Часть 2. Неорганическая химия

Раздел I.

Классы неорганических соединений.

1. Оксиды. Основные, кислотные, амфотерные. Их получение, свойства и применение. Номенклатура и графические формулы.

2. Кислоты. Классификация, номенклатура, способы получения, свойства и применение.

3. Гидроксиды (основания). Растворимые, амфотерные и нерастворимые. Их получение, свойства и применение. Номенклатура и графические формулы.

4. Соли. Классификация солей. Номенклатура и графические формулы. Способы получения. Свойства и применение.

5. Генетическая связь между классами неорганических соединений.

Раздел II.

Химические элементы в биосфере.

Биосфера. Понятие о биогенных элементах. Макро- и микроэлементы. Содержание химических элементов в биосфере и теле человека. Связь эндемических заболеваний с особенностями биогеохимических провинций. Технологический прогресс и охрана окружающей среды.

Раздел III.

s-элементы.

1. Водород.

- Общая характеристика. Особенности положения в ПСЭ. Реакции водорода с кислородом, галогенами, металлами, оксидами. Бинарные соединения водорода.

- Вода как важнейшее соединение водорода. Физические и химические свойства воды. Аквакомплексы и кристаллогидраты. Дистиллированная и апирогенная вода, их получение и применение в фармации.

- Характеристика и реакционная способность связи водорода с другими распространенными элементами: азотом, углеродом, серой. Особенности поведения водорода в соединениях с сильно- и слабополярными связями. (Ионы H⁺, H₃O⁺, HO^-, NH₄⁺).

2. Элементы группы IA (щелочные металлы).

- Общая характеристика. Положение в ПСЭ. Характеристики однозарядных катионов М⁺.

- Взаимодействие металлов с кислородом. Образование оксидов, пероксидов. Их свойства.

- Взаимодействие металлов с водой. Гидроксиды и их свойства.

- Взаимодействие металлов с кислотами. Соли: сульфаты, галогениды, карбонаты, фосфаты. Особенности солей лития.

- Гидриды щелочных металлов. Их основные и восстановительные свойства.

- Биологическая роль щелочных металлов в минеральном балансе организма.

3. Элементы группы IIA.

- Общая характеристика. Изменение свойств элементов в соответствии с положением в ПСЭ.

- Бериллий. Его характеристика. Амфотерность гидроксида бериллия. Токсическое действие бериллия. Бериллиоз.

- Магний. Оксид и гидроксид магния. Растворимость его солей в воде. Ион Mg²⁺ как комплексообразователь. Хлорофилл.

- Элементы подгруппы кальция (щелочно-земельные металлы). Общая характеристика. Физико-химические свойства важнейших соединений: оксидов, гидроксидов, пероксидов и солей.

- Ион Ca²⁺ - комплексообразователь. Реакции с комплексонами. Соединения кальция в костной ткани, сходство ионова Ca²⁺ и Sr²⁺. Изоморфное замещение (проблема стронция-90).

- Жесткость воды. Ее влияние на живые организмы и протекание реакций в водных растворах, методы устранения жесткости.

- Применение соединений магния, кальция, стронция и бария в медицине и фармации. Токсичность солей бария.

Раздел IV.

d-элементы.

1. Элементы группы IB.

- Общая характеристика группы.

- Медь. Химическая активность. Реакции с кислородом, галогенами, кислотами. Соединения меди (I) и (II), их КО и ОВ характеристики, способность к комплексообразованию соединения меди (II) с аммиаком. Оксид и гидроксид меди (II). Соли меди (II), их растворимость и гидролиз. Природа окраски соединений меди. Химические основы применения соединений меди в медицине и фармации. Комплексный характер медьсодержащих ферментов и химизм их действия в метаболических реакциях.

- Серебро. Соединения серебра, их КО и ОВ характеристики (бактерицидные свойства ионов Ag). Комплексные соединения серебра с галогенами, аммиаком, тиосульфатом. Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов и в фармацевтическом анализе.

2. Элементы группы IIB (подгруппа цинка).

- Общая характеристика группы.

- Цинк. Химическая активность простого вещества. Характеристика соединений цинка. Оксид и гидроксид цинка. Их амфотерность. Соли цинка, их растворимость и гидролиз. Способность цинка к комплексообразованию. Комплексная природа цинкосодержащих ферментов и химизм их действия. Химические основы применения соединений цинка в медицине и фармации.

- Ртуть. Общая характеристика. Особые свойства: пониженная химическая активность простого вещества, ковалентность образуемых связей с мягкими лигандами, образование связи между атомами ртути. Окисление ртути серой и азотной кислотой. Соединения ртути (I) и (II), их КО и ОВ характеристика. Нитраты, оксиды, галиды ртути. Каломель и сулема, их реакция с аммиаком. Применение соединений ртути в медицине и фармации.

- Химизм токсического действия кадмия, ртути и их соединений.

3. Элементы группы VIB (подгруппа хрома).

- Общая характеристика группы.

- Хром. Простое вещество и его химическая активность, способность к комплексообразованию. КО и ОВ характеристики хрома (II), (III), (VI). Амфотерность гидроксида хрома (III). Растворимость и гидролиз солей хрома (III). Комплексные соединения хрома (III). Хромовый ангидрид и дихромовая кислота, хроматы и дихроматы. Равновесие в растворе между хромат- и дихромат-ионами. Их ОВ свойства в зависимости от реакции среды (рН).

- Общие закономерности КО и ОВ свойств соединений d-элементов при переходе от низших СО к высшим СО на примере соединений хрома.

- Биологическое значение d-элементов VIB группы. Применение их соединений в фармацевтическом анализе.

4. Элементы группы VIIB (марганец).

- Марганец. Общая характеристика. Химическая активность простого вещества.

- Марганец (II). Оксиды и гидроксиды и их КО и ОВ свойства. Комплексообразование. Соли, их растворимость и гидролиз.

- Марганец (IV) оксид. КО и ОВ свойства. Влияние рН среды на ОВ свойства.

- Марганец (VI). Манганаты, их образование, термическая устойчивость, диспропорционирование в растворе.

- Марганец (VII). Оксид, марганцевая кислота, перманганаты. Их КО и ОВ свойства. Поведение KMnO₄ при различных условиях среды (рН раствора). Окисление органических соединений, термическое разложение. Применение раствора калий перманганата как антисептического средства в медицине и как сильного окислителя в фармацевтическом анализе.

5. Элементы группы VIIB (железо, кобальт, никель).

- Общая характеристика группы. Деление элементов группы на семейство железа и платиновые металлы.

- Железо. Химическая активность простого вещества, реакции с кислотами и неметаллами.

- Железо (II) и (III). Соединения: оксиды, гидроксиды. Их КО и ОВ характеристика. Способность к комплексообразованию. Соли, их растворимость и гидролиз.

- Комплексные соединения железа (II) и (III) с цианид- и тиоцианат-ионами. Гемоглобин и железосодержащие ферменты, химическая сущность их действия.

- Железо (VI). Ферраты, получение и окислительные свойства.

- Применение железа и его соединений (железосодержащих препаратов) в медицине и фармации (в том числе в фармацевтическом анализе).

- Кобальт и никель. Химическая активность простых веществ в сравнении с железом. Соединения элементов, их КО и ОВ свойства. Способность к комплексообразованию. Кобальт и никель как микроэлементы (кофермент В₁₂). Применение в медицине и фармации.

Раздел V.

p-элементы.

1. Элементы группы IIIA.

- Общая характеристика. Электронная дефицитность и ее влияние на свойства элементов и их соединения.

- Бор. Общая характеристика. Бориды. Соединения с водородом (бораны). Борный ангидрид и борная кислота, равновесие в водном растворе. Тетраборат натрия. Эфиры борной кислоты. Биологическая роль бора. Антисептические свойства борной кислоты и буры.

- Алюминий. Общая характеристика. Простое вещество и его химическая активность. Оксид алюминия. Амфотерность гидроксида. Алюминаты. Ион алюминия как комплексообразователь. Кристаллогидраты. Галиды, гидрид алюминия, квасцы. Применение алюминия и его соединений в медицине и фармации.

2. Элементы группы IVA.

- Общая характеристика. Изменение свойств элементов в соответствии с положением в ПСЭ.

- Углерод. Общая характеристика. Валентные состояния и модификация углерода. Физические и химические свойства. Активированный уголь как адсорбент.

- Углерод в отрицательных степенях окисления. Карбиды активных металлов и соответствующие им углеводороды.

- Углерод (II). Оксид углерода (II), его характеристика, токсичность СО как лиганд. Цианистоводородная кислота, цианиды и химические основы их токсичности.

- Соединение углерода (IV). Оксид углерода (IV), равновесия в водном растворе. Угольная кислота, карбонаты и водородкарбонаты (гидрокарбонаты), гидролиз и термическое разложение.

- Соединения углерода с галогенами и серой.

- Биологическая роль углерода. Химические основы использования неорганических соединений углерода в медицине и фармации.

- Кремний. Общая характеристика. Силициды, силаны, галогениды кремния. Оксид кремния (IV). Силикагель. Кремниевая кислота. Силикаты. Растворимость и гидролиз. Природные силикаты, алюмосиликаты, цеолиты. Использование в медицине соединений кремния.

- Элементы подгруппы германия. Общая характеристика. Соединения с водородом, галогенами. Оловохлористоводородная кислота. Оксиды. Оксид свинца (IV) как окислитель. Амфотерность гидроксидов. Растворимые и нерастворимые соли олова и свинца. ОВ реакции в растворах. Токсическое действие соединений свинца (свинец (II) ацетат, свинец (II) оксид).

3. Элементы группы VA.

- Общая характеристика. Изменение свойств элементов в соответствии с положением в ПСЭ. Азот, фосфор, мышьяк в организме, их биологическая роль.

- Азот. Общая характеристика. Причины малой химической активности молекулярного азота.

- Соединения с отрицательными степенями окисления. Нитриды. Аммиак, реакции комплексообразования, окисления-восстановления, замещения. Ион аммония и его соли, кислотные свойства, термическое разложение. Гидразин, гидроксиламин. Азотистоводородная кислота и азиды.

- Соединения азота с положительными степенями окисления. Оксиды. КО и ОВ свойства. Азотистая кислота и нитриты. ОВ двойственность. Азотная кислота и нитраты. Взаимодействие с металлами. «Царская водка».

- Фосфор. Общая характеристика. Аллотропы фосфора. Фосфиды. Фосфин.

- Соединения фосфора с положительными степенями окисления. Галиды, их гидролиз. Орто-, мета-, пирофосфорные кислоты. Соли ортофосфорной кислоты (дигидро- или диводород-, гидро- или водородфосфаты). Производные фосфорной кислоты в живых организмах.

- Элементы подгруппы мышьяка. Общая характеристика.

- Водородные соединения мышьяка, сурьмы и висмута.

- Соединения подгруппы мышьяка с положительными степенями окисления. Галиды. Оксиды и гидроксиды, их КО и ОВ характеристика. Арсениды и арсенаты. Соли сурьмы (III) и висмута (III), их гидролиз. Сурьмяная кислота и ее соли. Висмутаты.

- Применение в медицине и фармации аммиака, оксида азота (I), нитрита и нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, сурьмы и висмута. Использование соединений p-элементов VA группы в фармацевтическом анализе.

4. Элементы группы VIA.

- Общая характеристика группы.

- Кислород. Особенности структуры. Химическая активность. Роль кислорода и его соединений в медицине. Применение в фармации.

- Водород пероксид (H₂O₂), его КО и ОВ свойства, применение в медицине.

- Сера. Общая характеристика. Физические и химические свойства. Биологическая роль.

- Соединения серы в отрицательных степенях окисления. Сероводород, КО и ОВ свойства. Сульфиды металлов и неметаллов, их растворимость в воде и гидролиз. Полисульфиды. Образование тиосолей, их свойства (реакции с кислотами, окислителями, катионами-комплексообразователями). Политионаты.

- Соединения серы (IV). Оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли (сульфиты и водородсульфиты (гидросульфиты)). КО и ОВ свойства.

- Соединения серы (VI). Серный ангидрид. Серная кислота. Кислотные и окислительные свойства. Олеум. Сульфаты, их растворимость в воде и термическая устойчивость. Пероксисульфаты.

- Химические основы применения серы и ее соединений в медицине, фармации, фарманализе.

5. Элементы группы VIIA (галогены).

- Общая характеристика. Простые вещества, их химическая активность.

- Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде. КО и ОВ свойства. Ионные и ковалентные галиды, их отношение к действию воды, окислителей и восстановителей. Галогенид-ионы как лиганды в комплексных соединениях.

- Галогены в положительных степенях окисления. Соединения с кислородом и друг с другом. Взаимодействие галогенов с водой и водными растворами щелочей. Кислородные кислоты хлора и их соли, изменение КО и ОВ свойств в зависимости от степени окисления галогена. Хлорная известь, хлораты, броматы и йодаты и их свойства.

- Биологическая роль галогенов. Бактерицидное действие хлора и йода. Применение в медицине, санитарии и фармации хлорной извести, хлорной воды, препаратов активного хлора, йода, а также соляной кислоты и галогенидов.

Литература

Основная:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: ВШ, разл. года изд.

2. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия (для фарм. вузов). – М.: ВШ, 1984.

3. Зеленин К.Н. Химия (для мед. вузов). – С-Пб.: Специальная литература, 1997.

4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: ВШ, 1981.

5. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы. – М.: ВШ, 1994.

6. Цыбукова Т.Н. Лекции по общей и неорганической химии. – Томск: СибГМУ, 2004.

7. Кузнецова О.Г., Шангина Л.П., Шевцова Т.А., Юсубов М.С. Пособие по химии. Часть II. – Томск, НТЛ, 2001.

Дополнительная:

1. Ершов Ю.А., Попков В.А. и др. Общая химия. – М.: ВШ, 1993.

2. Практикум по неорганической химии. Учебное пособие для студентов вузов, обучающихся по специальности «Фармация», под ред. М.А.Остапкевича. – М.: ВШ, 1987.

3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия.

4. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в вузы. – М.: ВШ, 1987.

Методические указания и типовые примеры
к контрольному заданию № 1

(по 1 части программы, раздел 1)

Атомно-молекулярное учение. Основные понятия и законы химии

Пример 1. Имеется 0, 5 кг Al(OH)₃. Сколько это составляет: а) моль, б) молекул, в) атомов?

Решение:

1) Находим количество вещества (n или n) Al(OH)₃ по формуле:

, моль,

где m(x) – масса вещества, M(x) – молярная масса вещества.

По условию m(Al(OH)₃) = 0, 5 кг = 500 г;

M(Al(OH)₃) = A_г(Al) + 3A_г(O) + 3A_г(H) = 27 + 3× 6 + 3× 1 = 78 г/моль.

моль

2) Находим количество молекул (N) Al(OH)₃ по формуле:

N(x)=n(x)× N_A, где N_A – постоянная Авогадро.

N_A =6, 02× 10²³ моль^-1.

N(Al(OH)₃) = 6, 4 моль × 6, 02× 10²³ моль^-1=38, 5× 10²³ молекул.

3) Находим число атомов (S) Al(OH)₃ по формуле:

S_атомов=N(x) × число атомов.

Число атомов в молекуле Al(OH)₃ равно 7, тогда

S_атомов=38, 5× 10²³× 7=269, 5× 10²³= 2, 7× 10²⁵

Ответ: в 0, 5 кг Al(OH)₃ содержится 6, 4 моль вещества, это составляет 38, 5× 10²³ молекул и 2, 7× 10²⁵ атомов.

Пример 2. Имеется 9× 10²⁵ атомов NO₂. Сколько это составляет: а) молекул, б) моль, в) граммов? Какой объем занимает данное количество газа?

Решение:

1) Находим количество молекул NO₂ по формуле:

Число атомов в молекуле NO₂ равно 3, поэтому

2) Находим количество вещества NO₂ по формуле:

, где N_A – постоянная Авогадро, N_A =6, 02× 10²³ моль^-1.

моль

3) Находим массу NO₂ по формуле:

m(x) = n(x)× M(x), где M(x) – молярная масса. М(NO₂) = 46 г/моль.

m(NO₂) = n(NO₂)× M(NO₂) = 50× 46 = 2300 г.

4) Находим объем газа по формуле:

V(x) = n(x)× V_m, где V_m – молярный объем газа. V_m = 22, 4 л/моль.

V(NO₂) = n(NO₂)× V_m = 50 × 22, 4 = 1120 л.

Ответ: 9× 10²⁵ атомов NO₂ соответствуют: 3× 10²⁵ молекул, 50 моль, 2300 граммов. Объем газа равен 1120 литров.

Пример 3. 100 мл газа, состоящего из азота и кислорода, при нормальных условиях весят 0, 206 г. Вычислите молярную массу газа. Приведите его эмпирическую и графическую формулы.

Решение.

1) Находим молярную массу газа M(x) по формуле

по условию m(x) = 0, 206 г.

Количество вещества газа n(x) можно вычислить, используя следствие из закона Авогадро: 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает один и тот же объем (молярный объем V_m)

Подставляем данные в формулу и вычисляем M(x)

г/моль

Можно вычислить M(x), используя пропорцию:

0, 1 л газа весит 0, 206 г

22, 4 л газа весят x г, отсюда

Т.к. x – это масса 1 моль газа, то M(x) = 46 г/моль.

2) Выводим эмпирическую формулу газа.

Зная атомные массы элементов N (A_г = 14) и O (А_г = 16), методом подбора устанавливаем, что массу 46 г будет иметь 1 моль оксида азота NO₂.

3) Составляем графическую формулу.

Для этого учитываем валентность кислорода, она равна II, т.е. каждый атом О должен образовывать с атомом N по две связи. При этом получается, что на атом N приходится в сумме 4 связи, т.е. он четырехвалентен. Тогда графическая формула имеет следующий вид: O=N=O.

Ответ: молярная масса газа NO₂ составляет 46 г/моль. Графически формула изображается так: O=N=O.

Пример 4. В состав вещества входят 31, 8% калия, 29, 0% хлора и 39, 2% кислорода. Установите его эмпирическую формулу, изобразите ее графически. Вычислите молярную массу вещества.

Решение:

1) Так как массовые доли всех компонентов вещества составляют в сумме 100%, можно принять массу всего вещества за 100 граммов.

Учитывая это, находим массы отдельных элементов по формуле:

г.

2) Обозначим формулу вещества K_xCl_yO_z, где x, y, z – количество вещества каждого элемента соответственно. Так как количество вещества можно вычислить по формуле , найдем мольное соотношение x: y: z.

Для приведения этого соотношения к целым числам разделим каждое на меньшее из них, т.е. на 0, 82, при этом получаем . Следовательно, эмпирическая (простейшая) формула вещества KClO₃.

3) Для графического изображения молекулы определим степени окисления элементов, которые в данном случае будут соответствовать их валентности: , значит . Тогда графическая формула имеет следующий вид: .

4) Находим молярную массу вещества:

M(KClO₃)=Ar(K) + Ar(Cl) + 3Ar(O) = 39 + 35, 5 + 3× 16 = 122, 5 г/моль.

Ответ: молярная масса вещества KClO₃ составляет 122, 5 г/моль. Графически формула вещества изображается так:

Пример 5. К раствору, содержащему 4 моль FeCl₃, прибавили 0, 5 кг KOH. Определите массу полученного осадка.

Решение:

В основе решения лежит реакция:

FeCl₃ + 3KOH ® Fe(OH)₃¯ + 3KCl

1) Находим вещество, по которому следует вести расчет продуктов реакции, т.е. выясняем избыток и недостаток реагирующих веществ. По уравнению соотношение количества веществ FeCl₃ к KOH равно 1: 3. По условию дано 4 моль FeCl₃, значит надо вычислить количество вещества n(x) KOH по формуле:

По условию m(KOH) = 0, 5 кг = 500 г.

M(KOH) = Ar(K) + Ar(O) + Ar(H) = 39 + 16 + 1 = 56 г/моль.

На 4 моль FeCl₃ должно приходиться 12 моль KOH по уравнению реакции. Имеется 8, 9 моль, значит KOH находится в недостатке и расчет продукта следует вести по KOH.

2) Находим массу осадка.

Для этого составляем пропорцию:

, где 107 г/моль = M(Fe(OH)₃)