Необходимый исходный уровень знаний и умений

1. Строение атома.

2. Типы химической связи: ковалентная (полярная, неполярная), ионная.

3. Растворы; способы выражения концентрации растворов: массовая доля, молярная и моляльная концентрации, молярная концентрация эквивалента.

4. Переход от одного способа выражения концентрации к другому.

5. Электролитическая диссоциация; неэлектролиты и электролиты; сильные и слабые электролиты.

Занятия 14, 15.

Учение о растворах. Диффузия в растворах. Осмос. законы осмоса

Содержание занятий:

1. Обсуждение вопросов по теме занятий.

2. Постановка демонстрационных опытов.

3. Решение задач по теме.

4. Реферативное сообщение по теме «Роль диффузии и осмоса в биологических системах».

5. Тестовый контроль по теме «Осмос».

Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии

1. Диффузия в растворах. Факторы, влияющие на скорость диффузии. Закон Фика. Роль диффузии в процессах переноса вещества в биологических системах.

2. Сущность осмоса. Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Вант-Гоффа. Гипо-, гипер- и изотонические растворы. Измерение осмотического давления.

3. Отклонение растворов электролитов от закона Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации электролита. Понятие об осмотической концентрации растворов.

4. Осмотическое давление растворов биополимеров. Онкотическое давление плазмы и сыворотки крови и его биологическая роль.

5. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Изоосмия организмов. Формирование отека. Плазмолиз, гемолиз. Применение в медицине гипер- и изотонических растворов.

6. Насыщенный пар, давление насыщенного пара над чистым растворителем. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над разбавленным раствором нелетучего неэлектролита; закон Рауля.

7. Температуры кипения и замерзания растворов. Относительное повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания (депрессии) разбавленных растворов неэлектролитов по сравнению с чистыми растворителями; следствия из закона Рауля. Эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные, их физический смысл.

8. Отклонение растворов электролитов от закона Рауля и его следствий. Изотонический коэффициент.

9. Взаимосвязь между коллигативными свойствами растворов. Осмометрия, криометрия и применение их в медико-биологических исследованиях.

Практическая часть:

Выполнение демонстрационных опытов (в процессе обсуждения теоретического материала).

Опыт 1. Определение осмотического давления раствора сахарозы.

Осмометр вынимают из штатива. Затем, наклонив его в сторону боковой (широкой) трубки, через отверстие этой трубки с помощью пипетки заполняют исследуемым раствором сахара. Продолжая держать осмометр в наклоненном положении, боковую (широкую) трубку плотно закрывают пробкой так, чтобы в ней не осталось пузырьков воздуха, а уровень раствора в капилляре был возможно ниже. Заполненный осмометр погружают в стакан с дистиллированной водой до нижнего уровня капилляра и закрепляют в штативе. Через 1,5-2 часа от начала опыта (когда осмос прекратится) измеряют высоту подъема раствора в капиллярной трубке от поверхности воды в стакане. Осмотическое давление раствора рассчитывают по формуле:

Р_осм. = h · ρ · g(ПА),

где: h – высота подъема раствора в капилляре (м);

ρ – плотность исследуемого раствора (кг/м³);

g – ускорение свободного падения тела (м/с²).

Результаты опыта оформляют в виде таблицы, приводя подробный рисунок осмометра и расчет осмотического давления.

Продолжительность осмоса	h (м)	ρ (кг/м3)	Р (Па)

Опыт 2. Рост искусственной «клетки» Траубе.

В цилиндр наливают 150-200 мл раствора CuSO₄ и бросают кристаллик К₄[Fe(CN)₆]. За счет реакции

2CuSO₄ + К₄[Fe(CN)₆] = Cu₂[Fe(CN)₆]↓ + 2К₂SO₄

на поверхности кристалла образуется сплошная пленка гексациано – (II) – феррата меди, пропускающая воду, но задерживающая частицы солей. Вследствие разности концентраций внутри оболочки и вне ее вода начинает поступать внутрь «клетки». Оболочка растягивается и разрывается в самом слабом месте. На этом месте вновь возникает пленка из Cu₂[Fe(CN)₆], и так постепенно развивается вытянутая полость, очертаниями напоминающая водоросль или гидру.

Задачи для самостоятельного решения

1. Будут ли изотоничны водные растворы двух нелетучих неэлектролитов (М₁ > М₂), если температуры растворов и массовые доли этих веществ в растворах одинаковы? Если, на ваш взгляд, растворы неизотоничны, то в котором из них – первом или втором – осмотическое давление выше? Почему?

