Аналитик должен владеть техникой эксперимента и

ГБОУ ВПО «ВОЛГОГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
Министерства Здравоохранения и Социального Развития РФ
Кафедра химии
Учебно - методическое пособие
по неорганической химии
для студентов 1 курса
медико-биологического факультета
(Более подробную информация представлена в полной версии методического
пособия на кафедре и в библиотеке)
Волгоград,2012
1
Составители:
доктор химических наук, профессор Брель Анатолий Кузьмич
кандидат химических наук Косыченко Людмила Ивановна
доценткафедры химии, к.х.н. Лисина С.В.
старший преподаватель кафедры химии Клочкова Е.А.
старший преподаватель кафедры химии Соколова С.В.
Методическое пособие по неорганической химии для студентов I
курса медико-биологического факультета
Рекомендовано к изданию УМК фарм. факультета
протокол №1 от 20.09.2011г.
ГБОУ ВПО Волгоградский государственный медицинский университет
4000131, Волгоград, пл. Павших борцов 1.
2
Техника безопасности и меры предосторожности.
1. Все опыты, связанные с применением или образованием ядовитых веществ
а также вредных паров и газов, проводите только в вытяжном шкафу,
дверцы которого должны быть опущены на треть.
2. В случае прекращения работы вентиляционных установок все опыты в
вытяжных шкафах должны быть прекращены.
3. Запрещается проводить любые опыты с взрывчатыми и огнеопасными
смесями.
4. Опыты с легковоспламеняющимися веществами проводите в малых
количествах (не более 2 мл) и вдали от открытого огня.
5. При нагревании растворов и веществ в пробирке используйте держатель. Не
обращайте отверстие пробирки в сторону работающих.
6. Не наклоняйтесь над сосудом, в котором происходит нагревание или
кипячение жидкости, во избежание попадания брызг в лицо.
7. При необходимости определить запах паров (выделяющегося газа) легким
движением ладони направьте струю газа от горла сосуда к себе и осторожно
вдохните.
8. При разбавлении концентрированных кислот и щелочей небольшими
порциями вливайте кислоту (или концентрированный раствор щелочи) в
воду, непрерывно помешивая образующийся раствор.
9. Если склянка с легко воспламеняющейся жидкостью опрокинулась или
разбилась, немедленно выключите все находящиеся вблизи источники
открытого огня, засыпьте разлитую жидкость песком, соберите его и
перенесите в предназначенный для этого железный ящик.
10.При попадании концентрированного раствора кислоты на кожу промойте
место ожога струей воды в течение нескольких минут. После этого можно
либо промыть обожженное место 2-3% раствором соды, либо вымыть с
мылом.
11.При сильных ожогах после оказания первой помощи обратитесь к врачу.
12.При ожоге концентрированными растворами щелочей промойте
обожженное место струей воды до тех пор, пока кожа не будет казаться
скользкой, после чего промойте 1% раствором уксусной кислоты и снова
водой.
13.При термическом ожоге охладите пораженное место, для чего поместите
его под струю холодной воды. После охлаждения смажьте мазью от ожогов.
14.При попадании раствора любого реактива в глаз немедленно промойте его
большим количеством воды, после чего сразу же обратитесь к врачу.
15.При отравлении газообразными веществами (сероводородом, хлором,
парами брома) выйдите (выведите пострадавшего) на свежий воздух, а
затем обратитесь к врачу.
3
Общие правила работы в химической лаборатории.
1. До начала работы, используя методическое пособие (практикум), учебник и
конспект лекций, подготовьтесь к ней.
2. В лаборатории работайте в халате. В помещении лаборатории запрещается
снимать и развешивать верхнюю одежду, громко разговаривать, принимать
пищу, курить.
3. Звуковые сигналы мобильных телефонов во время занятий должны быть
отключены.
4. Запрещается покидать помещение лаборатории без разрешения
преподавателя.
5. Запрещается без разрешения преподавателя включать и выключать
электричество на рабочих столах, газовые краны, приборы.
6. Рабочее место содержите в чистоте, не загромождая его лишними
предметами. На рабочем столе должно находиться только то, что нужно для
выполнения текущей работы.
7. Храните портфели, сумки и другие вещи в специально отведенных местах в
лабораторных столах.
8. Реактивы, предназначенные для общего пользования, находятся в
специально отведенных для них местах (под тягой, на полках рабочих мест
или на специальных столах), нельзя перемещать их оттуда. После взятия
требуемого количества реактива немедленно возвращайте на место пробки
или пипетки от них, чтобы не спутать пробки от разных реактивов. Если к
бутыли с раствором не прилагается пипетка, используйте чистую пипетку,
которую после этого промойте. Твердые реактивы берите из тары шпателем
или фарфоровой ложкой.
9. Если реактив взят в избытке и не израсходован полностью, нельзя
возвращать его обратно в тару (склянку или банку).
10.По окончании работы уберите свое рабочее место, выключите приборы,
которые Вы использовали, закройте краны с водой и газом. Сдайте свои
рабочие места дежурным из числа студентов. Дежурные по окончании
работы группы сдают рабочие места лаборантам.
11.Запрещается проводить опыты, не относящиеся к данной работе, без
разрешения преподавателя.
12.При создании нестандартной ситуации в лаборатории немедленно сообщите
преподавателю и выйдите из лаборатории.
4
Занятие 1.Основные законы химии. Молярные массы эквивалентов. Закон
эквивалентов. Способы выражения концентрации растворов.
Контрольные вопросы.
1.
Правила работы и техники безопасности в химической лаборатории.
2.
Правила пользования реактивами и химической посудой.
3.
Основные химические понятия: атомная масса, молекулярная масса.
4.
Основные законы химии:
а) закон постоянства состава; б)закон кратных
отношений; в) закон объемных отношений; г) закон Авогадро; д) закон эквивалентов.
5.
Эквивалент. Химический эквивалент элемента и химический эквивалент сложного
вещества. а) молярная масса эквивалента кислоты; б) молярная масса эквивалента
гидроксида; в) молярная масса эквивалента соли; г) молярная масса эквивалента оксида.
6.
Способы выражения концентрации растворов: массовая доля, мольная доля,
молярная и молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация).
7.
Перевод одних концентраций в другие.
8.
Решение задач.
9.
Решение задач.
Занятие 2-3.Основные понятия термодинамики.Энергетика химических
процессов. Химическое равновесие.
Контрольные вопросы.
1.
Основные понятия химической термодинамики: Система(открытая, закрытая,
изолированная), фаза.
2.
Основные параметры состояния системы и функции состояния системы.
3.
1-ый закон термодинамики. Три его формулировки.
4.
Внутренняя энергия, работа, энтальпия.
5.
Закон Гесса и следствия из закона Гесса. Теплота сгорания, теплота образования,
определения.
6.
Решение задач на закон Гесса и следствия из закона Гесса.
7.
Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Обратимые и необратимые
процессы.
8.
2-ой закон термодинамики. Объединенное математическое выражение 1-го и 2-го
закона термодинамики.
9.
Энтропия. Энергия Гиббса.
10. Решение задач на определение направления протекания процесса
(нахождение G).
11. Понятие скорости химической реакции. З.Д.М.
12. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
13. Принцип Ле-Шателье.
14. Связь константы химического равновесия с энергией Гиббса.
15. Влияние факторов на скорость химической реакции. Температурная зависимость
Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
16. Решение задач на нахождение константы химического равновесия.
Занятие 4.Строение атома. Химическая связь, ее свойства и методы описания.
Контрольные вопросы..
1.
Основные законы квантовой механики. Квантование энергии. Корпускулярно –
волновой дуализм. Принцип неопределённости.
2.
Волновая функция. Атомная орбиталь. Вероятность и плотность вероятности.
3.
Квантовые числа.
4.
Периодический закон. Электронные структуры атомов.
5
5.
Структура периодической системы. Периодичность свойств.
6.
Порядок заполнения орбиталей. Принцип Паули. Правило Гунда. Принцип
наименьшей энергии. Правило Клечковского.
7.
Изображение электронной структуры атомов при помощи электронных формул и
квантовых ячеек.
8.
Химическая связь и строение молекул. Основные принципы взаимодействия атомов
на примере молекулы водорода.
9.
Основные типы химической связи.
10.
Гибридизация.
11.
Основные понятия метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей.
Занятие 5.Контрольная работа 1.
Контрольные вопросы.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
Основные химические понятия: атомная масса, молекулярная масса.
Основные законы химии:
а) закон постоянства состава; б)закон кратных
отношений; в) закон объемных отношений; г) закон Авогадро; д) закон эквивалентов.
Эквивалент. Химический эквивалент элемента и химический эквивалент сложного
вещества. А) молярная масса эквивалента кислоты; б) молярная масса эквивалента
гидроксида; в) молярная масса эквивалента соли; г) молярная масса эквивалента
оксида.
Способы выражения концентрации растворов: массовая доля, мольная доля, молярная
и молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация).
Основные понятия химической термодинамики: Система(открытая, закрытая,
изолированная), фаза.
Основные параметры состояния системы и функции состояния системы.
1-ый закон термодинамики. Три его формулировки.
Внутренняя энергия, работа, энтальпия.
Закон Гесса и следствия из закона Гесса. Теплота сгорания, теплота образования,
определения.
Решение задач на закон Гесса и следствия из закона Гесса.
Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Обратимые и необратимые
процессы.
2-ой закон термодинамики. Объединенное математическое выражение 1-го и 2-го
закона термодинамики.
Энтропия. Энергия Гиббса.
Решение задач на определение направления протекания процесса
(нахождение G).
Понятие скорости химической реакции. З.Д.М.
Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
Принцип Ле-Шателье.
Связь константы химического равновесия с энергией Гиббса.
Влияние факторов на скорость химической реакции. Температурная зависимость
Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
Квантово-механическая модель атома
Основные законы квантовой механики.
Изображение электронной структуры атомов при помощи электронных формул и
квантовых ячеек.
Химическая связь и строение молекул. Основные принципы взаимодействия атомов на
примере молекулы водорода.
Основные типы химической связи.
Гибридизация.
Основные понятия метода молекулярных орбиталей.
6
Занятие 6-7.Химия s-элементов.
Контрольные вопросы.
1.Периодический закон Периодический закон Д.И.Менделеева и его трактовка на основе
современной квантово-механической теории строения атомов. Структура ПСЭ:
периоды, ряды, семейства.
2.Свойства s-элементов.
3.Изменение свойств элементов Iiа группы в сравнении с Iа. Характеристики катионов М+
и М2+. Ионы М+ и М2+ в водных растворах, энергия гидратации ионов.
4.Взаимодействие металлов с кислородом, образование оксидов, пероксидов,
надпероксидов. Взаимодействие с водой этих соединений. Гидроксиды щелочных и
щелочно-земельных металлов. Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов и их
восстановительные свойства. Сульфаты, галогениды, карбонаты, фосфаты щелочных
и щелочно-земельных металлов.
5.Биологическая роль s-элементов в минеральном балансе организма. Макро- и микро- sэлементы. Поступление в организм с водой, жесткость воды, единицы ее измерения,
пределы влияния на живые организмы и протекание реакции в водных растворах
методы устранения жесткости.
6.Соединения кальция в костной ткани, сходство ионов кальция и стронция. Ядовитость
бериллия.
7. Химические основы применения соединений лития, натрия, калия, магния, кальция, бария
в медицине.
Занятие 8-9. Химия р-элементов. Окислительно - восстановительные
реакции.
Контрольные вопросы.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Свойства р-элементов.
Физические и химические свойства, строение соединений и их свойства, окислительно
- восстановительные свойства азота, фосфора, кислорода, серы.
Окислительно-восстановительные
системы.
Типы
окислительновосстановительных реакций.
Потенциал реакции. (Э.д.с. реакции). Уравнение Нернста. Направление протекания
окислительно-восстановительных реакций.
Влияние различных факторов на направление протекания окислительновосстановительных реакций.
Использование окислительно-восстановительных реакций в аналитической химии.
Занятие 10.Химия d-элементов Комплексные соединения.
Контрольные вопросы.
1. Свойства d-элементов.
2. Современное содержание понятия комплексные соединения. Теория Вернера.
Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя
сфера, координационное число центрального атома.
3. Способность атома различных элементов к комплексообразованию, природа
химической связи в КС.
4. Образование и диссоциация КС в растворах, константы образования и нестойкости
комплексов.
5. Химическая связь в комплексных соединениях. Метод валентных связей. Классификация
и номенклатура комплексных соединений. Изомерия комплексных соединений.
6. Основные комплексные соединения d-элементов и их медико-биологическая роль.
Хелатные и макроциклические комплексные соединения. Биологическая роль
комплексных соединений.
7
1. для сдвига равновесия вправо, берется избыток NH4NCS.
2. Необходимо брать амиловый спирт, так как в органическом растворителе
повышается устойчивость комплексного соединения.
3. Реакции мешают катионы Fe3+, поэтому их маскируют добавленеим винной
кислоты или NaF, которые образуют с Fe3+ бесцветные комплексные соединения.
Занятие 11.Контрольная работа 2.
Контрольные вопросы.
1.
Свойства s-элементов.
2.
Взаимодействие металлов с кислородом. Гидроксиды щелочных и щелочно-земельных
металлов. Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов. Сульфаты, галогениды,
карбонаты, фосфаты щелочных и щелочно-земельных металлов.
3.
Биологическая роль s-элементов в минеральном балансе организма. Макро- и микро- sэлементы.
4.
Соединения кальция в костной ткани, сходство ионов кальция
и стронция.
Химические основы применения соединений лития, натрия, калия, магния, кальция,
бария в медицине.
5.
Свойства р-элементов.
6.
Фосфор. Общая характеристика. Фосфиды. Фосфин. Соединения фосфора с
положительными степенями окислениями. Фосфорноватистая (гипофосфористая) и
фосфористая кислоты. Дифосфорная (пирофосфосфорная) кислота. Изополи- и
гетерополифосфатные кислоты. Метафосфорные кислоты. Производные фосфорной
кислоты в живых организмах.
7.
Химические свойства кислорода, серы, фосфора и их соединений. Кислород. Общая
характеристика. Особенности электронной структуры молекулы дикислорода.
Трикислород (озон), химическая активность в сравнении с дикислородом (реакция с
растворами иодов). Биологическая роль кислорода. Химические основы применения
дикислорода и озона, а также соединений кислорода в медицине.
8.
Сера. Общая характеристика. Способность к образованию гомоцепей. Водорода
сульфид. Сульфиды металлов и неметаллов, их растворимость в воде и гидролиз.
Полисульфиды. Сернистая кислота, сульфиты и водородсульфиты (гидросульфиты).
Соединения серы (VI) - оксид, серная кислота и ее производные - сульфаты. Олеум.
Дисерная (пиросерная) кислота. Пероксомоно- и пероксодисерная кислота и соли.
Окислительные свойства пероксосульфатов. Биологическая роль серы. Химические
основы применения серы и ее соединений в медицине и химическом анализе. Медикобиологическая роль кислорода, серы, фосфора.
9.
Галогены. Хлор и его соединения. Кислородные кислоты хлора и их соли. Хлорная
известь, хлораты, броматы и йодаты и их свойства. Биологическая роль фтора,
хлора, брома и йода. Применение в медицине, санитарии и фармации
10. Азот. Общая характеристика. Многообразие соединений с различными степенями
окисления азота. Аммиак, ион аммония и его соли, кислотные свойства.
11. Кислородсодержащие соединения азота. Оксиды азота. Азотистая кислота и
нитриты.
12. Окислительно-восстановительные
системы.
Типы
окислительновосстановительных реакций.
13. Потенциал реакции. (Э.д.с. реакции). Направление протекания окислительновосстановительных реакций.
Влияние различных факторов на направление
протекания окислительно-восстановительных реакций.
14. Использование окислительно-восстановительных реакций в аналитической химии.
15. Свойства d-элементов.
8
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
Современное содержание понятия комплексные соединения. Теория Вернера.
Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя
сфера, координационное число центрального атома.
Способность атома различных элементов к комплексообразованию, природа
химической связи в КС.
Образование и диссоциация КС в растворах, константы образования и нестойкости
комплексов.
Химическая связь в комплексных соединениях. Метод валентных связей.
Классификация и номенклатура комплексных соединений.
Изомерия комплексных соединений.
Основные комплексные соединения d-элементов и их медико-биологическая роль.
Хелатные и макроциклические комплексные соединения. Биологическая роль
комплексных соединений.
Кислотно-основная классификация ионов.
Характерные реакции на катионы I – VI аналитических групп.
Занятие 12. Протолитическое равновесие в растворах электролитов.
Протолитическая теория Бренстеда-Лоури. Расчет рН и рОН сильных и слабых
электролитов. Ионное произведение воды. Гидролиз солей.
Контрольные вопросы.
1. Теория сильных электролитов. Ионная сила растворов электролитов. Активность
электролитов и ионов. Коэффициент активности.
2. Применение закона действующих масс в аналитической химии.
3. Основные типы равновесий, применяемых в анализе. Константы равновесий для
различного типа реакций.
4. Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури). Константы
кислотности и основности.
5. Протолитическое равновесие. Протолитическая теория кислот и оснований.
6. Ионное произведение воды. рН водных растворов. Константа кислотности и
основности.
7. Кислотно-основное равновесие в организме.
8. Протолитическое равновесие в водных растворах солей.
9. Расчет рН в растворах гидролизующихся солей. Степень и константа гидролиза.
Занятие 13. Буферные растворы.Расчет рН буферных растворов. Влияние факторов на
буферную емкость.
Контрольные вопросы.
1.Протолитическое равновесие в буферных растворах. Классификация буферных
растворов. Механизм буферного действия.
2.Буферная емкость и её определение.
3.Значение рН в буферных растворах (уравнение Гендерсона-Гассельбаха).
4. Роль буферных систем в организме человека. Использование буферных систем в анализе.
Занятие 14.Титиметрические методы анализа.Кислотно – основное титрование.
Контрольные вопросы.
1. Количественный
анализ.
Классификация
методов.
Роль и значение
количественного анализа.
2. Сущность титриметрического метода анализа.
Классификация методов.
Требования к реакциям в титриметрических методах анализа.
3. Приготовление и стандартизация растворов. Титранты, рабочие растворы.
4. Способы титрования: прямое, обратное, заместительное. Сущность, примеры.
9
5. Кислотно-основное титрование. Сущность данного метода. Реакции, используемые
в данном методе, требования к ним.
6. Точка эквивалентности в титровании, ее фиксация с помощью индикаторов.
7. Ациди-алкалиметрия в биологии и медицине.
8. Типовые расчеты в титриметрическом анализе (молярная концентрация, молярная
концентрация эквивалента, титр, титриметрический фактор пересчета (титр по
определяемому веществу), поправочный коэффициент).
9. Расчет массы и массовой доли определяемого вещества по результатам
титрования.
Занятие 15 - 16.Окислительно – восстановительное титрование.
Контрольные вопросы.
Окислительно-восстановительное титрование. Сущность метода.
Классификация редокс-методов.
Требования, предъявляемые к реакциям.
Виды
окислительно-восстановительного
титрования
(прямое,
обратное,
заместительное) и расчеты результатов титрования.
5 Перманганатометрическое титрование. Сущность метода. Условия проведения
титрования. Титрант, его приготовление, стандартизация. Установление конечной
точки титрования.
6 Реакции перманганата в различных средах (рН).
7 Применение перманганатометрии в биологии и медицине
8 .Иодометрическое титрование. Сущность метода. Титрант, его приготовление,
стандартизация, его приготовление, стандартизация, хранение. Условия
проведения титрования, определение конечной точки титрования.
9 Применение иодометрии в биологии и медицине.
1
2
3
4
Занятие 17. Гетерогенные равновесия в системе осадок - насыщенный раствор
малорастворимого электролита. Осадительное титрование.
Контрольные вопросы.
1 Способы выражения растворимости малорастворимых электролитов. Произведение
растворимости (произведение активности) малорастворимого электролита.
2 Условие образования осадков малорастворимых электролитов.
3 Влияние добавок посторонних электролитов на растворимость малорастворимых
электролитов (влияние добавок электролитов с одноименным ионом, влияние добавок
постороннего (индеферентного) электролита).
4 Сущность осадительного титрования.
5 Требования, предъявляемые к реакциям, лежащим в основе осадительного титрования.
6 Метод Мора. Сущность метода. Основные тиранты метода. Методы приготовления
и стандартизации титрантов.
7 Метод Фольгарда. Сущность, индикаторы. Основные титранты метода. Методы
приготовления и стандартизации титрантов.
8 Метод Фаянса. Индикаторы осадительного титрования
Занятие 18.Комплексонометрическое титрование.
1.
2.
3.
4.
Контрольные вопросы.
Понятие о комплексиметрическом методе титрования. Сущность, требования к
реакциям.
Понятие о комплексонатах металов
Равновесия в водных растворах ЭДТА. Состав и устойчивость комплексонатов
металлов.
Индикаторы комплексонометрии (металлохромные индикаторы), принцип их действия;
10
5. Приготовление титрантов в комплексонометрии. Применение данного метода в
биологии и медицине.
Занятие 19.Контрольная работа 3.
Контрольные вопросы.
1.
Теория сильных электролитов. Ионная сила растворов
электролитов. Активность электролитов и ионов. Коэффициент
активности.
2.
Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, БренстедаЛоури). Константы кислотности и основности.
3.
Протолитическое равновесие. Протолитическая теория кислот и
оснований.
4.
Ионное произведение воды. рН водных растворов. Константа
кислотности и основности.
5.
Кислотно-основное равновесие в организме.
6.
Протолитическое равновесие в водных растворах солей.
7.
Расчет рН в растворах гидролизующихся солей. Степень и
константа гидролиза.
8.
Протолитическое
равновесие
в
буферных
растворах.
Классификация буферных растворов. Механизм буферного действия.
9.
Буферная емкость и её определение.
10.
Значение рН в буферных растворах (уравнение ГендерсонаГассельбаха).
11.
Роль буферных систем в организме человека. Использование
буферных систем в анализе.
12.
Количественный анализ. Классификация методов. Роль и
значение количественного анализа.
13.
Сущность титриметрического метода анализа. Классификация
методов. Требования к реакциям в титриметрических методах анализа.
14.
Приготовление и стандартизация растворов.
Титранты,
рабочие растворы.
15.
Способы титрования: прямое, обратное, заместительное.
Сущность, примеры.
16.
Кислотно-основное титрование. Сущность данного метода.
Реакции, используемые в данном методе, требования к ним.
17.
Точка эквивалентности в титровании, ее фиксация с помощью
индикаторов.
18.
Теории кислотно-основных индикаторов, зона и точка перехода
окраски индикаторов.
19.
Кривые кислотно-основного титрования, их расчет и построение
по изменению значений рН.
20.
Ациди-алкалиметрия в биологии и медицине.
21.Окислительно-восстановительное титрование. Сущность метода.
22.Классификация редокс-методов.
23.Требования, предъявляемые к реакциям.
24.Виды
окислительно-восстановительного
титрования
(прямое,
11
обратное, заместительное) и расчеты результатов титрования.
25.Перманганатометрическое титрование. Сущность метода. Условия
проведения титрования. Титрант, его приготовление, стандартизация.
Установление конечной точки титрования.
26.Реакции перманганата в различных средах (рН).
27.Применение перманганатометрии в биологии и медицине
28.Иодометрическое титрование. Сущность метода. Титрант, его
приготовление, стандартизация, его приготовление, стандартизация,
хранение. Условия проведения титрования, определение конечной точки
титрования.
29.Применение иодометрии в биологии и медицине.
30.Сущность осадительного титрования.
31.
Требов
ания, предъявляемые к реакциям, лежащим в основе осадительного
титрования.
32.
Метод
Мора. Сущность метода. Основные тиранты метода. Методы
приготовления и стандартизации титрантов.
33.
Метод
Фольгарда. Сущность, индикаторы. Основные титранты метода.
Методы приготовления и стандартизации титрантов.
34.Метод Фаянса. Индикаторы осадительного титрования Понятие о
комплексиметрическом методе титрования. Сущность, требования к
реакциям.
35.Понятие о комплексонатах металов
36.Равновесия в водных растворах ЭДТА. Состав и устойчивость
комплексонатов металлов.
37.Индикаторы комплексонометрии (металлохромные индикаторы),
принцип их действия;
38.Приготовление титрантов в комплексонометрии. Применение данного
метода в биологии и медицине
39.Решение расчётных задач.
Занятие 20. Итоговое занятие по дисциплине.
12
ЛИТЕРАТУРА
а). Основная литература:
1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник
/ под ред. Ю.А. Ершова.-2-е изд., испр. и доп. –М.: Высш.шк., 2011
2. Слесарев В.И. Химия: основы химии живого: учебник/В.И. Слесарев.-3-е
изд., испр. – СПб.: Химиздат, 2000
3.Попков В.А. Общая химия: учеб. пособие для вузов /В.А. Попков, С.А.
Пузаков.-М..: ГЭОТАР – Медиа, 2007.
4. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия. Аналитика: учебник: в 2 кн. – 2-е
изд., испр.-М.:Высш.шк., 2003
5. Попков В.А. Общая химия [Электронный ресурс] учебник /Попков В.А.,
Пузаков С.А.-М..:ГЭОТАР – Медиа, 2010., 976с. – Режим доступа: http:
//studmedlib.ru
б). Дополнительная литература:
1. Ахметов Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по общей и
неорганической химии: учеб. Пособие /Н.С. Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина.
– 3-е изд., перераб. и доп.-М.:Высш.шк.: Академия, 1999.
2.Бабков А.В. практикум по общей химии с элементами количественного
анализа: Учеб. пособие.-М.: Выс. Шк., 1978г.
3. Балецкая Л.Г. Неорганическая химия: учеб. пособие для студ. вузов/Л.Г.
Балецкая.-Ростов н/Д:Феникс, 2010.
4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие/ под. ред.
В.А. Рабиновича, Х.Н. Рубиной.-Л.:Химия,1986.
5. Ленский А.С. Введение в бионерганическую и биофизическую химию: учеб.
пособие-М.:Высш.шк.,1989.
6. Пономарев В.Д. Аналитическая химия: учебник: в 2 ч.-М.: Высш.шк., 1982.
7. Ершов Ю.А. Химия [Электронный ресурс] учебник /Ершов Ю.А., Иванов
И.И. -М.:ГЭОТАР – Медиа, 2009., 100с. – Режим доступа: http: //studmedlib.ru
8.
Тюкавкина
Н.А.Биоорганическая
химия
[Электронный
ресурс]:учебник/Тюавкина Н.А., Бауков Ю.Н., Зурабяг С.Э.-М.: ГЭОТАР – Медиа,
2010., 416с. – Режим доступа: http: //studmedlib.ru
13
ПРИЛОЖЕНИЕ.
Приложение 1.
Плотность и концентрация водных растворов хлорида натрия и хлористого
водорода.
p
NaCl
c,%
1,0053
1,0125
1,0268
1,0413
1,0559
1,0707
1,0857
1,1009
1,1162
1,1319
1,1478
1,1640
1,1804
1,1972
1
2
4
6
8
10
12
14
16
18
20
22
24
26
Хлористый водород
p
c,%
M
M
0,172
0,346
0,703
1,069
1,446
1,834
2,231
2,639
3,057
3,489
3,930
4,384
4,849
5,329
1,0032
1,0082
1,0181
1,0279
1,0376
1,0474
1,0574
1,0675
1,0776
1,0878
1,0980
1,1083
1,1187
1,1290
1,1392
1,1493
1,1593
1,1691
1,1789
1,1885
1,1980
1
2
4
6
8
10
12
14
16
18
20
22
24
26
28
30
32
34
36
38
40
0,275
0,553
1,117
1,692
2,277
2,872
3,481
4,099
4,729
5,371
6,023
6,684
7,365
8,051
8,750
9,454
10,15
10,93
11,64
12,39
13,14
Приложение 2.
Давление насыщенного пара в зависимости от температуры.
t,oC
10
15
16
17
18
19
P, мм рт. ст.
9,21
12,79
13,62
14,53
15,48
16,48
t,oC
20
21
22
23
24
14
P, мм рт. ст.
17,53
18,65
19,83
21,09
22,38
Приложение 3.
Значение термодинамических величин.
Вещество
O2 (г..)
P2O5 (тв..)
H2O(ж.)
H2O(г.)
CaCO3 (тв..)
CaO(тв.)
CO2 (г.)
FeO(тв.)
C(графит.)
Fe(тв.)
HCl(г.)
Cl2 (г.)
NO(г.)
NO2 (г.)
Fe2O3 (тв.)
H2 (г.)
NH4NO3 (тв.)
N2O (г.)
CO(г.)
Ca3(PO4)3 (тв.)
H2S(г.)
SO2 (г.)
Al(тв.)
Al2O3 (ромб.)
SO3 (г.)
Al2(SO4)3 (тв.)
N2O4 (г.)
PbS(тв.)
PbO(тв.)
Hg2Cl2 (тв.)
HgCl2 (тв.)
CaC2 (тв.)
N2 (г.)
NH3 (г.)
MgO(тв.)
MgCO3 (тв.)
NiO(тв.)
CH4 (г.)
C2H6 (г.)
C2H4 (г.)
CH3OH(ж.)
C2H2 (г.)
C2H5OH (ж.)
C6H12O6(тв.) (глюкоза)
C6H6 (ж.)
CH3COOH (ж.)
C3H8 (г.)
∆H°f,298 ,
кДж/моль
S°298 ,
Дж/моль∙К
∆G°298 ,
кДж/моль
0
-1492
-285,8
-241,8
-1207
-635,5
-393,5
-264,8
0
0
-92,3
0
90,3
33,5
-822,2
0
-365,4
82,0
-110,5
-4125
-21,0
-296,9
0
-1676
-395,8
-3441,8
9,6
-101
-219,3
-266
-225
-59,83
0
-46,2
-601,8
-1096
-239,7
-74,9
-89,7
52,3
-238,57
226,8
-277,6
-1273,0
82,9
-484,09
-103,85
205,0
114,5
70,1
188,7
88,7
39,7
213,7
60,8
5,7
27
186,8
222,9
210,6
240,2
87,4
130,5
151
219,9
197,5
236
205,7
248,1
28
50,9
256,7
239,2
303,8
91
66,1
192
146
69,96
191,5
192,6
26,9
66
38,0
186,2
229,5
219,4
126,78
200,8
160,7
269,2
159,83
269,91
0
-1348,8
-237,3
-228,6
-1127,7
-604,2
-394,4
-244,3
0
0
-95,2
0
86,6
51,5
-740,3
0
-183,8
104,1
-137,1
-4195,3
-33,8
-300,2
0
-1582
-371,2
-3100,87
98,4
-128,1
-189,1
-323,2
-268,5
-64,85
0
-16,7
-569,6
-1115,7
-211,6
-50,8
-32,9
68,1
-166,77
209.2
-174,8
-919,5
129,7
-389,36
-23,53
15
Приложение 4.
Константы ионизации важнейших кислот и оснований.
Вещество
H3PO4
H3BO3
H2CO3
H2CrO4
H2Cr2O7
H2S2O3
H2S
H2SO3
H2SO4
K1
K2
K3
K1
K2
K2
K2
K2
K1
K2
K1
K2
K1
К
рК
7,1 10-3
6,2 10-8
2,2 10-13
5,8 10-10
4,5 10-7
5,0 10-11
3,2 10-7
2,3 10-2
1,3 10-2
5,7 10-8
1,2 10-14
1,4 10-2
6,2 10-8
1,0 103
2,15
7,21
12,67
9,24
6,35
10,32
6,5
1,64
1,74
7,24
14,92
1,85
7,20
- 3,00
1,2 10-2
7,1 10-12
6,9 10-4
1,92
11,15
3,16
Вещество
NH4OH
Al(OH)3
Ba(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
K1
K2
Cd(OH)2
Ca(OH)2 K2
Mg(OH)2 K2
Mn(OH)2 K2
Cu(OH)2 K2
Co(OH)2 K2
NaOH
Ni(OH)2
К
1,76 10-5
1,38 10-9
2,3 10-1
1,3 10-4
1,82 10-11
1,35 10-12
5,0 10-3
4,3 10-2
2,5 10-3
5,0 10-4
3,4 10-7
4,0 10-5
5,9
2,5 10-5
рК
4,76
8,86
0,64
1,3 10-4
10,74
11,87
2,3
1,37
2,60
3,30
6,67
4,4
- 0,77
4,60
K2
K2
H2ZnO2
HNO2
Pb(OH)2
K1
K2
9,6 10-4
1,51 10-8
1,02 10-10
3,02
7,82
9,99
K2
1,5 10-9
1,35 10-9
8,83
8,87
Cr(OH)3
K3
HNO3
HCl
HBr
HI
HCOOH
С6Н5СООН
Н3ВО3
HBrO3
HBrO
HIO4 H5IO6
H2Cr2O7
H2C2O4
CH3COOH
4,36 10
1,0 107
1,0 109
1,0 1011
1,8 10-4
6,3 10-5
7,1 10-10
1,8 10-13
1,6 10-14
2,0 10-1
2,2 10-9
2,45 10-2
2,2 10-2
5,4 10-5
1,74 10-5
- 1,64
- 7,0
- 9,0
- 11,0
3,75
4,2
9,15
12,17
13,80
0,70
8,66
1,61
1,64
4,27
4,76
Zn(OH)2
(CH2)N4
16
Приложение 5.
Произведение растворимости (ПР) некоторых соединений
Вещество
AgBr
Ag2CrO4
AgCl
AgI
AgSCN
Ag3PO4
BaCO3
BaCrO4
BaSO4
CaCO3
CaC2O4
Ca3(PO4)2
CaSO4
CdS
CuI
CuS
Hg2Cl2
MgCO3
MgNH4PO4
PbCl2
ПР
4,9 10-13
1,1 10-12
1,6 10-10
8,3 10-17
11,2 10-12
1,3 10-20
8,1 10-9
1,2 10-10
1,1 10-10
3,8 10-9
2,3 10-9
1,0 10-25
2,5 10-5
1,6 10-28
1,1 10-12
1,3 10-36
1,3 10-18
2,1 10-5
2,5 10-13
1,6 10-5
Вещество
PbCrO4
PbI2
PbSO4
SrSO4
SrCO3
Ca(OH)2
Ba(OH)2
Al(OH)3
Cr(OH)3
Zn(OH)2
Sn(OH)2
Mg(OH)2
Mn(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Bi(OH)3
Sb(OH)3
Cd(OH)2
Ni(OH)2
Cu(OH)2
ПР
1,8 10-14
1,1 10-9
1,6 10-8
3,2 10-7
1,1 10-10
6,5 10-6
5,0 10-3
3,2 10-34
6,3 10-31
1,4 10-17
6,3 10-27
1,6 10-10
1,9 10-13
7,1 10-16
3,2 10-10
4,3 10-31
4,0 10-42
4,0 10-15
2,0 10-15
8,3 10-20
Приложение 6.
Таблицы двузначных логарифмов (для приближенных вычислений).
1
2
3
4
5
6
7
8
9
0
00
30
48
60
70
78
85
90
95
0
1
04
32
49
61
71
79
85
91
96
1
2
08
34
51
62
72
79
86
91
96
2
3
11
36
52
63
72
80
86
92
97
3
4
15
38
53
64
73
81
87
92
97
4
17
5
18
40
54
65
74
81
88
93
98
5
6
20
42
56
66
75
82
88
94
98
6
7
23
43
57
66
76
83
89
94
99
7
8
26
45
58
68
76
83
89
95
99
8
9
28
46
59
69
77
84
90
95
9
Приложение 7.
Стандартные электродные потенциалы.
Полуреакция
Полуреакция,
 ,В
2,01
1,8
1,77
1,51
1,45
1,455
1,359
1,33
1,23
1,19
1,087
1,08
1,00
0,98
0,96
0,88
0,86
0,85
0,77
0,682
0,58
0,558
0,545
0,345
0,15
0,09
0,00
-0,13
-0,14
-0,476
-0,49
-0,764
-0,93
-0,93
-1,216
-1,66
о
S2O82- + 2e  2SO42NaBiO3 + 4H+ + 2e  BiO+ + Na+ + 2H2O
H2O2 + 2H+ +2e  2H2O
MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
BrO3- + 6H+ + 6e  Br- + 3H2O
PbO2 + 4H+ +2e  Pb2+ + 2H2O
Cl2 + 2e  2ClCr2O7 2- + 14H+ + 6e  2Cr3+ + 7H2O
MnO2 + 14H+ + 2e  Mn2+ + 2H2O
2IO3- + 12H+ +10e  I2 + 6H2O
Br2 + 2e  2BrIO3 - + 6H+ 6e  I- + 3H2O
VO2 + + 2H+ + e  VO2+ + H2O
HNO2 + H+ + e  NO + H2O
NO3- + 4H+ +3e  NO + 2H2O
HO2- + H2O + 2e  3OHCu2+ + I- +e  CuI
Hg2+ + 2e  Hgo
Fe3+ + e  Fe2+
O2 + 2H+  Fe2+
MnO4- + 2H2O + 3e  MnO2 + 4OHMnO4- + e  MnO42I2 + 2e  2ICu2+ + 2e  Cuo
Sn4+ + 2e  Sn2+
S4O62- + 2e  2S2O322H+ + 2e  H2
CrO42- + 4H2O + 3e  Cr(OH)3 + 5OHSn2+ + 2e  Sn0
S0 + 2e  S22CO2 + 2H+ + 2e  H2C2O4
Zn2+ + 2e  Zn0
SO42- + H2O + 2e  SO32- + 2OHSn(OH)62- + 2e  HSnO2- + 3OH- + H2O
ZnO22- + 2H2O + 2e  Zn0 +4OHAl3+ + 3e  Al0
18