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



жүктеу 1.22 Mb.
бет1/10
Дата30.04.2016
өлшемі1.22 Mb.
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10
: downloads -> farmchemistry
downloads -> Бехаалотха Когда будешь зажигать Числа 8,1 12,16
downloads -> Жастарды еңбекке тәрбиелеудегі қазақ халқының Ұлттық салт-дәСТҮрлері. Шалғынбаева Қадиша Қадырқызы
downloads -> График проведения аттестации педагогических работников №
downloads -> Ғылыми кеңесшісі: тарих ғылымдарының докторы, профессор, Қр білім және ғылым министрлігінің Р
downloads -> Қазақстан Республикасының юнеско және исеско істері жөніндегі Ұлттық комиссиясы
downloads -> Жүйесінде пайдалану ТҰжырымдамасы алматы, 2004 ббк 74. 200. 52 Ш 21
downloads -> Қазақстан республикасы Білім және ғылым министрлігі
farmchemistry -> Тест Обоснование правильного ответа
farmchemistry -> Неорганические лекарственные средства. Тем гфу, ее структура
ПЕРЕДМОВА
Робочий зошит призначений для самопідготовки, проведення та оформлення лабораторних занять з неорганічної хімії для студентів заочної форми навчання І курсу фармацевтичних факультетів вищих фармацевтичних та медичних закладів освіти III–IV рівнів акредитації.

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

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

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

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

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

Кінцева мета вивчення неорганічної хімії:

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

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

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

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

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

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

2. Здійснення схем хімічних перетворень.

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

ТЕМАТИЧНИЙ ПЛАН ЛЕКЦІЙ
І семестр




Тема та зміст лекції

1.

Вступ до вивчення неорганічної хімії. Класи неорганічних сполук.

2.

Енергетика та напрямок хімічних реакцій. Хімічна кінетика та рівновага хімічних реакцій. Каталіз.

3.

Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. Властивості розчинів електролітів. Добуток розчинності. рН розчинів. Гідроліз солей.

5.

Окисно–відновні реакції. Електроліз.


ТЕМАТИЧНИЙ ПЛАН ЛАБОРАТОРНИХ ЗАНЯТЬ
І семестр




Тема та зміст заняття

1.

Вступ. Класи та номенклатура неорганічних сполук. Основні способи очищення неорганічних речовин.

2.

Основні закони хімії. Закон еквівалентів. Розрахунки за хімічними рівняннями. Визначення еквівалентної маси металу методом витіснення.

3.

Основні теоретичні положення про будову атомів. Сучасне тлумачення періодичного закону Д. I. Менделєєва на основі електронної теорії атома. Теорія хімічного зв’язку. Будова молекул.

4.

Енергетика та напрямок хімічних реакцій. Хімічна кінетика та рівновага хімічних реакцій. Каталіз.

5.

Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. Колігативні властивості розчинів. Осмос.

6.

Теорія електролітичної дисоціації. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Добуток розчинності. Теорія сильних електролітів. Дисоціація води. рН розчинів.

7.

Буферні системи. Гідроліз солей.

8.

Окисно–відновні реакції.


Розділ 1

Вступ. Атомно–молекулярне вчення. Основні поняття та закони хімії. Стехіометричні розрахунки.
Еталони розв’язання типових задач
Задача 1. До розчину що містить нітрат срібла масою 25,5г долили розчин що містить сульфід натрію масою 7,8г. Яка маса осаду утвориться при цьому?

Розв’язання:

2AgNO3 + Na2S = Ag2S + 2NaNO3

AgNO3AgNO3моль = 0,15моль;

Na2SNa2Sмоль = 0,1моль.



Якщо /(AgNO3) = (AgNO3); /(AgNO3) = 0,15моль, то /Na2S = /(AgNO3);

/Na2S = моль = 0,075моль;



; моль = 0,075 моль

m(Ag2S) = Ag2S·Ag2S; m(Ag2S) = 0,075·248г = 18,6г.


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

Розв’язання:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

(H2) = ; (H2) = моль = 0,025моль.

(Mg) = ; (Mg) = 0,025моль

m(Mg) = Mg·Mg; m(Mg) = 0,025·24г = 0,6г.

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



або 60%.
Задача 3. Визначте масову частку солі що отримали при змішуванні розчину об’ємом 40мл з масовою часткою азотної кислоти 0,2 і густиною 1,12г/мл з розчином об’ємом 36мл з масовою часткою гідроксиду натрію 0,15 і густиною1,17г/мл.

Розв’язання:

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

m1 = V11; m1 = 40·1,12г = 44,8г;

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

ν(HNO3) = ν(HNO3) = моль = 0,142моль.

m2 = V22; m2 = 36·1,12г = 42,1г;

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

ν(NaOH) = ν(NaOH) = моль = 0,158моль.

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

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

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

ω(NaNO3) = ω(NaNO3) = або 13,9%.


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

Розв’язання:

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



Mn+7 + 5е  Mn+2

10

2

S+4 – 2e  N+6

5

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

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



звідки:

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

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

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


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

Розв’язання:

2Al(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 6NaNO3 + 3CO2 (а)

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O (б)

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

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

З рівняння (а) витікає:




З рівняння (б) витікає:

тому:


.

моль = 0,1моль.

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




Розділ 2

Хімічна термодинаміка. Кінетика та каталіз.
Еталони розв’язання типових задач
Задача 1. Розрахувати тепловий ефект реакції: 2NaOH(к.) + CO2(г.) Na2CO3(к.) + H2O, якщо:Ноутв.(NaOH) = –426,6 кДж/моль, Ноутв.(CO2) = –393,6 кДж/моль, Ноутв.(Na2CO3) = = –1129,3 кДж/моль, Ноутв.(H2O) = –285,8 кДж/моль.

Розв’язання:

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



Но = Ноутв.(прод. р–ції) Ноутв.(вих. р–н)

з врахуванням відповідних стехіометричних коефіцієнтів, тобто:



Но = (Ноутв.(Na2CO3) + Ноутв.(H2O)) – (2Ноутв.(NaOH) + Ноутв.(CO2)) = (–1129,3 – 285,8) – (–2·426,6 – 393,6) = –168,3 кДж.

Тобто це екзотермічна реакція.


Задача 2. Чи є можливою реакція: SiO2(к.) + 2NaOH(р.) Na2SiO3(к.) + H2O(р.), якщо:Gо(SiO2(к.)) = –803,75 кДж/моль, Gо(NaOH(р.)) = –419,5 кДж/моль, Gо(Na2SiO3(к.)) = = –1427,8 кДж/моль, Gо(H2O(р.)) = –237,5 кДж/моль?

Розв’язання:

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



Gо = Gо(прод. р–ції) – Gо(вих. р–н) (з врахуванням відповідних стехіометричних коефіцієнтів) = (–1427,8 – 237,5) – (–803,75 – 419,5·2) = –22,55 кДж, тобто Gо < 0, таким чином реакція є можливою і розчин лугу не можна випарювати в скляному посуді.
Задача 3. Питома теплота топлення свинцю (Н) становить 23,4, Дж/кг. Температура топлення свинцю 327,4оС. Знайти зміну ентропії при топленні 250г свинцю.

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

1кг Pb

— 23040 Дж

х = = 5760 Дж

0,25кг Pb

— х

Формула для Gо = Н – TS. Топлення є рівноважним процесом, тому для нього Gо=0, тоді:

Н = TS; S = = 9,59 Дж/К.
Задача 4. При 80оС реакція закінчується за 8хв. Через скільки хвилин вона закінчиться при 100оС, коли температурний коефіцієнт () дорівнює 2?

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

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




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

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

За рівнянням реакції:




2 моль NH3

утворюється з

1 моль N2

3,6 моль NH3



х моль N2



моль (N2(прореаг.) — С(прореаг.))

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




2 моль NH3

утворюється з

3 моль Н2

3,6 моль NH3



х моль Н2
За рівнянням реакції:

моль (Н2(прореаг.) — С(прореаг.))

С(вихідна) = 1,8 + 5,4 = 7,2моль/л


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

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

При збільшені концентрації усіх речовин в 2 рази:





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


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

Розв’язання: До зменшення тиску:



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





Швидкість прямої реакції зменшилась в:



, а оберненої в:

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



Розділ 3

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

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

Відповідь:

1s2 2s22p6 3s23p5



Валентність = І Валентність = ІІІ Валентність = V

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

–1 +1 +3 +5

HCl ; Сl2O (Сl2O3) (Cl2O5)



Валентність = VII

Ст. окисл. = +7

+7

Cl2O7


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

Розв’язання:



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

Розв’язання:



Розділ 4

Вчення про розчини Способи вираження концентрації розчинів. Колігативні властивості розчинів. Осмос.
Еталони розв’язання типових задач
Таблиця зв’язку вираження різних способів концентрацій

Метод оцінки вмісту розчиненої речовини



См,

моль/л

Сн,

моль/л

Т,

г/мл

Масова частка, 









Молярна концентрація, См









Нормальність, Cн









Титр, Тх










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

Розв’язання: Формула розрахунку масової частки:

Звідси:


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


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

Розв’язання: Формула розрахунку молярної концентрації:

, звідки: mx = CМ·Mx·Vp = 2·58,5·1 = 117г
Задача 3. Скільки грамів КМnО4 необхідно для приготування 2л розчину з Сн = 0,5 моль/л, якщо аналіз проводиться в кислому середовищі?

Розв’язання:

звідки: mx = Cн·Mx·fекв.х·Vp = 0,5·158· = 31,6г.
Задача 4. Розрахувати моляльну концентрацію розчину, приготовленого з 2г КОН і 200г води.

Розв’язання: Формула розрахунку моляльної концентрації:

; звідки: моль/кг.

Задача 5. Розрахувати титр розчину сірчаної кислоти з  і  = 1,4г/мл.

Розв’язання: Формула розрахунку титра розчину:

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

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

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

Розв’язання:

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

1. Знаходимо масу розчину:

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

m(розчину) = 100 г + 100 г = 200 г

2. Обчислюємо масову частку розчиненої речовини у відсотках:

200 г розчину — 100 г FеSО4

100 г розчину — X г FеSО4

X = 50 г

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


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

Розв’язок: При змішуванні розчинів користуються „правилом хреста” або „діагональною схемою”. В середині хреста записують масову частку розчину (), який необхідно приготувати. Зліва записують концентрації1 і 2. Справа записують різницю між 3 і 2, 3 і 1.

Схема має загальний вигляд:




В наведеному прикладі:



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

г,

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

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


114,3г 20%–го р–ну

складає

56 в.ч.

Хг



20 в.ч.

г

а об’єм отриманого розчину: (мл)

Для приготування розчину необхідно води: мл
Приготування розчину розведенням більш концентрованого розчину.
Задача 9. Скільки розчину солі з масовою часткою 18% необхідно додати до 46г води, щоб утворився 15% розчин.

Розв’язок:


0,18х =

(46 + х) 0,15

х =

230

Для приготування 15% розчину з = 18% необхідно взяти 230г 18%–ного розчину і 46г води.
Задача 10. На нейтралізацію 25 мл розчину H2SO4 витрачено 22,5 мл 0,152 н розчину NаОН Обчислити нормальність і титр розчину кислоти.

Розв’язання:

Згідно з законом еквівалентів:



; ; моль/л

г/моль

г/мл

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


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

Розв’язок: Переведемо масову частку в молярну концентрацію.

моль/л

Розрахуємо ізотонічний коефіцієнт:

і = 1 + n – 10,96(2 – 1) = 1,96

Осмотичний тиск розраховуємо за формулою для електролітів:

Росм. = iCRT = 1,961моль/л0,082атм/моль*К273К = 4,36атм
Задача 12. Розрахувати Росм. розчину глюкози з масовою часткою 5%, якщо t=27ОС, =1г/мл.

Розв’язок: Переведемо масову частку в молярну концентрацію.

моль/л.

осмотичний тиск обчислюємо за формулою неелектролітів:

Росм. = C R T

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


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

Розв’язок: моль/л
Задача 14. Константа дисоціації бромнуватистої кислоти (НВrО) дорівнює 2,І10–9. Обчисліть її ступінь дисоціації в 0,01М розчині.

Розв’язок: З закону розведення Оствальда:

; тоді ; ·, або.

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

Розв’язання:

Записують рівняння електролітичної дисоціації хромату срібла:

Ag2CrO4  2Ag+ + CrO

та вираз його добутку розчинності:



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



Обчислюють розчинність солі в моль/л:



моль/л.

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

(Ag2CrO4) = 6,5·10–5·331,8 = 2,2·10–2г/л.
— в розчинах сильних електролітів:


  • кислот:

pH = –lg[H+] = –lgСн(к–ти) = –lgZ·Cм(к–ти)

Сн(к–ти) = antilg pH = 10–pH; См = .



  • лугів:

рОН = –lg[OH] = –lgCн(лугу) = –lgZ·Cм(лугу)

рН = 14 – рОН

Сн(лугу) = antilg pOH = 10–pOH; См = .

— в розчинах слабких електролітів:



  • кислот: (дисоціація переважно іде по І ступеню)

pH = –lg[H+] = –lg·См(к–ти) = –lg

Cм(к–ти) = = ; Сн = Z·Cм



  • основ: (дисоціація іде по І ступеню)

рОН = –lg[OH] = –lg·См(основи) = –lg

Cм(основи) = ; Сн = Z·Cм


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

Розв’язання:

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


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

Розв’язання:

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

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

= –lg0,2 = 0,7; рН = 14–0,7 = 13,3.


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

Розв’язання:

рН = –lg[H+]; [H+] = ·C; Кg = ·C; [H+] = ·C = ;

pH = –lg = –lg = –lg4,24·10–3 = 2,37.
Задача 19. Як зміниться рН води, якщо 80 мл її долити до 20 мл розчину гідроксиду натрію з Сн = 0,1 моль/л,  = 1.

Розв’язання:

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

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

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

pH = 14 – 1,7 = 12,3; pH = 12,3 – 7 = 5,30.
Задача 20. Обчислити [Н+] крові, якщо рН = 7,36.

Розв’язання:

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


Розрахунки рН в розчинах солей.

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



Kb

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

;

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



Ка: Кд1, Кд2

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

pH = 14 – pOH



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

Розв’язання:

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

CO32– + H2O  HCO3 + OH

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



=

рН = 14 – 2,14 = 11,86


Задача 22. Обчислити рН буферної системи, яка складається із 100мл розчину оцтової кислоти з С = 0,1моль/л і 200мл розчину ацетату натрію з С = 0,2моль/л, Кд = 1,7510–5.

Розв’язання:

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


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

Розв’язання:

рН = –lg Кд+lg = lg1,75·10–5+lg;

lg = 5,24–4,76 = 0,48.

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



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

Окисно–відновні реакції (ОВР)
Еталони розв’язання типових задач
Завдання. Закінчити рівняння реакцій.

а) Cl + 2NaOH  NaCl + NaCl+O + H2O

Clо + 1  Cl

1

1

Clо – 1  Cl+

1

б) Pb+4O2 + 2KI + 2H2SO4  Pb+2SO4 + I + K2SO4 + 2H2O

Pb+4 + 2  Pb+2

2

1

2I – 2  2Io

1

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

Fe+2 – 1  Fe+3

3

3

N+5 + 3  N+2

1

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

Mn+7 + 5  Mn+2

10

2

N+3 – 2  N+5

5

д) 6Ag+1N+5O  6AgO + 6N+4O2 + 3O

Ag+1+ 1  Ag0




6

12

N+5 + 1 N+4

3O–2 – 6e  3OO

2

Скорочуємо на „3”: 2Ag+1N+5O  2Ag0 + 2N+4O2 + 3O
Розділ 6

Комплексні сполуки
Еталони розв’язання типових задач
Приклади тестового контролю:

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

а) сульфаттетрааміак міді (ІІ);

б) сульфаттетрамін міді (ІІ);

в) мідісульфатетрамін (ІІ).

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

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

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

а) 4+; б) 2+; в) 3+.

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

а) Kнест.=; б) Kнест.=; в) Kнест.=.

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

а) 2+; б) 6+; в) 3+.

5.6. Напишіть формулу комплексної сполуки, якщо координаційне число становить чотири Zn(OH)2+2NaOH:

а) [ZnNa2(OH)2](OH)2; б) Na2[Zn(OH)4]; в) Zn[Na2(OH)4].

5.7. Напишіть продукти первинної дисоціації сполуки Na3[AlF6]:

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


ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ




  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10


©netref.ru 2017
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет