Metod_Inorganic_chem_1_pharm_M-1_copy

класифікація і номенклатура. Солі, їх класифікація (середні, основні, кислі, оксосолі, подвійні, змішані). Номенклатура солей.

3.2. Література до теми

1.Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2.Практикум з загальної та неорганічної хімії / Є.Я.Левітін, Р.Г.Клюєва, А.М.Бризицька та ін. – Харків: Основа, 1998. – 119 с.

3.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.

4.Романова Н.В.. Загальна та неорганічна хімія. К.: “ Перун”. – 1998.–

С.134–145.

5.Р.Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: «Химия». – 1984. –

С.103–131.

6.О.І. Білодід, О.А. Голуб, М.Ю. Корнілов та співавт. Вступ до хімічної номенклатури.– К.: Школяр, 1997.–48 с.:іл.

3.4. Матеріали для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання

1.Описати основні класи неорганічних сполук та їх характерні хімічні властивості. Основи, кислоти, амфоліти за теорією електролітичної дисоціації.

2.Навести емпіричні і графічні формули кислот, основ і солей.

3.Скласти рівняння реакцій взаємодії оксидів і амфотерних гідроксидів з основами та кислотами.

4.Які з наведених речовин належать до оксидів: Na2O2, K2O, K2O4, N2O4, Fe3O4, Cr2O3, CrO5, HOCl, SO3?

5.Які оксиди називають амфотерними? З наведених нижче сполук виділіть амфотерні оксиди і назвіть їх за систематичною номенклатурою: CuO, Al2O3, SiO2, ZnO, SnO, TiO2, Cr2O3, FeO.

6.З перелічених сполук виберіть основи (а), кислоти (б), луги (в) і назвіть їх: HCHO, H4SiO4, Cr(OH)3, Ba(OH)2, HMnO4, Cu(OH)Cl, HCN, Mg(OH)2, HBrO.

7.Назвати кислоти і записати формули їх ангідридів: HClO3, H2SO4, HBrO4, H3BO3, H4P2O7, CH3COOH, HNO3.

8.За допомогою періодичної системи елементів Д.І.Менделєєва скласти формули таких сполук: хроматної, перхлоратної, селенітної, гіпохлоритної, метафосфатної кислот та гідроксидів цинку, хрому (ІІ), феруму (ІІІ) і берилію.

9.Скласти формули середніх і кислих солей, утворених гідроксидом алюмінію та фосфатною кислотою, і назвати їх.

10.Назвати за систематичною номенклатурою такі солі: Na2CrO4, KClO3,

NaHCO3, (CuOH)2CO3, Ca(H2PO4)2, AlPO4, KAl(SO4)2.

11

11. Скласти рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:

а) Ca3(PO4)2 → P → P2O5 → HPO3 → H3PO4 → Ca(H2PO4)2; б) N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → NH4NO3.

б) Алгоритми розв’язування типових задач

Задача 1. Які з перелічених нижче сполук належать до пероксидів, а які до оксидів: Na2O, Na2O4, Cr2O3,CrO5, SO3, P2O5? Назвіть їх.

Алгоритм розв’язування Складаємо графічні формули цих речовин, з яких можна побачити, які

зв’язки у сполуках і віднести їх до певного класу оксигеновмісних сполук. У оксидах елемент безпосередньо зв’язаний з оксигеном.

Задача 2. Визначити масу кислої солі, яка утвориться при взаємодії розчину натрій гідроксиду масою 10 г з розчином сульфатної кислоти масою

19,6 г.

Алгоритм розв’язування Записуємо коротко умову задачі:

ν(H2SO4) = 19,6 : 98 = 0,2 моль.

2.Записуємо рівняння реакції нейтралізації (по стадіях), враховуючи надлишок лугу у розчині, і вказуємо кількість моль реагуючих речовин:

12

0,05 моль 0,05 моль 0,05 моль

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O (2)

3. Знаходимо надлишок лугу n1, що не вступив у реакцію (1): n1 (NaOH) = 0,25 – 0,2 = 0,05 моль.

Отже, 0,05 моль кислої солі перетвориться на середню за реакцією (2). Тому кислої солі утвориться 0,2 – 0,05 = 0,15 моль, що становить 18 г, оскільки

m = nM = 0,15×120 = 18 г Відповідь: m(NaHSO4) = 18 г.

в) Задачі для самостійного розв’язування

1. До розчину, що містить 49 г фосфатної кислоти, додали розчин, що містить 4,4 г натрій гідроксиду. Визначити склад утворених солей.

Відповідь: m (Na3PO4) = 1,64 г, m (Na2HPO4) = 5,68 г.

2.Визначити склад солей утворених внаслідок пропускання 3,14 дм3 (н.у.) карбон (IV) оксиду крізь розчин, що містить 6,4 г їдкого натру.

Відповідь: m (Na2CO3) = 2,12 г, m (NaHCO3) = 10,08 г.

3. Виведіть молекулярну формулу речовини, яка містить 77,4 % Карбону, 7,5 % Гідрогену і 15,1 % Нітрогену, якщо густина її за повітрям становить

3,21.

Відповідь: C6H7N, анілін.

4. Матеріал для аудиторної роботи

4.1. Обладнання для проведення заняття

Методичні вказівки та збірник тестових завдань кафедри, набори реактивів та штативів з пробірками.

4.2. Зміст і методика проведення заняття

а) Виклад основних теоретичних положень:

-співбесіда з теоретичних питань та розв’язування вправ на перетворення і задач на виведення формул;

-основні класи неорганічних сполук;

-принципи сучасної номенклатури неорганічних сполук;

-молекулярні та графічні формули найважливіших класів неорганічних сполук;

-хімічні властивості найважливіших класів неорганічних сполук, їх одержання;

-теорія електролітичної дисоціації основ, кислот та амфолітів.

б) Перелік практичних вмінь та навичок:

-вміти складати молекулярні та графічні формули найважливіших класів неорганічних сполук;

-вміти одержувати малорозчинні гідроксиди, солі та кислоти;

-навчитись експериментально визначати деякі властивості оксидів,

13

пероксидів, гідроксидів; − знати принципи сучасної номенклатури неорганічних сполук.

в) Матеріали для вихідного контролю знань.

1. Що утвориться, якщо до розчину, що містить йони Al3+ додати надлишок розчину лугу? Навести відповідну реакцію:

а) утворився осад; б) реакція не відбувається; в) утвориться гідроксосіль. 2. Яка кислота відповідає хлор(VП) оксиду, навести формулу кислоти,

3.Яка з формул відповідає назві гідрогенкарбонат натрію? Наведіть реакції взаємодії вказаних солей з гідроксидом кальцію:

а) CH3COONa б) NaHC2O4 в) NaHCO3 г) Na2CO3.

4.Скласти рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:

Аl2O3 → KАlO2 → Аl2 (SO4)3 → Аl (OH)3 → NaАlO3; Ca (OH)2 → CaCO3 → Ca (HCO3)2 → Ca CO3 → CaO.

4.3. Інструкції до виконання практичних завдань

4.3.1. Властивості оксидів Насипати в пробірки невелику кількість оксидів кальцію, цинку, феруму

(ІІІ), хрому (ІІІ) і фосфору (V). Випробувати їх розчинення у воді, кислоті і в лузі. Записати спостереження, рівняння реакцій і зробити висновок про властивості цих оксидів.

4.3.2. Властивості пероксиду водню

1)налити у пробірку 2–3 мл 3 % розчину пероксиду гідрогену і додати декілька крупинок манган (IV) оксиду. Що спостерігається? Написати рівняння реакції.

2)до 2–3 мл розчину солі алюмінію додати по краплинах лугу (тільки до розчинення осаду!). Потім додати розчину пероксиду гідрогену. Що спостерігається? Записати рівняння реакції і зробити висновок щодо кислотно-основних властивостей Н2О2.

