Свойства соединений s и p- элементов

 

Цель занятия: Изучить химические свойства биогенных s- и p- элементов и их соединений на основании положения в периодической системе.

 

Вопросы для самоподготовки:

1. Как изменяются свойства s- и p- элементов в периодах и группах?

2. Почему для элементов I A группы не свойственно комплексообразование?

3. Как вы объясните сложность подбора специфических реакций для катионов натрия и калия.

4. Почему растворимость сульфатов элементов IIA группы уменьшается сверху вниз внутри группы, а гидроксидов снизу вверх. Рассчитайте и сравните растворимость сульфатов кальция и бария используя значения их ПР.

5. Какие s- и p- элементы обладают амфотерными свойствами?

6. Могут ли s-металлы образовать окрашенные соединения? Если да, то почему?

7. Почему для соединений элементов I A и IIA групп не характерны окислительно-восстановительные свойства.

8. Как проявляются окислительно-восстановительные свойства р- элементов.

9. Свойства азотной кислоты и концентрированной серной кислоты.

10. Свойства аммиака.

11. Как изменяются основные свойства гидроксидов в ряду Sn⁺² ® Pb⁺²?

12. Какие окислительно-восстановительные реакции можно считать специфическими для соединений свинца, олова и мышьяка?

13. Какие химические процессы обнаружения мышьяка лежат в основе реакции «Марша»?

14. Почему для многих соединений р–элементов характерны реакции гидролиза?

 

Приборы и посуда: пробирки, стеклянные палочки, графитовые стержни, штативы.

Реактивы: растворы хлоридов меди, магния, кальция, стронция, бария, гидроксидов натрия, бария, раствор серной кислоты, раствор гидротартрат натрия, раствор дигидроантимонат калия, растворы солей хлорида алюминия, тетрабората натрия, хлорид олова II, нитрата свинца II, гидроксида натрия, соляной кислоты, иодида калия, нитрата висмута.

 

Опыт № 1. Свойства гидроксидов s-металлов I A и IIA групп.

К растворам хлорида магния и хлорида меди добавить растворы гидроксидов натрия и бария соответственно до выпадения осадков. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Сделайте вывод об основных свойствах гидроксидов натрия, магния и бария. Объясните различие этих свойств у соединений магния и бария с точки зрения положения элементов в периодической системе.

 

Опыт № 2. Зависимость растворимости сульфатов щелочно-земельных металлов от положения их в периодической системе.

В две пробирки налить растворы хлоридов кальция и бария. Добавить 2-3 капли раствора серной кислоты. Напишите реакции в молекулярном и ионном виде. Объясните почему вы наблюдаете выпадение осадка сульфата только в одной пробирке.

 

Опыт № 3. Реакции образования нерастворимых солей катионами s-металлов I A группы.

Эти реакции являются специфическими для катионов калия и натрия (объяснить почему? )

а) Реакция с гидротартратом натрия.

В пробирку с раствором соли калия добавить равный объем раствора реактива

HC₄H₄O₆^- + K⁺ ® KHC₄H₄O₆ ¯

Осадок выпадает на холоде в нейтральной среде при достаточно высокой концентрации ионов калия.

б) Реакция с дигидроантимонатом калия.

В пробирку с раствором соли натрия добавить равный объем раствора реактива

Na⁺ + H₂SbO₄^- ® NaH₂SbO₄¯

Осадок выпадает на холоде, в нейтральной среде.

 

Опыт № 4. Окрашивание пламени:

Летучие соли калия окрашивают пламя горелки в фиолетовый цвет,

натрия – в желтый

кальция – в кирпично-красный

стронций – в ярко-красный

барий – в зеленый.

Опыт № 5. Свойства гидроксидов.

а) В пробирки с растворами солей алюминия, олова II, свинца II добавить раствор гидроксида натрия до появления осадка.

Напишите уравнения соответствующих реакций.

Добавить избыток раствора щелочи. Составьте уравнения реакций растворения осадков в избытке щелочи. Сделайте вывод о свойствах вышеуказанных гидроксидов.

 

б) В пробирку с раствором тетрабората натрия добавить избыток раствора соляной кислоты. Процесс который вы наблюдаете соответствует уравнению:

Na₂B₄O₇ + 2HCl + 5H₂O ® 2NaCl + 4H₃BO₃¯

Объясните, почему из раствора тетрабората натрия выпадает осадок борной кислоты. Сделайте вывод о характере гидроксида.

 

Опыт № 6. Реакции комплексообразования.

В пробирку с раствором нитрата свинца осторожно по каплям добавить раствор иодида калия.