2. Как будет меняться во времени осмотическое давление подкисленного раствора сахарозы при 80º С? Ответ мотивируйте.

3. Опишите поведение эритроцитов при 37ºС в водных растворах следующих веществ:

· Рибозы, ω = 5%, плотность 1,012 г/мл;

· Нитрата натрия, ω = 3%, плотность 1,02 г/мл, α = 1;

· Мочевины, С = 0,303 моль/л.

4. Раствор, полученный растворением 100 г органического вещества в 2600 мл воды, обладает при 20˚С осмотическим давлением 0,01 атм. и плотностью 1,01 г/мл. Определить молярную массу органического вещества.

5. Какую массу глюкозы следует взять для приготовления 0,6 л водного раствора, изотоничного плазме крови при t = 37˚С?

6. При 20˚С смешали 1 л раствора сахарозы, осмотическое давление которого 2,4 атм., с 3 л раствора KCI, осмотическое давление которого 4,8 атм. Найти осмотическое давление смешанного раствора, если α (KCI) = 1.

7. Будут ли изотоничны плазме крови при температуре 37˚С следующие растворы:

· 5%-й водный раствор фруктозы (ρ = 1,08 г/мл);

· водный раствор, содержащий в 0,1 л раствора дезоксирибозу массой 1,34 г;

· раствор галактозы с молярной концентрацией 0,303 моль/л;

· водный раствор карбоната калия с массовой долей К₂СО₃ 1,7% и плотностью 1,1 г/мл ,α(К₂СО₃) = 1).

8. Рассчитайте осмотическое давление при 37˚С (R=0,082):

а) 0,1 М раствора СаCI₂ , α(СаCI₂) = 1;

б) внутриклеточной жидкости, если состав раствора (ммоль/л):

[Na⁺] = 35; [К⁺] = 115; [Сa²⁺] = 5; [CI^ˉ] = 25; [НСО₃^ˉ] = 20; [Н₂РО₄^ˉ] = 100; [SO₄^2-] = 10

в) раствора, в 2 л которого содержится 90 г глюкозы (М_.= 180 г/моль).

9. Не производя расчетов, укажите, какой из трех растворов с одинаковой массовой долей – хлорида бария, хлорида магния, хлорида кальция – имеет минимальную и максимальную температуру замерзания. Ответ мотивируйте.

10. Многие моносахариды отвечают простейшей формуле С_n(Н₂О)_n. Выведите молекулярную формулу ксилозы, водный раствор которой с массовой долей вещества 1,96% замерзает при - 0,248˚С.

11. Чему равна температура замерзания водного раствора, содержащего глюкозу с массовой долей 3%, если К_в = 1,86.

12. Какую массу сахарозы следует растворить в 250 г воды, чтобы получить раствор, кипящий при 100,2˚С. При какой температуре будет замерзать этот раствор?

13. Понижение температуры замерзания плазмы крови равно 0,56˚С. Рассчитайте массу воды, которую необходимо добавить к 100 г 12%-го раствора глюкозы (ρ = 1,046 г/мл), для получения раствора, изотоничного крови при 37˚С.

14. Вычислите массовую долю водного раствора этиленгликоля, замерзающего при - 1˚С.

15. Как можно вычислить величину осмотического давления раствора нелетучего неэлектролита, если известна депрессия (_ΔТ_зам.) раствора?

Занятие 16. Окислительно-восстановительные реакции.

Содержание занятия:

1. Обсуждение вопросов по теме занятия

2. Решение заданий по теме: «ОВР»

3. Контрольная работа «Окислительно-восстановительные реакции»

Вопросы для подготовки и обсуждении на занятии:

1. Понятия: окислитель, восстановитель, окисление, восстановление. Важнейшие окислители, восстановители.

2. Методы электронного баланса и электронно-ионный: сущность, принципы. Примеры реакции с использованием того и другого метода.

3. Прогнозирование протекания ОВР.

4. Укажите, какие из перечисленных реакций являются окислительно-восстановительными:

а) FeCI₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCI

б) 2FeCI₂ + 6NaOH + CI₂ = 2Fe(OH)₃ + 6NaCI

в) Zn + H₂SO_4(разб.) = ZnSO₄ + Н₂

г) Zn + 2H₂SO_4(конц.) = ZnSO₄ + SO₂ + 2Н₂О

д) Zn(ОН)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2Н₂О

Ответ мотивируйте и укажите в окислительно-восстановительных процессах, окислитель и восстановитель.

5. Укажите, какие из указанных процессов представляют собой окисление и какие восстановление:

CI₂ → 2CI‾; AI → AI³⁺; AI → AIО‾₂; S²‾→S; Sn⁴⁺ → Sn²⁺;

Fe³⁺ → Fe²⁺; NO‾₃ → NO₂; NO‾₂ → NH₃; NH₃ → NO; 2I‾ → I₂; CI‾ → CIO‾; CIO‾₃ → CI₂.

6. Укажите, какие из указанных веществ могут проявлять только окислительные свойства; только восстановительные свойства; проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

а) KMnO₄, MnO₂, P₂O₅, Na₂S

б) Na₂SO₃, H₂SO₄, H₂S, SO₂

в) Na₂CrO₄, KcrO₂, K₂Cr₂O₇, Cr

г) NH₃, HNO₃, N₂, NaNO₂

7. Какие из указанных ионов играют роль окислителей, а какие восстановителей: S²‾, Fe³⁺, Ag⁺, Cu²⁺, CI‾, Br‾, I‾.

8. Составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций:

а) KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + KNO₃ + Н₂О

б) KMnO₄ + KNO₂ + H₂O → MnO₂ + KNO₃ + KOH

в) KIO₃ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + Н₂О

г) Bi₂O₃ + CI₂ + KOH → KCI + KBiO₃ + Н₂О

д) Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + Н₂О

е) KIO₃ + KI + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + Н₂О

ж) I₂ + CI₂ + Н₂О → HIO₃ + HCI

з) Ca(OH)₂ + CI₂ → Ca(CIO)₂ + CaCI₂ + Н₂О

и) CrCI₃ + Н₂О₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaCI + Н₂О

к) K₂MnO₄ + Н₂О → KMnO₄ + MnO₂ + KOH

л) K₂Cr₂O₇ + C₂H₅OH + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + CH₃CHO + K₂SO₄ + Н₂О

Тема занятия: СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.

Актуальность темы

Изучение химических явлений требует ответа на вопрос, почему и как быстро протекает процесс. Прогнозировать это с помощью методов термодинамики не представляется возможным, так как в этом случае не требуется привлечения знаний о строении вещества. Решение проблемы о быстроте протекания процесса основано на знании законов атомно-молекулярного строения вещества, которые необходимы для того, чтобы предсказать биохимические процессы, протекающие в организме.

Все разнообразные объекты живой и неживой природы состоят из атомов тех или иных химических элементов. Наблюдаемые свойства различных веществ окружающего мира (способность к окислению, восстановлению, комплексообразованию, диссоциации, гидролизу, растворимости и т.д.) в конечном счёте определяются строением электронных оболочек атомов, образующих данное соединение.

В природе редко встречаются изолированные атомы. Все вещества состоят из молекул, а в составе молекул имеются два и более атомов. Свойства всех веществ живой и неживой природы определяются не только строением их атомов, качественным и количественным составом, но и внутренней структурой молекул, типом химической связи между атомами, образующими молекулу того или иного соединения. Атомы, соединяясь в определенной последовательности, взаимно влияют друг на друга. Например, свойства атома водорода существенно меняются в зависимости от того, соединен ли он с атомом хлора (в молекуле HCl), серы ( в молекуле H2S), углерода (в молекуле CH4). В первом случае атом водорода легко отщепляется в водном растворе в виде иона H+; от молекулы H2S водород отщепляется значительно труднее; от молекулы метана отщепление иона водорода в водной среде практически не происходит. Различие в поведении этих соединений в водной среде объясняется степенью полярности связи между атомами: чем более полярна связь, тем легче она разрывается.

От полярности связи зависит и скорость протекания реакций. Вещества с ионной и полярной ковалентной связью реагируют с большей скоростью, чем соединения с неполярными и малополярными связями в молекуле.

Знание материала данной темы необходимо для изучения свойств комплексных соединений, s- , p- , d-элементов и их соединений, а также для освоения курса органической и аналитической химии, физиологии, медицинской физики и др.

Цель занятия

Сформировать у студентов современные представления о строении атома, природе химической связи, её влиянии на строение и свойства химических соединений.

Студент должен знать:

-систему квантовых чисел для характеристики энергетического состояния электрона в атоме;

-порядок заполнения атомных орбиталей электронами в многоэлектронных атомах;

-принцип составления электронных и электронно-графических (спиновых) схем атомов элементов и на их основе уметь определить положение элемента в периодической системе;

-определение кратности, прочности и типа связи с позиций метода валентных связей;

-влияние направленности связи на строение (пространственную конфигурацию) молекул;

-основные положения метода ВС и метода МО.

Студент должен уметь:

-определять тип гибридизации атомов элементов в простейших соединениях и её влияние на пространственную конфигурацию молекулы;

-составлять схемы двухатомных( и многоатомных) частиц с позиций метода валентных связей

-составлять схемы двухатомных частиц с позиций метода молекулярных орбиталей;

-предсказывать физико-химических свойства соединений в зависимости от типа химической связи.

Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии

1.Основные этапы развития представлений о строении атома. Дуализм электрона. Уравнение де Бройля. Вероятностный характер движения электрона в атоме. Принцип неопределенности Гейзенберга.

1.Характеристика энергетического состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Главное, орбитальное, магнитное и спиновое квантовые числа; их физический смысл и взаимосвязь.

2.Многоэлектронные атомы. Последовательность заполнения атомных орбиталей электронами: принцип запрета Паули, принцип минимума энергии, правило Хунда. Электронные формулы и спиновые схемы атомов.

3.Периодический закон Д.И.Менделеева. Связь между электронным строением атомов и положением элементов в периодической системе s-, p-, d -, f – семейства элементов.

4.Периодичность изменения радиусов атомов и ионов, энергии ионизации и сродства к электрону, электроотрицательности в группах и периодах в периодической системе Д.И.Менделеева. Химическая связь. Механизм и способы образования ковалентной химической связи. Длина связи, энергия связи.

5.Основные положения метода валентных связей. Направленность химической связи. δ- и π- связи. Влияние направленности связи на пространственную конфигурацию молекул. Насыщаемость, кратность связи.

6.Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации.

7.Полярность и поляризуемость химической связи. Дипольный момент связи.

8.Метод молекулярных орбиталей; основные положения метода. Энергетические диаграммы молекулярных орбиталей. Кратность связи в методе молекулярных орбиталей.

Задачи для решения на занятии и самостоятельной работы

1.Написать электронную формулу атома, порядковый номер которого 20. Дать мотивированный ответ на вопрос: к какому семейству относится данный элемент и в какой группе и подгруппе находится.

2.Сколько свободных d-орбиталей имеет атом меди? Написать для него электронную формулу. Какое явление имеет место при заполнении электронами орбиталей данного атома?

3.Электронная формул атома………………4s23d104p3 . Написать полную

электронную формулу; определить порядковый номер элемента, семейство, группу, подгруппу; ответ мотивировать. Написать спиновую схему данного элемента.

4. Почему хлор и марганец расположены в одной группе периодической системы, но в разных подгруппах? Ответ мотивируйте на основании их электронных формул.

5.Для атома углерода значение последовательных потенциалов ионизации,

выраженных в вольтах, составляют :

I1=11,3 B; I2=24,4 B; I3=47,9 B; I4=64,0 B; I5=392 B;

Объяснить ход изменения потенциалов ионизации и чем вызван резкий скачок при переходе от J4 к J5 .

6. Что такое валентно-насыщенное и валентно-ненасыщенное состояние атома? Приведите примеры. Дайте определение максимальной валентности.

7. Возможно ли существование частицы AlCl4^-? Ответ мотивируйте с позиции метода валентных связей.

8. Какова пространственная структура молекул:

а) SO2, если дипольный момент молекулы µ=5,33.10-3

б) CO2, если дипольный момент молекулы µ=0.

9. Какой характер имеют связи в молекулах H2O и Br2 . Объясните строение молекул с позиций метода валентных связей и укажите для каждой из молекул направление смещения общей электронной пары.

10.Какие типы гибридизации атомных орбиталей Вы знаете? Покажите это на примере атома углерода и приведите примеры соединениий, в которых атом углерода имеет различный тип гибридизации.

11. С позиций метода молекулярных орбиталей покажите образование молекул кислорода, оксида углерода (II), оксида азота (II). Какова кратность связи в этих молекулах.

Вопросы для самостоятельной работы

1.Особенности длинно- и короткопериодных вариантов периодической системы.

2.Межмолекулярные взаимодействия и их природа. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия.

3.Внутримолекулярная и межмолекулярная водородная связь; биологическая роль.

Тема занятия: КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.

Актуальность темы

Комплексные соединения широко используются в бионеорганической химии для изучения физико-химических свойств соединений s-, p-, d- элементов, в аналитической химии и клинических анализах – для обнаружения в исследуемых растворах катионов Fe2+, Fe3+,Cu2+ и др., которые с комплексными соединениями образуют характерные цветные осадки или растворы. Метод комплексообразования используется и для усиления или подавления окислительно-восстановительных функций окислителей и восстановителей. В частности, на этом основано применение комплексонов в качестве стабилизаторов при хранении крови. Находящиеся в крови катионы металлов, которые катализируют реакции окисления, связываются комплексонами в очень прочные внутрикомплексные соединения.

Комплексные соединения применяются в клинической практике для выведения из организмов ионов токсических металлов, радиоактивных изотопов и продуктов их распада.

Огромную роль комплексные соединения играют в жизнедеятельности живых организмов. Многие ферменты, витамины являются внутрикомплексными соединениями. К комплексным соединениям относится гем, который входит в состав гемоглобина крови.

Цель занятия

Сформировать системные знания о физико-химических свойствах комплексных соединений, теории комплексообразования для обоснования протекающих в условиях живых систем процессов этого типа и для возможности использования комплексообразования при подборе лекарственных препаратов.

Студент должен знать:

- строение комплексных соединений и характер связей в комплексах с позиций метода валентных связей;

- классификацию и номенклатуру комплексных соединений

- строение металлоферментов и их биологическую роль;

- значение комплексных соединений в биологии и медицине.

Студент должен уметь:

- определять заряд комплексного иона и степень окисления комплексообразователя;

- составлять уравнения диссоциации комплексных соединений;

- делать выводы о физико-химических свойствах комплексных соединений на основании экспериментальных данных.

Вопросы для обсуждения на занятии:

1. Координационная теория Вернера: центральный ион (комплексообразователь), лиганды, координационное число комплексообразователя; дентатность лигандов.

2.Комплексообразующая способность s-, p-,d- элементов, характер связи в комплексах с позиций метода валентных связей.

3.Классификация комплексных соединений по различным признакам;

4.Номенклатура комплексных соединений. 5.Ионные равновесия в растворах комплексных соединений. Константы нестойкости и устойчивости комплексных соединений.

6.Биологическая роль комплексных соединений. Металлоферменты, понятие о строении их активных центров, основные принципы хелатотерапии.

Вопросы и задачи для решения на занятии и самостоятельной работы

1.Составьте формулы комплексных соединений, в которых:

а) комплексообразователь – ион хрома (степень окисления хрома + 3, координационное число – 6 ), лиганды - ионы CN-, внешняя сфера – ионы К +;

б) комплексообразователь - ион золота ( степень окисления золота + 3, координационное число - 4 ), лиганды – ионы Cl-, внешняя сфера – ионы Na+.

2. Определите степень окисления комплексообразователя в следующих комплексных ионах: [FeF6]4-; [Fe(PO4) 2]3-; [CoCl6]3-; [Zn(CN)6]4-.

3. Определите заряд (х) комплексных ионов : [Co2+Cl4]x; [Co3+(NO3)6]x; [Ni(SO₄)₂]^х; [Cd(NH₃)₆]^х.

4. Определите заряд комплексных ионов и напишите формулы соединений, подобрав соответствующие по заряду ионы внешней сферы:

а) [Co+3(NH3)5Cl]x ; б) [Co3+(NH3)4 Cl2]x ; в) [Cu2+(H2O)4]x

г) [Co3+(NH3)3 (NO2)3]x ; д) [Pt+4(NH3)3 Cl3]x ; е) [Fe+2(CN)6]x.

5. Дайте названия перечисленным ниже комплексным соединениям; укажите комплексообразователь, лиганды, внутреннюю координационную сферу, внешнюю сферу. Напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации этих соединений в водных растворах и выражение констант нестойкости комплексных ионов.

K3[Cu(CN)6] ; Na2[Pb(OH)4] ; Na3[AlF6] ; (NH4)3 [Co(CN)6] ; Na3[Bi I6] ;

Na2[Fe(SCN)5H2O] ; K3[Fe F4Cl2] ; K3[Mn (C2O4)3] ; [Ni(NH3)6](NO3)2];

[Hg(NH3)6]Cl2; [Cr(H2O)5OH]Cl2; [Al(H2O)6](SO3)4; [Pd(H2O)(NH3)2Cl]Cl ; [Со(Н₂О)(NН₃)₄СN]Вr₂; [Рt(NН₃)₃СI]CI.

6. По приведенным ниже названиям составьте формулы комплексных соединений: гексацианоферрат(III) калия; тетрагидроксоплюмбат (II) натрия; тетрафтороаргентат (III) калия; октацианомолибдат (IV) калия; дитиоцианатодицианокупрат (II) бария; триамминтринитрокобальт; тетрацаноаурат(III) калия; бромопентанитроплатинат(IV) натрия; нитрат тиоцианатопентаамминкобальта (III); сульфат карбонаттетраамминхрома (III)

7. Имеются два водных раствора. В одном растворена соль K3[Fe(CN)6] , в другом – NH₄Fe(SO₄)₂. К каждому раствору прилили раствор едкого кали. В одном из этих растворов произошла реакция и один из продуктов реакции выпал в осадок. Напишите молекулярное и ионное (полное и сокращенное) уравнения этой реакции.

8. Из раствора комплексной соли PtCl4. 6NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор в виде хлорида серебра, а из раствора соли PtCl4. 3NH3 – только ¼ часть входящего в её состав хлора. Написать координационные формулы этих солей, определить координационное число платины в каждой из них.

9. Вычислите массу серебра, содержащегося в виде ионов в растворе хлорида диамминсеребра(I) с концентрацией 0,3моль/л объёмом 750 мл.

10. Из сочетания частиц Cr3+ , H2O , Cl- , K+, можно составить 7 координационных формул комплексных соединений. Составьте формулы этих соединений, назовите их (координационное число комплексообразователя – 6).

Практическая часть

Лабораторная работа

Форма и образец оформления опытов:

Тема: «Получение и физико-химические свойства комплексных соединений»

Название и № опыта	Уравнения реакций(с указанием внешних признаков )	Результаты наблюдений	Вывод.

Опыт 1. Электролитическая диссоциация и устойчивость комплексных соединений в растворах.

Гексацианоферрат(Ш) калия K3[Fe(CN)6] при диссоциации в растворах образует ионы К+ и [Fe(CN)6]3-. Для доказательства этого в две пробирки берут по 3 капли раствора K3[Fe(CN)6] . И первую пробирку добавляют 2 капли раствора едкого натра (реактив на ион Fe3+), а во вторую – 2 капли раствора гидротартрата натрия NaHC4H4O6 (реактив на ион К⁺) и отмечают результат их действия. Для сравнения выполняют в третьей пробирке реакцию обнаружения ионов Fe³⁺ в растворе хлорида железа (III).

Полученные результаты сопоставляют, записывают уравнение диссоциации комплексного соединения и делают вывод об устойчивости комплексного иона [Fe(CN)6]3-.

Опыт 2. Катионные комплексные соединения; получение аммиаката никеля.

В пробирку берут 3 капли раствора сульфата никеля NiSO4, добавляют по каплям разбавленный раствор NH4OH до образования осадка сульфата гидроксоникеля (NiOH)2SO4 и затем наблюдают растворение получившегося осадка при дальнейшем добавлении NH4OH – образуется сульфат гексаамминникеля(П).

NiSO4 + 6NH4OH = [Ni(NH3)6] SO4 + 6H2O

ИЗБЫТОК

Записывают уравнение реакции, название и цвет комплексного соединения.

Опыт 3. Анионные комплексные соединения ; получение и исследование ацидокомплекса серебра.

В 2 пробирки вносят по 1 капле раствора нитрата серебра AgNO3 и одну из них оставляют в качестве контрольной. В другую добавляют по каплям насыщенный раствор хлорида натрия и образовавшийся осадок AgCl растворяют при энергичном встряхивании в избытке реактива. В результате реакции образуется дихлороаргентат(I) натрия.

AgNO3 + 2NaCl = Na [AgCl2] + NaNO3

ИЗБЫТОК

В обе пробирки добавляют реактив на ионы Ag+ - по одной капле едкого натра, отмечают результат и делают вывод о наличии ионов Ag+ в каждом из растворов.

2Ag+ + OH- = Ag2O + H+

БУРЫЙ

Записывают уравнение реакции и указывают внешние признаки реакции.

Опыт 4. Анионные комплексные соединения ; получение гидроксокомплекса сурьмы.

