Правила поводження з реактивами

ПЕРЕДМОВА

Робочий зошит призначений для самопідготовки, проведення та оформлення лабораторних занять з неорганічної хімії для студентів заочної форми навчання І курсу фармацевтичних факультетів вищих фармацевтичних та медичних закладів освіти III–IV рівнів акредитації.

Зміст методичних вказівок, що входять до даного робочого зошита, відповідає програмі з неорганічної хімії, затвердженій Міністерством охорони здоров’я України.

Робочий зошит складається з двох частин. Перша містить загальнотеоретичні питання та лабораторні роботи з основних розділів загальної хімії. Друга частина присвячена вивченню хімічних властивостей елементів та їх сполук, особливо тих, які використовуються у фармацевтичній практиці. Кожний розділ вміщує еталони та завдання для виконання контрольних робіт №1 та №2.

ВСТУП

Фундаментальна хімічна підготовка — основа професійної діяльності провізора. 10% лікарських препаратів, з якими провізор стикається в повсякденній роботі, це сполуки неорганічного походження різного складу й будови (90% — це речовини органічної природи), а більшість методів, які використовуються у фармацевтичній практиці, є хімічними й фізико–хімічними.

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

Неорганічна хімія необхідна студенту фармацевтичного вузу для освоєння: органічної, аналітичної, фізичної, колоїдної хімії; медико–біологічних наук — патофізіології, біохімії, фізіології, фармакології; профільних дисциплін — фармацевтичної хімії, токсикологічної хімії, аптечної і заводської технології ліків, фармакогнозії.

Кінцева мета вивчення неорганічної хімії:

сформувати у студентів цілісну уяву про хімію як науку і її значення в фармацевтичній галузі;

навчити студентів загальним принципам підходу до оцінки реакційної здатності і розумінню механізмів реакцій, покладених в основу синтезу і аналізу неорганічних речовин;

розкрити прикладні аспекти сучасного стану неорганічної хімії, шляхи і методи використання її досягнень у фармацевтичній практиці.

ОБСЯГ КУРСУ — 306 г: лекції — 16 г, лабораторні заняття — 32 г.

У семестрах I і IІ програмою передбачена перевірка знань у вигляді двох контрольних робіт. По закінченню вивчення неорганічної хімії буде проведений перевідний іспит з усього курсу. Він вміщує в себе:

1. Теоретичні знання: основних питань теоретичної неорганічної хімії; номенклатури, способів добування і реакційної здатності неорганічних сполук.

2. Здійснення схем хімічних перетворень.

3. Практичні навички: якісні реакції на катіони та аніони неорганічної природи; визначення фізичних констант неорганічних сполук; очищення рідких або кристалічних речовин і з підтвердженням їхньої чистоти.

ТЕМАТИЧНИЙ ПЛАН ЛЕКЦІЙ

І семестр

№	Тема та зміст лекції
1.	Вступ до вивчення неорганічної хімії. Класи неорганічних сполук.
2.	Енергетика та напрямок хімічних реакцій. Хімічна кінетика та рівновага хімічних реакцій. Каталіз.
3.	Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. Властивості розчинів електролітів. Добуток розчинності. рН розчинів. Гідроліз солей.
5.	Окисно–відновні реакції. Електроліз.

ТЕМАТИЧНИЙ ПЛАН ЛАБОРАТОРНИХ ЗАНЯТЬ

І семестр

№	Тема та зміст заняття
1.	Вступ. Класи та номенклатура неорганічних сполук. Основні способи очищення неорганічних речовин.
2.	Основні закони хімії. Закон еквівалентів. Розрахунки за хімічними рівняннями. Визначення еквівалентної маси металу методом витіснення.
3.	Основні теоретичні положення про будову атомів. Сучасне тлумачення періодичного закону Д. I. Менделєєва на основі електронної теорії атома. Теорія хімічного зв’язку. Будова молекул.
4.	Енергетика та напрямок хімічних реакцій. Хімічна кінетика та рівновага хімічних реакцій. Каталіз.
5.	Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. Колігативні властивості розчинів. Осмос.
6.	Теорія електролітичної дисоціації. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Добуток розчинності. Теорія сильних електролітів. Дисоціація води. рН розчинів.
7.	Буферні системи. Гідроліз солей.
8.	Окисно–відновні реакції.

Розділ 1

Вступ.

Атомно–молекулярне вчення. Основні поняття та закони хімії. Стехіометричні розрахунки.

Еталони розв’язання типових задач

Задача 1. До розчину що містить нітрат срібла масою 25,5г долили розчин що містить сульфід натрію масою 7,8г. Яка маса осаду утвориться при цьому?

Розв’язання:

2AgNO₃ + Na₂S = Ag₂Si + 2NaNO₃

n (AgNO₃) = n (AgNO₃) = моль = 0,15моль;

n (Na₂S) = n (Na₂S) = моль = 0,1моль.

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

n^/(Na₂S) = моль = 0,075моль;

; моль = 0,075 моль

m(Ag₂S) = n(Ag₂S)·M(Ag₂S); m(Ag₂S) = 0,075·248г = 18,6г.

Задача 2. Суміш мідних і магнієвих ошурок масою 1,5г обробили надлишком соляної кислоти. В результаті реакції виділився водень об’ємом 560мл (нормальні умови). Визначте масову частку міді у суміші.

Розв’язання:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂

n(H₂) = ; n(H₂) = моль = 0,025моль.

n(Mg) = n(H₂); n(Mg) = 0,025моль

m(Mg) = n(Mg)·M(Mg); m(Mg) = 0,025·24г = 0,6г.

m(Cu) = m_{(суміші)} – m(Mg); m(Cu) = (1,5 – 0,6)г = 0,9г.

або 60%.

Задача 3. Визначте масову частку солі що отримали при змішуванні розчину об’ємом 40мл з масовою часткою азотної кислоти 0,2 і густиною 1,12г/мл з розчином об’ємом 36мл з масовою часткою гідроксиду натрію 0,15 і густиною1,17г/мл.

Розв’язання:

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

m₁ = V₁r₁; m₁ = 40·1,12г = 44,8г;

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

ν(HNO₃) = ν(HNO₃) = моль = 0,142моль.

m₂ = V₂r₂; m₂ = 36·1,12г = 42,1г;

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

ν(NaOH) = ν(NaOH) = моль = 0,158моль.

ν(NaNO₃) = ν(НNО₃); ν(NaNO₃) = 0,142моль.

m(NaNO₃) = ν(NaNO₃) ·M(NaNO₃); m(NaNO₃) = 0,142·85г = 12,1г.

m₃ = m₁+m₂; m₃ = (44,8 + 42,1)г = 86,9г.

ω(NaNO3) = ω(NaNO3) = або 13,9%.

Задача 4. На реакцію зі зразком технічного сульфіту натрію масою 9г витратили розчин масою 40г з масовою часткою перманганату калію (KMnO₄) 7,9%. Визначте масову частку Na₂SO₃ в технічному сульфіті. Реакція між перманганатом калію і сульфітом натрію проходить в присутності сірчаної кислоти.

Розв’язання:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Mn+7 + 5е " Mn+2
S+4 – 2e " N+6

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

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

звідки:

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

m(Na₂SO₃) = ν(Na₂SO₃)·M(Na₂SO₃); m(Na₂SO₃) = 0,05·126г = 6,3г.

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

Задача 5. До розчину, в якому знаходиться нітрат алюмінію масою 42,6г, додали розчин що містить карбонат натрію масою 37,2г. Осад прокалили. Визначте масу залишку після прокалювання.

Розв’язання:

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃i + 6NaNO₃ + 3CO₂h (а)

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O (б)

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

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

З рівняння (а) витікає:

З рівняння (б) витікає:

тому:

.

моль = 0,1моль.

m(Al₂O₃) = ν(Al₂O₃)·M(Al₂O₃); m(Al₂O₃) = 0,1·102г = 10,2г.

Розділ 2

Хімічна термодинаміка. Кінетика та каталіз.

Еталони розв’язання типових задач

Задача 1. Розрахувати тепловий ефект реакції: 2NaOH_(к.) + CO_2(г.) Na₂CO_3(к.) + H₂O, якщо: Н^о_утв.(NaOH) = –426,6 кДж/моль, Н^о_утв.(CO₂) = –393,6 кДж/моль, Н^о_утв.(Na₂CO₃) = = –1129,3 кДж/моль, Н^о_утв.(H₂O) = –285,8 кДж/моль.

Розв’язання:

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

Н^о = Н^о_утв.(прод. р–ції) – Н^о_утв.(вих. р–н)

з врахуванням відповідних стехіометричних коефіцієнтів, тобто:

Н^о = ( Н^о_утв.(Na₂CO₃) + Н^о_утв.(H₂O)) – (2 Н^о_утв.(NaOH) + Н^о_утв.(CO₂)) = (–1129,3 – 285,8) – (–2·426,6 – 393,6) = –168,3 кДж.

Тобто це екзотермічна реакція.

Задача 2. Чи є можливою реакція: SiO_2(к.) + 2NaOH_(р.) Na₂SiO_3(к.) + H₂O_(р.), якщо: G^о(SiO_2(к.)) = –803,75 кДж/моль, G^о(NaOH_(р.)) = –419,5 кДж/моль, G^о(Na₂SiO_3(к.)) = = –1427,8 кДж/моль, G^о(H₂O_(р.)) = –237,5 кДж/моль?

Розв’язання:

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

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

Задача 3. Питома теплота топлення свинцю ( Н) становить 23,4, Дж/кг. Температура топлення свинцю 327,4^оС. Знайти зміну ентропії при топленні 250г свинцю.

Розв’язання: Застосовуючи питому теплоту топлення, обчислюємо теплоту топлення 0,25кг свинцю:

1кг Pb	— 23040 Дж	х = = 5760 Дж
0,25кг Pb	— х

Формула для G^о = Н – T S. Топлення є рівноважним процесом, тому для нього G^о=0, тоді:

Н = T S; S = = 9,59 Дж/К.

Задача 4. При 80^оС реакція закінчується за 8хв. Через скільки хвилин вона закінчиться при 100^оС, коли температурний коефіцієнт (g) дорівнює 2?

Розв’язання: За правилом Ван–Гоффа при збільшені температури швидкість реакції збільшиться в:

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

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

Розв’язання: Константа хімічної рівноваги за рівноважними концентраціями обчислюється за формулою:

За рівнянням реакції:

моль (N_{2(прореаг.)} — С_{(прореаг.)})

С_{(вихідне)} = С_{(прореаг.)} + [С_{(рівноважна)}] = 1,8 + 2,5 = 4,3 моль/л

За рівнянням реакції:

моль (Н_{2(прореаг.)} — С_{(прореаг.)})

С_{(вихідна)} = 1,8 + 5,4 = 7,2моль/л

Задача 6. Реакція іде за рівнянням: 4HCl + O₂ = 2H₂O + 2Cl₂. В якому напрямку зміститься хімічна рівновага, якщо концентрації усіх реагуючих речовин збільшити в 2 рази?

Розв’язання:За законом діючих мас швидкість прямої і оберненої реакції дорівнюють:

При збільшені концентрації усіх речовин в 2 рази:

Швидкість прямої реакції зросла в 32 рази, а швидкість оберненої — тільки в 16 разів, отже хімічна рівновага зміститься в напрямку прямої реакції.

Задача 7. Рівновага хімічної реакції: 2NO + O₂ = 2NO₂ встановилась при слідуючи концентраціях реагуючих речовин: [NO] = 0,5моль/л, [O₂] = 0,7моль/л, [NO₂] = 2,1моль/л. Як зміниться швидкість обох реакцій, якщо тиск в системі зменшити в 2 рази? Куди зміститься хімічна рівновага?

Розв’язання: До зменшення тиску:

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

Швидкість прямої реакції зменшилась в:

, а оберненої в:

Швидкість оберненої реакції буде більше, тому хімічна рівновага реакції зміститься в напрямку оберненої реакції.

Розділ 3

Будова речовини. Будова атома та його електронних оболонок. Періодичний закон Д.І.Менделеєва та його тлумачення на основі електронної будови атомів. Хімічний зв’язок та будова молекул

Еталони розв’язання типових задач

Задача 1. Зобразити електронно–графічні формули (орбітальні структури) атома хлору в нормальному та збуджених станах. Визначити можливі валентності та ступені окислення. Написати формули можливих сполук з оксигеном та гідрогеном.

Відповідь:

1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁵

Валентність = І Валентність = ІІІ Валентність = V

Ст. окисл. = 1 Ст. окисл. = +3 Ст. окисл. = +5

_{–1 +1 +3 +5}

HCl ; Сl₂O (Сl₂O₃) (Cl₂O₅)

Валентність = VII

Ст. окисл. = +7

₊₇

Cl₂O₇

Завдання 2. Напишіть енергетичну схему заповнення електронами МО в молекулі водню.

Розв’язання:

Завдання 3. Показати водневий зв’язок між молекулами фтороводню.

Розв’язання:

Розділ 4

Вчення про розчини Способи вираження концентрації розчинів. Колігативні властивості розчинів. Осмос.

Еталони розв’язання типових задач

Таблиця зв’язку вираження різних способів концентрацій

Метод оцінки вмісту розчиненої речовини	w	См, моль/л	Сн, моль/л	Т, г/мл
Масова частка, w	—
Молярна концентрація, См		—
Нормальність, Cн			—
Титр, Тх				—

Задача 1. Скільки грам борної; кислоти та води потрібно для приготування 250г розчину з масовою часткою борної кислоти 3%?

Розв’язання: Формула розрахунку масової частки:

Звідси:

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

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

Розв’язання: Формула розрахунку молярної концентрації:

, звідки: m_x = C_М·M_x·V_p = 2·58,5·1 = 117г

Задача 3. Скільки грамів КМnО₄ необхідно для приготування 2л розчину з С_н = 0,5 моль/л, якщо аналіз проводиться в кислому середовищі?

Розв’язання:

звідки: m_x = C_н·M_x·f_екв.х·V_p = 0,5·158· = 31,6г.

Задача 4. Розрахувати моляльну концентрацію розчину, приготовленого з 2г КОН і 200г води.

Розв’язання: Формула розрахунку моляльної концентрації:

; звідки: моль/кг.

Задача 5. Розрахувати титр розчину сірчаної кислоти з w = 50% і r = 1,4г/мл.

Розв’язання: Формула розрахунку титра розчину:

звідки: г/мл.

Задача 6. Знайти молярну концентрацію еквівалента розчину сірчаної кислоти з масовою часткою 10% (густина 1,22, f_екв. =1/2).

Розв’язання: Формула переходу від масової частки до молярной концентрації еквівалента:

(моль/л).

Задача 7 Яка масова частка у відсотках сульфату заліза (II) у насиченому при 80 °С розчині, якщо розчинність солі при цій температурі дорівнює 100 г.

Розв’язання:

Коефіцієнт розчинності (розчинність) виражає кількість грамів розчиненої речовини, що міститься у 100 г розчинника (Н₂О).

1. Знаходимо масу розчину:

m(розчину) = m(речовини) + m(розчинника)

m(розчину) = 100 г + 100 г = 200 г

2. Обчислюємо масову частку розчиненої речовини у відсотках:

200 г розчину — 100 г FеSО₄

100 г розчину — X г FеSО₄

X = 50 г

Відповідь: масова частка сульфату заліза (II) дорівнює 50 %.

Задача 8.Обчислити об’єм розчину з масовою часткою сірчаної кислоти 56% (r = 1,460 г/мл) та об’єм води, які необхідні для приготування 100мл розчину з масовою часткою сірчаної кислоти 20% (r = 1,143 г/мл).

Розв’язок: При змішуванні розчинів користуються „правилом хреста” або „діагональною схемою”. В середині хреста записують масову частку розчину (w₃), який необхідно приготувати. Зліва записують концентрації w₁ і w₂. Справа записують різницю між w₃ і w₂, w₃ і w₁.

Схема має загальний вигляд:

В наведеному прикладі:

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

г,

що згідно зі схемою складає 20+36=56 в.ч.

Масу сірчаної кислоти, яку потрібно взяти для приготування розчину, можна знайти за пропорцією:

114,3г 20%–го р–ну	складає	56 в.ч.
Хг	—	20 в.ч.

г

а об’єм отриманого розчину: (мл)

Для приготування розчину необхідно води: мл

Приготування розчину розведенням більш концентрованого розчину.

Задача 9.Скільки розчину солі з масовою часткою 18% необхідно додати до 46г води, щоб утворився 15% розчин.

Розв’язок:

0,18х =	(46 + х) 0,15
х =

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

Задача 10. На нейтралізацію 25 мл розчину H₂SO₄ витрачено 22,5 мл 0,152 н розчину NаОН Обчислити нормальність і титр розчину кислоти.

Розв’язання:

Згідно з законом еквівалентів:

; ; моль/л

г/моль

г/мл

Відповідь: нормальність 0,1368 моль/л; титр 0,0067 г/мл.

Задача 11. Розрахувати Р_осм. розчину хлориду натрію з масовою часткою 5,85% при 0°С. Ступінь дисоціації хлориду натрію 0,96, а r = 1,04г/мл.

Розв’язок: Переведемо масову частку в молярну концентрацію.

моль/л

Розрахуємо ізотонічний коефіцієнт:

і = 1 + a(n – 1) = 1 + 0,96(2 – 1) = 1,96

Осмотичний тиск розраховуємо за формулою для електролітів:

Р_осм. = iCRT = 1,96 1_моль/л 0,082_{атм/моль*К} 273_К = 4,36_атм

Задача 12.Розрахувати Р_осм. розчину глюкози з масовою часткою 5%, якщо t=27^ОС, r=1г/мл.

Розв’язок: Переведемо масову частку в молярну концентрацію.

моль/л.

осмотичний тиск обчислюємо за формулою неелектролітів:

Р_осм. = C R T

P_осм. = 0,28 * 0,082 * (273+27) = 6,8атм

Задача 13. Розрахувати осмотичну концентрацію крові. Або: Розрахувати молярну концентрацію водного розчину глюкози, який є ізотонічним крові.

Розв’язок: моль/л

Задача 14.Константа дисоціації бромнуватистої кислоти (НВrО) дорівнює 2,І 10^–9. Обчисліть її ступінь дисоціації в 0,01М розчині.

Розв’язок: З закону розведення Оствальда:

; тоді ; a = 4,58·10^-4, або a = 0,046%.

Задача 15. Добуток розчинності хромату срібла Ag₂CrO₄ дорівнює 1,1·10^–12. Обчисліть розчинність цієї солі в моль/л та г/л.

Розв’язання:

Записують рівняння електролітичної дисоціації хромату срібла:

Ag₂CrO₄ D 2Ag⁺ + CrO

та вираз його добутку розчинності:

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

Обчислюють розчинність солі в моль/л:

моль/л.

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

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

— в розчинах сильних електролітів:

— кислот:

pH = –lg[H⁺] = –lgС_{н(к–ти)} = –lgZ·C_{м(к–ти)}

С_{н(к–ти)} = antilg pH = 10^–pH; С_м = .

— лугів:

рОН = –lg[OH^–] = –lgC_н(лугу) = –lgZ·C_м(лугу)

рН = 14 – рОН

С_н(лугу) = antilg pOH = 10^–pOH; С_м = .

— в розчинах слабких електролітів:

— кислот: (дисоціація переважно іде по І ступеню)

pH = –lg[H⁺] = –lga·С_{м(к–ти)} = –lg

C_{м(к–ти)} = = ; С_н = Z·C_м

— основ: (дисоціація іде по І ступеню)

рОН = –lg[OH^–] = –lga·С_{м(основи)} = –lg

C_{м(основи)} = ; С_н = Z·C_м

Задача 16. Обчислити рН розчину з концентрацією іонів водню 4,2·10^–5моль/л.

Розв’язання:

[H⁺] = 4,2·10^–5; рН = –lg[H⁺] = –lg4,2·10^–5 = 5–lg4,2 = 4,38

Задача 17. Обчислити рН розчину соляної кислоти з С_н = 0,15 моль/л і розчину гідроксиду натрію з С_н = 0,2 моль/л, a = 1.

Розв’язання:

1) рН = –lg[H⁺]; [H⁺] = a·С_к–ти = 1·0,15 = 0,15моль/л; рН = –lg1,5·10^–1 = 1–lg1,5 = 0,824

2) рН + рОН = 14; рН = 14–рОН; [OH^–] = a·C_осн. = 1·0,2 = 0,2моль/л; рОН = –lg[ОH^–] =

= –lg0,2 = 0,7; рН = 14–0,7 = 13,3.

Задача 18. Обчислити рН розчину мурашиної кислоти з С_н = 0,1 моль/л, Кg = 1,8·10^–4.

Розв’язання:

рН = –lg[H⁺]; [H⁺] = a·C; Кg = a²·C; a= ; [H⁺] = ·C = ;

pH = –lg = –lg = –lg4,24·10^–3 = 2,37.

Задача 19. Як зміниться рН води, якщо 80 мл її долити до 20 мл розчину гідроксиду натрію з С_н = 0,1 моль/л, a = 1.

Розв’язання:

рН_(води) = 7. Після розведення V₂ = 80 + 20 = 100мл

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

[OH^–] = a·C = 1·0,2 = 2·10^–2, pOH = –lg2·10^–2 = 1,7;

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

Задача 20. Обчислити [Н⁺] крові, якщо рН = 7,36.

Розв’язання:

Знаходять антилогарифм числа 7,36; [Н⁺] = 4,4·10^–8моль/л.

Розрахунки рН в розчинах солей.

— сіль утворена сильною кислотою та слабкою основою (NH₄Cl, Fe(NO₃)₃)

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

;

— сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою (K₂CO₃, Na₃PO₄)

Ка: Кд1, Кд2

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

pH = 14 – pOH

Задача 21. Обчисліть рН 0,5Н розчину карбонату натрію, якщо = 4,5·10^–7, = 4,7·10^–11.

Розв’язання:

Карбонат натрію — це сіль, утворена слабкою двоосновною кислотою, тому на першій стадії гідролізу утворюється кисла сіль та сильна основа. Подальшому перебігу гідролізу перешкоджає накопичення в розчині гідроксид–іонів. Записують іонні та молекулярні рівняння реакції гідролізу:

CO₃^2– + H₂O D HCO₃^– + OH^–

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

=

рН = 14 – 2,14 = 11,86

Задача 22. Обчислити рН буферної системи, яка складається із 100мл розчину оцтової кислоти з С = 0,1моль/л і 200мл розчину ацетату натрію з С = 0,2моль/л, К_д = 1,75 10^–5.

Розв’язання:

рН = –lg К_д + lg = –lg1,75·10^–5+lg = 5,36.

Задача 23. Обчислити об’єм розчину ацетату натрію з С = 0,1моль/л і об’єм оцтової кислоти з C = 0,1моль/л, які необхідно змішати, щоб приготувати 3л ацетатного буферу з рН = 5,24 (К_д = 1,75·10^–5).

Розв’язання:

рН = –lg К_д+lg = lg1,75·10^–5+lg ;

lg = 5,24–4,76 = 0,48.

Антилогарифм числа 0,48 дорівнює 3. [V_(солі)] / [V_{(кислоти)}] = 3/1.

Отже, потрібно 3 частини розчину солі і одну частину розчину кислоти для приготування буферної системи з рН = 5,24. Об’єм розчину солі дорівнює: 3000·3/4 = 2250мл, а кислоти 3000·1/4 = 750мл.

Розділ 5

Окисно–відновні реакції (ОВР)

Еталони розв’язання типових задач

Завдання. Закінчити рівняння реакцій.

а) Cl + 2NaOH " NaCl^– + NaCl⁺O + H₂O

Clо + 1 " Cl–
Clо – 1 " Cl+

б) Pb⁺⁴O₂ + 2KI^– + 2H₂SO₄ " Pb⁺²SO₄ + I + K₂SO₄ + 2H₂O

Pb+4 + 2 " Pb+2
2I– – 2 " 2Io

в) 3Fe⁺²O + 10HN⁺⁵O₃ " 3Fe⁺³(NO₃)₃ + N⁺²O + 5H₂O

Fe+2 – 1 " Fe+3
N+5 + 3 " N+2

г) 2KMn⁺⁷O₄ + 5KN⁺³O₂ + 3H₂SO₄ " 2Mn⁺²SO₄ + 5KN⁺⁵O₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

Mn+7 + 5 " Mn+2
N+3 – 2 " N+5

д) 6Ag⁺¹N⁺⁵O " 6Ag^O + 6N⁺⁴O₂h + 3O h

Ag+1+ 1 " Ag0
N+5 + 1 "N+4
3O–2 – 6e " 3OO

Скорочуємо на „3”: 2Ag⁺¹N⁺⁵O " 2Ag⁰ + 2N⁺⁴O₂h + 3O h

Розділ 6

Комплексні сполуки

Еталони розв’язання типових задач

Приклади тестового контролю:

5.1. Назвіть комплексну сполуку [Cu(NH₃)₄]SO₄:

а) сульфаттетрааміак міді (ІІ);

б) сульфаттетрамін міді (ІІ);

в) мідісульфатетрамін (ІІ).

5.2. Напишіть формулу іонізаційного ізомеру сполуки [Co(H₂O)₅]Cl₃:

а) [CoCl₃]^. [H₂O]₅; б) [Co(H₂O)₅Cl]Cl₂; в) [Co(H₂O)₃]Cl₃^.2H₂O.

5.3. Визначте заряд комплексного іону в сполуці [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl^.2H₂O:

а) 4+; б) 2+; в) 3+.

5.4. Напишіть формулу загальної К_нест. комплексного іону [NiCl₄]^2–:

а) K_нест.= ; б) K_нест.= ; в) K_нест.= .

5.5. Визначте заряд центрального іону в сполуці Fe₂[Fe(CN)₆]:

а) 2+; б) 6+; в) 3+.

5.6. Напишіть формулу комплексної сполуки, якщо координаційне число становить чотири Zn(OH)₂+2NaOH а) [ZnNa₂(OH)₂](OH)₂; б) Na₂[Zn(OH)₄]; в) Zn[Na₂(OH)₄]. .7. Напишіть продукти первинної дисоціації сполуки Na₃[AlF₆]:

а) 3Na⁺ + [AlF₆]^3–; б) Na + Al³⁺ + 6F^–; в) 3Na⁺ + Al³⁺ + F .

ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ

ПРАВИЛА РОБОТИ І ТЕХНІКА БЕЗПЕКИ В ЛАБОРАТОРІЇ НЕОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ

Загальні правила

1. Приступати до виконання лабораторного практикуму дозволяється лише після того, як студенти уважно ознайомляться з темою роботи, засвоять теоретичний матеріал за допомогою підручників, методичних посібників та конспектів лекцій, зроблять запис рівнянь відповідних реакцій в лабораторному журналі.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Правила поводження з реактивами

— для проведення досліду розчини та тверді речовини беруть у таких кількостях, яких вимагає методика експерименту;

— реактиви зберігають у закритих кришками склянках для запобігання їх забруднення;

— тверді реактиви обережно відбирають шпателем; рідкі реактиви, які знаходяться в крапельницях, відміряють краплями;

— надлишок реактиву не висипають і не виливають у посуд, з якого він був взятий, щоб запобігти забрудненню реактивів;

— концентровані розчини кислот та лугів, токсичних речовин знаходяться під тягою, де з ними і працюють.

Робота з кислотами і лугами

1. Під час роботи з концентрованими кислотами та лугами необхідно бути обережним та слідкувати за тим, щоб вони не потрапили на шкіру і одяг.

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

Робота з шкідливими і отруйними речовинами

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