МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ФГАОУ ВО "Новосибирский национальный
исследовательский государственный университет"
Факультет естественных наук
УТВЕРЖДАЮ
Декан ФЕН НГУ, профессор
_____________ Резников В.А.
«____»______________ 2010 г.
Неорганическая химия для биологов
Модульная программа лекционного курса, семинаров,
практикума и самостоятельной работы студентов
Курс 1–й, II семестр
Учебно-методический комплекс
Новосибирск 2010
Учебно-методический комплекс предназначен для студентов 1-го
курса биологического отделения факультета естественных наук,
направление подготовки 020201 «Биология (уровень подготовки специалист)» Пособие содержит: 1) цели и задачи курса; 2) требования к уровню освоения содержания курса; 3) объем дисциплины и
виды учебной работы; 4) систему контроля знаний студента; 5) содержание курса (тематический план и программу курса «Неорганическая химия»); 6) содержание практикума (темы лабораторных работ и примеры тем курсовых работ); 6) методические указания по
номенклатуре неорганических соединений; 7) модульные задания
для самостоятельной работы по курсу неорганической химии; 8)
примеры контрольных работ и экзаменов, с ответами и решениями;
9) список основной и дополнительной литературы.
Составители:
С. В. Коренев, Н. Г.Наумов,
Ю. В. Шубин, В.А. Емельянов,
С.А. Артемкина
2
1. Цели и задачи курса
Дисциплина «Неорганическая химия» предназначена для обучения студентов основам неорганической химии и приобретения ими
навыков работы в химической лаборатории.
Основной целью освоения дисциплины является развитие у студентов химического мировоззрения и приобретения ими необходимого минимума химических знаний и навыков работы с веществом.
Для достижения поставленной цели выделяются задачи курса:
во-первых, обучение основам химического языка и химической
классификации, во-вторых, получение студентами основных представлений о свойствах элементов и их соединений, в-третьих, обучение студентов проведению расчетов по уравнениям химических
реакций, в-четвертых, приобретение студентами навыков работы в
химической лаборатории и проведении синтезов неорганических
соединений.
Требования к уровню усвоения содержания курса
По окончании изучения указанной дисциплины студент должен:
– иметь представление об основных закономерностях изменения свойств атомов, ионов, простых веществ и соединений согласно
периодической системы элементов;
– знать систематическую номенклатуру неорганических соединений, основные химические свойства элементов I, II, III и IV периодов и их соединений;
– уметь правильно записывать химические уравнения для различных классов реакций, производить химические расчеты и работать в химической лаборатории.
2.
Объем дисциплины и виды учебной работы
Изучение неорганической химии студентами по направлению
подготовки 020201 «Биология (уровень подготовки - специалист)»
построено на базе: 1) лекций;
2) семинарских занятий; 3) лабораторного практикума и в соответствии с учебным планом осуществляется во 2-м семестре
1-го года обучения.
Курс лекций включает в себя пять разделов:
1. Основные закономерности периодической системы (ПС).
Комплексные соединения.
4.
3
2. Химия элементов VI и VII групп ПС.
3. Химия элементов IV и V групп ПС.
4. Химия элементов II и III групп ПС.
5. Химия элементов I и VIII ПС.
Для успешного усвоения лекционного курса к каждому разделу
существуют наборы вопросов и задач (модули), над которыми
студент работает самостоятельно и представляет результаты преподавателю к определенному сроку. В течение семестра выполняются 3 контрольные работы и 5 модульных заданий. Кроме
того, в течение семестра студенты обязаны выполнить и сдать 8
лабораторных работ, а также выполнить и защитить курсовую
работу (синтез). Выполнение указанных видов работ является
обязательным для всех студентов, результаты текущего контроля
служат основанием для выставления оценок в ведомость контрольной недели на факультете.
5. Система контроля знаний студента
Текущий контроль. Оценки самостоятельной работы (СР) по модулям выставляются преподавателем после устной беседы со студентом.
Общая сумма баллов за СР – 1000 (5  200).
Оценки 3-х контрольных работ (КР):
I КР (1 и 2 модуль) – 500 баллов;
II КР (3 модуль) – 500 баллов;
III КР – итоговая по всему материалу – 1000 баллов.
Общая сумма баллов за КР – 2000.
Сроки написания контрольных работ отражены в учебном плане.
Вопросы и задачи, помогающие студенту усвоить основные понятия
каждого раздела курса, включены в соответствующие модули.
Итоговый контроль. Для контроля усвоения дисциплины учебным
планом предусмотрен экзамен.
Оценки письменной экзаменационной работы – 1000 баллов.
Студент может получить оценку за изучение курса неорганической
химии по итогам работы в семестре. Для этого необходимо набрать
следующие суммы баллов за СР и КР:
4
Сумма баллов за СР Сумма баллов за КР
1000–800
2000–1600
799–700
1599–1400
Оценка
отлично
хорошо
Если студента не устраивает оценка, полученная за работу в семестре, то он имеет право сдавать экзамен. Окончательная оценка выставляется по сумме баллов за КР и экзамен:
Сумма баллов за КР и экзамен
Оценка
3000–2250
отлично
2249–2000
хорошо
1999–1600
удовлетворительно
Также предусмотрен зачет по результатам выполнения практикума. Каждая лабораторная работа оценивается в 100 баллов; курсовой синтез – в 200 баллов. Зачет выставляется при получении студентом 80 % от общей суммы баллов за лабораторные работы.
6. Содержание дисциплины.
6.1. Новизна курса. Основа курса – химия XVII – XX веков.
В лекционный курс постоянно включается информация о новейших
достижениях науки. Содержание курса аналогично курсу, читаемому в МГУ и ведущих зарубежных университетах.
6.2. Тематический план курса (распределение часов)
Наименование
разделов
Введение в неорганическую
химию
Количество часов
Лекции Практикум (лаб. Самостоработы и семи- ятельная
нары)
работа
6
4 (семинары)
Всего
часов
16
26
52
146
8 (лаб. работы)
Свойства химических элементов и их
соединений
46
10 (семинары)
38 (лаб. работы
и курсовая)
5
Итого по курсу
52
60
68
180
Рабочий план (по неделям)
Лекции
ф
е
в
р
а
л
ь
1
2
3
4
м
а
р
т
5
Семинар
Практикум
Формы текущего контроля
Основные
Техника безклассы соеди- опасности. Знанений и нокомство с лабоменклатура,
раторией.
2.Комплексны ионные реаке соединения
ции.
3.Водород,
ОкислительЛаб. раб. №1
1-й модуль
галогены
ноИонные равно- Номенклатура,
4.Галогены.
восстанови- весия в раство- координационтельные реакрах
ные соединения
ции
5.Побочная
КоординациЛаб. раб. №2
группа VII гр.
онные соеди- ОкислительноПС.
нения
восстанови6.Кислород и
тельные реакподгруппа
ции
1.Периодиче
ская система
(ПС) элементов.
серы
7.Кислород.
соединения
серы и побочная группа VI
гр. ПС.
8.Соединения
азота.
9.Подгруппа
фосфора
10.Побочная
подгруппа VI
гр. ПС
Химия элементов VII гр.
ПС.
Лаб. раб. №3
Галогены
2-й модуль
VII и VI гр.
Периодической
системы.
Химия элементов VI гр.
ПС.
Лаб. раб. №4
Сера
1 контрольная
работа
6
6
11.Углерод и
его соединения
12.Кремний и
подгруппа
германия.
Химия элементов V гр.
ПС.
Лаб. раб. №5
Соединения
элементов V гр.
3-й модуль
V, IV гр.
Периодической
системы.
13. Побочная
Химия элеКурсовой синподгруппа V
ментов IV гр.
тез
гр. ПС
ПС.
14.Бор и его
соединения
8 15.Алюминий
Курсовой син4-й модуль
и подгруппа
тез
III, II гр.
галлия
Периодической
16.Лантаноид
системы.
ы и актиноиды
9 17. II группа
Химия элеЛаб. раб. №7
2 контрольная
ПС
ментов III и II Цинк, кадмий,
работа
18.Химия ртугр. ПС.
ртуть
ти
10 19.Щелочные
Химия элеЛаб. раб. №8
металлы.
ментов I гр.
Медь, серебро
Медь.
ПC.
20.Серебро и
золото
11 21.Железо,
Химия элеЛаб. раб. №9
5-й модуль
кобальт, ниментов VIII
Железо, коI, VIII гр.
кель
гр.
бальт, никель
Периодической
22. Железо,
ПC.
системы.
кобальт, никель (продолжение)
12 23. ПлатиноДополнительная Итоговая конвые металлы
лаб. раб.
трольная работа
24.Инертные
(по выбору)
газы.
7
а
п
р
е
л
ь
м
а
й
Зачет по лаб.
работам
13
7
Экзамен
(в сессию)
Контроль знаний 36 часов.
6.3. Содержание разделов
ВВЕДЕНИЕ В НЕОРГАНИЧЕСКУЮ ХИМИЮ
1. Периодический закон и периодическая система (ПС) элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств атомов,
ионов, простых веществ и соединений по рядам и подгруппам ПС.
2. Комплексные (координационные) соединения. Классификация
комплексных соединений по центральным атомам и лигандам. Виды
изомерии: геометрическая, ионизационная, гидратная, связевая, координационная. Геометрическое строение внутренней сферы. Термодинамика комплексообразования. Методы синтеза комплексных
соединений.
3. Классификация и номенклатура неорганических соединений,
включая комплексные соединения (семинарские занятия).
СВОЙСТВА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
Систематическое изложение химии элементов и их соединений
включает общую характеристику группы, сравнение свойств главной и побочной подгрупп, основные сырьевые источники элементов
и способы их переработки. Характеристика элементов главных и
побочных подгрупп ПС включает степени окисления элементов, типы соединений, окислительно-восстановительные
(О–В) и кислотно-основные (К–О) свойства этих соединений на основе закономерностей ПС.
1. Водород. Степени окисления, типы соединений, их О–В-свойства. Изотопы.
2. VII гр. ПС. Галогены в свободном состоянии, их получение,
О–В-свойства, взаимодействие с водой и растворами щелочей. Галогеноводороды, получение, сравнение восстановительных свойств.
Галогениды металлов и неметаллов, их взаимодействие с водой.
Кислородные соединения галогенов, способы их получения, сравнение К–О- и О–В-свойств. Межгалоидные соединения. Полигалогениды.
8
Побочная подгруппа. Соединения в степени окисления 7+, сравнение свойств оксидов, кислот и солей. Основные степени окисления Mn, примеры соединений. Получение соединений из природного MnO2.
3. VI гр. ПС. Кислород. Степени окисления, типы соединений,
их К–О- и О–В-свойства. Подгруппа серы. Простые вещества, их
свойства. Водородные соединения. Сравнение восстановительных и
кислотных свойств. Кислородные соединения. Сравнение К–О- и О–
В-свойств соединений в степени окисления 4+ и 6+. Элементарная
сера, О–В-свойства, диспропорционирование. Сероводород, получение, восстановительные свойства, кислотные свойства, сульфиды,
гидросульфиды. Сульфаны, получение, кислотные свойства, полисульфиды. Кислородные соединения серы. Диоксид серы, получение. Сернистая кислота, сульфиты, гидросульфиты. О–В-свойства
соединений серы в степени окисления 4+. Триоксид серы и серная
кислота. Окислительные свойства, кислотные свойства. Сульфаты,
полисульфаты. Тиосерная кислота, тиосульфаты, получение, строение и О–В-свойства. Пероксокислоты и их соли, получение и окислительные свойства. Галогениды и оксогалогениды серы, их взаимодействие с водой.
Побочная подгруппа. Соединения в степени окисления 6+, сравнение свойств оксидов и солей. Основные степени окисления Cr, примеры соединений. Получение соединений из природного FeO•Cr2O3.
4. V гр. ПС. Азот. Получение и свойства. Аммиак, получение,
К–О-свойства в водном растворе и жидком состоянии. Донорные и
восстановительные свойства. Соли аммония, отношение к нагреванию в твердом состоянии. Гидразин, получение, строение, К–О- и О–
В-свойства. Оксиды азота, их получение. О–В-свойства соединений
азота в степени окисления 3+ и 5+. Донорные свойства нитрит-иона.
