Home » ЗАНЯТТЯ 7

ЗАНЯТТЯ 7

11 Червня, 2024

ЗАНЯТТЯ 12(6 год.)

Теми: Загальна характеристика d-елементів. d-елементи ІВ (Підгрупа Купруму: Купрум, Арґентум, Аурум) та ІІВ (Підгрупа Цинку: Цинк, Кадмій, Гідраргіум) групи, VІ (Хром, Молібден) та VІІ (Манган) групи та властивості їх сполук; d-елементи VІІІ групи (Ферум, Кобальт, Нікол) та властивості їх сполук.

МЕТА:

Вивчити властивості сполук елементів підгрупи Купруму та Цинку та їх застосування в медицині.

Вивчити хімічні властивості сполук Хрому і Молібдену та ознайомитись із значенням сполук цих елементів в фармацевтичному аналізі.

Вивчити хімічні властивості елементів VII B групи та їх сполук.

Вивчити хімічні властивості елементів підгрупи Феруму і платинових металів.

Професійна орієнтація студентів:

Купрум належить до життєво необхідних елементів та відіграє важливу біологічну роль в багатьох процесах, що відбуваються в організмі. Купрум утворює комплексні сполуки з амінокислотами та білками, сприяючи процесам кровотворення, розумовому та фізичному розвитку. Купрум є каталізатором ряду клітинних процесів, посилює водний, газовий і мінеральний обмін. Іони купруму мають інсуліноподібну дію. Препарати міді використовують як антисептичні засоби, входять до полівітамінних комплексів.

Препарати аргентуму проявляють бактерицидну дію, аргентум нітрат використовують у фарманалізі. Із сполук аргентуму в медицині використовують кризоніл (Au-S-CH₂-CHOH-CH₂SO₃)₂Ca при лікуванні кісткового туберкульозу.

Цинк належить до мікроелементів і входить до складу близько 40 ферментів, які каталізують різні біохімічні процеси. Біологічна роль цинку пов’язана з діяльністю залоз внутрішньої секреції, де він в основному концентрується.

Іони цинку приймають участь у вуглеводному обміні, є складовою частиною інсуліну. У медичній практиці використовують цинк сульфат – в очній практиці, оксид цинку – в дерматології у вигляді мазей і присипок.

Сполуки кадмію токсичні.

Препарати меркурію виявляють антисептичну протипаразитарну, сечогінну та послаблюючу дію. Використовують меркурій (ІІ) хлорид HgCl₂ (сулема) для дезинфекції, меркурій (І) хлорид Hg₂Cl₂, HgO.

Ртуть і її сполуки дуже токсичні.

Сполуки хрому, через наявність у нього різних можливих ступенів окиснення, широко використовуються у фармацевтичному аналізі як речовина-стандарт, як титрант (у методі окиснювально-відновного титрування), як індикатор. Сполуки молібдену теж мають широке застосування у фарманалізі, головним чином в реакціях компексоутворення, оскільки їм притаманне утворення поліядерних комплексів як моно- так і гетероядерних. Через це вивчення властивостей сполук молібдену і хрому займає дуже важливе місце у хімічній освіті фармацевта.

Сполуки мангану використовуються в медицині та фармації. Так, розчин калій перманганату застосовується для промивання і знезаражування ран, а також широко застосовується у фармацевтичному аналізі. Метод редоксиметрії, в якому використовується як титрант розчин калій перманганату називається перманганотометрією. Крім того, сполуки Mn (IV) застосовується як колектори для осадження мікрокількостей інших елементів, наприклад алюмінію. Тому хімічні властивості елементів підгрупи мангану є необхідною частиною знань з неорганічної хімії.

Одна із сучасних проблем фармацевтичного синтезу – це пошук нових залізовмісних препаратів. Для правильного вибору умов синтезу, наступного аналізу отриманої субстанції та умов зберігання необхідні знання кислотно-основних і окисно- відновних властивостей Феруму в різних ступенях окиснення.

Сполуки платинових металів застосовуються у фармації у формі неорганічних і органічних солей при лікуванні онкологічних захворювань. В цьому напрямку залишається актуальним пошук нових сполук із згаданою біологічною активністю. При вирішенні цієї проблеми базовими є знання хімічних властивостей платинових металів.

Методика виконання практичної роботи.

d-елементи ІВ (Підгрупа Купруму: Купрум, Арґентум, Аурум)

Прилади і реактиви: штатив з пробірками, піпетки; мідь, CuO (крист.), розчини: HCl (2н), H₂SO₄ (2н), HNO₃ (2н), CuCl₂ (0,5н), (NH₄)₂S (0,5н), CuSO₄ (0,5н), Na₂CO₃ (2н), KI (0,5н), Na₂S₂O₃ (0,5н), Na₂SO₃ (0,5н), AgNO₃ (0,5н), розчин крохмалю.

Робота 1. Розчинення міді в кислотах.

В три пробірки помістити по шматочку міді і додати по 5-6 крапель 2н розчинів кислот: в першу – хлоридної, в другу – сульфатної, в третю – нітратної. Провести аналогічний дослід з концентрованими хлоридною, сульфатною і нітратною кислотами.

Написати рівняння всіх реакцій. Як змінюється забарвлення розчину? Який іон зумовлює це забарвлення? Чому мідь не взаємодіє з хлоридною кислотою і з розведеною сульфатною кислотою?

Робота 2. Отримання купурум (І) йодиду.

Внести в пробірку по 2 краплі 0,5н розчинів купрум (ІІ) сульфату і калій йодиду. Відзначте утворення осаду і забарвлення вмісту пробірки в жовтий колір. Довести за допомогою розчину крохмалю, що жовте забарвлення зумовлене виділенням вільного йоду.

Для визначення кольору осаду купрум (І) йодиду необхідно вільний йод, який маскує своїм забарвленням колір осаду, перевести у безбарвний іон. Для цього додати в пробірку декілька крапель розчину 0,5н натрій сульфіту до зникнення жовтого забарвлення. Осад купурум (І) йодиду зберегти для наступного досліду.

Який колір осаду купурум (І) йодиду. Написати рівняння реакцій:

а) взаємодії купурум (І) сульфату з калій йодидом;

б) взаємодії йоду з натрій сульфітом в присутності води.

Чим пояснюється стійкість купурум (І) йодиду ?

Робота 3. Отримання малорозчинних солей купруму (ІІ).

а) В пробірку з розчином купрум (ІІ) сульфату або хлориду (2-3 краплі) додати стільки ж насиченого розчину амоній сульфіду. Відзначте колір осаду купрум (ІІ) сульфіду. Написати в молекулярному й іонному вигляді рівняння реакції його утвореня.

б) В пробірку з 0,5н розчином купрум (ІІ) сульфату (2-3 краплі) додати таку ж кількість 2н розчину соди. Спостерігається випадання зеленого осаду купрум (ІІ) гідрокарбонату. Чому при взаємодії солей купруму з розчином соди не випадає середній купурум карбонат?

Написати рівняння реакції взаємодії купурум (ІІ) сульфату з содою за участю води.

Робота 4. Виявлення йонів Cu²⁺у комплексних сполуках.

до трьох крапель розчину CuSO₄ додайте дві краплі розчину 5% аміаку. Спостерігайте випадання зеленувато-голубоватого осаду основної солі (CuOH)₂SO₄. запишіть рівняння реакцій у йонному вигляді. Залі по краплях додавайте надлишок аміаку. Що спостерігається? Напишіть рівняння реакції. Добавте до отричаного розчину 3-5 крапель сірководневої води. Напишіть рівняння реакції та поясніть випадання чорного осаду.

Робота 5. Утворення аміачного комплексу Аргентуму (реактив Толленса) та інших комплексних сполук Аргентуму.

До нітрату Аргентуму по краплях додавати 5% розчин аміаку. спочатку утвориться білий осад. Потім додати ще кілька крапель аміаку до розчинення осаду. Слід памятати , що наддлишок аміаку заважає проходженню подальших реакцій. Далі аміачний комплекс Аргентуму використовують як реагент на альдегідну групу (реакція “срібного дзеркала”). Беруть трохи формаліну і додають туди приготовлений комплекс та обережно нагрівають пробірку на водяній бані. Напишіть відповідні рівняння реакцій.

У пробірку з розчином аргентум нітрату додавати краплями розчин натрій тіосульфату Na₂S₂O₃ і спостерігати розчинення осаду аргентум тіосульфату, що випав спочатку. Аналогічно провести дослід із натрій сульфітом Na₂SO₃.

Написати рівняння всіх реакцій, вважаючи іони SO₃^2- i S₂O₃^2- монодентантними. Координаційне число Ag⁺ рівне 2.

d-елементи ІІ В (підгрупа Цинку: Цинк, Кадмій, Гідраргіум) групи.

Прилади і реактиви: штатив з пробірками, піпетки; Zn (), CdCl₂ (), розчини: H₂SO₄ (2), HCl (2), HCl (1), NaOH (2), ZnCl₂(2), CdCl₂ (2), (NH₄)₂ (), NH₃ H₂O (2), Hg(NO₃)₂ (2), NaCl (0,5), KI (0,5), KSCN (0,5), CoCl₃ (0,5), SnCl₂ (0,5).

Робота 6. Розчинення цинку в кислотах і лугах.

Налити в пробірку 4-5 крапель 2 н розчину сульфатної кислоти, додати 1 мікрошпатель цинкового пилку і підігріти. Це ж проробити з концентрованою сульфатною кислотою (r = 1,84 г/лм) і по запаху виявити виділення сірчистого газу.

Таким самим способом перевірити розчинність цинку в 2 н розчині хлоридної кислоти і в 2 н розчині їдкого натру.

Описати спостережувані явища. Чому розведена і концентрована H₂SO₄ по-різному реагують з цинком? Який атом і в якому ступені окиснення є окисником в одному і другому випадках?

Робота 7. Гідроксиди цинку і кадмію і його властивості.

Налити в дві пробірки по 3-4 краплі 2 н розчину солі цинку, а в дві інші – стільки ж 2 н розчину солі кадмію. В кожну пробірку додавати по краплях 2 н розчин натрій гідроксиду до появи білих осадів гідроксидів. Випробувати відношення отриманих гідроксидів до кислот і лугів. Зробити висновок щодо властивостей гідроксидів цинку і кадмію. Написати рівняння реакцій в іонній і молекулярній формі. Пояснити відмінності у властивостях гідроксидів. Написати схему рівноваги дисоціації цинк гідроксиду і її зміщення під дією Н⁺і ОН^– – іонів.

Робота 8. Комплексні сполуки цинку і кадмію.

Помістити в пробірку 1 краплю 2 н розчину солі цинку і додати 2 краплі 2 н розчину аміаку. Осад якої речовини утворився? До отриманого осаду додати по краплях розчин аміаку до розчинення осаду. Такий самий дослід провести із 2 н розчином солі кадмію. Написати рівняння реакцій, вважаючи, що характерним координаційним числом для обох іонів – комплексоутворювачів є 4. Написати рівняння дисоціації отриманих комплексних сполук і комплексних іонів, а також вирази їх констант нестійкості.

d-елементи VІ групи побічної підгрупи. Підгрупа Хрому.

Прилади і реактиви: штатив з пробірками, піпетки; розчини CrCl₃ (0,5н), NaOH (2н), HCl (0,5н), H₂O₂ (3 %), K₂CrO₄ (0,5н), H₂SO₄ (2н), K₂Cr₂O₇ (0,5н), BaCl₂ (0,5н), Pb(NO₃)₂ (0,5н), AgNO₃ (0,5н), КІ (0,5н), (NH₄)₂MoO₄ (0,5н), CaCl₂ (0,5н), HNO₃ (2н), Na₂HPO₄ (0,5н), SnCl₂ (0,5н), розчин крохмалю, диетиловий ефір,

Робота 9. Вивчення і властивості хром (ІІІ) гідроксиду.

В пробірку з 3мл 0,5н розчину хром (ІІІ) хлориду по краплях додати 2н розчин натрій гідроксиду до утворення осаду хром гідроксиду. Який колір осаду? Написати рівняння реакції.

Отриманий осад розділити на дві пробірки. В одну з них додати розведену кислоту, а в другу – надлишок лугу. Написати рівняння реакцій. Якими властивостями володіє хром (ІІІ) гідроксид? Яке забарвлення розчинів, які утворилися?

Робота 10. Хромати і біхромати.

До 0,5н розчину калій хромату додають по краплях 2н розчин сульфатної кислоти. Відзначте забарвлення взятого і отриманого розчинів і вказати, якими іонами ці забарвлення обумовлюються. Написати рівняння реакції. Чому отримана сіль належить до солей ізополікислот?

До 0,5н розчину калій біхромату додають по краплях 2н розчин лугу до зміни забарвлення. Написати рівняння реакції.

Розглянути зміщення рівноваги

2СrO₄ ^2- + 2H⁺ Û Cr₂O₇^2- + H₂O

при додаванні: а) кислоти; б) лугу.

Робота 11. Отримання малорозчинних хроматів.

В три пробірки з 0,5н розчином хромату калію (2-3 краплі) додати по 2-3 краплі розчинів: в першу – 0,5н барій хлориду, в другу – 0,5н розчину плюмбум нітрату, в третю – 0,1н розчину аргентум нітрату. Який колір осадів?

Написати в молекулярній та іонній формі рівняння реакцій.

Робота 12. Окиснювальні властивості хроматів.

До підкисленого сульфатною кислотою 0,5н розчину калій біхромату додати розчин калій йодиду. Відзначте зміну забарвлення. Довести за допомогою 1% розчину крохмалю, що виділився вільний йод, для чого в пробірку з 5-6 краплями крохмалю внести 1 краплю отриманого в досліді розчину. Написати рівняння реакції.

d-елементи VІІ групи побічної підгрупи. Підгрупа Мангану.

Прилади і реактиви: штатив з пробірками, піпетки; NaBiO₃(крист.), KMnO₄ (крист.), Na₂SO₃ (крист.), розчини: MnSO₄ (0,5н), NaOH (2н), H₂SO₄ (2н), HNO₃ (2н), KMnO₄ (0,5н), Н₂О₂ (10 %), С₂Н₅ОН.

Робота 13. Відновні властивості сполук мангану(ІІ).

В пробірки помістити 1 краплю 0,5н розчину манган сульфату і 5-6 крапель 2н розчину нітратної кислоти. Додати 1 мікрошпатель порошку вісмуту натрію NaBiO₃. Якого кольору розчин? Як змінився ступінь окиснення мангану? Написати рівняння реакції, яка проходять з утворенням перманганатної кислоти і вісмуту (ІІІ) нітрату.

Робота 14. Окиснювальні властивості манган діоксиду.

В циліндричну пробірку помістити 1 мікрошпатель порошку діоксиду мангану і 2-3 краплі концентрованої соляної кислоти. За кольором і запахом визначити, який газ виділиться. Якщо реакція йде недостатньо енергійно, пробірку обережно нагрівають на малому полум’ї пальника. Написати рівняння реакції.

Робота 15. Вплив рН середовища на характер відновлення перманганату.

В залежності від середовища – кисле, нейтральне або лужне – манган (VII) відновлюється до різних ступенів окиснення. В кислому середовищі іон MnO₄^– переходить в іон Mn²⁺, в нейтральному, слаболужному і слабокислому – в MnO₂, в сильнолужному при недостатній кількості відновника – в іон MnO₄^2-. В три пробірки внести по 3-4 краплі 0,5 н розчину калій перманганату. В першу пробірку внести по 3-4 краплі 2н розчину сульфатної кислоти, в другу стільки ж води, в третю – 3-4 краплі 2н розчину лугу. В усі три пробірки додати по 1 мікрошпателю кристалічного натрій або калій сульфіту. Відзначте різне першопочаткове забарвлення розчинів в кожному випадку. Чим воно зумовлене? Написати рівняння реакцій.

d-елементи VІІ групи побічної підгрупи. Підгрупа Феруму.

Прилади і реактиви: штатив з пробірками, піпетки; сіль Мора, FeSO₄×7H₂O (крист.), FeCl₃(крист.),СаCl₂ (крист.), розчини: K₃[Fe(CN)₆] (0,5н), K₄[Fe(CN)₆] (0,5н), FeCl₃ (0,5н), NH₄SCN (0,01н), NaOH (2н), HCl (2н), HNO₃ (2н), NH₄SCN (0,01н), H₂SO₄ (2н), H₂O₂ (3 %), КІ (0,5н), Н₃РО₄ (2н), HF (2н), CoCl₂ (0,5н), CoCl₂ (0,02н), Ni(NO₃)₂ (0,5н), С₂Н₅ОН, NH₃ H₂O (25%), (NH₄)₂S (0,5н), Н₃РО₄(2н).

Робота 16. Характерні реакції на іони Fe²⁺ і Fe³⁺.

А. Дія на солі феруму (ІІ) калій гексаціаноферату(ІІІ).

Декілька кристаликів солі Мора розчинити в 5-6 краплях води і додати 1 краплю 0,5н розчину калій гексаціаноферату(ІІІ) (червоної кров’яної солі К₃[Fe(CN)₆]). Відзначте колір осаду, який утворився (турнбулева синь), вказати хімічну назву і формулу отриманої сполуки. Дана реакція є характерною на іон Fe²⁺.

Б. Дія на солі заліза (ІІІ) калій гексаціаноферату (ІІ).

Помістити в пробірку 2-3 краплі 0,5н розчину ферум (ІІІ) хлориду і додати 1 краплю 0,5н розчину калій гексаціаноферату (ІІ) (жовтої кров’яної солі K₄[Fe(CN)₆]). Що спостерігається? Відзначте колір осаду, який утворився (берлінська лазур), вказати хімічну назву і формулу отриманої речовини. Написати рівняння реакції в молекулярній та іонній формі.

В. Дія на солі ферум (ІІІ) амоній (або калій) роданіду.

Помістити в пробірку 5-6 крапель 0,5н розчину ферум (ІІІ) хлориду і додати 1 краплю 0,01н розчину амоній (або калій) роданіду. Той же дослід проробити з розчином солі Мора. Перенести 1 краплю отриманого в першій пробірці розчину в другу пробірку і додати 8-10 крапель води.

Написати рівняння реакції отримання Fe(SCN)₃, який забарвлює розчин в яскраво-червоний колір. Відзначте, що забарвлення характерне тільки для солі феруму (ІІІ). Чим пояснюється послаблення забарвлення при розведенні?

Робота 17. Одержання та властивості ферум (ІІ) гідроксиду.

В пробірку внести декілька кристаликів солі Мора та розчинити її у 5-6 краплях води, додати 2н розчин лугу до випадання зеленого осаду ферум (ІІ) гідроксиду. Перемішати отриманий осад скляною паличкою і спостерігати через 1-2 хвилини побуріння осаду внаслідок окиснення ферум (ІІ) гідроксиду в ферум (ІІІ) гідроксид.

Перевірити дослідним шляхом як взаємодіє свіжоосаджений ферум (ІІ) гідроксид з 2н розчином хлоридної кислоти. Які властивості проявляє в цій реакції ферум (ІІ) гідроксид?

Написати рівняння реакцій утворення ферум (ІІ) гідроксиду, окиснення отриманої основи в ферум (ІІІ) гідроксид під дією кисню повітря і води.

Робота 18. Ферум гідроксид (ІІІ).

В дві пробірки внести по 5-6 крапель 0,5н розчину ферум (ІІІ) хлориду і додати 3-4 краплі 2н розчину лугу. Що спостерігається? В одну пробірку додати розведеної кислоти до розчинення осаду, в другій пробірці перевірити розчинність осаду в лузі.

Незважаючи на відсутність взаємодії з лугом при звичайній температурі ферум (ІІІ) гідроксид амфотерний. Кислотні властивості він проявляє тільки при сплавленні з лугами або карбонатами лужних металів. При цьому утворюються солі, які називаються ферритами. Водою вони повністю розкладаються.

Написати рівняння реакцій:

а) взаємодії ферум (ІІІ) хлориду з розчином лугу з утворенням ферум (ІІІ) гідроксиду;

б) розчинення ферум (ІІІ) гідроксиду в кислоті;

в) утворення ферритів при сплавленні, дописавши наступні реакції:

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ ® ,

Fe₂O₃ + KOH ®;

г) повного гідролізу натрій ферриту, який протікає з утворенням Fe(OH)₃;

д) формулу оксиду Fe₃O₄ у вигляді ферум ферриту.

Робота 19. Гідроксиди кобальту (ІІ) і нікелю (ІІ).

а) Отримання кобальт (ІІ) гідроксиду та нікол (ІІ) гідроксиду і його окиснення.

А) В дві пробірки помістити по 2-3 краплі 0,5 н розчину кобальт хлориду і додавати по краплях 2н розчин натрій гідроксиду; спочатку з’являється синій осад основної солі, який потім стає рожевим, що вказує на утворення кобальт (ІІ) гідроксиду. Осад в одній пробірці перемішати скляною паличкою, а в другу додати 2-3 краплі 3 %-ного розчину пероксиду водню. В якій з пробірок спостерігається окиснення кобальт гідроксиду? Написати рівняння реакцій.

Б) В три пробірки помістити по 2-3 краплі 0,5н розчину нікель нітрату і додати по краплях 2н розчин натрій гідроксиду до випадання осаду нікель (ІІ) гідроксиду. В першій пробірці осад розмішати скляною паличкою, в другу 2-3-краплі 3 %-ного розчину пероксиду водню. Чи спостерігається зміна кольору осаду? Чи відбувається окиснення нікель (ІІ) гідроксиду киснем повітря і пероксидом водню? В третю пробірку додати 1 краплю бромної води. Що спостерігається? Написати рівняння реакцій.

Програма самопідготовки студентів

Загальна характеристика d-елементів. d-елементи ІВ (Підгрупа Купруму: Купрум, Арґентум, Аурум) та ІІВ (Підгрупа Цинку: Цинк, Кадмій, Гідраргіум) групи, VІ (Хром, Молібден) та VІІ (Манган) групи та властивості їх сполук; d-елементи VІІІ групи (Ферум, Кобальт, Нікол) та властивості їх сполук.

d-елементи І групи побічної підгрупи. Підгрупа Купруму: Купрум, Арґентум, Аурум.

1. Загальна характеристика елементів І В підгрупи. Подібність та відмінності властивостей елементів головної та побічної підгрупи І групи.

2. Купрум. Властивості простої речовини. Сполуки Cu (І) та Cu (II). Комплексні сполуки купруму.

3. Аргентум. Хімічна активність срібла. Властивості сполук аргентуму.

4. Аурум. Сполуки ауруму. Комплексоутворення.

5. Реакції якісного визначення іонів Cu²⁺, Ag⁺, Au (III).

6. Біологічна роль купруму, аргентуму та ауруму. Використання сполук елементів І В підгрупи в медицині та фарманалізі.

d-елементи ІІ групи побічної підгрупи. Підгрупа Цинку: Цинк, Кадмій, Гідраргіум.

1. Елементи ІІ В підгрупи. Подібність і відмінність властивостей елементів головної підгрупи ІІ групи.

2. Властивості простих речовин цинку, кадмію і ртуті.

3. Сполуки Zn (II), Cd (II) i Hg (II).

4. Сполуки Hg (I).

5. Біологічна роль та використання в медицині сполук елементів підгрупи цинку.

d-елементи VІ групи побічної підгрупи. Підгрупа Хрому.

1. Загальна характеристика елементів VI В групи.

2. Характеристика сполук хрому (ІІ).

3. Сполуки хрому (ІІІ) і їхні хімічні властивості.

4. Сполуки хрому (VI) і їх окислювальні властивості. Рівновага переходу між дихромат- та хромат-іонами.

5. Сполуки молібдену і вольфраму. Утворення гетерокислот.

6. Використання сполук хрому і молібдену у фармацевтичному аналізі.

d-елементи VІІ групи побічної підгрупи. Підгрупа Мангану.

1. Загальна характеристика підгрупи. Можливі ступені окиснення та валентний стан VII B групи. Схожість сполук у вищому ступені окиснення елементів головної та побічної груп.

2. Манган. Хімічні властивості особливості окисно-відновної активності сполук Mn(II), Mn(IV), Mn(VI), Mn(VII).

3. Біологічна роль сполук мангану. Використання калій перманганату як антисептичного засобу та у фармацевтичному аналізі.

d-елементи VІІ групи побічної підгрупи. Підгрупа Феруму.

1. Особливості структури атомів елементів VIII B підгрупи. Сімейства феруму і платинових металів.

2. Сімейство феруму. Валентні стани феруму, кобальту та нікелю.

3. Ферум. Хімічна активність. Властивості сполук феруму (ІІ), (ІІІ), (VI).

4. Найважливіші сполуки кобальту (ІІ), (ІІІ) та нікелю (ІІ).

5. Платинові метали. Валентні стани. Сполуки рутенію, осмію, платини.

6. Якісні реакції на іони Fe²⁺, Fe³⁺, Co²⁺, Ni²⁺.

Зразки тестових завдань та ситуаційних задач.

1. Які с.о. є характерними для Купруму:

A. +3 і +1

B. +2 і +3

C. +1 і +2

D. +3 і +4

2. Яка формула відповідає електронній конфігуруції атома ₂₉^Сu?

А. [Ar] 3d⁸4s²

В. [Ar] 3d⁶4s²

С. [Ar] 3d⁷4s²

D. [Ar] 3d⁹4s²

3. Меркурій здатний утворювати сполуки, у яких проявляє ступінь окислення +1 або +2. У якій формулі сполук, що рекомендовані Державною Фармакопеєю України для використання при дослідженні фармпрепаратів, меркурій проявляє ступінь окислення +2?

А. Hg₂Cl₂

В. Hg₂SO₄

С. Hg₂(NO₃)₂ * 2H₂O

D. K₂[HgI₄]

Відповіді на тести і ситуаційні задачі:

Тест 1. Відповідь С.

Тест 2. Відповідь D.

Тест 3. Відповідь D.

1. Написати рівняння реакцій, які лежать в основі добування міді, срібла та золота.

2. Як відносяться мідь, срібло та золото до концентрованої і розведеної сульфатної і нітратної кислот? Яким чином можна перевести в розчин золото? Записати рівняння відповідних реакцій.

3. Здійснити перетворення:

Cu ® Cu(NO₃)₂ ® Cu(OH)₂ ® [Cu(NH₃)₄(OH₂)₂](OH)₂;

Au ® K[Au(CN)₂] ® Au;

Ag ® AgNO₃ ® Ag₂O ® [Ag(NH₃)₂]OH.

4. Визначити рН 0,1 М розчину купрум сульфату, враховуючи гідроліз по першому ступеню. (К_2д Cu(OH)₂ =3,4 ×10^-7).

5. Скільки грам аргентум нітрату треба взяти, щоб приготувати 10 г 2 %-ного розчину очних крапель. Чи буде цей розчин ізотонічний? (0,2 г)

6. Написати електронні формули атомів елементів Zn, Hg та іонів Zn²⁺, Hg²⁺. Вказати валентні можливості атомів. Навести приклади сполук.

7. Написати рівняння реакцій взаємодії Zn, Hg з розведеними та концентрованими розчинами сульфатної та нітратної кислот.

8. Розчин сулеми, який використовують в медицині, готують розчиненням 1 г солі в 2 кг води. Яка молярна та процентна концентрація одержаного розчину? (r = 1,0 г/мл). (0,0018 М; 0,05 %).

9. Як виконати наступні перетворення:

ZnS ® ZnO ® Zn ® ZnCl₂ ® Zn(OH)₂ ® K₂[Zn(OH)₄] ® ZnSO₄ ® ZnS.

10. Напишіть формули аква, гідроксо – та аміачного комплексів цинку. Назвіть їх.

11. Закінчити рівняння реакцій:

а) Hg (NO₃)₂ + Hg ®

б) HgCl₂ + SO₂ + H₂O ®

в) Hg₂Cl₂ + SnCl₂ ®

г) Hg₂Cl₂ ® Hg +….

12. В якому середовищі – кислому чи лужному – найбільш виражені окиснювальні властивості хрому (VІ) та відновні властивості хрому (ІІІ). Чим це пояснюється?

13. Скласти рівняння реакцій взаємодії в лужному середовищі хлориду хрому (ІІІ):

а) з бромом;

б) з пероксидом водню.

14. Здійснити перетворення:

Cr₂O₃ ® K₂CrO₄ ® K₂Cr₂O₇ ® Cr₂(SO₄)₃ ® K₃[Cr(OH)₆].

15. Закінчити рівняння реакцій:

NaCrO₂ + PbO₂+ NaOH ®

CrCl₃ + NaBiO₃ + NaOH ®

Cr₂(SO₄)₃ + Br₂ + NaOH ®

K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ ®

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ ®

FeO×Cr₂O₃ + O₂ + K₂CO₃ ® Fe₂O₃ + K₂CrO₄ + CO₂

16. Вказати відмінності в будові атомів елементів підгрупи мангану і галогенів.

17. Яка маса калій перманганату необхідна для окиснення 7,60 г FeSO₄ в нейтральному і в кислому розчинах?

18. Закінчити рівняння реакцій:

KMnO₄ + MnSO₄ + H₂O ®

MnSO₄ + NaBrO₃ + HNO₃ ®

MnSO₄ + Br₂ + NaOH ®

K₂MnO₄ + H₂SO₄ ®

MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ ®

H₂MnO₄ + KNO₂ ®

19. Написати електронні формули атомів феруму, кобальту і нікелю.

Які ступені окиснення відомі для феруму, кобальту і нікелю. Які з них найбільш характерні для кожного з елементів?

20. Як відносяться ферум, кобальт і нікол до розведених і концентрованих розчинів НСl, H₂SO₄, HNO₃ на холоді і при нагріванні? Написати рівняння реакцій.

21. Як отримують оксиди і гідроксиди Fe(II), Co(II) i Ni(II)? Написати рівняння реакцій. Порівняти хімічні властивості цих металів. Написати рівняння реакцій.

22. Написати рівняння реакції взаємодії Pt з “царською горілкою”.

23. Записати рівняння реакцій наступних перетворень:

Fe ® FeCl₂ ® Fe(OH)₂ ® Fe(OH)₃ ® FeCl₃ ® K₃[Fe(CN)₆] ® KFe[Fe(CN)₆]

Ni ® NiSO₄ ® Ni(OH)₂ ® [Ni(NH₃)₆](OH)₂.

Студент повинен знати:

1. Хімічні властивості елементів І-II групи побічної підгрупи, та властивості їх сполук.

2. Хімічні властивості елементів VI групи побічної підгрупи.

3. Використання сполук хрому (VI), (ІІІ) і молібдену (VI) у фармацевтичному аналізі.

4. Хімічні властивості мангану та його сполук.

5. Окиснювальні властивості калій перманганату залежно від кислотності середовища.

6. Окисно – відновну двоїстість манган диоксиду і відновні властивості Mn(II).

7. Використання калій перманганату як антисептичного засобу та у фармацевтичному аналізі.

8. Властивості елементів підгрупи феруму і платинових металів та їхніх сполук в реакціях окиснення-відновлення та комплексоутворення.

Студент повинен вміти:

1. Проводити аналіз солей металів І – ІI групи побічної підгрупи.

2. Записувати рівняння окисно-відновних процесів за участю сполук Cr(III) i Cr(VI) в різних середовищах (кислому, лужному).

3. Виявляти сполуки Мо(VI), Cr(III) i Cr(VI) в розчинах.

4. Записувати рівняння окисно – відновних процесів за учасю сполук мангану (II), (IV), (VI), (VII) залежно від реакції середовища.

5. Записувати рівняння реакцій окиснення калій перманганатом органічних сполук.

6. Виконувати якісні реакції на сполуки феруму (ІІ), (ІІІ).

7. Складати рівняння окисно-відновних реакцій, які проходять за участю сполук феруму (ІІ), (ІІІ), Со (ІІ) і (ІІІ).

8. Складати рівняння реакцій комплексоутворення за участю сполук Fe (II) i Fe (III), кобальту і нікелю.

Джерела інформації

а) Основні:

Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.
Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підруч. Для студ. вищ. навч. закл. –ВТФ «Перун», 2004. – 480 с.

3. Рейтер Л.Г. Степаненко О.М., Басов В.П. Теоретичні розділи загальної хімії: Навчальний посібник. – К.: Каравела, 2003. – 344 с.

4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая шк., 2003. – 743 с.

Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер, В.М.Ледовских, С.В.Іванов. – К.: Пед. Преса, 2002.– Ч. І.– 520 с.
Каличак Я.М., Кінжибало В.В., Котур Б.Я. та ін. Хімія. Задачі, вправи, тести: Навчальний посібник. – Львів: Світ, 2001. – 176 с.
Державна Фармакопея України / Державне підприємство «Науковий-експертний фармакопейний центр». – 1-е вид. – Харків: РІРЕГ, 2001.– 556 с.
www.tdmu.edu.te.ua/education.php.