К 3 каплям раствора хлорида сурьмы (Ш) SbCl3 прибавляют по каплям раствор едкого натра, наблюдают образования осадка белого цвета и продолжают прибавление реактива до растворения его. При этом образуется гексагидроксостибиат(Ш) натрия. Записывают уравнение реакции и отмечают цвет раствора.

SbCl3 + 6NaOH = Na3[Sb(OH)6] + 3NaCl

ИЗБЫТОК

Опыт 5. Окислительно - восстановительные свойства комплексных соединений.

К 4 каплям раствора перманганата калия добавляют 2 капли серной кислоты и по каплям раствор гексацианоферрата(П) калия K4[Fe(CN)6]. Отмечают изменение цвета раствора перманганата калия, указывают окислитель и восстановитель в данной реакции, записывают уравнение реакции.

5K4[Fe(CN)6] + KMnO4 + 4H2SO4 = 5K3[Fe(CN)6] + 3K2SO4+ MnSO4 + 4H2O.

Fe2+ - e = Fe3+ 5

Mn+7 + 5 e = Mn2+ 1

Тема занятия:ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА S-ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.

Актуальность темы

S-элементы, такие как Na, K, Mg и Сa относятся к биогенным макро- элементам, постоянно присутствуют в организме человека либо в виде катионов, которые находятся в гидратированном состоянии, либо в виде центральных атомов сложных комплексных соединений. В виде свободных катионов находятся только натрий и калий, катионы кальция и магния встречаются как в свободном, так и в связанном состоянии.

Ионы калия участвуют в передаче нервного импульса, сокращении сердечной мышцы, усиливая её сокращение, входят в состав буферных систем крови, обеспечивая постоянство её рН; ионы натрия участвуют в регуляции водно-солевого баланса, а в конечном итоге, в поддержании осмотического давления биологических жидкостей на постоянном уровне; ионы кальция участвуют в сокращении мышц, в том числе и сердечной мышцы, процессах свёртывания крови, в виде нерастворимых соединений образуют основное вещество костей и зубов; ионы магния входят в состав ферментов трансфераз, влияют на проницаемость ионов калия и натрия через клеточную мембрану, т.е.участвуют в генерации потенциала покоя и возбуждения клетки, способствуют превращению АТФ в АДФ и обратно и многих других процессах.

Многие соединения S- элементов применяются в качестве лекарственных препаратов:

изотонический р-р NaCl вводят при обезвоживании организма, а также в качестве кровезаменителя при больших потерях крови; NaHCO3 используют при ацидозе, диабете и др.; KCl применяется при гипокалиемии; Na2O2 и KO2 необходим для поглощения CO2 и регенерации кислорода в подводных лодках и космических кораблях; оксид магния MgO, карбонат кальция являются основными антацидными средствами, применяемыми для уменьшения кислотности желудочного сока и т.д.

Таким образом, знание химии s-элементов позволяет сопоставить электронную структуру и свойства ионов этих элементов с особенностями их биологического и физиологического действия, что очень важно при изучении курсов биохимии, физиологии, фармакологии и токсикологии.

Цель занятия

Сформировать системные знания о физико-химических свойствах s-элементов и их соединений, специфичности роли каждого элемента и его соединений в живых системах, применении их соединений в медицине; развить логичность и глубину мышления, выработать умение работать с литературой, химической посудой и реактивами.

Студент должен знать:

-общие свойства s-элементов

- зависимость химических свойств соединений s-элементов от строения их атомов;

- методику проведения лабораторных опытов по изучению физико-химических свойств s-элементов и их соединений

-биологическую роль s- элементов и применение их соединений в медицинской практике.

Студент должен уметь:

- составлять уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде и определение возможности и полноты протекания химических процессов;

-работать с химическими реактивами и посудой;

-ставить простейший эксперимент;

- на основании проделанных опытов уметь анализировать раствор на присутствие ионов s-элементов.

Вопросы для подготовки и обсуждения на занятиях:

1.Введение в химию элементов. Химические элементы биосферы.

2.Положение в периодической системе s-элементов, электронное строение атомов, характерные степени окисления.

3.Закономерность изменения по группам и периодам:

а) радиусов ионов s-элементов и их поляризующей способности.

б) кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов s-элементов.

4.Физико-химические свойства H, Na, K, Be, Mg, Ca и их соединений.

5.Растворимость и гидролиз солей s-элементов.

6.Биологическая роль s-элементов и применение их соединений в медицине.

Вопросы и задания для решения на занятии и самостоятельной работы

1.Как изменяется поляризующая способность ионов s-элементов:

а) с увеличением разряда (радиус ионов одинаков);

б) с увеличением радиуса (заряд ионов одинаков).

2.У какого из ионов – Na+ или Mg2+, Ca2+ или Sr2+ - поляризующая способность выше? Почему?

3.На каких свойствах пероксида водорода основано его применение в медицине и химическом анализе?

4.Какова реакция среды (кислая, нейтральная, щелочная ) водного раствора пероксида натрия? Ответ мотивируйте соответствующим уравнением реакции.

5.Как и почему изменяются основные свойства в ряду LiOH – CsOH ?

6. Как и почему изменяются основные свойства гидроксидов металлов главной подгруппы II группы в ряду Be(OH)2 ----- Ba(OH)2?

7. Можно ли получить кальций восстановлением его оксида алюминием? Ответ обосновать расчетом энергии Гиббса реакции.

8. Какой тип гибридизации атомных орбиталей бериллия в соединениях: а)ВеСI₂; б)К₂[BeF₄]? Опишите электронное строение и геометрическую структуру молекулы ВеСI₂.

9. Объясните строение молекулы пероксида водорода; приведите примеры реакций, доказывающих его окислительно-восстановительную двойственность

10. С какими из перечисленных веществ реагирует карбонат лития в присутствии воды: СО, СО₂,NО₂, CaO, HCl, HCOOH, Na₂CO3, SiO₂?

11. Какие препараты применяют при повышенной кислотности желудочного сока и какие из них сопровождаются меньшим побочным действием?

12. При растворении гидрида щелочного металла массой 21,6 г в воде выделился газ объёмом 20,16л (н.у.). Установите формулу гидрида.

13. Натрий какой массы нужно растворить в воде объёмом 100 мл, чтобы получить раствор с массовой долей гидроксида натрия 10%?

14. Осуществите следующие превращения:

Щелочной металл – оксид – гидроксид – средняя соль – кислая соль – средняя соль.

15.На чем основано применения сульфата кальция для изготовления гипсовых повязок? Ответ поясните с помощью химических реакций.

Некоторые свойства s-элементов

Гидроксиды s-элементов IA группы растворимы в воде и являются сильными основаниями - щелочами. Сила оснований растет в группе сверху вниз. S-элементы IA группы с большинством кислот (HCl, HNO3, H2SO4 и т.д.) образуют хорошо растворимые в воде соли. Некоторые соединения натрия и калия трудно растворимы в воде. К ним относятся гексагидроксостибиат(V) натрия, натрий-уранил ацетат, гидротартрат калия, гексанитрокобальтат(Ш) калия или натрия и др.

Растворимость и основные свойства гидроксидов s-элементов IIА группы закономерно возрастают по группе сверху вниз. Большинство соединений, образованных s-элементами IIА группы практически нерастворимы в воде.

К хорошо растворимым в воде соединениям магния относятся хлорид, нитрат, сульфат, дигидрофосфат, оксалат, хромат, ацетат и др., а к трудно растворимым – гидроксид, фосфат, гидрофосфат, гидроксокарбонат и т.д. Эти соли не растворяются в воде, но растворяются в сильных и слабых кислотах.

К хорошо растворимым в воде соединениям кальция относятся хлорид, нитрат, ацетат, гидрофосфат, хромат и др., к труднорастворимым – фосфат, гидрофосфат, карбонат, оксалат и др. Эти соли в воде не растворяются, но растворимы в сильных, а некоторые и в слабых кислотах.

К соединениям стронция, хорошо растворимым в воде, относятся хлорид, нитрат, ацетат, дигидрофосфат и др., к трудно растворимым – сульфат, карбонат, оксалат, фосфат, гидрофосфат и др. Нерастворимые в воде соли растворяются в сильных (кроме сульфата), а некоторые и в слабых кислотах. Хромат стронция средней растворимости.

Растворимые в воде соли бария – это хлорид, нитрат, ацетат, дигидрофосфат и др., труднорастворимые – сульфат, карбонат, оксалат, хромат, фосфат, гидрофосфат и др. Соли, которые нерастворимы в воде, растворяются (кроме сульфата) в сильных кислотах (НCI, НNO₃).

Практическая часть

Лабораторная работа

Перед выполнением лабораторной работы необходимо ознакомиться с содержанием опытов и подготовить таблицу для оформления результатов работы.