4.3.3. Одержання малорозчинних гідроксидів і вивчення їх властивостей До розчинів солей цинку, феруму, магнію і хрому, взятих по 3-5 мл,

додавати краплями розчину лугу до утворення осадів. Відмітити колір утворених осадів, розділити кожен з осадів на дві частини: до однієї частини розчину додати надлишок лугу, а до другої – сильної кислоти (HCl, H2SO4 чи HNO3). Написати рівняння реакцій утворення і розчинення осадів Відмітити амфотерні гідроксиди і скласти рівняння їх дисоціації.

4.3.4. Одержання кислот

14

1) одержання ортоборатної кислоти До 3 мл гарячого 30 % розчину бури, що є кристалогідратом

тетраборату натрію Na2B4O7×10H2O, обережно долити 1 мл концентрованої сульфатної кислоти. Пробірку охолодити під струменем холодної води і спостерігати появу білих кристалів ортоборатної кислоти;

2) одержання гелю метасилікатної кислоти До розчину натрій силікату обережно додати рівний об’єм

концентрованої сульфатної кислоти. Спостерігати утворення драглистого осаду метасилікатної кислоти. Написати рівняння реакції і охарактеризувати силу кислоти.

4.3.5. Одержання малорозчинних солей

1)до розчину солі кальцію додати такий самий об’єм амоній оксалату. Що спостерігається при цьому?

2)у пробірку з 2-3 мл розчину солі магнію додати 1 мл 2 н. HCl, 1 мл розчину натрій гідрогенфосфату, і тоді додати при перемішуванні розчину аміаку. Записати свої спостереження і рівняння реакції;

3)до 2-3 мл розчину солей цинку, мангану, хрому і феруму додати сірководневої води. Спостерігати утворення осадів, відмітити їх колір та скласти рівняння відповідних реакцій.

5. Підведення підсумків та зарахування роботи.

Заняття № 2

Тема: Основні закони хімії. Експериментальне визначення молекулярної маси газів

1. Актуальність теми

Основні поняття та номенклатуру хімічних сполук іноді ще називають "мовою хімії". Це вказує на важливість даного розділу для засвоєння основ неорганічної хімії та вивчення профільних фармацевтичних дисциплін, розуміння назв лікарських засобів, а також для подальшої практичної діяльності провізора.

Молярна маса – це одна із важливих характеристик речовини і дорівнює масі одного моля речовини. Як фундаментальна константа вона застосовується для характеристики індивідуальності речовини і широко використовується при стехіометричних розрахунках за хімічними формулами та рівняннями. Молярна маса речовини використовується також для вираження концентрації розчинів.

15

2.Мета заняття

−засвоїти основи класифікації неорганічних сполук, основні поняття та стехіометричні закони хімії та навчитися експериментально визначати молекулярні маси ґазів;

−вміти теоретично обчислювати і експериментально визначити молярні маси хімічних сполук для характеристики тотожності речовини, прогнозувати кількісні співвідношення реагуючих речовин у хімічних реакціях.

3.Матеріал доаудиторної самостійної роботи

3.1. Засвоїти матеріал навчальної програми

Основні закони хімії: закон збереження маси, закон сталості складу і його сучасне трактування, закон Авогадро. Мольний об’єм газу. Зв’язок між густиною газу і його молекулярною масою. Приведення газів до нормальних умов, рівняння Клапейрона-Менделєєва.

Хімічні формули, їхні типи, складання формул за даними хімічного аналізу або рівнянь хімічних реакцій. Якісна і кількісна інформація, що випливає з хімічних формул та рівнянь.

Хімічні рівняння. Складання молекулярних та йонних рівнянь різних типів хімічних реакцій. Стехіометрія. Розрахунки за хімічними формулами та рівняннями.

3.2. Література

1.Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2.Практикум з загальної та неорганічної хімії / Є.Я.Левітін, Р.Г.Клюєва, А.М.Бризицька та ін. – Харків: Основа, 1998. – 119 с.

3.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.;– Ч.ІІ.–

4.І. Григорєва В.В. і спів. Загальна хімія, К."Вища школа" 1991, розд.І, с.7- 18.

5.2. Глінка Н.Л., Загальна хімія, К.Вища школа, 1985,розд 1 § 4-17.

6.3. Глинка Н.Л., Задачи и упражнения, Л.,"Химия",І985, гл.І,с.11-20.

7.4. Романова Н.В.Загальна та неорганічна хімія К,” Перун”,1998 с.12- 24,с.134-146

3.4.Матеріал для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання

1.У чому суть атомно-молекулярного вчення? Основні поняття хімії: атом, молекула, моль, хімічні елементи, прості і складні речовини, алотропія.

2.Методи визначення атомних і молекулярних мас.

3.Якісна та кількісна інформація, що вміщується в хімічній формулі та хімічному рівнянні.

4.Закон збереження маси і енергії. Закон сталості складу. Дальтоніди і бертоліди. Закон кратних відношень.

16

5.Газові закони: об’ємних відношень; парціальних тисків Дальтона; ГейЛюссака. Рівняння Клапейрона-Менделєєва.

6.Основні газові закони. Приведення об’єму газу до нормальних умов, рівняння Менделєєва-Клайперона. Числове значення універсальної газової сталої (R) в різних системах.

7.Закон Авогадро. Мольний об’єм газу. Число Авогадро. Розрахунок абсолютних мас атомів і молекул. Показати на прикладі.

8.Хімічні формули: емпіричні, структурні, молекулярні.

9.Закон Авогадро і наслідки з нього. Відносна густина газів. Застосування цієї величини для визначення молекулярних мас.

10.Валентність і ступінь окиснення, чим відрізняються ці поняття? Навести приклади.

13. Які дані необхідно мати для визначення молярної маси речовини, що перебуває у газоподібному стані?

б) Алгоритми розв’ язування задач

Задача 1. Вирахувати молярну масу газу, якщо 200 см3 цього газу за температури 17 ° С і тиску 78 кПа мають масу 0,125 г.

Алгоритм розв’язування 1. Використаємо рівняння Клапейрона-Менделєєва

PV = m RT . M

Звідки молярна маса (М) дорівнює

M = mRT . PV

2. Підставивши у рівняння вихідні дані, одержуємо:

Задача 2. При спалюванні 1,84 г органічної речовини утворилось 1,344 дм3 вуглекислого газу (н.у.) і 1,44 г води. Вивести молекулярну формулу даної речовини.

Алгоритм розв’язування

1.З формул вуглекислого газу і води видно, що

1,44 г Н2О –«– х1г Гідрогену,

x = 1,44 × 2 = 0,16 г. 18

2.Отже, в 1,84 г речовини міститься 0,88 г (0,72+0,16=0,88) Карбону і Гідроген. Оскільки інших продуктів не утворилося, то решта маси припадає на Оксиген, якого було 0,96 г (1,84 – 0,88 = 0,96).

3.Співвідношення між атомами Карбону, Гідрогену і Оксигену таке:

0,75 0,16 0,96

Отже, формула сполуки С3Н8О3.

в) Задачі для самостійного розв’язування

1.Густина газу за киснем дорівнює 0,873. Обчислити молекулярну масу газу.

Відповідь: 28 г/моль.

2.Вирахувати молярну масу речовини, якщо 750 мл її пари за

температури 87 ° С і тиску 96 кПа мають масу 1,395 г. Скільки грамів кисню містить 1л цього газу за температури І8 ° С і тиску 97,6 кПа?

Відповідь: 58 г, 1,29

3.Визначити, за якої температури 5 дм3 метану важитимуть 2,937 г, якщо атмосферний тиск становить 1,047 · 105 Па.

4.Визначити густину за гелієм газової суміші, яка складається з 60 % азоту, 30 % кисню і 10 % вуглекислого газу.

5.Маса 1640 см3 суміші оксиду карбону (ІІ) і метану за 27 °С і тиску 3,803·105 Па дорівнює 5,2 г. Визначити об'єм повітря, потрібний для її спалювання.

6.При спалюванні 9 г речовини утворилось 1,8 г води і 4,48 дм3 вуглекислого газу (н. у.). Молекулярна маса речовини дорівнює 90. Визначити її молекулярну формулу.

7.До складу речовини входить 34,59 % Натрію, 23,31 % Фосфору і 42,10 % Оксигену. Визначити молекулярну формулу цієї сполуки.

8.При спалюванні 2,46 г речовини утворилось 1,59 г карбонату натрію, 0,81 г води і 1008 см3 вуглекислого газу (н. у.). Визначити молекулярну формулу цієї сполуки.

9.При спалюванні 6,3 г речовини утворилось 1,59 г соди, 2,97 г поташу, 2016 см3 вуглекислого газу (н. у.) і 1,08 г води. Визначити молекулярну формулу цієї сполуки.

18

4. Матеріали для аудиторної роботи

4.1.Обладнання для проведення занять

Аналітичні ваги, колби, досліджуваний ґаз.

4.2.Ітеґральні звя′зки ( міжкафедральні і внутрішньокафедральні)

Першочерговим етапом будь-яких досліджень у лабораторній практиці є

встановлення типу досліджуваних речовин та їх основних характеристик, зокрема молекулярної маси, як найважливішої константи.

4.3 Зміст і методика проведення заняття

а) Виклад основних теоретичних положень:

1.Уточнення і пояснення незрозумілих питань теми. Звернути увагу на суть стехіометричних законів, способи їх вираження та застосування при розрахунках за хімічнимиформуламитарівняннями.

2.Використання рівняння Клапейрона-Мєнделеева для приведення газів до

нормальних умов. Пояснити зміст універсальної газової сталої: R, (R = 8.31Дж/моль град; R = 0,082 л.атм./моль.; R = 62400 мм.рт.ст./моль.град)

б) Перелік практичних навичок і вмінь Навчитися теоретично та експериментально визначати молярні маси речовин, зокрема газів.

в) Опис лабораторних дослідів Принцип методу полягає в експериментальному визначенні густини

досліджуваного газу відносно повітря, яке проводиться шляхом зважування колб з однаковими об'ємами повітрятадосліджуваногогазу.

Розрахункипроводятьсязаформулами:

Dповіт.= М(газу) , звідки М(газу) = 29 D

М(повітря)

Розрахунки можна проводити за такою схемою:

1.Після зважування колби з повітрям та досліджуваним газом знаходимо різницю мас:

∆m = m(газу) – m(повітря) 2. Приводимо об’єм колби до нормальних умов.

V0 = VPT0 TP0

3. Знаходимо різницю молярних мас газів

M = Dm × 22400

V0

4. Обчислюємо молярну масу досліджуваного газу

M = 29 + M

5.Виходячи із величини молярної маси газу та, використовуючи дані про його фізичні властивості, встановлюємо який це газ та розраховуємо відносну помилку експерименту – А

19

A = M (теор.) − M (експ.) ×100%

M (теор.)

5. Підведення підсумків та зарахування роботи.

Заняття № 3

Тема: Поняття еквівалента речовин. Експериментальне визначення еквівалентів металів

1. Актуальність теми

Еквівалент речовини є фундаментальною характеристикою молекул речовини. Він показує в яких співвідношеннях вступають у хімічну взаємодію молекули хімічних сполук. Це важлива величина для проведення розрахунків в аналітичній хімії, лежить в основі одного із способів вираження концентрації розчинів, який лежить в основі виготовлення титрованих розчинів.

2.Мета заняття

−знати сучасне формулювання поняття про хімічний еквівалент;

−знати, як теоретично розрахувати еквівалент простих та складних речовин;

−вміти обчислювати величину еквівалента для речовин, що беруть участь в окисно-відновних реакціях;

−вміти експериментально визначати еквівалент простих і складних речовин.

3.Матеріали доаудиторної самостійної роботи

3.1. Засвоїти матеріал навчальної програми

Хімічний еквівалент, його сучасне визначення. Молярна маса еквівалента. Розрахунки молярних мас еквівалента простих і складних сполук. Закон еквівалентів.

3.2. Література до теми

1.Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2.Практикум з загальної та неорганічної хімії / Є.Я.Левітін, Р.Г.Клюєва, А.М.Бризицька та ін. – Харків: Основа, 1998. – 119 с.

3.Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер,