж/моль)] = –493 кДж.
Задача № 5. Прогнозировать возможность самопроизвольного протекания реакции:
Bi(OH)3 + Br2 + KOH  KBiO3 + KBr + ...
Решение:
Из II закона термодинамики известно, что условием самопроизвольного протекания
реакции является убыль энергии Гиббса G<0. С другой стороны, для окислительно–
восстановительной системы:
–G = z • FE°,
где
F – число Фарадея (96500 Кл/моль),
z – число электронов, передаваемых восстановителем окислителю в ходе ОВР,
в расчете на моль вещества,
E° = E°ок1/восст1 – E°ок2/восст2 , где
ок1 – это окислитель, вступающий в реакцию,
ок2 – это окислитель, образующийся в результате реакции, вопрос о возможности
самопроизвольного протекания которой решается.
E°ок/восст (Еox/red° ) – значение стандартного окислительно–восстановительного
потенциала окислительно–восстановительной пары в данной химической реакции.
Очевидно, что G<0, если E°0, т.е. если E°ок1/восст1  E°ок2/восст2
Известно (см. таблицу значений стандартных ОВ–потенциалов, таблица 24, стр.
23,24), что более сильные окислители имеют более высокое значение Еox/red°. Таким образом,
ОВР протекают самопроизвольно с участием более сильного окислителя и получением более
слабого в продуктах реакции.
Электронно–ионная схема
1
Bi(OH)3 + 3OH– = BiO3– + 3H2O + 2e
1
Br2 + 2e = 2Br–
Окислитель – Br2
Восстановитель – Bi(OH)3
Bi(OH)3 + 3OH– + Br2 = BiO3– + 3H2O + 2Br–
Bi(OH)3 + Br2 + 3KOH = KBiO3 + 2KBr + 3H2O
E°Br2/Br– = 1,09 В
E°BiO3–/Bi(OH)3 = 1,8 В
E° = 1,09 – 1,8 = – 0,71 В < 0; G>0
–G = 2 • 96500 • (–0,71) = –137030 Дж/ моль = –137 кДж/моль.
G = + 137 кДж/моль.
Реакция идет самопроизвольно справа налево при стандартных состояниях
веществ.
Таким образом, при написании ионно–электронных схем в кислой водной среде
для уравнивания используют Н2O и ионы Н+, в нейтральной среде — молекулы Н2О,
в щелочной — Н2О и ионы ОН–.
Если окислительно–восстановительные реакции протекают не в водной среде
(например, сплавление, горение и т. д.), рекомендуется уравнивать их путем составления
электронного баланса (составляются схемы перехода электронов на основе изменения
степеней окисления атомов).
Ионные равновесия в растворах сильных и слабых электролитов
Задача № 6. Рассчитайте рН раствора серной кислоты с молярной концентрацией
0,005 моль/л.
Дано:
Решение:
С(Н2SO4) = 0,005 моль/л
Н2SO4  2Н+ + SO42–
С(Н+) = 2С(Н2SO4) = 20,005 моль/л = 0,01 моль/л
рН = ?
рН = – lgС(Н+)
рН = – lg (0,01моль/л) = 2
Ответ: рН раствора серной кислоты 2.
Задача № 7. Образуется ли осадок при смешивании равных объемов хлорида кальция с
молярной концентрацией 2,0 ∙ 10-6 моль/л и фосфата натрия с молярной концентрацией 1,0 ∙
10-6 моль/л. Ks (Ca3 (PO4)2) = 2,0 ∙ 10-29.
Решение.
Дано:
1. При смешивании равных объемов общий объем
С (CaCl2) = 2,0 ∙ 10-6 моль/л
увеличивается в два раза, а концентрации уменьшаются в
-6
два раза. С (CaCl2) = 1,0 ∙ 10-6моль/л, С (Na3PO4) = 5,0 ∙ 10-7
С (Na3PO4) = 1,0 ∙ 10 моль/л
моль/л.
Ks (Ca3 (PO4)2) = 2,0 ∙ 10-29
2. Малорастворимый электролит – фосфат кальция.
----------------------------------С (Ca2+) = 1,0 ∙ 10-6моль/л, С(PO43-) = 5,0 ∙ 10-7моль/л
3.
осадок -?
х
3х
2х
Ca3(PO4)2  3Ca2+ + 2PO43тв.соль
ионы в растворе
2+ 3
KS = [Ca ] [PO43-]2
4. Пс = С(Ca2+)3 · С(PO43-)2 = (1,0 ∙ 10-6)3 ∙ (5,0 ∙ 10-7)2 = 2,5 ∙ 10-31
5.Пс < KS – ненасыщенный раствор, осадок не выпадает.
Задача 8. Образуется ли осадок при смешивании 100 мл раствора хлорида кальция с
молярной концентрацией 6,0 ∙ 10-3 моль/л и 50 мл фосфата натрия с молярной концентрацией
4,0 ∙ 10-3 моль/л. Ks (Ca3 (PO4)2) = 2,0 ∙ 10-29.
Решение.
Дано:
1. В первый момент после смешивании общий объем
С (CaCl2) = 6,0 ∙ 10-3 моль/л
увеличивается (Vcмеси=0,1+0,05=0,15л), а концентрации
-3
уменьшаются:
С (Na3PO4) = 4,0 ∙ 10 моль/л
С V
Ks (Ca3 (PO4)2) = 2,0 ∙ 10-29
С2  1 1 ;
Vсм еси
----------------------------------6,0 10 3  0,1
осадок -?
С (CaCl2) =
= 0,004 моль/л = 4,0 ∙ 10-3 моль/л;
0,15
3
4,0  10  0,05
С (Na3PO4) =
= 0,0013 моль/л = 1,33 ∙ 10-3 моль/л.
0,15
2. Малорастворимый электролит – фосфат кальция.
С (Ca2+) = 4,0 ∙ 10-3моль/л, С(PO43+) = 1,33 ∙ 10-3моль/л
х
3х
2х
2+
Ca3(PO4)2  3Ca + 2PO43тв.соль
ионы в растворе
2+ 3
KS = [Ca ] [PO43-]2
3. Пс = (4,0 ∙ 10-3)3 ∙ (1,33 ∙ 10-3)2 = 1,14 ∙ 10-13
4. Пс > KS – пересыщенный раствор, осадок выпадает
Задача 9. Произведение растворимости равно 1,0.10-97. Вычислите растворимость
сульфида висмута в молях и в граммах на литр насыщенного раствора.
Решение:
Дано:
Пусть растворимость равна х моль/л.
KS (Bi2S3) = 1,0.10-97
1). Для сульфида висмута (III)
х
2х
3х
------------------------3+
Bi2S3  2Bi + 3S2S (Bi2S3) -?
тв.соль ионы в растворе
3+ 2
2- 3
2). KS = [Bi ] · [S ]
3). KS = (2х)2 · (3х)3= 108х5,
4). х =. 5 K s
108
97
5) х = 5 1,0 10 = 1,56 · 10-20. S (Bi2S3) = 1,56 · 10-20 моль/л.
108
М (Bi2S3) = 691 г/моль. S (Bi2S3) = 1,56 · 10-20 х 691 = 1,1 · 10-17 г/л.
Задача 10. В 1000 мл насыщенного водного раствора, полученного при 250С,
содержится 8,8.10-7 г бромида серебра. Вычислите произведение растворимости бромида
серебра.
Решение:
Дано:
7
1). S  С  n  m  8,8 10  4,7 10 9 моль / л
S (AgBr) = 8,8.10-7 г
V
------------------------KS (AgBr) -?
3). KS = [Ag+] · [Br-]
M V
188 1
2)
х
х
х
AgBr ↔ Ag+ + Brтв.соль
ионы в растворе
4). KS = х · х = х2
5) KS = (4,7 · 10-9)2 = 2,2 · 10-17.
Задача. 11. Вычислить температуру замерзания раствора рибозы с массовой долей 2%
(плотность 1 г/мл).
Алгоритм решения задачи приведены два способа вычисления моляльной
концентрации).
1. Запишите данные задачи, переведите необходимые значения в единицы СИ.
2. Запишите математическую формулу следствия закона Рауля для растворов
неэлектролитов ΔТзам.= К·b(Х), К=1,86 кг  К  моль-1 и Тзам. = Т0зам. - ΔТзам.,
3. Вычислите моляльную концентрацию раствора (п. 4-8 или 4-9).
4. Пусть Vр-ра = 1000 мл = 1л.
4. Пусть mр-ра = 100 г
5. Вычислить массу раствора. mр-ра = ρр-ра • Vр-ра,
5. Вычислить массу вещества;
6. Вычислить массу вещества; m(C5H10O5) = mр-ра •
m(C5H10O5) = mр-ра • ω(C5H10O5).
ω(C5H10O5).
6. Вычислить количество вещества
7. Вычислить количество вещества рибозы:
рибозы:
n(C5 H10O5 ) 
m(C5 H10O5 )
М (C5 H10O5 )
n(C5 H10O5 ) 
m(C5 H10O5 )
М (C5 H10O5 )
8. Вычислить массу воды: m(H2O) = m(р-ра) -
7. Вычислить массу воды: m(H2O) =
m(C5H10O5)
m(р-ра) - m(C5H10O5)
9. Вычислить моляльную концентрацию:
8. Вычислить моляльную
b(C5 H10O5 ) 
 (C5 H10O5 )
m( р  ля )
, моль/кг
концентрацию: b(C5 H10O5 ) 
 (C5 H10O5 )
m( р  ля )
моль/кг
10 или 9. Решить задачу.
Задача 12. Вычислите рН раствора, в котором концентрация ионов Н+ (моль/л) равна
5,6 · 10-7 моль/л.
pH = - lg [H+]; pH = - lg 5,6 · 10-7 = 6,25.
Задача 13. Вычислите рН раствора, в котором концентрация ионов ОН- (моль/л) равна
6,3 · 10-6.
Решение:
1 способ.
pOH = - lg [OH-] = - lg 6,3 · 10-5 = 4,2; pH = 14 – pOH = 14 – 4,2 = 9,8.
2 способ.
1014
[OH  ] 
 1,58  1010 , , pOH = - lg [OH-] = - lg 1,58 · 10-10 = 9,8.
5
6,3  10
Задача 14.
Определите степень ионизации, концентрацию ионов водорода, рН в 1 М растворе уксусной
кислоты, если константа диссоциации ее 1,754 . 10-5. (1 М раствор – раствор с молярной
концентрацией 1 моль/л).
Решение.
K
а) степень ионизации:  
= 1,754  10 5 / 1 =4 . 10-3=0,004.
C0
б) концентрация ионов водорода:
1 способ: [ H  ]  KC0 = 1,754 10 5 1 = 0,004 моль/л.
2 способ: [H+] = α  Со = 0,004  1 = 0,004 моль/л.
Для слабых электролитов α → 0, т.е. 1 – α → 1
К   2С0
в) pH = - lg [H+]; pH = - lg 0,004 = 2,4.
Задача № 15. Рассчитать степень гидролиза, концентрацию Н3О+ (Н+) и рН раствора натрия
гидрокарбоната с концентрацией 0,01 моль/л.
Основные формулы.
KW
K
Kã  W ;  
; [H  ] 
Ka
K aС
KW K a
С
,
Задача № 16. Вычислить ионную силу раствора, содержащего 51,3 г сульфата алюминия в
750 мл раствора.
1) вычислить молярную концентрацию: n 
С
m
51,3
; n
 0,15;
M
342
0,15
n
 0,2 моль / л
; C ( Al2 ( SO4 ) 3 
V
0,75
2) Найти I. Для данной соли (из пяти ионов): I = 15C0 = 15 х 0,2 =3 моль/л.
2 способ вычисления; Al2(SO4)3 = 2 Al3+ + 3 SO42С (Al3+) = 0,4 моль/л; Z = 3
С(SO42-) = 0,6 моль/л, Z = 2
I
1
ci zi2 ; I = ½ [С (Al3+) · 32 + С (SO42-) · 22] = ½ (0,4 · 32 + 0,6 · 22) = ½ · 6 = 3 моль/л.

2
Ответ: ионная сила 3 моль/л.
Задача № 16. Рассчитать концентрацию ионов – комплексообразователя в 1 л
раствора хлорида диамминсеребра (I) с концентрацией 0,01 моль/л.
Kнест.([Ag(NH3)2]+) = 9,3  10-8.
Дано:
Решение.
С ([Ag(NH3)]) = 0,01 моль/л,
1. [Аg(NН3)2]С1 → [Ag(NH3)2]+ + С1Kнест.([Ag(NH3)2]+) = 9,3  10-8
+
2. [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NН3,
.[Ag] = ?
[ Ag  ][ NH 3 ] 2
3. Kнест.([Ag(NH3)2]+) =
,
[[ Ag ( NH 3 )]  ]
4. С([Ag(NH3)2]+)дисс. = х моль,
5. равновесные концентрации:
[Ag+] = х моль, [NH3] = 2 х моль,
[Ag(NH3)2]+. = (0,01 – х) моль, т.к х – мало, [Ag(NH3)2]+. = 0,01 моль,
х  (2 х) 2
4 х3
-7
6. 9,3  10 =
=
;
0,01
0, 01
х
3
9,3 107  0, 01
 1,32 103 моль/л.
4
Ответ: 1,32  10-3 моль/л.
Пример 17. Вычислить концентрацию ионов серебра в растворе [Аg(NН3)2]С1, с
концентрацией 0,02 моль/л, содержащем в 1 л раствора 0,1 моль NН3.
Kнест.([Ag(NH3)2]+) = 9,3  10-8.
Дано:
Решение.
С ([Ag(NH3)]) = 0,02 моль/л,
1. [Аg(NН3)2]С1 → [Ag(NH3)2]+ + С1С (NH3) = 0,1 моль/л,
+
+
Kнест.([Ag(NH3)2]+) = 9,3  10-8 2. [Ag(NH3)2]  Ag + 2NН3,
+
.[Ag] = ?
3. Kнест.([Ag(NH3)2]+) =
[ Ag  ][ NH 3 ] 2
,
[[ Ag ( NH 3 )]  ]
4. Ионизация комплексного иона [Аg(NН3)2]+ в растворе аммиака подавляется.
Поэтому, как и в случае ионизации слабых электролитов, принимаем концентрацию
[Ag(NH3)2]+ и NН3 равной их исходным концентрациям в растворе.
К
[[ Ag ( NH 3 ) 2 ] ]
9,3 108  0, 02
+
[Ag+] = нест.
,
[Ag
]
=
= 1,86  10-7моль/л.
[ NH 3 ]2
0,12
Ответ: 1,86  10-7 моль/л.
ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ
Последня
Предпоследня
я цифра
№
№
я цифра №
№
вариант контрольно
№№ вопросов и задач
зачетной
зачетной
а
й работы
книжки
книжки
0 или четная
1
1
1
№ 1 – 18 пункты а , № 5л, №6л
1,14,15а,16к,22а,23а,28,30а,39к,40,57а,58,76к ,77,100з
2
0 или четная
2
2
1
№ 1 – 18 пункты б , № 5м, №6м
2,13,15б,16и,22б,23б,25,30б,39и,41,57б,59,76и,78,100
2
и
0 или четная
3
3
1
№ 1 – 18 пункты в , № 5н, №6н
2
3а,12,15в,16з,22в,23в,24,30в,39з,42,57в,60,76з,79,100к
0 или четная
4
4
1
№ 1 – 18 пункты г , № 5о, №6о
3в,11,15г,16ж,22г,23г,30г,38,39ж,43,57г,61,76ж,80,100
2
а
0 или четная
5
5
1
№ 1 – 18 пункты д , № 5п, №6п
4,10,15д,16е,22д,23д,30д,34,39е,44,57д,62а,76е,81,100
2
б
0 или четная
6
6
1
№ 1 – 18 пункты е , № 5р, №6р
5,14,15е,16д,22е,23е,30е,38,39д,45,57е,62б,76д,82,100
2
в
0 или четная
7
7
1
№ 1 – 18 пункты ж , № 5с, №6с
6,13,15ж,16г,22ж,23ж,30ж,37,39г,46,57ж,63а,76г83,10
2
0г
0 или четная
8
8
1
№ 1 – 18 пункты з , № 5т, №6т
7а,12,15з,16в,22з,23з,30з,36,39в,47,57з,63б,76в,84,100
2
д
0 или четная
9
9
1
№ 1 – 18 пункты и , № 5у, №6у
8,11,15и,16б,22и,23и,30и,35,39б,48,57и,64,76б,85,100
2
е
нечетная
0
10
1
№ 1 – 18 пункты к , № 5ф, №6ф
9а,10,15к,16а,22к,23к,30к,34,39а,40,57к,65,76а,86,100
2
ж
нечетная
1
11
1
№ 1 – 18 пункты а , № 5л, №6л
2
3б,15а,16к,17,22а,23а,30а,33,39б,49а,50,66,76к,87к,97
нечетная
2
12
1
№ 1 – 18 пункты б , № 5м, №6м
3г,15б,16и,18а,22б,23б,30б,32,39в,49б,51,67,76и,87а,8
2
8
нечетная
3
13
1
№ 1 – 18 пункты в , № 5н, №6н
7б,15в,16з,18б,22в,23в,30в,31б,39г,49в,52а,68,76з,87б,
2
89
нечетная
4
14
1
№ 1 – 18 пункты г , № 5о, №6о
9б,15г,16ж,19,22г,23г,30г,31а,39д,49г,53,69,76ж,87в,9
2
0
нечетная
5
15
1
№ 1 – 18 пункты д , № 5п, №6п
2
нечетная
6
16
1
2
нечетная
7
17
1
2
нечетная
8
18
1
2
нечетная
9
19
1
2
четная
0
20
1
2
9в,15д,16е,20,22д,23д,29а,30д,39е,49д,54,70,76е,87г,9
1
№ 1 – 18 пункты е , № 5р, №6р
1,15е,16д,21б,22е,23е,29б,30е,39ж,49е,55,71,76д,87д,9
2
№ 1 – 18пункты ж , № 5с, №6с
2,15ж,16г,21а,22ж,23ж,29в,30ж,39з,49ж,56,72,76г,87е,
93
№ 1 – 18пункты з , № 5т, №6т
3а,15з,16в,18а,22з,23з,29г,30з,39и,49з,52б,73,76в,87ж,
94
№ 1 – 18 пункты и , № 5у, №6у
3б,15и,16б,18б,22и,23и,29а,30и,39к,49и,52в,74,76б,87
з,95д
№ 1 – 18 пункты к , № 5ф, №6ф
4,15к,16а,20,22к,23к,29е,30к,39а,49к,51,75,76а,87и,96
ОФОРМЛЕНИЕ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ
1. На обложке тетради (24 стр.) следует написать:
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Контрольная работа №........., вариант №.........., студента
1 курса медицинского института Орловского государственного
университета специальности «Фармации» заочного отделения
_______________________________________________________
(фамилия, имя, отчество)
Зачетка № –——————————————————————
Домашний адрес и телефон ———————————————
Дата отправления работы ————————————————
Дата получения работы университетом -——————————
2. Полностью переписать текст задания, сохраняя ту же нумерацию, что и в
«Методических рекомендациях», а затем выполнить это задание.
3. Для замечаний по работе необходимо оставлять на каждом листе поля 4—5 см.
4. Если контрольная работа не засчитывается (менее 35 баллов), то она возвращается
студенту с замечаниями преподавателя. В этом случае студент представляет работу на
повторную проверку, выполнив указанные в рецензии задания заново, но в этой же тетради.
ЗАДАЧИ И ВОПРОСЫ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ № 1
ПО КУРСУ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
1. Вычислить в граммах массу: ( 0 – 1 баллов)
а) 1 атома хрома
б) 1 атома золота
в) 1 атома неона
г) 1 атома серебра
д) 1 молекулы кислорода
е) 1 молекулы водорода
ж) 1 молекулы воды
з) 1 молекулы хлора
и) 1 молекулы фтора
к) 1 иона Са2+
2. Сколько молекул и атомов содержится в: ( 0 – 1 баллов)
а) 0,01 моль кислорода
б) 0,01 моль азота
в) 0,01 моль водорода
г) 0,001 моль неона
д) 0,001 моль хлора
е) 0,001 моль озона
ж) 0,005 моль аргона
з) 0,005 моль натрия
и) 0,025 моль серы
к) 0,01 моль фосфора (Р4)
3 Решить задачу. Какую массу кристаллогидрата и воды надо взять для
приготовления раствора известной массы с указанной массовой долей в расчете на
безводную соль? ( 0 – 1 баллов).
а)
Вещество
Декагидрат карбоната натрия
Масса раствора
1,5 кг
ω, %
10
б)
Наногидрат сульфида натрия
300 г
5
в)
Декагидрат сульфата натрия
500 г
10
г)
Пентагидрат сульфата меди (II)
0,5 кг
5
д)
Гексагидрат хлорида хрома (III)
250 г
10
е)
Пентагидрат сульфида калия
1,5 кг
5
ж)
Гексагидрат хлорида кальция
300 г
10
и)
Гексагидрат хлорида стронция
500 г
5
к)
Наногидрат хлорида алюминия
0,5 кг
10
л)
Пентагидрат сульфата марганца (II)
250 г
5
4. Решить задачу. Рассчитайте массовую долю вещества в растворе с известной
молярной концентрацией (с, моль/л) и известной плотностью (, г/мл) ( 0 – 2 баллов).
C, моль/л
, г/мл
6,273
1,200
а)
Вещество
Азотная кислота
б)
Серная кислота
0,1783
1,010
в)
Хлороводородная кислота
1,520
1,025
г)
Фосфорная кислота
1,510
1,075
д)
Уксусная кислота
6,30
1,045
е)
Гидроксид калия
1,06
1,050
ж)
Гидроксид натрия
0,611
1,025
з)
Аммиак
8,52
0,938
и)
Карбонат натрия
0.650
1,065
к)
Хлорная кислота
1,405
1,080
5. Пользуясь основными законами химии, основываясь на знании способов
выражения концентрации растворов, решите задачи: ( 0 – 2 баллов)
а) Рассчитайте массу навески натрия гидроксида, необходимую для приготовления
230 мл раствора с концентрацией 0,6 моль/л.
б) Рассчитайте массу навески калия гидроксида, необходимую для приготовления 200
мл раствора с концентрацией 0,5 моль/л.
в) Рассчитайте массу навески натрия хлорида, необходимую для приготовления 130
мл раствора с концентрацией 0,2 моль/л.
г) Какая масса азотной кислоты содержится в 200 мл раствора с концентрацией 0,1
моль/л ?
д) Рассчитайте массу навески калия сульфата, необходимую для приготовления 100
мл раствора с концентрацией 0,6 моль/л
е) Рассчитайте массу навески натрия гидрокарбоната, необходимую для
приготовления 130 мл раствора с концентрацией 0,5 моль/л
ж) Рассчитайте массу навески бария хлорида, необходимую для приготовления 300 мл
раствора с концентрацией 0,8 моль/л
з) Рассчитайте массу навески кальция гидроксида, необходимую для приготовления
200 мл раствора с концентрацией 0,001 моль/л.
и) Рассчитайте массу навески железа(II) сульфата, необходимую для приготовления
500 мл раствора с концентрацией 0,2 моль/л
к) Рассчитайте массу навески серебра нитрата, необходимую для приготовления 450
мл раствора с концентрацией 0,5 моль/л
л) Какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей 22% (=1,10 г/мл)
необходим для приготовления 402 мл раствора концентрацией 0,15 моль/л?
м) Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей 22% (=1,076 г/мл)
необходим для приготовления 400 мл раствора концентрацией 0,15 моль/л?
н) Какой объем раствора азотной кислоты с массовой долей 22% (=1,246 г/мл)
необходим для приготовления 402 мл раствора концентрацией 0,15 моль/л?
о) Какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей 14% ( =1,12 г/мл)
необходим для приготовления 100 мл раствора концентрацией 0,15 моль/л?
п) Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей 20% (=1,36 г/мл)
необходим для приготовления 350 мл раствора концентрацией 0,1 моль/л?
р) Какой объем раствора азотной кислоты с массовой долей 18% ( =1,22 г/мл)
необходим для приготовления 300 мл раствора концентрацией 0,20 моль/л
с) Какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей 24% (=1,17 г/мл)
необходим для приготовления 500 мл раствора концентрацией 0,2 моль/л?
т) Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей 30% ( =1,46 г/мл)
необходим для приготовления 1 л раствора концентрацией 0,15 моль/л?
у) Какой объем раствора азотной кислоты с массовой долей 12% ( =1,18 г/мл)
необходим для приготовления 400 мл раствора концентрацией 0,3 моль/л?
ф) Какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей 30% (=1,20 г/мл)
необходим для приготовления 2,0 л раствора концентрацией 0,15 моль/л?
6. Пользуясь понятием эквивалент и применяя закон эквивалентов, решить
следующие задачи: ( 0 – 4 баллов)
а) Подсчитайте молярную массу эквивалента соли KAl(SO4)2 в реакции:
KAl(SO4)2 + 3 KOH = 2 K2SO4 + Al(ОН)3
29
б) Подсчитайте молярную массу эквивалента соли SrCl2 в реакции:
SrCl2 + Na2SO4  SrSO4 + 2NaCl
в) Подсчитайте молярную массу эквивалента соли KClMgCl2 в реакции:
KClMgCl2 + 2KOH  3KCl + Mg(OH)2
г) Подсчитайте молярную массу эквивалента соли (NH4)2SO4FeSO4 в реакции:
(NH4)2SO4FeSO4 + 4KOH  2K2SO4 + Fe(OH)2 + 2NH3 + 2H2O
д) Подсчитайте молярную массу эквивалента соли NH4Fe(SO4)2 в реакции:
NH4Fe(SO4)2 + 3NH3 + 3H2O  Fe(OH)3 + 2(NH4)2SO4
е) Рассчитайте молярную массу эквивалента соли NaHSО4 в реакции:
NаHSО4 + MgCl2  MgSO4 + NaCl + HCl
ж) Подсчитайте молярную массу эквивалента кислоты H3РО4 в реакции:
H3РО4 + 2KOH  K2HPO4 + 2H2O
з) Подсчитайте молярную массу эквивалента соли Са3(РО4)2 в реакции:
Са3(РО4)2 + H2SO4  2CaHPO4 + CaSO4
и) Подсчитайте молярную массу эквивалента соли NH4Fe(SO4)2 в реакции:
NH4Fe(SO4)2 + 3NH3 + 3H2O  Fe(OH)3 + 2(NH4)2SO4
к) Подсчитайте молярную массу эквивалента соли К2НРО4 в реакции:
H3РО4 + 2KOH  K2HPO4 + 2H2O
л) На нейтрализацию 30 мл раствора серной кислоты израсходовано 20 мл раствора
КОН с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,15 моль/л. Рассчитайте С (1/z
H2SO4) в растворе
м) На нейтрализацию 20 мл раствора серной кислоты израсходовано 15 мл раствор
NaОН с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,2 моль/л. Рассчитайте С (1/Z H 2SO4)
в растворе
н) На нейтрализацию 15 мл раствора фосфорной кислоты израсходовано 20 мл
раствор КОН с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,3 моль/л. Рассчитайте С (1/Z
H3РO4) в растворе.
о) На реакцию с 25 мл раствора калия карбоната с молярной концентрацией
эквивалента, равной 0,2 моль/л, израсходовано 50 мл раствора соляной кислоты. Рассчитайте
С (1/Z HCl) в растворе.
п) На нейтрализацию 10 мл раствора щавелевой кислоты пошло 20 мл раствора
Ba(OH)2 с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,4 моль/л. Рассчитайте С (1/Z
H2C2O4) в растворе.
р) На нейтрализацию 50 мл раствора серной кислоты израсходовано 38 мл раствора
КОН с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,15 моль/л. Рассчитайте С (1/z H2SO4)
в растворе
с) На нейтрализацию 130 мл раствора серной кислоты пошло 65 мл раствора NaOH
с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,3 моль/л. Рассчитайте С (1/Z H2SO4) в
растворе.
т) На нейтрализацию 20 мл раствора уксусной кислоты пошло 10 мл раствора NaOH
с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,8 моль/л. Рассчитайте С (1/Z CH3COOH)
в растворе.
у) На нейтрализацию 20 мл раствора фосфорной кислоты пошло 10 мл раствора NaOH
с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,1 моль/л. Рассчитайте С (1/Z H3PO4) в
растворе.
ф) На нейтрализацию 10 мл раствора серной кислоты израсходовано 20 мл раствора
КОН с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,10 моль/л. Рассчитайте С (1/z H2SO4)
в растворе.
7. Пользуясь следствиями из закона Гесса, вычислить изменение энтальпии,
энтропии и энергии Гиббса реакции по известным значениям Нообр., Sо, Gообр. веществ
(кДж/моль) (см. таблицу 1) ( 0 – 2 баллов)
а) AgNO3(р–р) + KCl(р–р)  AgCl(тв) + KNO3(р–р)
б) 2КBr(р–р) + Cl2(г)  2КCl(р–р) + Br2(г)
в) 2КI(р–р) + Cl2(г)  2КCl(р–р) + I2(тв)
г) CaO(тв) + CO2(г)  CaCO3(тв)
д) СaCl2(кр) + H2O(ж)  CaCl2 • 6H2O(кр)
е) Р4(белый) + 6Сl2(г)  4PCl3(г)
ж) 2КI(р–р) + Br2(г)  2КBr(р–р) + I2(тв)
з) S(ромб) + Н2(г)  H2S(г)
и) Ва2+(р–р) + SO42–(р–р)  BaSO4(кр)
к) Р4(белый) + 10Сl2(г)  4PCl5(г)
8. Закончить
составление
молекулярного
уравнения
окислительно–
восстановительной реакции (ОВР) (т.к. реакции протекают в водных растворах,
коэффициенты следует подобрать ионно – электронным методом) (0 – 3 баллов)
8.1.
Определить молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя
(0 – 2 баллов)
8.2.
Определить, в каком направлении протекает данная ОВР при
стандартных состояниях всех реагирующих веществ (0 – 3 баллов). (данные Е0 см.
таблицу 2).
а) MnO2 + Na2SO3 + Н2SO4 
е) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 
б) K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 
ж) KMnO4 + K2SO3 + KOH 
в) K2Cr2O7 + KNO2 + H2O 
з) FeCl3 + KBr + H2O 
г) KMnO4 + KI + KOH 
и) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 
д) Cr(OH)3 + Cl2 + КОН 
к) KNO2 + FeSO4 +H2SO4 
9. Решить задачу: (0 – 4 баллов). Е(Н2О) = 0,52.
а)Температура начала кипения 1%-ного водного раствора слабого электролита АВ
(степень диссоциации 0,02) при 30°С равна 100,053°С. Определите молярную массу
АВ.
б) Осмотическое давление 1%-ного водного раствора (плотность 1 г/мл) слабого
электролита АВ (степень диссоциации 0,02) при 40°С составляет 2,6  105 Па.
Определите молярную массу АВ.
в) Температура начала кипения водного раствора слабого электролита АВ (степень
диссоциации 0,05, Мr = 100) составляет 100,055°С. Определите массовую долю
вещества АВ в этом растворе.
г) Осмотическое давление водного раствора (плотность 1 г/мл) слабого электролита АВ
(степень диссоциации 0,05, Мr = 100) при 47°С составляет 2,79  105 Па. Определите
массовую долю вещества АВ в этом растворе.
д) Температура начала кипения 1%-ного водного раствора слабого электролита АВ
Мr = 100 составляет 100,055°С. Определите степень диссоциации АВ.
е) Осмотическое давление 1%-ного водного раствора (плотность 1 г/мл) слабого
электролита АВ (Мr = 100) при 47°С составляет 2,79105 Па. Определите степень
диссоциации АВ.
ж) Температура начала кипения раствора, содержащего 3,40 г ВаС1 2 в 100 г воды,
составляет 100,208°С. Определите кажущуюся степень диссоциации соли.
з) Повышение температуры начала кипения раствора, содержащего 22,14 г Ва(NO3)2 в
250 г Н2O, составляет 0,466°С. Определите кажущуюся степень диссоциации соли.
и) Повышение температуры начала кипения 4%-ного водного раствора ВаС12 составляет
0,302°С. Определите кажущуюся степень диссоциации соли.
к) Осмотическое давление 1%-ного водного раствора (плотность 1 г • см-3) сильного
электролита АВ3 (Мr = 100) при 100°С равно 8,5-105 Па. Определите кажущуюся
степень диссоциации АВ3.
10. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения реакций: (0 – 2 баллов)
а) Zn(OH)2 + KOH 
Zn(OH)2 + HCl 
б) Сr(OH)3 + HCl 
Cr(OH)3 + NaOH 
в) Cu(OH)2 + H2SO4 
Cu(OH)2 + KOH 
г) Al(OH)3 + H2SO4 
Al(OH)3 + KOH 
д) Sb(OH)3 + HCl 
Sb(OH)3 + KOH 
е) Fe(OH)3 + HNO3 
Fe(OH)3 + KOH
ж)Pb(OH)2 + HNO3 
Pb(OH)2 + NaOH 
з) AgCl + Na2S 
H3PO4 + KOH 
и) FeCl3 + NH3(р–р) 
Сa(HCO3)2 + HCl 
к) NaCl + AgNO3 
AgNO3 + NaOH 
11. Пользуясь понятием растворимость, законом действующих и уравнением
изотермы химической реакции для растворов малорастворимых сильных
электролитов, решить задачу: (0 – 3 баллов)
а) Равновесная концентрация ионов свинца в насыщенном растворе свинца сульфата
равна 1,26 • 10–4 моль/л. Вычислите константу растворимости свинца сульфата. Совпадает ли
вычисленное значение с табличным? Кs (PbSO4) = 1,6.10-8.
б) Образуется ли осадок сульфата бария при смешивании равных объемов 0,001
моль/л раствора сульфата натрия и 0,005 моль/л раствора хлорида бария? Кs(BaSO4) = 1,1 •
10–10 моль2/л2
в) Образуется ли осадок СuS при смешивании равных объемов 0,002 моль/л раствора
Cu(NO3)2 и 0,004 моль/л раствора К2S? Кs(CuS) = 6,3 • 10–36 моль/л2
г) В 1 литре насыщенного раствора Ba3(PO4)2 содержится 5,4.10–6 г соли. Вычислить
Кs Ba3(PO4)2.
д) Концентрация ионов [Pb+2] в насыщенном растворе PbSO4 равна 1,26 • 10–4 моль/л.
Вычислите Кs (PbSO4)
е) Образуется ли осадок PbCl2 при смешивании равных объемов 0,5 моль/л раствора
Pb(NO3)2 и 0,004 моль/л раствора КCl? Кs (PbCl2) = 1,6 • 10–5 моль/л3
ж) Сколько г серебра в виде ионов содержится в 1л насыщенного раствора AgCl?
З) Вычислите Кs (Ag2CrО4). Растворимость соли равна 6,5 • 10–5 моль/л.
и) Образуется ли осадок CaHPO4 при смешивании равных объемов 0,02 моль/л
раствора CaCl2 и 0,004 моль/л раствора Na2HPO4? Кs (CaHPO4) = 2,7.10-7
к) Вычислите растворимость (моль/л) соли СаF2 в воде. Кs (СаF2) = 4,0.10-11.
12. Напишите уравнения возможных протолитических реакций в водных
растворах солей и укажите рН этих растворов (рН  7, рН  7, рН  7). Как можно
уменьшить гидролиз этих солей? (0 – 3 баллов)
а) NaHCO3, ZnCl2
б) NaH2PO4, Cu(NO3)2
в) Na2HPO4, AlCl3
г) KHSO3, FeCl3
д) KH2PO4, CuSO4
е) K2HPO4, ZnSO4
ж)Al2(SO4)3, Ba(NO2)2
з) K3PO4, Cr2(SO4)3
и) KClO, Fe(NO3)3
к) NaCN, Cu(NO3)2
13. Решить задачу: (0 – 3 баллов)
а) Рассчитайте рН раствора, полученного смешиванием равных объемов раствора
КОН с концентрацией 0,02 моль/л и раствора НBr с концентрацией 0,01 моль/л.
Б) Во сколько раз концентрация водорода в крови (рН 7,36) больше, чем в
спинномозговой жидкости (рН 7,53)?
В) Рассчитать концентрацию ионов ОН– в растворе сильного электролита, рН
которого 2,8?
Г) Вычислите рН раствора, содержащего 0,768 г HI в 200 мл раствора.
Д) Во сколько раз изменится концентрация ионов Н3О+, если рН изменяется на две
единицы?
Е) Рассчитать рН раствора, полученного при смешивании равных объемов раствора
NaOH с концентрацией 0,005 моль/л и раствора HNO3 с концентрацией 0,01 моль/л.
Ж) Вычислите рОН раствора, содержащего 0,63 г азотной кислоты в 500 мл раствора.
З) Вычислите концентрацию ионов Н3О+ и ОН–, если рН раствора равен 2,4
и) Вычислите рН раствора, содержащего 0,64 г NaOH в 800 мл раствора.
К) Какой объем (мл) раствора HСl с концентрацией 0,1 моль/л следует добавить к 200
мл раствора КОН с концентрацией 0,005 моль/л, чтобы довести его рН до 10,0?
14. Решить задачу: (0 – 3 баллов)
а) Рассчитайте рН 0,1 моль/л H2S.
б) Как изменится рН раствора уксусной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л, если его
разбавить в 2 раза?
в) Рассчитайте рН 0,01 моль/л раствора муравьиной кислоты.
г) Как изменится концентрация ионов водорода в растворе уксусной кислоты при
разбавлении водой в 4 раза?
д) Рассчитайте рН 0,068 моль/л раствора угольной кислоты, учитывая первую ступень
ионизации.
е) Как изменится концентрация ионов Н3О+ в растворе HClO при разбавлении водой
в 9 раз?
ж) Вычислить рН 0,001 М раствора сероводорода, учитывая первую ступень
ионизации.
з) Вычислите рН 0,125 моль/л раствора HF.
и) Рассчитайте степень ионизации HClO в 0,01 моль/л растворе и рН этого раствора.
к) Рассчитайте степень ионизации пропионовой кислоты в 0,1 моль/л растворе и рН
этого раствора.
15. Приведите электронную конфигурацию следующих атомов и ионов: (0 – 1
баллов)
а) Cr0, Cr3+
б) Fe0, Fe2+
в) W0, W6+
г) Ag0, Ag+
д) Cu0, Cu2+
е) Mo0, Mo3+
ж) Cd0, S2–
з) Pb0, Cl–
и) Mn0, N3–
к) Hg0, P3–
16. Пользуясь методом валентных связей, объяснить механизм образования
химической связи в следующих частицах. Используя электронно-графические формулы,
определить тип гибридизации центрального атома и геометрическую конфигурацию
частицы: (0 – 3 баллов)
а) BrF5;
е) SOCl2;
б) SO32-;
ж) BeF42-;
в) BF4-;
з) ClO2F;
г) NF3;
и) SOF4;
д) ClO2;
к) ClO2-.
17. Объяснить образование химической связи по методу молекулярных
орбиталей в следующих молекулах и ионах. Изобразить энергетическую диаграмму
распределения электронов на молекулярных орбиталях, рассчитать порядок связи и указать
какими свойствами - диамагнитными или парамагнитными - обладают данные частицы: (0 –
3 баллов).
а) CO;
б) N2;
в) NO+;
г) F2;
д) O2;
е) NO;
ж) CO+;
з) CN-;
и) O2+;
к) O2-;
18. Учитывая, что координационное число комплексообразователя равно шести,
написать координационную формулу комплексного соединения. (0 – 3 баллов)
18.1. Дать название этого соединения. (0 – 1 баллов)
18.2. Написать уравнения ионизации комплексного соединения (0 – 1 баллов)
18.3. Написать выражение константы нестойкости комплексного иона (пользуясь
законом действующих масс) (0 – 1 баллов)
а) Pt(OH)4 • KOH • KCl
б) Co(SCN)3 • NH4SCN • 2NH3
в) CrCl3 • 3H2O • 3NH3
г) Sn(OH)4 • 2NaOH
д) CrF3 • 4H2O
е) Fe(CN)3 • 3KCN
ж) NiCl2 • 6NH3
з) CoCl3 • 5NH3
и) Co(CN)3 • KCN • 2H2O
к) PtCl4 • 3NH3
Таблица 1.
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕКОТОРЫХ ВЕЩЕСТВ,
ПРИМЕНЯЕМЫХ В МЕДИЦИНЕ И ФАРМАЦИИ
ΔН°298 – стандартная теплота образования вещества, кДж/моль
ΔG°298 – стандартное изменение энергии Гиббса при образовании
сложного вещества, кДж/моль
S°298 – стандартная энтропия вещества. Дж/моль•К
Сокращения, принятые в таблице:
кр– кристаллическое состояние,
ж– жидкое состояние,
г– газообразное состояние,
aq– вещество в водном растворе.
Вещество или ион
Состояние
ΔН°298
ΔG°298
S°298
1
2
3
4
5
AgCI
AgNO3
Ba2+
BaSO4
Br2
Br2
CaO
CaCl2
CaCl2
CaCl2•6H2O
CaCO3
Cl2
H2
H2O
H2O
KBr
KBr
KCI
KCI
KCI
KI
KI
KNO3
KNO3
I2
P4 (белый)
P (красный)
PCI3
кр
кр
aq
кр
ж
г
кр
кр
aq
кр
кр
г
г
ж
г
кр
aq
кр
г
aq
кр
aq
кр
aq
Кр
кр
кр
г
–127
–123
–538
–1464
0
30,7
–636
–795
–877
–2600
–1207
0
0
–286
–242
–392
–372
–436
–216
–419
–328
–307
–492
–458
0
0
–18,4
–306
–109,7
–32,2
–561
–1353
0
3,1
–601
–750
–815
–
–1129
0
0
–238
–229
–380
–385
–408
–235
–414
–322
–334
–393
–393
0
0
–
–286
96,1
141
12,6
132
152
240
40
144
55
–
93
223
131
70
189
96
183
83
240
158
104
212
133
290
116
44,4
–
312
PCI5
S (ромб)
S (монокл)
H2S
H2SO4
HSO4–
SO42–
г
кр
кр
г
aq
aq
aq
–398
0
0,3
–20
–907
–886
–907
–324
0
0,1
–33
–742
–753
–742
352
32
32,6
206
17
127
17,2
Таблица 2.
Стандартные окислительно - восстановительные потенциалы при 25°С.
Электродная реакция
Br2+2ē→2Br–
HBrO+H++2ē→Br–+H2O
2HBrO+2H++2ē→Br2+2H2O
BrO–+H2O+2ē→Br–+2OH–
2BrO–3+6H2O+10ē→Br2+12OH–
2BrO–3+12H++10ē→Br2+6H2O
BrO–3+3H2O+6ē→Br–+6OH–
BrO–3+6H++6ē→Br–+3H2O
Cl2+2ē→2Cl–
ClO–+H2O+2ē→Cl–+2OH–
ClO–3+3H2O+6ē→Cl–+6OH–
ClO–3+6H++6ē→Cl–+3H2O
HClO+H++2ē→Cl–+H2O
Cr3++3ē→Cr
Cr3++ē→Cr2+
Cr2++2ē→Cr
CrO2–+2H2O+3ē→Cr +4OH–
CrO42–+4H2O+3ē→Cr(OH)3 +5OH–
Cr2O72–+14H++6ē→2Cr3 ++7H2O
Fe2++2ē→Fe
Fe3++3ē→Fe
Fe3++ē→Fe2+
H2O2+2H++2ē→2H2O
H2O2+2ē→2OH–
HO2-+H2O+2ē→3OH–
O2+ 2H++2ē→H2O2
I2+2ē→2I–
I -3 +2e→3IIO3–+3H2O+6ē→I–+6OH–
IO3–+6H++6ē→I–+3H2O
IO3–+5H++4ē→НIО+2H2O
2IO–3+2H2O+10ē→I2+12OH–
2JO3-+12H++10e→J2+6H2O
НIO+H++2ē→I–+H2O
Е°, В
+1,087
+1,34
+1,60
+0,76
+0,50
+0,52
+0,61
+1,45
+1,359
+0,88
+0,63
+1,45
+1.50
–0,740
-0,41
-0,91
–1,2
–0,13
+1,33
-0,440
-0,04
+0,77
+1,77
+0,88
+0,88
+0,68
+0,54
+0,545
+0,26
+1,08
+1,14
+0,21
+1,19
+0,99
Mn2++2ē→Mn
Mn3++ ē→Mn2+
MnO4-+ ē→MnO42MnO4–+ē→MnO42–
MnO4–+2H2O+3ē→MnO2+4OH–
MnO4–+8H++5ē→Mn2++4H2O
MnO2+4H++2ē→Mn2++2H2O
MnO4-+4H++3ē→MnO2+2H2O
NO3-+2H++e→NO2+H2O
NO3-+H2O+2ē→NO2-+2OHNO3-+H2O+ ē→NO2+2OHNO3-+2H2O+3ē→NO+4OHNO3-+7H2O+8ē→NH4OH+9OHNO3–+4H++3ē→NO+2H2O
NO3–+3H++2ē→HNO2+H2O
HNO2+H++ē→NO+H2O
2HNO2+6H++6ē→N2
S+2ē→S2–
S+2H++2ē→H2S
SO42–+4H++2ē→SO2+2H2O
SO42–+10H++8ē→H2S+4H2O
SO42–+H2O+2ē→SO32–+2OH–
SO42-+8H++6ē→S+4H2O
SO42-+8H++8ē→S2-+4H2O
S2O82–+2ē→2SO42–
S2O82-+2ē→2SO42S4O62-+2ē→2S2O32-
-1,19
+1,51
+0,56
+0,36
+0,60
+1,51
+1,23
+1,69
+0,80
+0,01
-0,86
-0,14
-0,12
+0,96
+0,94
+0,99
+1,44
–0,48
+0,14
+0,17
+0,311
–0,93
+0,36
+0,25
+2,01
+2,05
+0,09
ЗАДАЧИ И ВОПРОСЫ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ № 2
ПО КУРСУ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Часть 1. Химия s–и d – элементов Периодической системы элементов Д.И.
Менделеева
1. Написать уравнения реакций горения лития, натрия, калия и назвать полученные
соединения. Написать уравнения реакций полученных соединений с водой.(0–2 балла)
2. Написать уравнения реакций К2О, K2O2, KO2 с водой. Какое из этих соединений
получают при сгорании металлического калия на воздухе? (0–2 балла)
3. Какие свойства проявляет пероксид водорода в окислительно–восстановительных
реакциях? Указать степень окисления кислорода в этом соединении. Написать уравнения
реакций:
а) перманганата калия с пероксидом водорода в нейтральной среде;
б) сульфата хрома(III) с пероксидом водорода в щелочной среде.
в) пероксида водорода с хроматом натрия в нейтральной среде;
г) пероксида водорода с иодидом калия в кислой среде.
Уравнять ионно–электронным методом. (0–2 балла)
4. Какие свойства проявляет пероксид натрия в окислительно–восстановительных
реакциях? Указать степень окисления кислорода в этом соединении. Написать уравнения
реакции перманганата калия с пероксидом натрия в кислой среде. (0–2 балла)
5. Как изменяются радиус атома, энергия ионизации, энергия гидратации и
химическая активность в ряду Li – Cs? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–2 балла)
6. Как изменяются радиус атома, энергия ионизации, энергия гидратации и
химическая активность в ряду Be – Ba? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–2
балла)
7. Охарактеризовать отличия свойств Be от свойств других s–элементов II группы?
Объяснить причину подобных отличий. Написать уравнения реакций: (0–2 балла)
а) бериллия с раствором щелочи;
б) гидроксида бериллия с раствором щелочи.
8. Как изменяются кислотно–основные свойства в ряду Be(ОН)2 — Ba(OH)2 и почему?
Написать уравнения реакций, подтверждающих амфотерные свойства Ве(ОН)2 в
молекулярном и ионном виде. (0–2 балла)
9. Написать уравнения реакций пероксида бария:
а) с серной кислотой;
б) с раствором нитрата серебра;
в) с раствором иодида калия в присутствии хлороводородной кислоты.
Указать, какие свойства проявляет пероксид бария в каждой реакции. (0–2 балла)
10. Охарактеризовать положение хрома в ряду стандартных электродных
потенциалов. Написать уравнения реакций хрома с разбавленными и концентрированными
кислотами. (0–3 балла)
11. Охарактеризовать кислотно–основные и окислительно–восстановительные
свойства оксида и гидроксида хрома(III)? Подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
12. Указать возможные и характерные степени окисления хрома в соединениях? Как
изменяются кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства в ряду
гидроксидов хрома с увеличением степени окисления хрома? Подтвердить уравнениями
реакций. (0–3 балла)
13. Указать, какие ионы существуют в водных растворах солей хрома(III) и хрома(VI):
а) при рН > 7; б) при рН<< 7.
Привести примеры соответствующих соединений, назвать их. Привести уравнения
реакций гидролиза в протолитическом виде. (0–3 балла)
14. Как получить пероксид хрома из дихромата калия? Какова степень окисления
хрома в пероксиде хрома? Какие свойства проявляет пероксид хрома в окислительно–
восстановительных реакциях? Подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
15. Закончить уравнения следующих окислительно–восстановительных реакций (для
реакций, протекающих в водных растворах, коэффициенты подобрать ионно–электронным
методом). Определить молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей в
реакциях: (0–3 балла)
а) К[Сr(ОН)4]+Вr2 + КОН =
е) Na2CrO4 + Na2S + H2O =
б) CrCl3 + Na2S2O8 + H2O =
ж) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 =
в) К2Сr2O7 + Н2S + Н2O =
з) K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 =
г) Сr2(SO4)3 + (NH4)2S2O3 + H2O =
и) К[Сr(ОH)4] +Н2O2 + КОН =
д) Na3[Сr(ОН)6] + Сl2 + NaOH =
к) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 =
16. Написать уравнения реакций (с коэффициентами) для следующих превращений:
(0–5 баллов)
а) К2Сr2O7  СrO5  Cr2(SO4)3  К2СrO4  К2Сr2O7  СrСl3  Cr(ОН)3
б) К2Сr2O7  К2СrO4  Cr2(SO4)3  CrOHSO4  K[Cr(ОН)4]  K2СrO4  К2Сr2O7
в) СrСl3  Сr(ОН)3  Сr2O3  КСrO2  К[Сr(ОН)4]  Сr(NO3)3
г) Сr  Сr2(SO4)3  [Сr(ОН)6]  К2СrO4  К2Сr2O7  СrO5  Сr2(SO4)3
д) Сr2O3  NаСrO2  Nа2СrO4  Nа2Сr2O7  Сr2(SO4)3  CrOHSO4
е) СrО3  Сr2O3  К2СrO4  К2Сr2O7  Сr2(SO4)3  К3[Сr(ОН)6]
ж) К2СrO4  К2Сr2O7  СrO5  Сr2(SO4)3  К[Сr(ОН)4]  К2СrO4
з) Сr  СrСl3  К3[Сr(ОН)6]  К2СrO4  К2Сr2O7  СrO5  Сr2(SO4)3
и) К2СrO4  К2Сr2O7  СrO5  Cr2(SO4)3  Сr(ОН)3  СrСl3  СrОНСl2
к) Сr2(SO4)3  К3[Сr(ОН)6]  Cr2(SO4)3  К2СrO4  К2Сr2O7  СrСl3 Cr(ОН)3
17. Какое положение в ряду стандартных электродных потенциалов занимает Мn?
Как взаимодействует Мn с кислотами, водой? (0–3 балла)
18. Как изменяются кислотно–основные свойства в ряду оксидов и гидрооксидов
марганца с увеличением степени окисления марганца? Написать уравнения реакций
получения МnО2, исходя из соединений марганца:
а) с более высокой степенью окисления;
б) с более низкой степенью окисления.
Коэффициенты подобрать ионно–электронным методом. (0–3 балла)
19. Охарактеризовать кислотно–основные и окислительно–восстановительные
свойства MnO2. Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
20. Какие свойства проявляют манганаты в окислительно–восстановительных
реакциях? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
21. Как влияет рН раствора на окислительные свойства перманганатов? Ответ
подтвердить уравнениями реакций, взяв в качестве восстановителей: (0–3 балла)
а) сульфит натрия; б) иодид калия.
22. Закончить и уравнять ионно–электронным методом следующие реакции: (0–3
балла)
а) KMnO4 +H2S + H2SO4 =
е) KMnO4 + KI + H2SO4 =
б) MnSO4 + K2S2O8 + H2O =
ж) KMnO4 + KI + H2O =
в) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 =
з) KMnO4 + KNO2 + КОН =
г) MnSO4 + NaClO + H2O =
и) KMnO4 +FeSO4 + H2SO4 =
д) KMnO4 + KI + KOH =
к) К2МnO4 + Н2O2 + Н2О =
23. Написать уравнения реакций (с коэффициентами) для следующих превращений:
(0–5 баллов)
а) Na2MnO4  NaMnO4  MnO2  MnCl2  HMnO4
б) Мn  Мn(NО3)2  МnO2  К2МnO4  МnSO4  Мn
в) MnO2  Na2MnO4  MnO2  MnCl2  MnOHCl
г) МnSO4  НМnO4  Мn2O7  МnO2  Na2МnО4
д) Мn3O4  Мn  МnS  МnSO4  НМnO4  МnO2
е) МnO2  СаМnО3  МпСl2  НМnO4  Мn2O7
ж) KMnO4  MnO2  K2MnO4  MnCl2  Mn
з) MnO2  K2MnO4  KMnO4  MnSO4  (MnOH)2SO4  MnSO4
и) Mn(NO3)2  HMnO4  Mn2O7  MnO2  Na2MnO4
к) МnO2  К2МnO4  МnSO4  МnSO4  НМnO4  Мn2O7
24. Охарактеризовать изменение окислительно–восстановительных свойств
гидроксидов Fe(II), Со(II) и Ni(II).
Какие из указанных гидроксидов можно окислить пероксидом водорода? Почему?
Привести уравнения возможных реакций. (0–3 балла)
25. Охарактеризовать изменение окислительно–восстановительных свойств
гидроксидов Fe(III), Co(III) и Ni(III)? Написать уравнения реакций хлороводородной
кислоты:
а) с гидроксидом железа(III); б) с гидроксидом кобальта(III).
Возможна ли подобная реакция с гидроксидом никеля(III)? (0–3 балла)
26. Охарактеризовать свойства ферратов в окислительно–восстановительных
реакциях. Написать уравнения реакций феррата натрия с концентрированной
хлороводородной кислотой. (0–3 балла)
27. Как взаимодействует железо с концентрированными азотной и серной кислотами
при обычных условиях и при нагревании? Составить уравнения соответствующих реакций.
(0–3 балла)
28. Написать уравнения реакций гидролиза FeSO4 и Fе2(SO4)3 в молекулярной и
ионной форме. В каком, случае степень гидролиза больше и почему? Как можно усилить
гидролиз этих солей? (0–3 балла)
29. Закончить уравнения следующих реакции. Коэффициенты в окислительно–
восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, подобрать ионно–
электронным методом (0–3 балла)
а) K4Fe(CN)6] + KMnO4 + H2O =
е) K2FeO4 + KI + H2SO4 =
б) Fе2О3 + КСlO3 + КОН =
ж) Co(OH)2 + Cl2 + KOH =
в) Pt +HNO3 + HCl =
з) К3[Fе(CN)6] +Н2O2 + КОН =
г) FеS +НNO3(конц.) =
и) Ni(ОН)3 + НСl(конц.) =
д) Ni(OH)2 + Br2 + KOH =
к) Co(OH)2 + NaOCl + H2O =
30. Пользуясь методом валентных связей, объяснить механизм образования
химической связи, тип гибридизации и геометрическую конфигурацию следующих
комплексных ионов: (0–5 баллов)
а) [Cu(NH3)2]+
е) [Zn(H2O)4] 2+
б) [Ве(ОН)4]2–
ж) [Ag(S2O3)2]3–
в) [Ag(CN)2]–
з) [HgI4]2–
г) [Zn(NH3)4]2+
и) [Be(H2O)4]2+
д) [AuCl4]–
к) [Zn(OH)4]2–
31. Написать электронные формулы атомов элементов I В–группы. Какие степени
окисления могут проявлять Сu, Ag, Au? (0–3 балла)
а) Написать уравнения реакций гидролиза CuCl2 и АuСl3.
б) Подвергаются ли гидролизу соли серебра? Почему?
32. Охарактеризовать взаимодействие меди, серебра и золота с кислотами. Написать
уравнения реакций. (0–3 балла)
33. Охарактеризовать взаимодействие гидроксида меди(II) со щелочами и раствором
аммиака (на примере реакций с избытком гидроксида натрия и с водным раствором
аммиака). (0–3 балла)
34. Какие значения стандартных электродных потенциалов имеют Zn и Hg? Как
взаимодействуют Zn и Hg с разбавленными и концентрированными кислотами? Написать
уравнения реакций. (0–3 балла)
35. Написать уравнения реакций солей цинка(II) и ртути(II) с раствором аммиака. Как
влияют присутствие солей аммония и избыток аммиака на это взаимодействие? (0–3 балла)
36. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза нитратов
цинка, ртути(I) и ртути(II). Как можно ослабить гидролиз этих солей? (0–3 балла)
37. Охарактеризовать окислительно–восстановительные свойства соединений ртути(I)
и ртути(II). Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
38. Охарактеризовать способность d–элементов к комплексообразованию на примере
Zn, Cd, Hg. Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
39. Используя величины констант нестойкости соответствующих комплексных ионов,
сделайте выводы о возможности образования новых комплексных соединений и напишите
уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде: (0–3 балла)
а) [Cu(NH3)4]Cl2 + KCN=
е) K2[Hg(SCN)4] + KCl =
б) K[Ag(CN)2] + NH3 =
ж) [Ag(NH3)2]Cl + Na2S2O3 =
в) [Ag(NH3)2]NO3 + NaCN =
з) K2[CuCl4] + KOH =
г) K2[Zn(OH)4] + KCN =
и) K3[Ag(S2O3)2] + KCN =
д) K2[Zn(OH)4] + KCN =
к) K[Cu(CN)2] + KI =
Часть 2. Химия р – элементов Периодической системы элементов Д.И.
Менделеева. Каждое задание этой части контрольной работы №2 оценивается числом
баллов от 0 до 3
40. Получение, свойства и природа химической связи галогенидов бора. Написать
уравнения реакций гидролиза ВF3 и ВСl3.
41. Получение диборана. Природа химической связи в диборане? Написать уравнение
реакции диборана с водой.
42. Борная кислота, получение, свойства. Взаимодействие борной кислоты:
а) с избытком щелочи;
б) с недостатком щелочи (привести уравнения реакций)
43. Качественные реакции на бор, характерные для борной кислоты и ее солей.
Привести уравнения соответствующих реакций. Применение данных реакций в
фармацевтическом анализе. Написать уравнения реакций гидролиза тетрабората натрия (I и
II стадии).
44. Гидролиз галогенидов р–элементов III группы. Написать уравнения реакций
гидролиза ВСl3 и АlСl3. Объяснить причину того, что гидролиз протекает по–разному.
45. Взаимодействие бора и алюминия с кислотами? Написать уравнения
соответствующих реакций и расставить коэффициенты ионно–электронным методом.
46. Алюмокалиевые квасцы. Написать уравнения реакций получения квасцов, их
ионизации в водном растворе и взаимодействия:
а) с избытком раствора щелочи; б) с раствором BaCl2.
Применение алюмокалиевых квасцов в медицине.
47. Кислотно–основные свойства гидроксидов бора и алюминия, их сравнение.
Написать уравнения соответствующих реакций, доказывающих эти свойства, в
молекулярном и ионном виде.
48. Получение и гидролиз буры. Химические основы применения соединений бора
в медицине?
49. Закончить уравнения следующих реакций. Коэффициенты в окислительно–
восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, подобрать ионно–
электронным методом:
а) Al + NaOH + H2O =
е) Н3ВО3 + КОН(избыток) =
б) Al + KNO2 + KOH + H2O =
ж) Na2B4O7 + H2O =
в) Al + KNO3 + KOH + H2O =
з) Al2(SO4)3 + NaOH(изб.) =
г) Al + HNO3 (очень разбавл.) =
и) Na3[Al(OH)6] + НСl(изб.) =
д) Н3ВО3 + КОН(недост.) =
к) с) АlСl3 + Nа2СО3 + Н2O =
50. Получение и свойства оксидов углерода. Ответ подтвердить уравнениями реакций.
51. Получение и строение циановодородной кислоты. Цианиды. Ответ подтвердить
уравнениями реакций.
52. Кремний. Строение атома, характерные степени окисления, химическая
активность. Написать уравнения реакций:
а) кремния с концентрированной азотной кислотой в присутствии фтороводородной
кислоты;
б) кремния с раствором щелочи;
в) тетрафторида кремния с водой.
53. Получение сероуглерода и тиокарбонатов. Свойства тиоугольной кислоты.
54. Классификация карбидов металлов по типу связи. Получение карбидов. Написать
уравнения реакций:
а) карбида кальция с водой;
б) карбида алюминия с раствором щелочи;
в) карбида алюминия с хлороводородной кислотой.
55. Как и почему изменяются термическая устойчивость и восстановительные
свойства в ряду СН4—SiH4—GeH4—SnH4?
Написать уравнения реакций получения силана и его взаимодействия с раствором щелочи.
56. Как и почему изменяются кислотно–основные свойства гидроксидов в ряду
С(IV)—Sn(IV)? Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций Ge(OH)4:
а) с раствором щелочи; б) с хлороводородной кислотой.
57. Закончить уравнения следующих реакций. Коэффициенты в окислительно–
восстановительных реакциях расставить ионно–электронным методом:
а) Na2CO3 + Pb(NO3)2 + H2O =
е) GeS2 + (NH4)2S =
б) GeS2 + Na2S =
ж) PbO2 + HNO3 + MnSO4 =
в) РbS + НNО3(конц.) =
з) Sn +НNО3(конц.) =
г) CO+KMnO4 + H2SO4 =
и) SiH4 + K2Cr2O7 + H2SO4 =
д) Na2SnS3 + HCl =
к) NaBiO3 + HCl + SnCl2 =
58. Аммиак. Строение молекулы и свойства; три типа реакций характерных для
аммиака. Привести примеры.
59. Аммиак. Строение молекулы и свойства в окислительно–восстановительных
реакциях. Привести примеры. Получение аммиака в промышленности и в лаборатории.
60. Разложение солей аммония. Написать уравнения реакций термического
разложения следующих солей аммония: NH4Cl, (NH4)3PO4, NH4NO2, NН4NО3, (NH4)2Cr2O7.
Какие из этих реакций являются окислительно–восстановительными?
61. Возможные и характерные степени окисления азота. Гидразин, получение,
свойства.
62. Возможные и характерные степени окисления азота. Гидроксиламин, получение,
свойства. Написать уравнения реакций гидроксиламина:
а) с цинком в водном растворе НСl; б) с хлором в щелочной среде.
Уравнять ионно–электронным методом.
63. Свойства азотистой кислоты и ее солей в окислительно–восстановительных
реакциях. Написать уравнения реакций нитрита калия:
а) с сульфатом железа(II) в сернокислой среде;
б) с перманганатом калия в нейтральной среде.
Уравнять ионно–электронным методом.
64. Азотная кислота. Строение молекулы, взаимодействие с металлами в зависимости
от концентрации кислоты и активности металлов. Привести примеры.
65. Оксиды азота. Написать уравнения реакций термического разложения следующих
нитратов: КNО3, Сu(NО3)2, Вi(NО3)3, АgNО3.
66. Строение фосфорной, фосфористой и фосфорноватистой кислот. Основность этих
кислот. Написать уравнения реакций этих кислот со щелочами.
67. Свойства фосфорноватистой кислоты и
восстановительных реакциях. Привести примеры реакций.
ее
солей
в
окислительно–
68. Соединения мышьяка и сурьмы с водородом. Получение, роль в окислительно–
восстановительных реакциях? Привести примеры. Написать уравнение реакции определения
мышьяка по методу Марша.
69. Охарактеризовать изменение кислотно–основных свойств в ряду HNO2—H3PO3—
H3AsO3—Sb(OH)3—Bi(OH)3.
Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, подтверждающие
амфотерные свойства Sb(OH)3.
70. Чем объясняется окислительно–восстановительная двойственность соединений
мышьяка(III)? Написать уравнения реакций арсенита натрия:
а) с сульфатом меди(II) в щелочной среде;
б) с хлоридом олова(II) в водном растворе НСl.
Уравнять ионно–электронным методом.
71. Охарактеризовать изменение характера связи в ряду NCl3—РСl3—АsCl3—SbCl3—
BiCl3. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде, указать
условия их протекания.
72. Сравнить окислительную активность соединений: нитата натрия, фосфата натрия,
арсената натрия, висмутата натрия. Написать уравнение реакции висмутата натрия с
сульфатом марганца(II) в сернокислой среде. Уравнять ионно–электронным методом.
73. Взаимодействие мышьяка, сурьмы и висмута с кислотами. Написать уравнения
реакций мышьяка, сурьмы и висмута:
а) с концентрированной серной кислотой при нагревании;
б) с концентрированной азотной кислотой при нагревании.
Уравнять ионно–электронным методом.
74. Какие из перечисленных сульфидов: As2S3, Sb2S3, Вi2S3 образуют тиосоли?
Написать уравнения реакций получения соответствующих тиосолей.
75. Каков состав и механизм окислительного действия «царской водки»? Написать
уравнения реакций:
а) концентрированной азотной кислоты с концентрированной хлороводородной
кислотой;
б) «царской водки» с золотом.
Уравнять ионно–электронным методом.
76. Закончить уравнения следующих окислительно–восстановительных реакций (для
реакций, протекающих в водных растворах, коэффициенты расставить ионно–электронным
методом):
а) As + H2SO4(конц.) =
е) AsH3 + КМnO4 + H2SO4 =
б) К2НРО3 + КМnO4 + Н2SO4 =
ж) Вi2O3 + КОН + КNО3 =
в) Bi(NO3)3 + SnCl2 + NаОН(изб.) =
з) HNO3 + HCl + Pt =
г) Sb + H2SO4(конц., горячая) =
и) KNO3 + Zn + KOH + H2O =
д) Вi + НNО3(конц.горячая) =
к) Bi (NO3)3 + NaOH + Cl2 =
77. Строение молекулы озона согласно методу валентных связей. Указать степень
окисления кислорода в озоне. Написать уравнение реакции озона с иодидом калия в кислой
среде.
78. Степени окисления серы в соединениях. Объяснить на основании строения атома.
Какие свойства проявляет сера в окислительно–восстановительных реакциях?
Написать уравнения реакций серы:
а) с концентрированным раствором щелочи;
б) с концентрированной азотной кислотой.
Уравнять ионно–электронным методом.
79. Объяснить характер изменения силы кислот в ряду H2S—H2Se—Н2Те. Написать
уравнения реакций гидролиза сульфида натрия и селенида натрия в молекулярном и ионном
виде. Какая из солей гидролизована в большей степени и почему?
Как и почему изменяется термическая устойчивость и восстановительная активность в
ряду H2S—H2Se—H2Te?
80. Какие свойства проявляют соединения серы(IV) в окислительно–
восстановительных реакциях? Почему? Написать уравнения реакций сульфита натрия:
а) с дихроматом калия в сернокислой среде;
б) с цинком в растворе хлороводородной кислоты.
Уравнять ионно–электронным методом.
81. Сопоставить кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства
оксидов серы(IV), селена(IV) и теллура(IV). Написать уравнение реакции селенистой
кислоты с оксидом серы(IV).
82. Взаимодействие разбавленной и концентрированной серной кислоты с металлами.
Написать уравнения реакций разбавленной и концентрированной серной кислоты с Fe, Zn,
Cu.
83. Строение, получение и свойства SOCl2 и SO2Cl2? Назвать эти соединения.
Написать уравнения реакций гидролиза этих соединений в молекулярном виде.
84. Какие степени окисления проявляет сера в тиосульфат–ионе? Привести
структурную формулу тиосульфат–иона. Написать уравнения реакций тиосульфата натрия:
а) с разбавленной серной кислотой;
б) с хлором в водном растворе,
в) с иодом в водном растворе,
г) бромида серебра с избытком тиосульфата натрия,
д) с избытком брома в водном растворе;
е) с хлороводородной кислотой.
85. Особенность строения пероксосерных кислот. Свойства пероксосерных кислот
в окислительно–восстановительных
реакциях?
Написать
уравнения
реакций
пероксодисерной и пероксомоносерной кислот с водой.
86. Свойства солей пероксосерных кислот в окислительно–восстановительных
реакциях? Написать уравнения реакций пероксодисульфата аммония:
а) с раствором иодида калия;
б) с раствором нитрита калия.
Уравнять ионно–электронным методом.
87. Закончить и уравнять ионно–электронным методом следующие реакции:
а) Na2SO3 + Na2S + H2SO4 =
е) H2SeO4 + Ag =
б) Na2S2O3 + I2 =
ж) Na2S2O3(изб.) + Cl2 + H2O =
в) Na2SO3 + (NH4)2S2O3 + H2O
з) K2S2O8 + KI =
г) Н2SO4(конц.) + Рb =
и) Na2S2O3 + Cl2(изб.) + H2O =
д) H2SO4(конц.) + Ag =
к) Nа2S2O3(изб.) + Вr2 + Н2O =
88. Степени окисления фтора в химических соединениях. Объяснить на основании
строения атома. Составить уравнения реакций фтора:
а) с водой; б) со щелочью.
89. Степени окисления хлора в химических соединениях. Объяснить на основании
строения атома. Составить уравнения реакций хлора:
а) с водой; б) со щелочью при нагревании.
90. Степени окисления брома в химических соединениях. Объяснить на основании
строения атома. Составить уравнения реакций брома с раствором щелочи без нагревания и
при нагревании.
91. Степени окисления иода в химических соединениях. Объяснить на основании
строения атома. Составить уравнения реакции иода с раствором щелочи. Почему иод
одинаково взаимодействует с холодной и горячей щелочью?
92. Кислородсодержащие кислоты хлора. Дать названия кислот и соответствующих
солей по международной номенклатуре. Написать уравнение реакции гипохлорита натрия с
нитратом свинца в нейтральной среде. Уравнять ионно–электронным методом.
93. Кислородсодержащие кислоты брома. Дать названия кислот и соответствующих
солей по международной номенклатуре. Написать уравнение реакции бромата калия с
сульфидом калия в сернокислой среде. Уравнять ионно–электронным методом.
94. Кислородсодержащие кислоты иода. Дать названия кислот и соответствующих
солей по международной номенклатуре. Написать уравнение реакции иодата калия с
иодидом калия в сернокислой среде. Уравнять ионно–электронным методом.
95. Объяснить характер изменения силы кислот в ряду НСlO—НСlO2—НСlO3—
НСlO4. Дать названия этим кислотам. Как получают хлорат калия и где его применяют?
Написать уравнения реакции хлората калия с иодом в сернокислой среде.
96. Объяснить характер изменения устойчивости, силы кислот и окислительной
активности в ряду НСlO— НСlO2— НСlO3—НСlO4. В каких средах проявляют
окислительные свойства: а) гипохлориты; б) хлораты? Написать уравнения реакции бромата
калия с бромидом калия в сернокислой среде и уравнять ионно–электронным методом.
97. Объяснить изменение силы кислот в ряду HF—НСl—HBr—HI. Как и почему
изменяются термическая устойчивость и восстановительная активность в ряду
HF—НСl—HBr—HI?
Написать уравнение реакции кристаллического иодида натрия с концентрированной
серной кислотой.
98. Получение хлора, брома и иода в лаборатории. Какую роль играют хлор, бром и
иод в окислительно–восстановительных реакциях? Написать уравнения реакций.
а) хлора с раствором щелочи при нагревании; б) хлора с раствором иода;
в) иода с хлорноватой кислотой.
99. Объяснить изменение окислительно–восстановительных свойств в ряду
F2––Cl2––Br2––I2.
Написать уравнение реакции иода с бромом в водном растворе.
100. Закончить уравнения следующих реакций. Коэффициенты в окислительно–
восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, расставить ионно–
электронным методом:
а) KClO3 + I2 + H2SO4 =
д) KIO3 + KI + H2SO4 =
и) КВr + КВrO3 + Н2SO4 =
б) КСlO3 + Вr2 + Н2SO4 =
е) FeCl3 + KI =
и) РbO2 + НСl(конц.) =
в) Cl2 + K2SO3 + KOH =
ж) MnSO4 + NaClO + H2O =
к) I2 + Na2SO3 + NaOH =
г) Cl2 + Ca(OH)2 =
з) I2 + Ba(OH)2 =