Галогениды и оксогалогениды азота, их отношение к воде. Соли
нитрозония и нитрония. Подгруппа фосфора. Простые вещества,
сравнение свойств. Водородные соединения, сравнение устойчивоcти. Взаимодействие простых веществ с раствором щелочи. Кислородные соединения. Оксиды и гидроксиды элементов в степени
окисления 3+, получение, сравнение К–О-свойств. Строение фосфористой кислоты, фосфиты. Оксиды элементов в степени окисления
5+ и их получение. Фосфорная и сурьмяная кислоты, их получение.
Соединения висмута 5+. Сравнение О–В-свойств соединений эле9
ментов подгруппы фосфора. Галогениды, их получение и отношение
к воде. Тиосоли и тиокислоты, получение и свойства.
Побочная подгруппа. Соединения в степени окисления 5+, способы получения. Основные степени окисления ванадия, примеры соединений.
5. IV гр. ПС. Углерод, аллотропные модификации. Ионные и ковалентные карбиды. Кислородные соединения. Монооксид углерода,
получение, восстановительные и кислотные свойства, донорные
свойства. Диоксид углерода, получение, кислотные свойства, карбонаты и гидрокарбонаты. Сероуглерод и тиокарбонаты. Циановодородная и родановодородная кислоты, их строение, кислотные и донорные свойства. Кремний, силициды, силаны, получение свойства.
Галогениды кремния, их отношение к воде. Диоксид кремния и
кремниевые кислоты, свойства. Типы соединений германия. Олово и
свинец, отношение к кислотам и щелочам. Оксиды и гидроксиды
металлов в степени окисления 2+, получение, свойства. Оловянные
кислоты, получение, свойства. Диоксид свинца, получение, К–О- и
О–В-свойства. Галогениды свинца, простые и комплексные, их свойства.
Побочная подгруппа. Соединения в степени окисления 4+, способы получения. Отличие Ti от Zr и Hf. Галогениды и их гидролиз,
комплексные галогениды.
6. III гр. ПС. Бор, свойства. Бороводороды, строение, свойства.
Галогениды бора, их отношение к воде. Оксид бора и ортоборная
кислота, кислотные свойства, тетрабораты. Нитрид бора, аллотропные модификации. Алюминий, свойства. Алюмотермия. Гидроксид
алюминия, К–О-свойства, соли. Сравнение свойств галлия и индия с
алюминием. Таллий, его свойства. Оксид, гидроксид и соли таллия
1+, сравнение с соединениями щелочных металлов и серебра. Гидроксид таллия 3+, К–О-свойства, соли, О–В-свойства. Сравнение К–
О-свойств гидроксидов элементов в степени окисления 3+. Побочная
подгруппа. Хлориды, нитриды, гидроксиды, оксиды, соли скандия,
итрия, лантана, актиния в степени окисления 3+. Сравнение свойств.
Лантаноиды, лантаноидное сжатие, сравнение К–О-свойств гидроксидов (3+), соли лантаноидов. Другие степени окисления лантаноидов, их О–В-свойства. Актиноиды, устойчивые степени окисления,
примеры соединений и их свойства.
7. II. гр. ПС. Главная подгруппа. Элементы в свободном состоя10
нии, общие свойства, различия. Гидроксиды, закономерности изменения свойств.
Побочная подгруппа. Металлы в свободном состоянии, свойства.
Оксиды, гидроксиды, К–О-свойства. Соли цинка 2+ и кадмия 2+.
Общие свойства: растворимые и нерастворимые в воде соли, комплексы. Различия свойств галогенидов цинка и кадмия. Соединения
ртути 2+. Оксид, соли, электролитическая диссоциация и гидролиз
солей. Соли ртути 1+, диспропорционирование. Смещение равновесия диспропорционирования. Комплексные соединения ртути 2+. О–
В-реакции в химии ртути.
8. I гр. ПС. Главная подгруппа – щелочные металлы, свойства.
Оксиды, гидроксиды, пероксиды, получение, свойства.
Побочная подгруппа. Медь, свойства. Соединения меди 1+. Оксид, свойства. Соли, диспропорционирование, сравнение с соединениями ртути 1+, О–В-свойства, комплексы. Соединения меди 2+.
Оксид, гидроксид, свойства. О–В-свойства. Необычные степени
окисления, примеры соединений. Серебро, свойства. Соединения
серебра 1+. Оксид, соли, комплексы. Другие степени окисления,
примеры соединений. Золото, свойства. Соединения золота 1+, соли,
диспропорционирование, комплексы. Соединения золота 3+. Оксид,
гидроксид, К–О-свойства. Соли, комплексы. Другие степени окисления, примеры соединений.
9. VIII гр. ПС. Побочная подгруппа. Семейство железа. Свойства
металлов. Соединения в степени окисления 2+. Оксиды, гидроксиды,
К–О-свойства. Соли. Термодинамика взаимодействия металлов в
степени окисления 2+ с кислородом в кислой и щелочной средах.
Соединения в степени окисления 3+. Гидроксиды, соли, термодинамика их образования, О–В-свойства. Комплексные соединения, карбонилы. Соединения железа 6+. Ферраты, получение, окислительные
свойства. Платиновые металлы. Отношение к кислотам, окислительная щелочная плавка. Степени окисления. Примеры простых соединений платины в разных степенях окисления. Примеры комплексов
платины 2+ и платины 4+. Соединения рутения 8+ и осмия 8+. Тетраоксиды, получение, свойства. Комплексы.
Главная подгруппа. Инертные газы, применение, клатраты. Соединения ксенона. Типы соединений, получение, свойства, методы
исследования.
11
7. Содержание практикума и примеры курсовых работ
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1
ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ
Кислотно-основные равновесия
Определение pH. Буферные растворы
1. При помощи универсальной индикаторной бумаги определите pH 0.1 М растворов а) соляной и б) уксусной кислот, 0.1 М растворов в) аммиака, г) гидроксида калия и д) дистиллированной воды.
Используя справочные значения констант кислотно-основных равновесий рассчитать теоретические значения pH испытуемых растворов. Полученные значения представить в виде таблицы:
Испытуемый Концентрация Цвет индираствор
катора
Значение рН
Измеренное
Рассчитанное
2. а) В пронумерованных пробирках слить равные объемы
(по 3мл) 0.1 М растворов:
1)
HCl + NaCl;
2)
CH3COOH + CH3COONa;
Определить pH полученных растворов и внести результаты в таблицу.
б) Отобрав по 1мл раствора из каждой пробирки и разбавив в
стакане пробу в 100 раз определить значение pH и записать в таблицу.
Гидролиз солей
3. С помощью универсального индикатора определить pH
водных растворов солей: хлорида и карбоната натрия, хлорида аммония. Рассчитать значения pH 0.1 М растворов этих солей. Результаты свести в таблицу по предложенному выше образцу.
4. В химическом стакане емкостью 100 мл к 5 мл сульфата
хрома (III) прилить небольшими порциями (по 1-2 мл) раствор
сульфида натрия (или аммония) до образования осадка. pH конечно12
го раствора должен быть в диапазоне 7-9. Следить за тем, чтобы не
произошло растворение образующегося осадка! (Почему это может произойти?) Осадок отфильтровать на воронке Бюхнера и тщательно промыть водой до удаления запаха сероводорода. Полученное твердое вещество разделить на две части. К одной прилить 5 мл
концентрированной соляной кислоты, к другой - 5 мл 40%-ного раствора гидроксида натрия. Наблюдается ли выделение сероводорода
при обработке осадка кислотой? Объясните наблюдаемые явления,
напишите уравнения реакций.
Равновесия с участием трудно растворимых солей и гидроксидов
Осаждение солей и гидроксидов из растворов
5. Налить в три пробирки по 2-3 мл растворов хлоридов железа(III), меди (II), магния. Затем в каждую из них прилить небольшое количество гидроксида натрия. Что представляют собой выпавшие осадки? Отметить их цвет. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций. Осадки сохранить для последующих опытов.
6. Используя имеющиеся реактивы получить малорастворимые соли: сульфат и иодид свинца, хромат бария и карбонат кальция. Каковы величины произведений растворимости этих солей?
Написать ионные и молекулярные уравнения проведенных реакций.
Влияние pH среды на растворимость солей и гидроксидов.
7. К осадкам, полученным в опыте №5 прилить немного разбавленной соляной кислоты.
8. К раствору хлорида магния прилить водный раствор аммиака. Аккуратно слить раствор с выпавшего осадка. К твердому
веществу прилить раствор хлорида аммония. Что происходит? Рассчитайте константу равновесия для реакции хлорида магния с аммиаком. Почему протекание этого процесса зависит от pH раствора?
9. Налить в три пробирки по 2-3 мл растворов солей железа
(II), меди (II) и цинка (II). Прилить к ним: а) раствор сероводорода;
б) раствор сульфида натрия (или аммония). Какие различия наблюдаются в поведении реакционных смесей? Аккуратно слить раствор
с осадков сульфидов. К твердым веществам добавить разбавленную
соляную кислоту. Объяснить наблюдаемые явления на основании
13
величин произведений растворимости и констант диссоциации сероводородной кислоты. Рассчитайте значения pH раствора, при которых происходит растворение сульфидов меди(II) и железа(II).
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
При оформлении работы в каждом опыте следует описать наблюдаемые явления. Для всех проведенных реакций записать уравнения в
ионной и молекулярной форме с указанием степеней окисления элементов, выступающих в роли окислителя и восстановителя.
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
1. Налить в пробирку 2 мл раствора сульфата меди (II) и добавить гранулу металлического цинка.
2. Налить в пробирку 2 мл 10% раствора соляной кислоты и
добавить гранулу металлического цинка.
3. Налить в пробирку 1 мл раствора перманганата калия и
добавить к нему 1 мл 10% раствора серной кислоты. К полученному
раствору приливать по каплям раствор сульфида натрия до полного
обесцвечивания.
4. Налить в пробирку 1 мл раствора дихромата калия, добавить 1 мл 10% раствора серной кислоты. Прилить к этому раствору,
по каплям, раствор сульфита натрия до полного изменения окраски.
Влияние среды на окислительно-восстановительные свойства
5. Налить в три пробирки по 1 мл раствора перманганата калия. Затем в одну пробирку добавить 1 мл 10% раствора серной кислоты, а в другую 1 мл 10% раствора гидроксида натрия. После этого
в каждую из трех пробирок прибавлять по каплям раствор сульфита
натрия до полного исчезновения окраски перманганата калия. Что
происходит в каждой из пробирок? Какие продукты восстановления
перманганат-иона наблюдаются в каждом случае? На основании
стандартных окислительно-восстановительных потенциалов опреде14
лить, в какой среде перманганат-ион проявляет более высокую
окислительную активность. Записать уравнение Нернста для реакции в кислой среде и показать зависимость электродного потенциала
от рН.
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
6. (Опыт проводится преподавателем.) На металлическую пластину насыпать 15-20 г дихромата аммония и поджечь с помощью
лучины. Отметить особенности протекания реакции.
7. Укрепить сухую пробирку в штативе, поместить в нее ~1
грамм перманганата калия и осторожно нагреть в пламени спиртовки. Проверить выделяющийся газ, поместив в пробирку тлеющую
лучинку. Продолжить нагревание пробирки до прекращения выделения газа. После охлаждения в пробирку прилить 1 мл дистиллированной воды, перемешивая раствор стеклянной палочкой. Каков
цвет полученного раствора? Что находится в осадке?
Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода
8. Налить в пробирку 1 мл раствора перманганата калия и 1
мл 10% серной кислоты, добавить по каплям 3% - ный раствор пероксида водорода до полного обесцвечивания раствора.
9. Налить в пробирку ~0.5 мл раствора иодида калия и 0.5мл
10% серной кислоты, затем добавлять по каплям 3% раствор H2O2 до
начала выпадения осадка. Оставить реакционную смесь на 15 минут.
Почему сначала раствор окрашивается? Как можно установить природу продукта реакции? Описать происходящие явления.
Реакции диспропорционирования и конпропорционирования
10. Налить в пробирку 1 мл иодной воды (раствор иода в
растворе иодида калия). Прилить 1 мл 10%-ного раствора гидроксида натрия. Раствор осторожно нагреть до полного обесцвечивания. К
полученному раствору прилить раствор серной кислоты. Что происходит?
11. Налить в пробирку 1 мл 10 % раствора пероксида водорода и 1 мл NaOH (10%-ный раствор). Затем осторожно нагреть
пробирку. Что наблюдается?
12. Налить в пробирку 1мл раствора перманганата калия, затем постепенно добавлять раствор сульфата марганца(II) до исчезновения фиолетовой окраски. Объяснить наблюдаемое явление.
15
13. Налить в пробирку 1 мл раствора сульфида натрия и 1 мл
раствора сульфита натрия и немного подкислить разбавленной серной кислотой. Что происходит?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3
ГАЛОГЕНЫ
Внимание! Все работы с хлором должны проводиться в вытяжном шкафу. В случае отравления хлором необходимо обратиться
к преподавателю.
Хлор
1. Насыпать в три пробирки небольшое количество диоксида
марганца, дихромата калия и перманганата калия, добавить в каждую из пробирок по 1 мл конц. соляной кислоты. При медленном
протекании реакции раствор подогреть.
2. Насыпать в пробирку небольшое количество хлорной извести, добавить несколько миллилитров 20% раствора соляной кислоты, осторожно (!) понюхать.
3. Взять пинцетом полоску медной фольги или медную проволочку, нагретую до красного каления в пламени спиртовки, и
быстро внести её в пробирку, в которой происходит выделение хлора.
4. Налить в пробирку 2-3 мл хлорной воды и прибавить по
каплям раствор гидроксида натрия. Чем объяснить обесцвечивание
раствора? Подкислить полученный раствор серной кислотой. Что
изменилось? Как влияет pH раствора на реакцию диспропорционирования галогенов?
5. Несколько кристаллов бертолетовой соли (KClO3) положить в фарфоровую чашку и осторожно смочить конц. соляной кислотой. Что наблюдается?
Бром и иод
6. В две пробирки налить по 1 мл растворов бромида и иодида калия соответственно. Добавить в каждую пробирку по 7-8 капель хлорной воды. Что наблюдается? Прилить к смесям по несколько капель бензола и, закрыв пробирку, осторожно встряхнуть.
Объяснить результат.
16
7. Налить в пробирку 1 мл раствора иодида калия и добавить
7-8 капель бромной воды. Что наблюдается? Прилить к смеси несколько капель бензола и, закрыв пробирку, осторожно встряхнуть.
Объяснить результат.
8. К 2-3 мл иодной воды прилить 1 М раствор щелочи до исчезновения окраски раствора. К полученному раствору добавить
раствор серной кислоты. Объяснить происходящие явления.
9. Налить в пробирку дистиллированной воды и бросить пару кристалликов йода. Растворяется ли он? Добавить некоторое количество раствора иодида калия. Что происходит? Чем объясняется
увеличение растворимости йода?
10. В две пробирки поместить твердые бромид и иодид калия
и осторожно добавить к ним конц. серную кислоту. Что при этом
происходит? Какую нужно взять кислоту чтобы получить чистые
HBr и HI, используя твердые KBr и KI?
Получение иода
Навески по 0.5г иодида калия и двуокиси марганца поместить в тигель и перемешать стеклянной палочкой. Поставить тигель
со смесью на закрепленный в штативе фарфоровый треугольник,
налить 3-4 капли концентрированного раствора серной кислоты и
закрыть тигель маленькой колбой, наполненной холодной водой
(дно колбы должно быть сухим). Колбу закрепить в лапке штатива.
Тигель слабо нагреть в течение нескольких минут. Что наблюдается? Полученный иод собрать в тарированный бюкс и взвесить. Вычислить выход в процентах. Полученное вещество сдать лаборанту.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4
СЕРА
Сера
1. Поместить в пробирку небольшое количество тиосульфата
натрия, растворить в небольшом количестве воды и прилить разбавленной соляной кислоты. Что наблюдается? Чему равна степень
окисления серы в тиосульфате натрия?
2. Внести на шпателе в пламя спиртовки небольшое количество серы (3-4 кристалла) Что происходит? Какова температура
плавления элементарной серы? Какой газ выделяется?
17
Сероводород
Сероводород чрезвычайно ядовит! Все опыты с сероводородом и
сульфидами проводить только в вытяжном шкафу! После проведения эксперимента посуду мыть только в вытяжном шкафу,
выносить ее из-под тяги только после удаления запаха! При
отравлении сероводородом необходимо немедленно покинуть
лабораторию и выйти (или вывести пострадавшего) на свежий
воздух!
3. Положить в пробирку 1-2 г сульфида железа(II), прилить
5-8 мл 20%-ного раствора HCl. Что происходит? Проверить природу
выделяющегося газа, внеся в пробирку полоску индикаторной бумаги, смоченную водой, и полоску фильтровальной бумаги, смоченную раствором соли свинца.
Соединения серы (IV)
4. Поместить в пробирку небольшой кусочек медной стружки, прилить к нему примерно 2 мл концентрированной серной кислоты (надеть резиновые перчатки и защитные очки!). Осторожно
подогреть на пламени спиртовки (обязательно направив её верхнюю часть от себя и от коллег по практикуму). Какой газ выделяется в результате реакции? Как вы можете это подтвердить? Рассчитайте, используя значения окислительно-восстановительных потенциалов, возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях? В чем различие взаимодействия разбавленной и концентрированной серной кислоты с металлами? Какие продукты можно ожидать в реакции концентрированной серной кислоты с магнием и
цинком? Проверить действие разбавленной серной кислоты на медную стружку.
5. В пробирку поместить 1-2 г сульфита натрия, по каплям
добавить к нему 2 мл 20%-ной серной кислоты. Что наблюдается?
6. Проверьте, как взаимодействует раствор сульфита натрия
с 1) хлорной и 2) бромной водой; с подкисленными растворами
1) перманганата, 2) дихромата калия и 3) сероводорода. Эксперименты проведите в отдельных пробирках.
Серная кислота
7. Взять стаканчик и приготовить раствор серной кислоты в
воде - 1:1 по объему (приливать необходимо кислоту к воде, а ни
в коем случае не наоборот!). Что наблюдается при растворении
серной кислоты в воде? После охлаждения раствора смочить им ко18
нец стеклянной палочки и сделать надпись на бумаге. Осторожно
нагреть бумагу над пламенем спиртовки. Что наблюдается? Как действует серная кислота на органические вещества?
Тиосульфат натрия
8. В две пробирки налить по 2-3 мл хлорной и иодной воды,
прилить к каждой из них раствор тиосульфата натрия до обесцвечивания раствора. Какие продукты образуются в этих реакциях? Какие
продукты образуются при окислении тиосульфата бромом?
Определение стехиометрии химической реакции
9. В стеклянный стакан объемом 100 мл при помощи мерной
пипетки налить 20 мл 0.005 М раствора перманганата калия и подкислить 5 мл 10%-ной серной кислоты. К полученному раствору
приливать отмеренные количества (можно с помощью бюретки)
0.01 М раствора сульфита калия до полного обесцвечивания раствора. Исходя из количества раствора, пошедшего на титрование, определить стехиометрию протекающей реакции.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5
СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ V ГРУППЫ
Азот
Аммиак и соли аммония
1. В две пробирки налить по 2 мл концентрированного раствора аммиака. Одну пробирку поместить в нагретую до 80ОC водяную баню. В другую пробирку добавить несколько капель 40%-ного
раствора щелочи. Что наблюдается? Как влияет температура и рН
раствора на равновесие в системе аммиак - вода?
2. Положить в пробирку немного нитрата аммония и осторожно нагреть в пламени спиртовки, предварительно опустив
шторку тяги ниже уровня глаз. Что наблюдается? В чем различие
разложения солей - хлорида и нитрата аммония?
Гидразин
3. В две пробирки насыпать небольшое количество сульфата
гидразиния. В одну прилить йодной воды. В другую прилить раствор хлорида меди (II) и раствор щелочи, и осторожно подогреть,
соблюдая меры предосторожности. Что происходит?
19
Кислородные соединения азота
4. К раствору нитрита калия прибавить 2-3 капли конц. серной кислоты. Что наблюдается?
5. К подкисленному раствору иодида калия добавить раствор
нитрита калия. Что наблюдается? Проделать аналогичный опыт с
бромидом калия, прилив 1-2 мл органического растворителя.
6. Опыт проводится вдвоем. Закрепить сухую пробирку
вертикально в штативе, и поместить в нее немного нитрата калия.
Нагреть соль до плавления (Защитные очки!). Как только начнется
разложение соли, о чем можно судить по появлению пузырьков газа,
бросить в нее несколько маленьких кусочков серы. Когда сера полностью сгорит, опустить в расплав тлеющую лучину. По окончании
опыта охладить пробирку на воздухе, не касаясь ею холодных предметов.
7. В пробирку налить концентрированную азотную кислоту,
поместить в нее кусочек серы и нагреть. Когда пробирка охладится,
вылить содержимое в воду и определить наличие серной кислоты в
растворе.
8. Поместить в пробирки кусочек цинка и кусочек олова, добавить в каждую по 1 мл конц. азотной кислоты, что наблюдается? В
чем различие действия на металлы концентрированной и разбавленной азотной кислоты?
Сурьма
9. Для испытания свойств триоксида сурьмы использовать
либо готовый препарат, либо получить его нейтрализацией солянокислого раствора трихлорида сурьмы раствором карбоната натрия.
Испытать действие концентрированной соляной кислоты и щелочи
на триоксид сурьмы.
10. Получить из доступных солей сульфид сурьмы (III), испытать действие на него раствора сульфида натрия.
Висмут
11. Получить висмут восстановлением раствора его соли металлическим цинком. Отделив висмут от остатков цинка, испытать
действие на него концентрированных соляной и азотной кислот.
12. В пробирку с раствором соли висмута прилить сероводородную воду. Образовавшийся осадок разделить на две части и про20
верить действие на него 1) избытка сульфида натрия, 2) концентрированной азотной кислоты.
13. Осадить в пробирке гидроксид висмута (III) отделить от
раствора и обработать его при нагревании 2-3 мл насыщенного раствора персульфата калия. Осадок 2-3 раза промыть путем декантации и сохранить для следующего опыта.
14. К 3-4 мл разбавленного раствора азотной кислоты прилить 2-3 капли раствора сульфата марганца(II) и внести немного
висмутата (V) калия (из предыдущего опыта). Объяснить появление
окраски.
Получение BiOCl
Из концентрированной соляной кислоты (12М) приготовить 20
мл 6М раствора. Поместить 1 г оксида висмута(III) в отдельный стакан емкостью 500 мл. Порциями по 1 мл, добавлять полученную
кислоту в стакан с оксидом висмута до полного растворения осадка.
Отметить количество 6М, необходимое для проведения реакции. К
полученному раствору добавить 250 мл дистиллированной воды.
Смесь нагревать на водяной бане в течение 10 минут. После охлаждения смеси выпавший осадок отфильтровать на воронке Бюхнера.
Полученное вещество высушить, взвесить и сдать лаборанту. Рассчитать выход продукта реакции (в %).
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6.
СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ IV ГРУППЫ.
Углерод
1. Испытать действие соляной кислоты на 1) мрамор, 2) карбонат натрия, 3) гидрокарбонат натрия. Что наблюдается? Как доказать, что выделяющийся газ - диоксид углерода?
2. В две пробирки поместить по 1 мл растворов солей бария
и алюминия, добавить в каждую по несколько капель раствора соды.
Что происходит? В чем различие между этими двумя процессами?
21
Олово
3. В раствор хлорида олова (II) поместить металлический
цинк (гранулы или пластинку). Что наблюдается?
4. В отдельных пробирках получить гидроксиды олова(II) и
(IV). Как их следует получать? Какие свойства они проявляют? Что
такое - и -оловянные кислоты?
5. К раствору хлорида олова(II) прилить небольшими порциями избыток раствора щелочи. Объяснить наблюдаемые явления.
6. В две пробирки налить раствор хлорида олова (II), в
первую прилить немного бромной воды, во вторую добавить сернистой кислоты (подкисленный раствор сульфита натрия). Что происходит? Какие свойства хлорида олова (II) проявляются в этих опытах?
7. Постепенно прилить к небольшому количеству солянокислых растворов хлоридов олова (II) и (IV) раствор сульфида натрия.
Какие изменения происходят по мере приливания? Объяснить различие действия сульфида и полисульфида натрия на сульфиды Sn(II)
и Sn(IV).
Свинец
8. В раствор ацетата свинца поместить металлический цинк
(гранулы или пластинку). Что наблюдается?
9. В три пробирки поместить оксид свинца, диоксид свинца и
свинцовый сурик. В каждую прилить концентрированной соляной
кислоты, перемешать и подогреть. Какой газ выделяется в каждом
случае?
10. В 0.1 М раствор сульфата марганца, подкисленный 10%ной серной кислотой, внести небольшое количество диоксида свинца. Чем обусловлено изменение окраски раствора?
11. Получить осадок сульфида свинца(II). Раствор слить,
осадок разделить на две части. Обработать одну из них разбавленной азотной кислотой, другую 10%-ным раствором пероксида водорода. Объяснить наблюдаемые явления.
12. а) Смешайте водные растворы Pb(CH3COO)2 и KI.
б) Возьмите по 0.5 мл этих растворов, разбавьте в двух стаканах в 20
раз и смешайте.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №7.
22
ЦИНК, КАДМИЙ, РТУТЬ.
1. К растворам солей цинка и кадмия прилить сначала небольшое количество, а затем избыток 1 М раствора гидроксида
натрия. Что наблюдается? Какие свойства гидроксидов цинка и кадмия характеризуют данные реакции?
2. Провести аналогичный эксперимент, используя вместо
гидроксида натрия водный раствор аммиака. В чем различие с
предыдущим опытом?
РТУТЬ
ОПЫТЫ СО РТУТЬЮ ПРОВОДЯТСЯ ПОД ТЯГОЙ НА
СПЕЦИАЛЬНОЙ ПОДСТАВКЕ (ПОДДОНЕ) ДВУМЯ СТУДЕНТАМИ, ОСТАЛЬНЫЕ
НАБЛЮДАЮТ.
Все остатки растворов, содержащих соединения ртути,
выливать в специальные склянки. Ни в коем случае не выливать в
раковину растворы, содержащие ртуть. После работы с ртутью
необходимо тщательно вымыть руки с мылом!!!
3. Налить в пробирку 1-2 мл нитрата ртути (I) и добавить 1
мл 1 М раствора гидроксида натрия. Что происходит? Растворяется
ли полученное вещество в азотной кислоте?
4. Налить в пробирку 1-2 мл нитрата ртути (II) и добавить
при перемешивании 1 М раствор гидроксида натрия до полного
осаждения оксида ртути. Какой цвет имеет полученное вещество?
Что происходит при нагревании твердого оксида ртути?
5. Поместить несколько кристаллов нитрата ртути (I) в пробирку и прилить примерно 2 мл дистиллированной воды. Почему
образуется мутный раствор? Проделать аналогичный опыт с нитратом ртути (II). В каких условиях можно получить прозрачный раствор этих солей?
6. К раствору нитрата ртути (I) прилить раствор хлорида
натрия. Каков состав выпавшего осадка? Аналогичный опыт провести с раствором нитрата ртути (II). Почему в этом случае не происходит выпадение осадка? Как называют хлориды ртути (I) и (II)?
7. К раствору нитрата ртути (I) прилить сначала немного, а
затем избыток раствора хлорида олова (II). Что наблюдается? Сде23
лать
аналогичный
опыт
с нитратом ртути (II). На какие свойства соединений ртути (I) и (II)
указывают эти реакции?
8. К раствору нитрата ртути (I) прилить сероводородной воды. Что образуется? Провести аналогичный опыт с нитратом ртути
(II). Какой цвет имеют выпавшие осадки? В чем можно растворить
сульфид ртути(II)?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №8
МЕДЬ, СЕРЕБРО
Медь
Иодид меди (I).
1.Смешать в пробирке одинаковые объемы (~1 мл) 1 М раствора сульфата меди и 2 М раствора иодида калия. Что наблюдается? Добавить несколько миллилитров подкисленного раствора сульфита натрия. Как изменяется цвет раствора над осадком? Полученное вещество отфильтровать и промыть водой. Поместить небольшое количество осадка иодида меди (I) в три пробирки и прилить в
одну из них раствор конц. аммиака, во вторую - концентрированную
соляную кислоту, третью осторожно нагреть на спиртовке. Объяснить изменение окраски иодида меди (I) при нагревании? Как объяснить неустойчивость иодида меди (II)?
Соединения меди (II).
2. Налить в пробирку 3 мл раствора сульфата меди (II) и добавить гранулу металлического цинка. Что происходит?
3. К небольшому количеству горячего 5 % -ного раствора
гидроксида натрия прилить горячий раствор сульфата меди до полного осаждения оксида меди (II). Реакционную смесь при помешивании нагреть в течение 10 - 15 мин на водяной бане. Что наблюдается? Проверить в отдельных пробирках отношение оксида меди(II)
к разбавленным и концентрированным растворам азотной, соляной и
серной кислот, а также к раствору гидроксида натрия на холоду и
при нагревании. Написать уравнения реакций.
4. К раствору сульфата меди(II) добавить 0.5 мл глицерина
(Глицерин необходим для предотвращения разложения гидроксида
меди.) Перемешивая раствор, медленно прилить 2 % -ный раствор
24
гидроксида натрия до полного осаждения гидроксида меди (II). Осадок промыть декантацией дистиллированной водой до удаления
сульфат-ионов, отфильтровать на воронке Бюхнера и еще раз промыть водой.
5. Полученный гидроксид меди (II) перенести в четыре пробирки и испытать его отношение к 1) раствору 1 М соляной кислоты, 2) 30% - ному раствору гидроксида натрия, 3) избытку 25 % ного раствора аммиака. Четвертую пробу гидроксида меди (II) подвергнуть нагреванию на спиртовке. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций. Какими свойствами обладает
гидроксид меди (II)? В какой форме находится медь в аммиачном
растворе?
Серебро
По окончании опытов содержимое пробирок следует сливать банку для серебряных остатков.
6. В три пробирки налить растворы хлорида, бромида и иодида натрия и добавить в каждую по несколько капель раствора
нитрата серебра. Промыть выделившиеся осадки водой путем декантации и испытать действие на них 1) раствора аммиака, 2) раствора
тиосульфата натрия. Объяснить наблюдаемые различия.
Серебрение
В обезжиренную нагреванием концентрированного раствора
KOH и промытую пробирку налить 5 мл 0.2 М раствора нитрата серебра, добавить по каплям 2 М раствор аммиака, встряхивая пробирку после прибавления каждой капли, пока выпавший осадок не
растворится. (Следует избегать избытка NH3.) Затем к раствору
прилить 10% -ный раствор глюкозы в объеме, равном содержимому
пробирки. Смесь хорошо перемешать. Пробирку опустить в стакан с
водой, нагретой до кипения. Объясните появление блестящего слоя
на внутренней поверхности пробирки.
Содержимое пробирки вылейте в банку для серебряных
остатков. По окончании опыта слой серебра растворите в разбавленной азотной кислоте. Раствор также слейте в банку для серебряных
остатков.
25
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №9
ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ
Получение и свойства гидроксидов железа, кобальта и
никеля.
Гидроксид железа(II).
1. а) Приготовить 200 мл воды, не содержащей растворенного кислорода. Для этого дистиллированную воду кипятить 5 - 10
мин, пропуская в нее углекислый газ, а затем охладить воду до комнатной температуры в токе углекислого газа. Закрыть отверстие
колбы пробкой. Используя эту воду, в одной пробирке, растворить
несколько кристаллов соли Мора (какой ее состав?), подкислить
раствор серной кислотой и положить несколько кусочков железа
(зачем?).
б) 2. В другой пробирке приготовить раствор гидроксида
натрия. Приливая (не перемешивая) раствор щелочи к раствору соли
Мора, получить осадок гидроксида железа (II). Каков цвет осадка?
Что происходит с ним на воздухе?
Гидроксид железа(III).
3. Получить гидроксид железа (III) и исследовать его отношение к кислоте и избытку щелочи. Какой из гидроксидов - железа
(II) или железа (III) - обладает более сильными основными свойствами и чем это можно объяснить?
Гидроксид кобальта(II).
4. К раствору хлорида кобальта (II) прилить немного раствора гидроксида натрия. Отметить цвет образующегося осадка. Добавить еще щелочи и нагреть. Как изменяется цвет осадка? Что происходит с гидроксидом кобальта (II) при стоянии на воздухе?
Гидроксид кобальта(III).
5. В две пробирки налить раствор соли кобальта (II), в одну
из них добавить бромной воды, в другую перекиси водорода, затем в
обе пробирки прилить раствор гидроксида натрия. Что происходит?
Гидроксид никеля(II).
6. Получить гидроксид никеля (II). Изменяется ли гидроксид
никеля (II) при стоянии на воздухе?
Гидроксид никеля (III).
26
7. К осадку гидроксида никеля (II) прилить раствор щелочи
и бромную воду. Что происходит?
Чем объясняется различное отношение гидроксидов железа(II), кобальта (II), никеля (II) к кислороду воздуха? Почему способ
получения гидроксидов кобальта (III), никеля (III), отличается от
способа получения гидроксида железа (III)?
Свойства солей
Свойства солей железа (II).
8. К раствору соли Мора прилить раствор гексацианоферрата
(III) калия (красной кровяной соли). Что получается? Для чего используется эта реакция?
9. К подкисленному серной кислотой раствору соли железа
(II) добавить раствор перманганата калия. Что происходит? Написать уравнения реакций взаимодействия соли железа (II) с перманганатом и бихроматом калия. Будет ли окисляться соль железа(II)
хлорной, бромной и йодной водой (см. значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов)? Какие выводы о свойствах солей железа(II) можно сделать из проведенных опытов?
Свойства солей железа (III).
10. Налить в пробирку 1 - 2 мл раствора хлорида железа(III).
Добавить несколько капель раствора гексацианоферрата (II) калия
(желтой кровяной соли). Что наблюдается?
11. Налить в пробирку 1 - 2 мл раствора хлорида железа (III)
и добавлять по каплям раствор сульфита натрия. Что происходит?
Свойства солей кобальта (II).
12. Положить в пробирку несколько кристаллов безводного
хлорида кобальта и смочить водой. Как изменилась окраска? Добавить несколько капель концентрированной соляной кислоты. Каков
теперь цвет раствора? Объясните наблюдаемые явления.
13. Приготовьте в пробирке несколько мл раствора CoCl2 и
добавьте 10% - ный раствор аммиака. Что происходит? Меняется ли
цвет раствора при добавлении к нему раствора пероксида водорода?
14. Испытайте отношение растворов солей железа(II), кобальта (II), никеля (II) к растворам сульфида натрия и сероводородной воды. Используя значения величин произведений растворимо-
27
сти соответствующих сульфидов, сделайте выводы об обратимости
этих процессов.
ПРИМЕРЫ КУРСОВЫХ СИНТЕЗОВ.
Курсовая работа подразумевает проведение студентом самостоятельного исследования в области неорганической химии, включая
синтез и изучение свойств неорганического соединения. Выполнению курсовой работы должны предшествовать анализ имеющихся
литературных данных по теме работы и написание краткого литературного обзора.
Содержание курсовой работы должно включать:
Введение;
Литературный обзор (не более 4 стр), обобщающий изложенные в
литературе сведения результатах, полученных другими исследователями (способы синтеза, свойства соединений) в данной области
или близких областях и обосновывающий выбор темы работы.
Экспериментальную часть – описание каждой синтетической
стадии с указанием всех необходимых условий эксперимента (количество веществ в граммах и молях, температура, время проведения
реакции, спектральные характеристики полученных соединений).
Результаты и обсуждение – описание результатов эксперимента
(реакция, выход продуктов) обоснование вывода о природе полученных соединений (доказательства, что синтезировано именно то
вещество, о котором идет речь), а в случае отрицательных результатов необходимо провести анализ причин.
Выводы и список литературы.
Моногидрат сульфата тетраамминмеди (II)
[Cu(NH3)4]SO4·H2O
Источник: Ключников Н. Г. Руководство по неорганическому
синтезу. М. Химия. 1965. С. 373.
Методика синтеза
В стакан емкостью 50 мл поместить 5 г пентагидрата сульфата
меди (II), мелко растертого в фарфоровой ступке, и прилить 10 мл
28
воды. Слегка нагреть смесь для полного растворения соли, а затем
охладить раствор до комнатной температуры. При интенсивном перемешивании стеклянной палочкой добавить концентрированный
раствор аммиака порциями по 1 мл до исчезновения образующегося
вначале осадка. При необходимости полученный раствор профильтровать на стеклянной конической воронке через бумажный фильтр
(«красная лента») в стакан емкостью 100 мл. К фильтрату при перемешивании медленно прибавить 20 мл этанола, выдержать раствор в
течение часа на бане с мелкораздробленным льдом (крупные куски
льда измельчить деревянным молотком, завернув их в ткань) или
снегом. Образовавшийся кристаллический осадок темно-синего цвета отфильтровать на воронке со стеклянным пористым фильтром
(пористость 100), дважды промыть этанолом. Просушить кристаллы
на воронке током воздуха, затем перенести их в бюкс и взвесить.
Рассчитать выход в процентах.
Исследование свойств синтезированного вещества.
Проверить отношение твердого комплекса к нагреванию.
Определить температуру его разложения.
Снять ИК-спектр продукта в области 4000 – 400 см-1. Найти
характеристичные полосы поглощения и сравнить их с литературными данными.
Несколько кристаллов вещества растворить в небольшом количестве воды. Раствор разделить на две части. К одной добавить
1 –2 мл 5 %-го раствора гидроксида натрия, ко второй прилить
1 –2 мл 0,5 М раствора сульфида натрия. Описать наблюдаемые явления и написать уравнения реакций.
Характеристика соединения.
Синие ромбические кристаллы. При нагревании разлагаются с
образованием бесцветного порошка. Температура разложения
150 оС.
Хлорид гексаамминникеля (II) [Ni(NH3)6]Cl2
Источник: Ключников Н. Г. Руководство по неорганическому
синтезу. М. Химия. 1965. С.372.
Методика синтеза.
29
Поместить 5 г гексагидрата хлорида никеля (II) в стакан емкостью 50 мл и прилить 6 – 7 мл воды. При перемешивании на магнитной мешалке добавить к полученному раствору 10 мл 25 %-го раствора аммиака порциями по 1 мл. Первоначально выпавший осадок
при этом должен раствориться Полученный раствор комплекса профильтровать на стеклянной конической воронке через бумажный
фильтр («красная лента») в стакан емкостью 50 мл. Приготовить 60
мл аммиачного раствора хлорида аммония смешиванием равных
объемов концентрированных растворов аммиака и хлорида аммония
(см. растворимость хлорида аммония); 15 мл этого раствора прилить
к прозрачному раствору комплекса. Выпавший осадок промыть декантацией 2–3 раза порциями по 15 мл аммиачного раствора хлорида аммония, отфильтровать на воронке со стеклянной пористой перегородкой и промыть 5 мл 25 %-го раствора аммиака, а затем – этанолом. Осадок светло-сиреневого цвета перенести шпателем на
фильтровальную бумагу и сушить на воздухе до тех пор, пока вещество не перестанет прилипать к стеклянной палочке. Сухой препарат
перенести в тарированный бюкс и взвесить. Рассчитать выход комплекса в процентах.
Исследование свойств синтезированного вещества.
Рассмотреть кристаллы препарата под микроскопом и описать
их.
Проверить отношение комплекса к нагреванию. Определить
температуру его разложения.
Снять ИК- спектр продукта в области 4000 – 400 см-1. Найти
характеристичные полосы поглощения.
В мерной колбе на 100 мл приготовить 1·10-2 М раствор комплекса в 2 %-ном растворе аммиака и снять электронный спектр поглощения раствора в области 350 – 800 нм. Рассчитать молярные
коэффициенты экстинкции максимумов полос поглощения. Сравнить полученный спектр со спектрами поглощения гексаамминов
кобальта (II), кобальта (III), меди (II).
Приготовить несколько миллилитров водного раствора полученного комплекса, нагреть его на спиртовке и объяснить наблюдаемое изменение окраски раствора. Провести реакции свежеприготовленного раствора комплекса с растворами нитрата серебра, гид30
роксида калия, сульфида натрия. Описать наблюдаемые явления и
написать уравнения реакций.
Характеристика соединения. Сине-фиолетовые кристаллы.
Температура разложения 175,5 0С. Растворимо в воде. В теплой воде
разлагается. Нерастворимо в спирте.
Полугидрат хлорида бис(этилендиамин)меди (II)
[Cu(en)2]Cl2·0.5 H2O
Источник: Ferder E.E. Zeitschrift fur . Elektrochemie //1938. B. 44, №
7. S. 881
Методика синтеза.
Поместить 5 г дигидрата хлорида меди (II) в стакан емкостью
100 мл, смочить соль несколькими каплями воды и охладить содержимое стакана на бане со льдом. Затем при непрерывном перемешивании на магнитной мешалке осторожно, порциями по 1 мл, добавить 5 мл 70 %-го водного раствора этилендиамина. К полученному
раствору прилить 50 мл изопропилового спирта и оставить на 1 час
для кристаллизации осадка. Выпавший осадок отфильтровать на воронке Бюхнера, промыть 10 мл изопропилового спирта и сушить на
фильтре током воздуха до тех пор, пока вещество не перестанет
прилипать к стеклянной палочке. Сухой препарат перенести в тарированный бюкс и взвесить. Рассчитать выход комплекса в процентах.
Исследование свойств синтезированного вещества.
Проверить отношение комплекса к нагреванию. Определить
температуру его разложения.
Снять ИК- спектр соединения в области 4000 – 400 см-1. Найти
характеристичные полосы поглощения.
В мерной колбе на 100 мл приготовить 1·10-2 М раствор комплекса в воде и снять электронный спектр поглощения в области 350
– 800 нм. Рассчитать молярные коэффициенты экстинкции максимумов полос поглощения.
Несколько кристаллов вещества растворить в небольшом количестве воды и провести качественные реакции с растворами гидроксида натрия, сульфида натрия, нитрата серебра. Описать наблюдаемые явления и написать уравнения реакций.
31
Характеристика соединения.
Кристаллическое вещество фиолетового цвета. Температура
разложения 215 0С. Растворимо в воде.
Хлорид трис(этилендиамин)кобальта (III) [Co(en)3]Cl3
Источник: Практикум по общей и неорганической химии
(ред. Воробьев А.Р., Дракин С. И.) М. Высшая школа. 1984. С. 115.
Методика синтеза.
Поместить 5 г гексагидрата хлорида кобальта (II) в коническую колбу емкостью 100 мл и растворить в 10 мл воды. Добавить
порциями по 3 мл 16 мл 30 %-го водного раствора этилендиамина,
частично нейтрализованного 4 мл 20 %-го раствора соляной кислоты
(нейтрализацию проводить под тягой), а затем по каплям осторожно
добавить 5 мл 20 %-го раствора пероксида водорода (избегать бурного газообразования). Реакционную смесь перемешать на магнитной мешалке 40 мин. Полученный раствор желто-бурого цвета перелить в выпарительную чашку емкостью 100 мл и упарить с использованием инфракрасного излучателя примерно до объема 20 мл. Горячий раствор перелить в стакан емкостью 100 мл, охладить до комнатной температуры, добавить 8 мл концентрированного раствора
соляной кислоты и 20 мл этанола. Смесь выдержать при 0 ºС в течение 15 мин. Выпавшие желто-оранжевые кристаллы отфильтровать
на воронке Бюхнера, промыть 10 мл смеси этанола и воды (1:1), затем 5 мл этанола и 5 мл эфира. Полученный препарат перенести в
тарированный бюкс, высушить в сушильном шкафу при 75 ºС и
взвесить. Рассчитать выход комплекса в процентах.
Исследование свойств синтезированного вещества.
Проверить отношение комплекса к нагреванию. Определить
температуру его разложения.
Снять ИК-спектр соединения в области 4000–400 см-1. Найти
характеристичные полосы поглощения.
В мерной колбе на 100 мл приготовить 1·10-2 М раствор комплекса в воде и снять электронный спектр поглощения свежеприготовленного раствора в области 250–800 нм, рассчитать молярные
коэффициенты экстинкции максимумов полос поглощения.
32
Несколько кристаллов вещества растворить в небольшом количестве воды и провести реакции с растворами гидроксида калия,
сульфида натрия, нитрата серебра. Описать наблюдаемые явления и
написать уравнения реакций.
Характеристика соединения.
Продукт реакции представляет собой оранжево-желтые игольчатые кристаллы. Хорошо растворимы в воде. При температуре
200 оС вещество разлагается.
Хлорид хлоропентаамминкобальта (III) [Co(NH3)5Cl]Cl2
Источник: Практикум по неорганической химии (ред. Третьяков Ю.
Д.). М. Academia. 2004. C. 199.
Методика синтеза.
Поместить 5 г гексагидрата хлорида кобальта (II), 10 г хлорида
аммония, 10 мл воды в коническую колбу емкостью 200 мл. Реакционную смесь перемешивать 30 мин на магнитной мешалке (для возможно более полного растворения солей). Продолжая перемешивать, прилить 30 мл 25 %-го водного раствора аммиака, а затем постепенно, по каплям 15 мл 20 %- го раствора пероксида водорода.
Полученный раствор перемешивать при комнатной температуре еще
20 мин для завершения процесса окисления. При этом раствор должен окраситься в винно-красный цвет. Нейтрализовать раствор,
приливая осторожно и постепенно приблизительно 14 мл концентрированной соляной кислоты (рН смеси контролировать с помощью универсальной индикаторной бумаги). Для выделения кристаллов комплекса добавить к полученному раствору еще 10 мл концентрированной соляной кислоты, нагреть его до кипения на электроплитке, затем охладить до комнатной температуры. Выпавший осадок красно-фиолетового цвета отфильтровать при пониженном давлении, промыть 5 мл воды, 5 мл этанола. Полученный препарат перенести в тарированный бюкс, высушить на воздухе и взвесить. Рассчитать выход комплекса в процентах.
Исследование свойств синтезированного вещества.
Рассмотреть кристаллы препарата под микроскопом и описать
их.
33
Проверить отношение комплекса к нагреванию. Определить
температуру его разложения.
Снять ИК-спектр соединения в области 4000–400 см-1. Найти
характеристичные полосы поглощения.
В мерной колбе на 100 мл приготовить 1·10-2 М раствор комплекса в воде:
а) снять электронный спектр поглощения свежеприготовленного раствора в области 350–800 нм, рассчитать молярные коэффициент экстинкции максимумов полос поглощения.
б) измерить удельную электропроводность χ свежеприготовленного раствора, рассчитать молярную электропроводность μ.
Провести качественные реакции водного раствора комплекса с
растворами гидроксида калия, сульфида натрия, нитрата серебра.
Описать наблюдаемые явления и написать уравнения реакций.
Характеристика соединения. Темно-красные ромбические
кристаллы. При нагревании разлагаются. Растворимость при 25 0С
0,5 г в 100 мл воды.
Хлорид гексааминкобальта (III) [Co(NH3)6]Cl3
Источник: Практикум по неорганической химии (ред. Третьяков Ю.
Д.). М. Academia. 2004. C. 198.
Методика синтеза.
В стакан емкостью 50 мл поместить 2,75 г гексагидрата хлорида кобальта (II) и растворить его в 3–4 мл воды. К полученному
раствору добавить 10 мл 25 %-го водного раствора аммиака, 1,8 г
хлорида аммония и 0,5 г растертого активированного угля. Смесь
взболтать, поставить на магнитную мешалку в кристаллизатор со
льдом и при перемешивании медленно по каплям прилить 5 мл
20 %-го раствора пероксида водорода. Затем смесь нагревать 5 мин
на кипящей водяной бане для разложения избытка пероксида водорода. Раствор охладить до комнатной температуры и нейтрализовать
избыток аммиака 2 мл концентрированной соляной кислоты. Смесь
угля и комплекса отфильтровать на воронке Бюхнера и промыть на
фильтре 3 раза по 4 мл теплой воды, содержащей несколько капель
концентрированной соляной кислоты, до растворения основной массы комплекса. Фильтрат нагреть на водяной бане до 80 ºС и доба34
вить концентрированную соляную кислоту до образования устойчивой мути. Полученный раствор медленно охладить сначала до комнатной температуры, а затем до 0 ºС. Выделившийся оранжевобурый осадок отфильтровать на воронке Бюхнера, промыть несколько раз этанолом и высушить на воздухе. Рассчитать выход
комплекса в процентах.
Исследование свойств синтезированного вещества.
Рассмотреть кристаллы под микроскопом и описать их.
Проверить отношение комплекса к нагреванию. Определить
температуру его разложения.
Снять ИК-спектр соединения в области 4000–400 см-1. Найти
характеристичные полосы поглощения.
В мерной колбе на 100 мл приготовить 1·10-2 М раствор комплекса в воде:
а) снять электронный спектр поглощения свежеприготовленного раствора в области 350–800 нм, рассчитать молярные коэффициенты экстинкции максимумов полос поглощения.
б) измерить удельную электропроводность χ свежеприготовленного раствора, рассчитать молярную электропроводность μ;
Провести реакции водного раствора комплекса с растворами
гидроксида калия, сульфида натрия, нитрата серебра. Описать
наблюдаемые явления и написать уравнения реакций.
Характеристика соединения.
Буро-оранжевые кристаллы. При нагревании до 45 оС отщепляется одна молекула воды. Полностью комплекс разлагается при
215 оС. Растворимость в воде при 20 оС составляет 6,96 г в 100 г воды.
8. Модульные задания для самостоятельной работы
Модуль № 1 (200 баллов)
I часть. Классификация и номенклатура неорганических соединений. Основные закономерности ПС.
35
1. Исходя из положения элементов в Периодической системе,
предложите формулы бинарных соединений элементов главной подгруппы VI группы с: а) водородом; б) кислородом, отвечающие предельным степеням окисления. Назовите оксиды по систематической
(IUPAC) номенклатуре. Запишите соответствующие этим оксидам
структурные формулы кислот или оснований и дайте их систематические названия.
2. Напишите уравнения реакций гидроксида кальция с серной
кислотой, в которых образуются основные, средние и кислые соли.
Дайте систематические названия продуктов этих реакций. Качественно оцените, в какой области pH будут находиться водные растворы этих солей? Ответ обоснуйте с позиций теории электролитической диссоциации.
3. Напишите формулы следующих соединений:
сульфид висмута (III),
тетраоксоманганат (VI) калия,
нонахлорид трирения,
гексаоксоиодат триводорода дикалия,
тетраоксид димарганца (III) марганца (II),
селенид бария,
натрий кислый сернистокислый,
кислый фосфорнокислый литий двузамещенный,
основной хлористый кальций,
орто-арсенат натрия.
карбид алюминия,
тетраоксоферрат дикалия,
4. Дайте названия, используя любую известную Вам номенклатуру, следующих соединений: NаHCO3, OF2, H2O2, Na2[Zn(OH)4],
K2Cr2O7, Ba(OH)I, Rb2O2, NaHS.
5. Как изменяются кислотно-основные свойства гидроксидов
элементов второй группы ПС? Дайте объяснение этому явлению.
II часть. Координационные соединения.
36
1. Для следующих комплексных соединений – Na2[PtCl4],
Li[AlH4], [Fe(CO)5], K3[Co(C2O4)3]3 (C2O42– – оксалат) – укажите:
а) центральный атом;
б) его координационное число;
в) геометрию комплекса;
г) заряд внутренней сферы;
д) название по систематической (IUPAC) номенклатуре.
2. Приведите примеры комплексных соединений (не менее двух
на каждый тип), внутренняя сфера которых имеет следующее геометрическое строение: а) линейная; б) квадрат; в) тетраэдр;
г) октаэдр.
3. Напишите координационные формулы соединений, имеющих
состав: а) CoCl3 ·хNH3 ; б)
CoCl3·хNH3·NH4Cl ; в)
CoCO3·хNH3·KNO2. (Принять к.ч. = 6). Какие виды изомерии возможны для этих соединений? Принять, что аммиак может быть
только во внутренней сфере комплекса.
4. Определите количество пероксида водорода, необходимое
для синтеза 10 г хлорида трис-( этилендиамин)кобальта(III), если в
качестве исходного соединения кобальта использовали CoCl2.
Напишите уравнение реакции комплексообразования и полную константу образования комплекса.
5. Напишите эмпирические и структурные формулы следующих
комплексных соединений:
а) транс-динитродиамминпалладий;
б) гексацианоферрат(II) калия;
в) ос-трис-(пиридин) трихлорокобальт (III);
г) гептафторониобат(V) натрия;
д) гексахлороплатинат(IV) тетраамминплатины(II).
5. Известно, что в 0,01 М растворе комплекса брутто-состава
CoNO2Cl3∙2En концентрация ионов хлора составляет 2моль/л.
Изобразите структурную формулу одного из изомеров этого
комплекса.
37
Модуль № 2 (200 баллов)
Химия водорода и элементов 6, 7 групп периодической системы.
1. Укажите способы получения галогенов, кислорода и халькогенов,
используя любые химические реагенты. Запишите уравнения соответствующих реакций.
2. Напишите уравнения реакций и укажите условия, необходимые
для проведения процесса:
а) CuO + H2 
б) NaH + H2O 
в) Al + NaOH →
г) NaIO3 + SO2(избыток) →
д) HCl(конц.) + MnO2 →
е) Re + S →
ж) NaClO3 + HI →
з) CaOCl2 + CO2 + H2O →
и) PbS + H2O2 →
3. Предложите лабораторные способы получения галогеноводородов, перекиси водорода и сероводорода?
4. Напишите уравнения реакций, соответствующих приведенной
схеме, и укажите условия их проведения.
FeS2 → SO2 → SO3 → H2SO4 → H2S
Mn → MnO2 → K2MnO4 → KMnO4 → Mn2O7.
S → Na2S → Na2Sn → H2SO4 → H2S2O8
5. В 1 литр 1М раствора NaHSO3 пропустили избыток газообразного
хлора. Раствор упарили досуха на водяной бане. Какое соединение и
в каком количестве осталось в сухом остатке? Как изменится масса
остатка при прокаливании его при 250 ºС? Напишите уравнения всех
реакций.
38
6. При проведении количественного определения Г2 в 50 мл водного
раствора было израсходовано 10 мл 0,01М раствора тиосульфата
натрия. Рассчитать, массу галогена, содержавшегося в растворе, если:
а) галоген — хлор;
б) галоген — бром;
в) галоген — иод.
?
Bi(OH)3
2
...
HNO3, к.
Bi
1
BiCl3
5
Cl2,
3 KOH
Sn
...
...
6
7
Bi2S3
Na2S
10
H2O
9
HNO3
...
...
8
SnCl2,
4
HCl(p.)
...
7. В трех колбах находятся водные растворы:
а) хлорида марганца(II); б) бромида алюминия; в) трииодида натрия.
Что будет происходить в каждом из растворов, при добавлении к
ним избытка сульфида калия.
8. Порошок оксида хрома(Cr2O3) сплавили на воздухе с карбонатом
калия. После охлаждения сплав обработали водой и отделили осадок. Оставшийся раствор разделили на три части:
а) к первой прилили разбавленную серную кислоту; б) ко второй –
подкисленный серной кислотой сульфат железа (II); в) к третьей –
последовательно растворы щелочи и хлорида олова (II).
Напишите уравнения происходящих процессов.
Модуль № 3 (200 баллов)
Химия элементов 4 , 5 групп периодической системы.
39
...
1. Предложите по два способа получения аммиака и фосфина. Приведите уравнения реакций. Напишите, как изменяется устойчивость
на воздухе соединений ЭНn в главных подгруппах IV и V групп?
2. Проведите разделение (с помощью химических методов) на компоненты (простые вещества) механической смеси порошков Sn, Ta и
As. Напишите уравнения реакций.
3. Написать уравнения реакций:
Э + HNO3(конц.) →
Э = Sn, Pb, P, As, Sb, Bi, Ti, V. Сделать вывод об окислительновосстановительных свойствах этих элементов.
4. Напишите уравнения реакций термического разложения
следующих солей аммония: бромида, карбоната, гидрокарбоната, нитрита, нитрата, хромата и дихромата.
5. Напишите уравнения реакций, соответствующих приведенной
ниже схеме:
6. Отметьте в таблице, какие из приведенных веществосушителей можно использовать для осушения указанных газов? Напишите реакции газов с осушающим реагентом для тех
случаев, когда они могут протекать.
Газ
N2
NO
NH3
Осушитель
KOH(тв.)
P4O10(тв.)
CaCl2(тв.)
CaO(тв.)
H2SO4(конц.)
40
NO2
CO
CO2
PH3
7. Напишите уравнения реакций и укажите условия, необходимые
для проведения процесса:
а) N2H5Cl + SnCl2 →
б) Pb3O4 + HNO3(разбавл.) →
в) H3PO2 + I2 →
г) TiCl4 + NaOH →
д) NCl3 + H2O →
е) NF3 + H2O →
ж) V2O5 + HCl →
з) H3PO4(конц.) + KI(крист.) →
и) Na2SiO3 +CO2 + H2O →
к) SiF4 + H2O →
8. На какие группы можно разделить карбиды металлов по
действию на них воды? Приведите примеры характерных реакций (по одной на группу).
9. Каковы общие закономерности изменения окислительновосстановительных свойств элементов главных подгрупп IV и V
групп? Подтвердите эти закономерности на примере рассмотрения
устойчивости хлоридов следующих пар элементов в высшей и низшей положительной степенях окисления: Sn и Pb; Sb и Bi.
10. Каковы кислотно-основные свойства оксидов Ge, Pb, As и Bi в
высших степенях окисления. Проиллюстрируйте эти свойства на
примерах реакций:
а) с концентрированной соляной кислотой;
б) с концентрированным раствором щелочи.
11. Через 200 мл 0.2 М раствора гидроксида кальция, пропустили
углекислый газ. В результате образовалось 2 г осадка. Сколько литров (Н.У.) газа израсходовалось? Что произойдет с осадком при
дальнейшем пропускании углекислого газа?
Модуль № 4 (200 баллов)
41
Химия элементов 3, 2 групп периодической системы
1. Запишите реакции, описывающие процессы получения из природного сырья бора, магния, алюминия, цинка и урана.
2. В чем сходство и различие химических свойств элементов 3
группы ( B, Al, Tl ) ПС? Ответ проиллюстрируйте реакциями простых веществ этих элементов со следующими реагентами:
а) хлор; б) серная кислота.
Укажите условия проведения этих реакций.
3. а) Опишите и объясните изменение оснóвных свойств в ряду
Sc(OH)3 → La(OH)3.
Приведите примеры характерных реакций для иллюстрации
данной зависимости.
б) Что такое лантаноидное сжатие? Как оно влияет на химические свойства соединений в ряду La3+ → Lu3+? Ответ проиллюстрируйте примерами.
в) Приведите примеры соединений, в которых лантаноиды имеют степень окисления, отличную от +3. Какими свойствами обладают эти соединения? Ответ проиллюстрируйте уравнениями реакций.
4. Напишите уравнения реакций и укажите условия, необходимые
для проведения процесса:
а) La + N2 →
б) YbSO4 + HNO3 (разбавл) →
в) Ce(OH)4 + HCl →
г) EuCl3 + Al + H2SO4(разбавл.) →
д) Th + O2 →
е) Pa2O5 + NaOH →
ж) U + HNO3(конц.) →
з) H2UO4 + HCl →
и) H2UO4 + Rb2CO3 + H2O →
5. Напишите уравнения реакций. Укажите условия их протекания:
42
NaAlO2
...
2 ?
NaF, HF
...
1
6
HBr(р.)
?
Al2O3
Al
7 Na CO , âî äí .
2
3
H2O, CO2
...
Na[Al(OH)4]
4
...
8
5
3 ?
...
I2
6. Механическую смесь порошков B, Be, Ca и Al нагрели в атмосфере азота, затем охлажденную реакционную смесь обработали
водой. Определите количество выделившегося газа, если исходная
смесь содержала по 0,1 моля каждого элемента.
7. Напишите уравнения реакций, соответствующих приведенной
ниже схеме:
...
...
SnCl2(водн.)
2
KI(водн.)
изб.
...
Hg(NO3)2
1
SnCl2(водн.)
6
Hg
4
5
3 KI(водн.)
Hg2(NO3)2
KI(водн.)
нед.
...
7
8 KI(водн.)
нед.
изб.
...
...
8. Что означает термин «амальгама»? Какие элементы образуют
амальгамы (привести 5-7 примеров)? Напишите реакции амальгам
Cd и Al с разбавленной серной кислотой.
9. Сравните взаимодействие избытка водного раствора сульфида
натрия с высшими бромидами следующих элементов:
Cd, Hg, B, Al, Tl, Y, Ce.
43
Модуль № 5 (200 баллов)
Химия элементов 1 и 8 групп периодической системы
1. Напишите уравнения химических процессов, используемых
при получении металлических Cu, Ag, Au из природного сырья. Какие степени окисления наиболее характерны для каждого из этих
элементов. Приведите примеры типичных соединений.
2. Предложите способы «вскрытия» (получение растворимых соединений из порошка металла) для каждого платинового металла.
Напишите реакции и условия их протекания.
3. Напишите уравнения реакций, соответствующих приведенным ниже схемам:
1
7
FeCl2
CO
2
CO
8
Fe2O3
Fe
3
NiO
NiCl2
Ni
9
10
HI
12
4
HCl
HI
HCl
Fe(OH)3
6
11
Ni(OH)3
5
4. Как получить следующие оксиды: Li2O, Na2O2, CsO2, Ag2O,
Au2O3, Co3O4 из элементов? Какие реакции будут протекать при обработке этих оксидов концентрированной соляной кислотой?
5. Смесь хлоридов Fe(II), Co(II) и Ni(II) обработали смесью концентрированных растворов аммиака и пероксида водорода. К полученной смеси добавили избыток КОН и прокипятили. После охлаждения обработали бромом. Профильтровали. К фильтрату добавили избыток иодоводородной кислоты, а к осадку добавили концентрированную соляную кислоту. Напишите уравнения реакций.
44
6. Напишите уравнения реакций и укажите условия, необходимые
для проведения процесса:
а) Cs3IrCl6 + Cl2
б)
K2PtCl4 + Cl2 →
в) Os + Na2O2
(сплав.)
г) CuCl2 + RbI
д)
Cu2O + H2SO4(разбавл.) →
е)
CuCl2 + NH3(избыт.) →
ж)
CuSO4 + Na2S →
з) H[AuCl4] + Zn
задачка №1
и) Au + KrF2
к)
XeF4 + H2O →
7. Напишите уравнения реакций, соответствующих приведенной
ниже схеме: проговорить продукты
HI, к.
...
4
H2O
AuCl
3
H2SeO4
...
1
Au
5
t
HCl к.
Cl2, t
...
2
8
...
6
KOH изб.
...
7
H2O
AgNO3
...
9
8. Сформулируйте правило 18 электронов. На основании этого
правила рассчитайте, чему равен х в следующих карбонильных комплексах:
1) [Cr(CO)x], [Fe(CO)x], [Ni(CO)x];
2) [M2(CO)x], где M = Co, Fe;
3) [M3(CO)x], где M = Fe, Ru, Os (треугольный кластер М3);
4) [M4(CO)x], где M = Co, Rh (тетраэдрический кластер М4).
45
9. Примеры контрольных работ и экзаменов, с ответами и решениями.
ПРИМЕРЫ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ
КР1, 2014
1. В раствор, содержащий 100 мл 0,1 М гидроксида натрия, пропустили
избыток газообразного диоксида серы. После окончания протекания реакции, в ту же емкость подали избыток хлора. Полученный раствор
упарили на кипящей водяной бане досуха. Осадок взвесили, а затем
прокалили при 300ºС. Определить изменение массы осадка. Написать
уравнения реакций.
2. Предложите способы получения следующих соединений:
K2MnO4, Ca2MnO4, Mn2O7, Mn, MnSO4. Используя в качестве источника
марганца оксид марганца(IV) и любые другие реактивы.
Запишите уравнения реакций и условия их проведения.
3. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты и укажите
(там, где необходимо) условия их проведения.
1) K2CrO4 + H2O + H2SO4 (Р) →
2) Cl2 + Ca(OH)2 +H2O →
3) KBr(ТВ) + H2SO4(К) →
4) PbS + H2O2 →
5) H2SO4(К) + Mg →
6) Na2S2O3 (Р) + AgBr →
7) Na2S2O8 + CrCl3 + H2O → .
8) KMnO4(Тв) (нагревание до 2600С) → .
9) NaH + H2O→
10) Mn + HNO3(К) →
Назовите по номенклатуре ИЮПАК подчеркнутые соединения.
4. Напишите координационные формулы всех возможных изомеров для
октаэдрического комплекса состава Ir(En)2Br2(SCN). Схематично изобразите все изомеры. Назовите, какие виды изомерии реализуются. Дайте
46
название одного из изомеров и напишите для него выражение полной
константы образования. En – этилендиамин.
1
Необходимо заметить, что было два разных осадка, разницу масс которых
также надо определить.
Пропускаем избыток газообразного диоксида серы в водный раствор 100
мл 0,1 М гидроксида натрия:
NaOH + SO2 → NaHSO3
Теперь в раствор гидросульфита натрия (его количество (в молях) равно
количеству исходного гидроксида натрия) пропускаем избыток хлора:
NaHSO3 + Cl2 + H2O → NaHSO4 + 2HCl
При упаривании досуха этого раствора HCl испаряется вместе с водой, и
остается 0,1 моль/литр × 0,1 литр = 0,01 моль NaHSO4, массу которого вычисляем:
120 г/моль × 0,01 моль 0,1 моль/литр × 0,1 литр = 1,2 г.
Прокаливаем полученный осадок при 300°С:
2NaHSO4 → Na2S2O7 + H2O
Из уравнения видно, что на две молекулы NaHSO4 теряется одна молекула
воды. Количество полученного пиросульфата натрия вдвое меньше исходного гидросульфата натрия:
222 г/моль × 0,5 × 0,01 моль = 1,11 г.
1,2 г – 1,1 г = 0,1 г – это изменение массы осадка при прокаливании.
2
 2MnSO4 +O2↑ +2H2O
сплавление
 3K2MnO4 + KCl +3CO2
3MnO2 + KClO3 + 3K2CO3  
2MnO2 + 2H2SO4
t C

 2KMnO + 2KCl 2KMnO + 2H SO
2K2MnO4 + Cl2
Mn2O7↓ + H2O + 2KHSO4
4
C
t
Mn + 2Fe + 5CO
сплавление
  Ca2MnO4
MnO2 + Fe2O3 +5C
MnO2 + 2CaO
3
1) 2K2CrO4 + H2SO4 (р) → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
 Ca(OCl)Cl + H2O
2) Cl2 + Ca(OH)2  
3) 2KBr (тв) + 2H2SO4 (к) → Br2↑ + K2SO4 + SO2 + 2H2O
водн. р  р
47
4
2
4 (конц)
→
4) PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O
5) 5H2SO4 (к) + 4Mg → H2S↑ + 4MgSO4 + 4H2O
6) Na2S2O3 + AgBr↓ → Na3[Ag(S2O3)2] + 3NaBr

катализAg 
7) 3Na2S2O8 + 2CrCl3 + 7H2O
5H2SO4 + 2NaCl + 4HCl
Na2Cr2O7 + Na2SO4 +
8) 2KMnO4  O2↑ + MnO2 + K2MnO4
9) NaH + H2O → NaOH + H2↑
10) Mn + 4HNO3 (конц) → Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
K2CrO4 – хромат(VI) калия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция, H2O2 – пероксид
водорода, Na2S2O3 – тиосульфат натрия, Na2S2O8 – пероксодисульфат
натрия, NaH – гидрид натрия.
 2 6 0 C
4
Изомерия октаэдрического комплекса состава Ir(en)2Br2(SCN). Этилендиамин en – бидентатный лиганд. Два этих лиганда занимают четыре позиции
вокруг ЦА. Значит из трех других лигандов два должны быть также во
внутренней сфере.
Координационные формулы возможных изомеров:
+
Br
NH2
CH2
NH2
NH2
NH2
NH2
+
H2C
CH2
Ir
CH2
+
H2C
CH2
NH2
Br
NH2
NH2
CH2
H2C
NH2
+
S CN
CH2
Br
CH2
CH2
цис-[Ir(en)2Br(SCN)]Br
3
NH2
NH2
Ir
NH2
NH2
NH2
CH2
NCS
NH2
NH2
NH2
CH2
цис-[Ir(en)2Br(NCS)]Br
2
Br
NH2
Ir
CH2
NH2
CH2
Br
H2C
NH2
CH2
цис-[Ir(en)2Br2]NCS
1
CH2
NH2
Ir
Ir
+
S CN
Br
H2C
H2C
CH2
+
NCS
NH2
Br
Ir
CH2
CH2
NH2
NH2
CH2
Br
транс-[Ir(en)2Br2]NCS
4
транстранс-[Ir(en)2Br(SCN)]Br
[Ir(en)2Br(NCS)]Br
6
5
Виды изомерии: геометрическая (например, комплексы 1 и 4), связевая
(например, комплексы 2 и 3), ионизационная (например, комплексы 1 и 2).
48
Название для изомера 4: роданид транс-дибромо-бис-(этилендиамин)иридия(III)
Выражение полной константы образования для этого комплекса:

[ Ir ( en ) 2 Br2  ]
[ en ]2 [ Br ]2 [ Ir 3 ]
КР2, 2014
1. Определите, какое количество 0,1 М серной кислоты потребуется для
нейтрализации (pH = 7) 200 мл 0,4 М раствора гидроксонитрата бария.
Запишите уравнение протекающей реакции. Рассчитайте массу образующегося осадка.
2. Напишите уравнения реакций, отвечающих следующим схемам. Укажите условия проведения реакций.
-------------------------------------------------------------------------------------------------
-----3. Закончите уравнения реакций, протекающих в водных растворах. Расставьте коэффициенты:
1.
Nb + HNO3 + HF →
2.
PCl3 + NH3 + H2O →
3.
Pb3O4 + HNO3(р.) →
4.
Tl + H2SO4(р.) →
5. SmF2 + Na2CO3 →
6. NaAsS2 + HCl →
49
4. Используя в качестве исходных следующие реактивы: Al, S, C, O2, H2O,
Na2CO3 получите следующие соединения: Al2S3, NaAlO2, CH4, NaHCO3.
Напишите уравнения реакций и укажите условия их проведения.
5. Ко Дню космонавтики. Укажите все продукты реакции. Расставлять
коэффициенты указывать условия их проведения не требуется:
1.
2.
3.
4.
5.
(NH4)2CrO4 нагревание → ……
GeO2 + HCl(к.) → .......
Sn + NaNO3(р.) →
.......
Na2S2O3 + NaI3 + H2O →
........
UF4 + O2 →
........
1
Запишем реакцию нейтрализации:
2Ba(OH)(NO3) + H2SO4 = BaSO4↓ + Ba(NO3)2 + 2H2O
ν (Ba(OH)(NO3)) = 0.4 моль/литр × 0.2 литр = 0.08 моль
для нейтрализации 2 частей Ba(OH)(NO3) требуется 1 часть H2SO4, т.е.
ν (H2SO4) = 0.04 моль. Вычисляем объем раствора серной кислоты:
V (H2SO4) = 0.04 моль : 0.1 моль/литр = 0.4 литра
Масса осадка BaSO4↓:
ν осадка = ½ ν Ba(OH)(NO3) = 0.04 моль,
т.е. m (BaSO4↓) = 233 г/моль × 0.04 моль = 9.32 г.
2
1) 2SiF4 + 6NaOH (водн) → Na2SiO3 + Na2[SiF6] + 2NaF + 3H2O
или 3SiF4 + 6NaOH (водн) → Na2SiO3 + 2Na2[SiF6] + 3H2O
2) Si + 2F2 → SiF4
3) Si + 4HNO3 (конц) → SiO2·H2O↓ + 4NO2↑ + H2O
4)
5)
6)
7)
Si + 2Mg  Mg2Si
Mg2Si + 4HCl (водн) → 2MgCl2 + SiH4↑
5BF3 + 14NaOH (водн) → Na2B4O7 + Na[BF4] + 11NaF + 7H2O
2B + 3F2 → 2BF3
t C
C
t
H3BO3 + 3NO2↑
t C
 Mg3B2
8) B + 3HNO3 (конц)
9) 2B + 3Mg
10) Mg3B2 + 6HCl (водн) → B2H6↑ + 3MgCl2
3
1) Nb + 5HNO3 + 7HF → H2[NbF7] +5NO2↑ +5H2O
2) PCl3 + 5NH3 + 3H2O → (NH4)2HPO3 + 3NH4Cl
50
3)
4)
5)
6)
Pb3O4 + 4HNO3 (р) → PbO2↓ + 2Pb(NO3)2 + 2H2O
2Tl + H2SO4 (р) → Tl2SO4 + H2↑
2SmF2 + 2Na2CO3 +4H2O → 2Sm(OH)3↓ + H2 + 4NaF + 2CO2
2NaAsS2 + 2HCl → As2S3↓ + H2S↑ + 2NaCl
4
2Al + 3S
 Al2S3
ни е
спека

 Al4C3
t C
4Al + 3C
Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4↑
C
t
2Al2O3
1 0 0 0C
Al2O3 + Na2CO3 
4Al + 3O2
2NaAlO2 + CO2
Na2CO3 + CO2(изб.) + H2O → 2NaHCO3
КР3, 2014
1 Ряд кислородных соединений не может быть получен сжиганием простых
веществ. Предложите способ получения из N2, Ag, Cr, Cs, Xe, и Rh и любых
соединений, не содержащих эти элементы, следующих соединений: N2O,
Ag2O, CrO3, CsO3, XeO3, Rh2O3. Укажите, где необходимо, условия их
проведения.
2. Напишите уравнения реакций, отвечающих следующей схеме. Укажите,
где необходимо, условия их проведения.
...
8 NaF
to
...
5
...
KOH
4
Hg(NO3)2
? 1
Hg
?
2
6 S
3 H O
2
...
...
?
7
Hg2(NO3)2
Na2S
...
9
10 NaCl
...
3. Закончите уравнения химических реакций, протекающих в водных растворах:
1) TbF4 + KOH →
5) Cs3IrCl6 + Cl2 →
2) SmF2 + HF (разбавл) →
6) H[AuCl4] + Zn →
3) NiCl2 + NaOH + Cl2→
7) CuCl2 + RbI (изб.) →
4) CoCl2 + NH3 + H2O2 →
8) XeF2 + KOH →
51
4. Как будут реагировать с горячим водным раствором сильного основания
гидроксида рубидия следующие вещества: хлор, сера, алюминий, хлорид меди (II). Напишите уравнения реакций.
5. Определите, какое количество раствора 0.01 М гидроксида бария потребуется для нейтрализации (pH = 7) 200 мл 0.04 М раствора гидросульфата
натрия. Запишите уравнение протекающей реакции. Рассчитайте массу образующегося осадка.
1
P , t  C , Fe
  2NH3
P , t  C , Cr2 O3
 4NO + 6H2O
4NH3 + 5O2   
t C
2NO + O2  2NO2
t C
4NO2 + 2H2O + O2  4HNO3
N2 + 3H2
NH3 + HNO3 → NH4NO3
NH4NO3
C
t
N2O + 2H2O
Ag + 2HNO3 (конц) → AgNO3 + NO2 + H2O
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O
4Cr + 12HCl + 3O2 → 4CrCl3 + 6H2O
2CrCl3 + 3Cl2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 5H2O
K2CrO4тв.+ H2SO4 (конц) → CrO3↓ + KHSO4 + H2O
Cs + O2
го
р ени
е
СsO2
CsO2 + O3 → СsO3 + O2
и збыто кXe
6 а тм, 4 0 0C
 XeF4
Xe + 2F2   
4XeF4 + 8H2O → 2XeO3 + 2Xe + O2 + 16HF
2Rh + 3Cl2
5 0C
4

2RhCl3 + 3O2
2RhCl3
t C

 Rh2O3 + 6Cl2
52
1)
2)
3)
4)
2
Hg(NO3)2 + Sn(NO3)2 → Hg↓ + Sn(NO3)4
3Hg + 8HNO3 (разб, изб) → 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Hg(NO3)2 + H2O → Hg(OH)(NO3)↓ + HNO3
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3
t C
 2Hg + O2↑
5) 2HgO 
t C
 HgS↓
6) Hg + S 
7) 6Hg (изб)+ 8HNO3 (разб) → 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8) Hg2(NO3)2 + 2NaF → Hg↓ + HgO↓ + 2HF + 2NaNO3
9) Hg2(NO3)2 + Na2S → HgS↓ + Hg↓ + 2NaNO3
10) Hg2(NO3)2 + 2NaCl → Hg2Cl2↓ + 2NaNO3
3
1) 2TbF4 + 8KOH → 2Tb(OH)3 + O2 + 8KF
2) 2SmF2 + 2HF (разб) → 2SmF3 + H2↑
3) 2NiCl2 + 6NaOH + Cl2→ 2Ni(OH)3↓ + 6NaCl
4) 2CoCl2 + 12NH3 + H2O2 → 2[Co(NH3)6]Cl2(OH)
5)
6)
7)
8)
t C
 2Cs2IrCl6 + 2CsCl
2Cs3IrCl6 + Cl2 
2H[AuCl4] + 3Zn → 2Au + 2HCl + 3ZnCl2
2CuCl2 + 7RbI (изб) → 2Rb[CuI2] + 4RbCl+ RbI3
2XeF2 + 4KOH → 2Xe + O2 + 4KF + 2H2O
4
гор ячий р  р
  
 RbClO3 + 5RbCl + 3H2O
гор ячий р  р
 2Rb2S + Rb2SO3 + 3H2O
3S + 6RbOH   
гор ячий р  р
 3H2↑ + 2Rb[Al(OH)4]
2Al + 2RbOH + 6H2O   
гор ячий р  р
 Rb2[Cu(OH)4] + 2RbCl
CuCl2 + 4RbOH   
3Cl2 + 6RbOH
5
2NaHSO4 + Ba(OH)2 = BaSO4↓ + H2O + Na2SO4
Количество NaHSO4 0.04 моль/л × 0.2 л = 0.008 моль, т.е. необходимо в 2
раза меньше Ba(OH)2 – 0.004 моль. Вычисляем объем 0.01 М раствора
Ba(OH)2: 0.004 моль / 0.01 моль/л = 0.4 л = 400 мл.
10. Пример экзаменационных вопросов
53
Экзамен 2014
1. В 1 литр водного раствора, содержащего по 0,01 моля Al(NO3)3,
Cu(NO3)3, Hg(NO3)2, Sn(NO3)4, пропустили избыток сероводорода.
Определить количество (в граммах) выпавшего осадка. Написать уравнения реакций.
2. Напишите координационные формулы всех возможных изомеров для
октаэдрического комплекса состава Ir(En)2Br2(SCN). Назовите, какие
виды изомерии реализуются при этом. Схематично изобразите все изомеры. Дайте название одного из изомеров и напишите для него выражение полной константы образования. En – этилендиамин.
3. Из природного халькопирита CuFeS2 получить: CuI; Na2FeO4; Na2S2O5;
Na2S2O8; CuSO4, не используя другие серу-, медь- и железосодержащие
соединения. Назовите полученные соли по любой номенклатуре.
Напишите уравнения использованных реакций и укажите условия их
проведения.
4. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты и укажите
(там, где необходимо) условия их проведения:
1) NaI(ТВ) + H2SO4(Конц) →
2) Cl2 + NaNO2 + H2O →
3) (NH4)2Cr2O7 нагревание →
4) Na2SiO3 + CO2 + H2O →
5) Au + KrF2 →
6) Fe(OH)3 + HI(раствор) →
7) KO2 + CO2 →
8) Ba(OH)2 + H2SO4 →
9) H2 + Cl2 →
10) TbF4 + H2O →
1
Запишем уравнения процессов для каждой соли, содержащейся в растворе:
Al(NO3)3 + H2S → реакция не идёт
Cu(NO3)2 + H2S → 2HNO3 + CuS↓
Hg(NO3)2 + H2S → 2HNO3 + HgS↓
Sn(NO3)4 + 2H2S → 4HNO3 + SnS2↓
54
Таким образом, имеем по 0.01 моль осадков CuS (0.956 г), HgS (2.327 г) и
SnS2 (1.828 г). В сумме 5.111 г.
2
См. КР1 №4
3
CuI – иодид меди(I), Na2FeO4 – феррат(VI) натрия, Na2S2O5 – пиросульфит
натрия, Na2S2O8 – пероксодисульфат натрия, CuSO4 – сульфат меди(II).
2CuFeS2 + 6O2  Cu2O + Fe2O3 + 4SO2
SO2 + NaOH (водн) → NaHSO3 (водн)
обжиг
упаривание
2NaHSO3     Na2S2O5 + H2O
Pt , t C
2SO2 + O2  2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Электролиз холодного концентрированного раствора NaHSO4, катализатор
Ag+:
2NaHSO4   Na2S2O8 + H2↑,
Cu2O + 2HI → 2CuI + H2O
Fe2O3 + 3Cl2 + 10NaOH → 2Na2FeO4 + 6NaCl + 5H2O
Cu2O + 3H2SO (конц) → 2CuSO4 + SO2 + 3H2O
электро ли з
4
1) 8NaI (тв)+ 5H2SO4 (конц) → H2S↑ + 4I2↓ + 4H2O + 4Na2SO4
2) Cl2 + NaNO2 + H2O → 2HCl + NaNO3
3)
4)
5)
6)
7)
8)
(NH4)2Cr2O7  Cr2O3 + N2 + 4H2O
Na2SiO3 + CO2 + H2O → SiO2∙xH2O↓ + Na2CO3
2Au + 5KrF2 → 2AuF5 + 5Kr
2Fe(OH)3 + 6HI (р-р) → I2↓ + 2FeI2 + 6H2O
4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2
Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2H2O
t C
9) H2 + Cl2  2HCl
10) 4TbF4 + 14H2O → 4Tb(OH)3↓ + O2 + 16HF
tC
Список основной литературы к теоретическому курсу
1. Неорганическая химия. Химия непереходных элементов. Под
ред. Ю. Д. Третьякова. М: ACADEMIA, 2004, Т. 2.
55
2. Неорганическая химия. Химия переходных элементов. Под
ред. Ю. Д. Третьякова. М: ACADEMIA, 2004, Т.3, книги 1, 2.
3. Ильин М.А., Крылова Л.Ф. Химия непереходных элементов:
17, 16, 15 группы (учебное пособие; выдается на кафедре общей
химии) Новосибирск: РИЦ ИНХ СО РАН, 2013.
4. Ильин М.А., Крылова Л.Ф. Химия непереходных элементов:
14, 13, 1, 2 и 18 группы (учебное пособие; выдается на кафедре общей химии) Новосибирск: РИЦ ИНХ СО РАН, 2013.
Список дополнительной литературы к теоретическому курсу
1. Третьяков Ю.Д., Мартыненко Л.И., Григорьев А.Н., Цивадзе
А.Ю. Неорганическая химия. Химия элементов. М: Издательство
московского университета, 2007, Т. 1, 2.
2. Емельянов В. А. Общая химия. Классификация и номенклатура
неорганических соединений. Новосибирск: НГУ, 2002.
3. Пармон В.Н., Федотова Т.Д., Резников В.А., Чупахин А.П., Коренев С.В., Тихонов А.Я., Наумов Н.Г. Химия в НГУ. Т. 1, 2. Новосибирск: НГУ, 2012.
4. Чупахин А.П., Коренев С.В. Федотова Т.Д. Химия в НГУ. . Новосибирск: НГУ, 2011.
3. Емельянов В.А., Наумов Н.Г. Федотова Т.Д. Химия в НГУ.
Неор. Новосибирск: НГУ, 2011.
4. Шрайвер Д., Эткинс П. Неорганическая химия. М: Мир, 2004,
Т.1, 2.
Список основной литературы к практикуму
1. Коренев С.В., Костин Г.А., Шубин Ю.В., Шамовская Г.И. Лабораторные работы по неорганической химии. Новосибирск: НГУ,
2008.
Список дополнительной литературы к практикуму
1. Практикум по неорганической химии. Под ред. Третьякова
Ю.Д.). М.: Academia. 2004.
2.
3. Спицын В.И., Субботина Н.А., Санталова Н.А.. Руководство к
лекционным демонстрациям по неорганической химии. М.: Издво МГУ, 1977.
56
Интернет-ресурсы:
1. Интернет-представительство Факультета естественных наук НГУ
(Методические пособия) – http://fen.nsu.ru/fen.phtml?topic=meth
2. Электронная библиотека учебных материалов по химии химического факультета МГУ: http://www.chem.msu.ru/rus/elibrary
3. Портал тестирования ММЦ НГУ: http://mmc2.nsu.ru
4. Химический интернет-портал: www.chemport.ru
5. Научно-популярный портал: www.elementy.ru
57
УМК составлен в соответствии с требованиями ФГОС ВПО и с
ООП НГУ, разработанной с учетом рекомендаций ООП ВПО по
направлению подготовки 020201 «Биология (уровень подготовки специалист)»
Авторы:
Коренев Сергей Васильевич, д.х.н., профессор кафедры общей
химии ФЕН
_____________
Наумов Николай Геннадиевич, д.х.н., профессор кафедры общей химии ФЕН
_____________
Шубин Юрий Викторович, д.х.н., профессор кафедры общей
химии ФЕН
_____________
Емельянов Вячеслав Алексеевич, д.х.н., доцент кафедры общей химии ФЕН
_____________
Артемкина Софья Борисовна, к.х.н., ассистент кафедры общей
химии ФЕН
_____________
УМК одобрен на заседании Кафедры общей химии
Протокол № ___ от "___"
2010__ г.
Секретарь Кафедры:
Ельцов Илья Владимирович, к.х.н., доцент
58
_____________