Pb(NO₃)₂ + 2KJ ® 2KNO₃ + PbJ₂¯

К образовавшемуся осадку прилить избыток иодида калия и нагрейте раствор. Процесс соответствует уравнению

PbJ₂ + 2KJ ® K₂PbJ₄

Сделайте вывод, укажите тип комплекса (катионный, анионный, нейтральный), координационное число центрального атома.

 

Опыт № 7. Окислительно-восстановительные свойства р –элементов.

а) К раствору хлорида олова II прибавьте избыток щелочи и добавьте несколько капель нитрата висмута. Появление черного осадка метал. висмута указывает на восстановительные свойства соединений олова II.

 

3Na₂Sn(OH)₄ + 2Bi(NO₃)₃ + NaOH ® 2Bi¯ + 6NaNO₃ + 3Na₂Sn(OH)₆

 

б) К раствору арсенита натрия добавьте несколько капель раствора иода. Подкислите раствор раствором соляной кислоты

Na₃AsO₃ + J₂ + H₂O ® Na₃AsO₄ + 2HJ

Сделайте вывод о окислительно-восстановительных свойствах соединений мышьяка и олова.

 

Опыт № 8. Гидролиз р –элементов.

К раствору хлорида олова добавить дистиллированной воды до появления осадка. Напишите уравнения гидролиза по первой ступени. Сделайте вывод о склонности соединений р –элементов к гидролизу.

 

Занятие № 18

Теоретическая и практическая подготовка

1. Лекции.

2. Ю.А. Ершов «Общая химия» с. 223-383.

3. Глинка Н.Л. Общая химия § 200-202, 214-216, 228-231, 242-244

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии (1984 г.)

гл. XI § 7, 8, 10 № 977, 989, 993, 997, 1028, 1029, 1041, 1092, 1100, 1101, 1102, 1115, 1129, 1130, 1136

Лабораторная работа № 13

Свойства биогенных d – элементов

 

Цель занятия: изучить химические свойства биогенных элементов цинка, ртути, меди, серебра, хрома, железа, марганца, кобальта и их соединений.

 

Вопросы для самоподготовки:

1. Для каких d –элементов IV периода характерны амфотерные свойства?

2. Какой из элементов IV периода имеет постоянную валентность и почему?

3. Почему растворы солей d –элементов окрашены?

4. Чем объясняется окислительно-восстановительная активность для большинства соединений d –элементов?

5. Как изменяется склонность к комплексообразованию в ряду катионов

Mn⁺² ® Zn⁺².

6. Какие свойства соединений d –элементов можно использовать как специфические?

 

Приборы и посуда: пробирки, штативы.

 

 

Реактивы: растворы солей цинка, серебра, меди, хрома II, марганца II, железаII, железа III, кобальта II, раствор гидроксида натрия.

Опыт № 1. Свойства гидроксидов.

В 4 пробирки с солями меди II, цинка II, железа III и хрома III прилить раствор гидроксида натрия до появления осадков. Напишите уравнения реакций, отметьте цвета растворов.

Осадки обработать избытком раствора гидроксида натрия. Какие осадки растворились? Почему?

Напишите уравнения реакций, сделайте вывод.

Опыт № 2. Реакции комплексообразования.

а) К растворам соли серебра и меди II осторожно по каплям добавить раствор аммиака. Образовавшиеся осадки растворить в избытке реактива. Напишите уравнения реакций образования комплексов, выражения констант их нестойкости.

 

б) К растворам солей кобальта II и железа III добавить несколько капель роданида калия.

Отметить цвет растворов. Определите координационные числа центральных атомов если реакции протекают по следующим направлениям

Fe⁺³ + 3KCNS + 3H₂O ® [Fe(H₂O)₃(CNS)₃] + 3K⁺

Co⁺² + 4KCNS ® K₂[Co(CNS)₄] + 2K⁺

Укажите типы комплексных соединений (катионный, анионный, нейтральный).

 

Опыт № 3. Окислительно-восстановительные свойства.

а) К растворам солей железа II, марганца II добавить избыток раствора гидроксида натрия и раствор перекиси водорода. Напишите уравнения реакций. Отметить цвета образовавшихся осадков. Укажите окислитель и восстановитель.

б) На медную пластинку нанести 1-2 капли соли ртути.

Напишите уравнение реакции. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах солей ртути.

Занятие № 19

Контрольная работа s, p, d- элементы

Итоговое занятие

 

Вопросы для подготовки к контрольной работе

1. Общие свойства металлов I и II А группы: реакции с кислородом, кислотно-основные свойства (КО), способность к комплексообразованию. Качественные реакции. Биологическое значение.

2. Свойства бора и алюминия, и их соединений.

3. Элементы V- А группы.

4. Кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства мышьяка III и мышьяка V. Водородные соединения мышьяка. Реакция Марша.

5. Свойства соединений хрома III и хрома VI.

6. Свойства соединений марганца. Перманганат калия.

7. Свойства соединений железа II и железа III. Биологическая роль соединений железа.

8. Свойства элементов I В группы. Медь, серебро, золото. Сплавы меди, серебра, золота в стоматологии.

9. Свойства ртути и ее соединений. Амальгамы.

10. Цинк и кадмий. Свойства соединений цинка и кадмия. Цинк – сульфатные и цинк фосфатные цементы.

Перечень вопросов для подготовки

 

1. Способы выражения концентраций растворов. Формулы расчета и пересчета различных способов выражения концентраций.

2. Внутренняя энергия и энтальпия индивидуальных веществ и многокомпонентных систем. Стандартные состояния веществ и стандартные значения внутренней энергии и энтальпии.

3. Термохимические уравнения. Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ.

4. Закон Гесса. Расчеты изменения стандартных энтальпий на основе закона Гесса.

5. Понятие об энтропии как мере неупорядочности системы. Уравнение Больцмана.

6. Энергия Гиббса как критерий самопроизвольного протекания процесса и термодинамической устойчивости химических соединений.

7. Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического равновесия. Закон химического равновесия (действующих масс).

8. Расчет константы равновесия по стандартным изменениям энергии Гиббса. Смещение химического равновесия при изменении условий протекания химических реакций.

9. Учение о растворах. Основные определения: раствор, растворитель, растворенное вещество. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Процесс растворения как физико-химическое явление. Термодинамика процесса растворения.

10. Понятие о коллигативных свойствах растворов. Давление насыщенного пара над раствором. Закон Рауля.

11. Повышение температуры кипения и понижение температуры кристаллизации. Эбулио- и криоскопия. Закон Вант-Гоффа об осмотическом давлении. Роль осмоса в биологических процессах.

12. Теория электролитической диссоциации (Аррениус, Каблуков). Зависимость ионизации от природы растворителя и растворенного вещества. Гидратация ионов. Образование аквакатионов.

13. Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов. Коэффициент активности и активность ионов.

14. Равновесие между раствором и осадком труднорастворимого электролита. Константа произведения растворимости. Условия растворения и образования осадков.

15. Растворы слабых электролитов. Константа ионизации. Закон разведения Оствальда. Смещение равновесия в растворах слабых электролитов с однородными ионами.

16. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов слабых и сильных кислот и оснований (с примерами).

17. Теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури. Количественная характеристика силы кислот и оснований. Типы протолитических реакций: ионизация кислот и оснований в растворах. Реакции нейтрализации.

18. Буферные растворы. Приготовление буферных растворов по заданным значениям рН. Классификация. Механизм действия. Буферная емкость.

19. Буферные растворы (БС) крови. Механизм действия гидрокарбонатной, фосфатной, гемоглобиной и оксигемоглобиновой БС. рН крови и причины его устойчивости. Ацидоз и алкалоз. Биологическое значение БС крови. Буферная емкость крови и факторы, ее определяющие.

20. Равновесие в растворах гидролизующихся солей. Основные случаи гидролиза солей. Ступенчатый гидролиз. Степень и константа гидролиза. Роль гидролиза в биологических процессах.

21. Скорость химической реакции. Зависимость скорости реакций от различных факторов. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

22. Катализ. Типы катализа. Особенности ферментативного катализа.

23. Квантово-механическая модель строения атома. Физический смысл квантовых чисел. Принципы распределения электронов в атомах. Электронные формулы и электронно-структурные схемы атомов и ионов.

24. Структура периодической системы элементов. Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность.

25. Механизм образования ковалентной связи и виды ковалентной связей в зависимости от способа перекрывания электронных облаков. Свойства связи: энергия связи, длина, угол связи направленность связи. Экспериментальная кривая потенциальной энергии молекулы водорода.

26. Основные типы гибридизации. Пространственное расположение атомов в молекулах. Сигма и пи-связи.

27. Комплексные соединения: структура, номенклатура, центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сферы, координационное число, дентатность. Способность атомов к комплексообразованию.

28. Ионизация комплексных соединений в растворах. Константа нестойкости КС. Факторы, влияющие на прочность комплексных соединений.

29. Окислительно-восстановительные реакции. Классификация. Реакции с перманганатом калия и с дихроматом калия, с азотной кислотой.

30. Влияние рН на продукты и направленность окислительно-восстановительных реакций.

31. Гальванический элемент. ЭДС гальванического элемента. Уравнение Нернста.

32. Измерение электродных потенциалов. Индикаторные электроды и электроды сравнения. Определение рН растворов.

33. Коррозия. Виды коррозии. Возникновение ЭДС в полости рта при металлопротезировании.

34. Кривые титрования в методе нейтрализации (на конкретных примерах). Правила выбора индикатора по кривым титрования.

35. Объемный анализ. Сущность метода и основные понятия (титр, рабочий раствор, аликвота и др.). Основные расчетные формулы. Точка эквивалентности.

36. Методы редоксометрии. Перманганатометрия. Сущность метода. Химизм. Расчетные формулы. Применение в медицине.

37. Комплексонометрия. Сущность метода. Рабочий раствор. Химизм определения и действие индикатора, примеры определений.

38. Общие свойства металлов I и II А группы: реакции с кислородом, кислотно-основные свойства (КО), способность к комплексообразованию. Качественные реакции. Биологическое значение.

39. Свойства бора и алюминия, и их соединений.

40. Элементы V- А группы.

41. Кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства мышьяка III и мышьяка V. Водородные соединения мышьяка. Реакция Марша.

42. Свойства соединений хрома III и хрома VI.

43. Свойства соединений марганца. Перманганат калия.

44. Свойства соединений железа II и железа III. Биологическая роль соединений железа.

45. Свойства элементов I В группы. Медь, серебро, золото. Сплавы меди, серебра, золота в стоматологии.

46. Свойства ртути и ее соединений. Амальгамы.

47. Цинк и кадмий. Свойства соединений цинка и кадмия. Цинк – сульфатные и цинк фосфатные цементы.

48. Адсорбционное равновесие и процессы на границе раздела фаз. Поверхностная энергия Гиббса и поверхностное натяжение. Уравнение Гиббса.

49. Адсорбция газов и жидкостей на твердых адсорбентах. Уравнение Ленгмюра. Зависимость величины адсорбции от различных факторов.

50. Классификация дисперсных систем. Молекулярно-кинетические свойства коллоидно-дисперсных систем: броуновское движение, диффузия, седиментационное равновесие. Способы получения. Строение мицеллы золя.

51. Оптические и электрокинетические свойства коллоидов. Понятие об электрокинетическом потенциале. Электрофорез и электроосмос.

52. Устойчивость дисперсных систем. Виды устойчивости. Коагуляция. Порог коагуляции. Правила Шульца-Гарди. Взаимная коагуляция.

53. Коллоидные ПАВ. Мицеллообразование в растворах ПАВ. Критическая концентрация мицеллобразования.

54. Устойчивость растворов ВМС. Высаливание. Застуднивание. Свойство студней (синерезис).

 

ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

 

Тема 1: «Приготовление растворов различных концентраций»

1. Для инъекций применяется раствор MgSO₄ с массовой долей 20%. Сколько граммов MgSO₄*7Н₂О нужно растворить в 450 мл воды, чтобы приготовить такой раствор?

4) 90, 0 5) 112, 5 6) 230, 6 7) 312, 5 8) 364, 8

2. Чему равна молярная концентрация раствора сульфата алюминия, если в 0, 5 л его содержится 34, 2 граммов соли?

1) 0, 02 2) 0, 03 3) 0, 2 4) 0, 3 5) 0, 6

3. Определить молярную концентрацию эквивалента раствора H₂SO₄ с массовой долей 20% и плотностью 1, 14 г/мл.

5) 4, 08 4) 4, 65 3) 5, 12 2) 5, 82 1) 6, 24

4. Определите молярную концентрацию эквивалента раствора гидроксида бария, полученного смешением 200 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента 2 моль/л и 600 мл раствора с молярной концентрацией 2 моль/л.

3) 2, 5 4) 3, 0 5) 3, 2 6) 3, 5 7) 4, 0

5. Какая посуда и приборы потребуются, если нужно приготовить и проверить 200 г раствора хлорида кальция с массовой долей 10%?

1) мерная колба на 200 мл, весы, стакан, ареометр

2) химический стакан, мерный цилиндр, ареометр

3) весы, мерный цилиндр, ареометр, стакан

4) бюретка, ареометр, мерный цилиндр, стакан

5) мерный цилиндр, мерная колба, весы

6. Определить массу осадка, выпавшего при смешении 200 мл раствора хлорида железа (III) с молярной концентрацией эквивалента 0, 2 моль/л с 50 мл раствора едкой щелочи с молярной концентрацией 0, 6 моль/л.

7) 14, 3 6) 10, 7 5) 1, 43 4) 1, 07 3) 2, 86

 

Ответ: 7, 3, 4, 6, 3, 4

 

 

⇐ Предыдущая1234567Следующая ⇒

Поделиться: