Ми огу, специальность «фармация», вечернее

Задания к лабораторному практикуму

 

 

по общей и неорганической химии

 

специальность «Фармация»

вечернее отделение

 

 

МИ ОГУ, специальность «Фармация», вечернее

Общая и неорганическая химия

ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛЕКЦИЙ И ЛАБОРАТОРНЫХ ЗАНЯТИЙ

(2013-2014 уч. год, 1 семестр)

 

Дата	Тема лекции (2 час)	Дата	Тема занятия (3 часов)
Дисциплинарный модуль 1. Основные законы и понятия неорга­нической химии. Техника лабораторных работ. Элементы химической термодинамики (6/12).
05.09     06.09   13.09	1. Цель и задачи курса в медицинском ВУЗе. Энергетика химических реакций. Закон Гесса. 2. Направление химических реакций. Химическое равновесие. 3. Окислительно-восстанови­тельные реакции	12.09   13.09   17.09     24.09	1. Вводное занятие. Проверка остаточных знанийза школь­ный курс. Основные законы и понятия неорга­нической химии. Лабораторная работа 1 «Правила по технике без­опасности при работе в хими­ческой лаборато­рии. Химическая посуда». Способы выражения концент­рации растворов. Решение задач. 2. Лабораторная работа 2 «Определение теплоты нейтрализации». Лабораторная работа 3 «Влияние различных факторов на положение равновесия химической реакции». С.Р. № 1. 3. Термодинамика окислительно-восстановительных процессов. Лабораторная работа 4 «Окислительно-восстановительные процессы». С.Р.№ 2. 4.Защита модуля 1. Обобщение материала по ДМ 1по разделам программы «Введение», 1.1 - 1.2. Контрольная работа № 1.
Дисциплинарный модуль 2. Учение о растворах (4/9).
17.09 24.09	4, 5. Учение о растворах.	01.10   08.10     15.10	5. Лабораторная работа 5 «Ионные равновесия и реакции в растворах электролитов. Образование и растворение осадков». 6. Лабораторная работа 6 «Равновесия в водных растворах электролитов». С.Р.№ 3. 7. Защита модуля 2. Обобщение материала по ДМ 2по разделу программы 1.3. Контрольная работа № 2.
Дисциплинарный модуль 3. Строение вещества. Химия s-элементов (8/12).
01.10   08.10   15.10 22.10	6. Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева. 7.Химическая связь и строение химических соединений. 8. Комплексные соединения. 9. Химия элементов, s-элементы.	22.10   29.10   05.11   12.11	8. Строение атома. Химическая связь. С.Р.№ 4. 9. Лабораторная работа 7 «Изучение реакций комплексообразования». С.Р.№ 5. 10. Лабораторная работа 8 «Химия s-элементов ПСЭ». С.Р.№ 6. 11. Защита модуля 3. Обобщение материала по ДМ 3по разделам программы 2 – 3. Контрольная работа № 3.
Дисциплинарный модуль 4. Химия d- и p-элементов (14/17).
22.10 29.10   05.11 12.11     19.11 26.11	10-12. Химия элементов, d-эле­менты.   13-14. Химия элементов, p-элементы. Элементы III A - V А групп.   15-16. Элементы VI А – VIII А групп. Развитие химической и фармацев­тической промышленности и охрана окружающей среды.	19.11 26.11   03.12 10.12     17.12	12 Лабораторная работа 9 «Химия d-элементов V – VII групп ПСЭ». 13. Лабораторная работа10 «Химия d-элементов VIII, I - IV групп ПСЭ». С.Р.№ 7. 14 Лабораторная работа 11 «Химия p-элементов III - V групп ПСЭ». 15. Лабораторная работа12 «Химия p-элементов VI - VII групп ПСЭ». С.Р.№ 8. 16. Защита модуля 4. Обобщение материала по ДМ 4 по разделам программы 4 – 5. Контрольная работа № 4.
		24.12	17. Итоговое обобщающее занятие. Защита рефератов (2 часа).
	Всего 32 часов		50 часов
	Форма контроля Экзамен

 

 

Зав. кафедрой Юшкова Е.Н.

 

СОДЕРЖАНИЕ разделов ДИСЦИПЛИНЫ

Введение

Предмет, задачи и методы химии общей и неорганической, ее место в системе естественных наук и фармацевтического образования, значение для развития медицины и фармации.

Основные законы, положения и понятия химии общей и неорга­нической. Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса экви­валента, закон эквивалентов.

Номенклатура основных классов неорганических веществ.

Расчеты по химическим формулам и уравнениям.

Техника безопасности и правила работы в лабораториях хими­ческого профиля.

Обработка результатов наблюдений и измерений.

Основные способы выражения концентраций растворов.

Основные закономерности протекания химических процессов

1.1. Энергетика, направление и глубина протекания химических реакций.

Основные понятия химической термодинамики. Поглощение и выделение различных видов энергии при хи­мических превращениях. Теплота и работа.

1.2. Внутренняя энергия и энтальпия. Стандартные состояния веществ и стандарт­ные изменения внутренней энергии и энтальпии. Теплоты хи­мических реакций при постоянной температуре и давлении или объеме. Термохимические уравнения.

1.3. Закон Гесса. Расчеты изменения энтальпий химических реакций и физико-химических превращений (растворение ве­ществ, диссоциация кислот и оснований) на основе закона Гесса.

1.4. Понятие об энтропии как мере неупорядоченности сис­темы; уравнение Больцмана.

1.5. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца как критерий самопроизвольного про­текания процесса и достижения состояния равновесия. Таблицы стандартных энергий Гиббса образования веществ.

1.6. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического равновесия. Качественная характерис­тика состояния химического равновесия. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье – Брауна.

1.7. Закон действующих масс (ЗДМ). Константа химического равновесия и ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса и энергии Гельмгольца про­цесса. Определение направления протекания реакции в системе при дан­ных условиях.

1.8. Зависимость энергии Гиббса процесса и константы рав­новесия от температуры.

 

Окислительно-восстановительные реакции

2.1. Электронная теория окислительно-восстановительных (ОВ) реакций.

2.2. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в Периодической системе элементов и степени окисления элементов в соединениях.

Сопряженные пары окислитель – восстановитель.

2.3. Стандартное изменение энергии Гиббса и Гельмгольца окислительно-вос­становительной реакции и стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (электродные потенциалы). Определение направления протекания ОВ реакций.

Влияние внешних условий на направление окислительно-восстановительных реакций и характер образующихся продуктов.

 

Учение о растворах

3.1. Основные определения: раствор, растворитель, растворен­ное вещество. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Вода как один из наиболее распространенных растворителей. Роль водных растворов в жизне­деятельности организмов. Неводные растворители и растворы.

3.2. Процесс растворения как физико-химическое явление. Термодинамика процесса растворения.

Растворы газов в жидкостях. Законы Генри, Дальтона, И.М.Сеченова.

3.3. Растворы твердых веществ в жидкостях. Понятие о коллигативных свойствах растворов. Осмос. Закон Вант – Гоффа об осмотическом давлении. Роль осмоса в биосистемах. Теория электролитической диссоциации (Аррениус С., Каблуков И.А.).

3.4. Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила раст­воров. Активность ионов и коэффициент активности.

3.5. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита. Произведение растворимости. Условия растворения и образования осадков.

3.6. Протолитические равновесия в воде. Ионное произведение воды. Водородный показатель. рН растворов сильных кислот и оснований.

3.7. Растворы слабых электролитов. Применение ЗДМ к процессам иони­зации слабых электролитов. Константа ионизации (диссоциации). Ступенчатый харак­тер ионизации.

3.8. Теории кислот и оснований (Аррениуса, Бренстеда–Лоури, Льюиса). Константы кислотности и основности. Процессы ионизации, гидролиза, нейтрализации с точки зрения различных теорий кислот и оснований. рН растворов слабых кислот, оснований, гидролизующихся солей.

Амфотерные электролиты (амфолиты).

Роль ионных, в том числе кислотно-основных, взаимодейст­вий при метаболизме лекарств, в анализе лекарственных препаратов, при приготовлении лекарственных форм. Химическая совместимость и несовместимость лекарственных веществ.

 

Строение вещества

4.1. Основные этапы развития представлений о су­ществовании и строении атомов. Электронные оболочки атомов и периодический закон Д.И. Менделеева. Спектры атомов как источник инфор­мации об их строении.

Квантово-механическая модель строения атомов. Электрон­ные формулы и электронно-структурные схемы атомов. Правило Гунда. Принцип Паули.

Периодический закон (ПЗ) Д.И. Менделеева и его трактовка на основе квантово-механической теории строения атомов.

4.2. Структура Периодической системы элементов (ПСЭ): периоды, группы, семейства, s-, p-, d-, f-классификация элементов (блоки). Длиннопериодный и короткопериодный варианты ПСЭ. Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, от­носительная электроотрицательность (ОЭО). Определяющая роль внеш­них электронных оболочек для химических свойств элементов. Перио­дический характер изменения свойств простых веществ, оксидов и водо­родных соединений элементов.

4.3. Природа химической связи и строение химических соединений

Типы химических связей и физико-химические свойства со­единений с ковалентной, ионной и металлической связью. Эксперимен­тальные характеристики связей: энергия связи, длина, полярность, эффективные заряды атомов. Кривая потенциальной энергии молекулы водорода (двухэлектронная химическая связь по Гайтлеру – Лондону на примере молекулы водорода).

4.4. Основы метода валентных связей (МВС). Механизм образования ко­валентной связи. Насыщаемость ковалентной связи. Направленность ковалентной связи. Сигма и пи-связи, их образование при перекрывании s-, p- и d-орбиталей. Крат­ность связей в методе валентных связей. Поляризуемость и полярность ковалентной связи.

Гибридизация атомных орбиталей. Устойчивость гибридных состояний различных атомов. Пространственное расположение ато­мов в молекулах. Характерные структуры трех-, четырех-, пяти- и шес­тиатомных молекул.

4.5. Описание молекул методом молекулярных орбиталей (ММО). Связывающие, разрыхляющие и несвязывающие МО, их энергия и форма. Энергические диаграммы МО. Заполнение МО электронами в молекулах, образованных атомами и ионами элементов 1-го и 2-го пе­риодов ПСЭ. Кратность связи в ММО.

4.6. Межмолекулярные взаимодействия и их природа. Энергия межмо­лекулярного взаимодействия. Ориентационное, индукционное и диспер­сионное взаимодействие. Водородная связь и ее разновидности. Биоло­гическая роль водородной связи. Молекулярные комплексы и их роль в метаболических процессах.

 

Комплексные соединения

5.1. Современное содержание понятия «комплексные соединения» (КС). Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сфера, координационное число центрального атома, дентатность лигандов.

5.2. Способность атомов различных элементов к комплексообразованию. Природа химической связи в КС. Теория валентных связей. Понятие о теории поля лигандов. Объяснение окраски КС переходных металлов, их магнитных свойств. Образование и диссоциация КС в растворах, константы образования и нестойкости комплексов.

5.3. Классификация и номенклатура КС. Комплексные кисло­ты, основания, соли. Внутрикомплексные соединения. Пи-комплексы. Карбонилы металлов. Хелатные и макроциклические КС.

5.4. Биологическая роль КС. Металлоферменты, понятие о строении их активных центров. Химические основы применения КС в фар­мации и медицине.

 

Химия элементов

S-элементы

6.1.1. Водород

6.1.1.1. Общая характеристика. Особенности положения в ПСЭ, реакции с кислородом, галогенами, металлами, оксидами.

6.1.1.2. Вода как важнейшее соединение водорода, ее физические и химические свойства. Аквокомплексы и кристаллогидраты. Дистиллированная и апирогенная вода, получение и применение в фармации. Природные и минеральные воды.

6.1.1.3. Характеристика и реакционная способность соединений водорода с другими распространенными элементами: кислородом, азотом, углеро­дом, серой. Особенности поведения водорода в соединениях с сильно- и слабополярными связями. Ион водорода, ион оксония, ион аммония.

6.1.2. s-элементы – металлы

6.1.2.1. Общая характеристика. Изменение свойств элементов IIA подгруппы в сравнении с IA. Характеристики катионов. Ионыs–металлов в водных растворах; энергия гидратации ионов.

6.1.2.2. Взаимодействие металлов с кислородом, образование оксидов, пероксидов, гипероксидов (супероксидов, надпероксидов). Вза­имодействие с водой этих соединений. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов; амфотерность гидроксида бериллия. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов и их восстановительные свой­ства.

6.1.2.3. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой и кислотами. Соли щелочных и щелочноземельных металлов: сульфаты, галогениды, карбонаты, фосфаты.

6.1.2.4. Ионы щелочных и щелочноземельных металлов как комплексообразователи. Ионофоры и их роль в мембранном переносе калия и натрия. Ионы магния и кальция как комплексообразователи.

6.1.2.5. Биологическая роль s-элементов-металлов в минеральном балансе организма. Макро- и микро-s-элементы. Поступление в орга­низм с водой. Жесткость воды, единицы ее измерения, пределы, влияние на живые организмы и протекание реакций в водных растворах, методы устранения жесткости. Соединения кальция в костной ткани, сходство ионов кальция и стронция, изоморфное замещение (проблема стронция-90).

6.1.2.6. Токсичность соединений бериллия. Химические основы применения соединений лития, натрия, калия, магния, кальция, бария в медицине и в фармации.

 

D-элементы

6.2.1. Общая характеристика d-элементов. d-Элементы III-V групп ПСЭ.

6.2.1.1. Общая характеристика d-элементов (переходных элементов). Характерные особенности d-элементов: переменные степени окисления, образование комплексов. Вторичная периодичность в семействах d-элементов. Лантаноидное сжатие и повышенное сходство d-элементов V и VI периодов.

6.2.1.2. d–Элементы III группы. Общая характеристика, сходство и отличие от s–элементов II группы. f-элементы как аналоги d-элементов III группы; сходство и отличие на примере церия.

6.2.1.3. d–Элементы IV и V групп. Общая характеристика. Химические основы применения титана, ниобия и тантала в хирургии, титана диоксида и аммония метаванадата в фармации.

 

6.2.2. d–Элементы VI группы

6.2.2.1. Общая характеристика группы.

6.2.2.2. Хром. Общая характеристика. Простое вещество и его химическая активность, способность к комплексообразованию.

Хром(II), кислотно-основная (КО) и окислительно-восстановительная (ОВ) характеристики соединений.

Xpoм(III), кислотно-основная (КО) и окислительно-восстановительная (ОВ) характеристики соединений, способность к комплексообразованию.

Соединения хрома(VI) – оксид и хромовые кислоты, хроматы и дихроматы, КО и ОВ характеристика. Окислительные свойства хроматов и дихроматов в зависимости от рН среды; окисление органических соединений (спиртов). Пероксосоединения xpoмa(VI).

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

6.2.2.3. Молибден и вольфрам, общая характеристика, способность к образованию изополи- и гетерополикислот; сравнительная окислительно-восстановительная характеристика соединений молибдена и вольфрама по отношению к соединениям хрома.

6.2.2.4. Биологическое значение d-элементов VI группы. Химические основы применения соединений хрома, молибдена и вольфрама в фармации (фармацевтическом анализе).

 

6.2.3. d–Элементы VII группы

6.2.3.1. Общая характеристика группы.

6.2.3.2. Марганец. Общая характеристика. Химическая активность простого вещества. Способность к комплексообразованию (карбонилы марганца).

Марганец(II) и марганец(IV): КО и ОВ характеристика соединений, способность к комплексообразованию.

Марганец(IV) оксид: КО и ОВ свойства, влияние рН среды на ОВ свойства.

Соединения марганца(VI): манганаты, их образование, термическая устойчивость, диспропорционирование в растворе и условия стабилизации.

Соединения марганца(VII): оксид, марганцовая кислота, перманганаты, КО и ОВ свойства, продукты восстановления перманганатов при различных значениях рН, окисление органических соединений, термическое разложение. Химические основы применения калия перманганата и его раствора как антисептического средства и в фармацевтическом анализе.

 

6.2.4. d–Элементы VIII группы

6.2.4.1. Общая характеристика группы. Деление d–элементов VIII группы на элементы семейства железа и платиновые металлы.

6.2.4.2. Общая характеристика элементов семейства железа.

6.2.4.3. Железо. Химическая активность простого вещества, способность к комплексообразованию.

Соединения железа(II) и железа(III): КО и OВ характеристика, способность к комплексообразованию. Комплексные соединения железа(II) и железа(III) с цианид- и тиоцианатионами. Гемоглобин и железосодержащие ферменты, химическая сущность их действия.

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

Химические основы применения железа и железосодержащих препаратов в медицине и фармации.

6.2.4.4. Кобальт и никель. Химическая активность простых веществ в сравнении с железом. Соединения кобальта(II) и кобальта(III), никеля(II); КО и OВ характеристика, способность к комплексообразованию. Никель и кобальт как микроэлементы. Химические основы применения соединений кобальта и никеля в медицине и фармации.

6.2.4.5. Общая характеристика элементов семейства платины.

 

6.2.5. d–Элементы I группы

6.2.5.1. Общая характеристика группы. Физические и химические свойства простых веществ.

6.2.5.2. Соединения меди(I) и меди(II), их КО и OВ характеристика, способность к комплексообразованию. Комплексные соединения меди(II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами. Комплексный характер медьсодержащих ферментов и химизм их действия в метаболических реакциях. Природа окраски соединений меди. Химические основы применения соединений меди в медицине и фармации.

6.2.5.3. Соединения серебра, их КО и OВ характеристики (бактерицидные свойства иона серебра). Способность к комплексообразованию, комплексные соединения серебра с галогенидами, аммиаком, тиосульфатами. Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов, в фармацевтическом анализе.

6.2.5.4. Золото. Соединения золота(I) и золота(III), их КО и OВ характеристика, способность к комплексообразованию. Химические основы применения в медицине и фармации золота и его соединений.

 

6.2.6. d–Элементы II группы

6.2.6.1. Общая характеристика группы.

6.2.6.2. Цинк. Общая характеристика, химическая активность простого вещества; КО и OВ характеристика соединений цинка. Комплексные соединения цинка. Комплексная природа цинксодержащих ферментов и химизм их действия. Химические основы применения в медицине и в фармации соединений цинка. Кадмий и его соединения в сравнении с аналогичными соединениями цинка.

6.2.6.3. Ртуть. Общая характеристика, отличительные от цинка и кадмия 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 ртути(II), их КО и OВ характеристика, способность ртути(I) и ртути(II) к комплексообразованию. Химизм токсического действия соединений кадмия и ртути. Химические основы применения соединений ртути в медицине и фармации.

 

Р-ЭЛЕМЕНТЫ

6.3.1. p–Элементы III группы

6.3.1.1. Общая характеристика группы. Электронный дефицит и его влияние на свойства элементов и их соединений. Изменение устойчивости соединений со степенями окисления +3 и +1 в группе p–элементов III группы.

6.3.1.1. Бор. Общая характеристика. Простые вещества и их химическая активность. Бориды. Соединения с водородом (бораны), особенности стереохимии и природы связи. Гидридобораты. Галиды бора, гидролиз и комплексообразование. Борный ангидрид и борная кислота, равновесие в водном растворе. Бораты – производные различных мономерных и полимерных борных кислот. Тетраборат натрия. Эфиры борной кислоты. Качественная реакция на бор и ее использование в фармацевтическом анализе. Биологическая роль бора. Антисептические свойства борной кислоты и ее солей.

6.3.1.1. Алюминий. Общая характеристика. Простое вещество и его химическая активность. Разновидности оксида алюминия. Применение в медицине. Амфотерность гидроксида. Алюминаты. Ион алюминия как комплексообразователь. Безводные соли алюминия и кристаллогидраты. Особенности строения. Галиды. Гидрид алюминия и аланаты. Квасцы. Физико-химические основы применения алюминия в медицине и фармации.

 

6.3.2. р–Элементы IV группы

6.3.2.1. Общая характеристика группы.

6.3.2.2. Общая характеристика углерода. Аллотропические модификации углерода. Типы гибридизации атома углерода и строение углеродосодержащих молекул. Углерод как основа всех органических молекул. Физические и химические свойства простых веществ. Активированный уголь как адсорбент.

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

Углерод(II). Оксид углерода(II), его КО и OВ характеристика, свойства как лиганда, химические основы его токсичности. Цианистоводородная кислота, простые и комплексные цианиды. Химические основы токсичности цианидов.

Соединения углерода(IV). Оксид углерода(IV), стереохимия и природа связи, равновесия в водном растворе. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, гидролиз и термохимическое разложение.

Соединения углерода с галогенами и серой. Четыреххлористый углерод, фосген, фреоны, сероуглерод и тиокарбонаты. Цианаты и тиоцианаты. Физические и химические свойства, применение.

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

6.3.2.3. Кремний. Общая характеристика. Основное отличие от углерода: отсутствие пи-связи в соединениях. Силициды. Соединения с водородом (силаны), окисление и гидролиз. Тетрафторид и тетрахлорид кремния, гидролиз. Гексафторосиликаты. Кислородные соединения. Оксид кремния(IV). Силикагель. Кремневая кислота. Силикаты. Растворимость и гидролиз. Природные силикаты и алюмосиликаты, цеолиты. Кремнийорганические соединений. Силиконы и силоксаны. Использование в медицине соединений кремния.

6.3.2.4. Элементы подгруппы германия. Общая характеристика. Устойчивость водородных соединений. Соединения с галогенами типа ЭГ₂ и ЭГ₄, поведение в водных растворах. Оловохлористоводородная кислота. Оксиды. Оксид свинца(IV) как сильный окислитель. Амфотерность гидроксидов. Растворимые и нерастворимые соли олова и свинца. OВ реакции в растворах. Химизм токсического действия соединений свинца. Применение в медицине свинецсодержащих препаратов (свинца(II) ацетат, свинца(II) оксид). Химические основы использования соединений олова и свинца в анализе фармпрепаратов.

 

6.3.3. p–Элементы V группы

6.3.3.1. Общая характеристика группы. Азот, фосфор, мышьяк в организме, их биологическая роль.

6.3.3.2. Азот. Общая характеристика. Многообразие соединений с различными степенями окисления азота. Молекула азота как лиганд.

Соединения с отрицательными степенями окисления. Нитриды. Аммиак, КО и OВ характеристика, реакции замещения. Амиды. Аммиакаты. Свойства аминокислот как производных аммиака. Ион аммония и его соли, кислотные свойства, термическое разложение. Гидразин и гидроксиламин. КО и OВ характеристика. Азотистоводородная кислота и азиды.

Соединения азота в положительных степенях окисления. Оксиды. Стереохимия и природа связи. Способы получения. КО и ОВ свойства. Азотистая кислота и нитриты. КО и ОВ свойства. Азотная кислота и нитраты. КО и ОВ характеристика.

6.3.3.3. Фосфор. Общая характеристика. Аллотропические модификации фосфора, их химическая активность.

Фосфиды. Фосфин. Сравнение с соответствующими соединениями азота.

Соединения фосфора в положительных степенях окисления. Галиды, их гидролиз. Оксиды: стереохимия и природа связи, взаимодействие с водой и спиртами. Фосфорноватистая (гипофосфористая) и фосфористая кислоты, строение молекул, КО и ОВ свойства. Дифосфорная (пирофосфорная) кислота. Изополи- и гетерополифосфорные кислоты. Метафосфорные кислоты, сравнение с азотной кислотой. Производные фосфорной кислоты в живых организмах.

6.3.3.4. Элементы подгруппы мышьяка. Общая характеристика.

Водородные соединения мышьяка, сурьмы и висмута в сравнении с аммиаком и фосфином. Определение мышьяка по методу Марша.

Соединения мышьяка, сурьмы и висмута в положительных степенях окисления. Галиды и изменение их свойств в группе (азот – висмут). Оксиды и гидроксиды Э(III) и Э(V); их КО и OВ характеристики. Арсениты и арсенаты, их КО и OВ свойства. Соли катионов сурьмы(III) и висмута(III), их гидролиз. Сурьмяная кислота и ее соли. Висмутаты. Неустойчивость соединений висмута(V).

6.3.3.5. Понятие о химических основах применения в медицине и фармации аммиака, закиси азота, нитрита и нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, сурьмы и висмута.

 

6.3.4. р–Элементы VI группы

6.3.4.1. Общая характеристика группы.

6.3.4.2. Кислород. Общая характеристика. Роль кислорода как одного из наиболее распространенных элементов и составной части большинства неорганических соединений. Особенности электронной структуры молекулы кислорода. Химическая активность кислорода. Молекула О₂ в качестве лиганда в оксигемоглобине. Озон, стереохимия и природа связей. Химическая активность в сравнении с кислородом (реакция с растворами иодидов). Классификация кислородных соединений и их общие свойства (в том числе бинарные соединения: супероксиды (гипероксиды, надпероксиды), пероксиды, оксиды, озониды).

Водорода пероксид Н₂О₂, его КО и ОВ характеристика, применение в медицине. Соединения кислорода с фтором. Биологическая роль кислорода. Химические основы применения кислорода и озона, а также соединений кислорода в медицине и фармации.

6.3.4.3. Сера. Общая характеристика.

Соединения серы в отрицательных степенях окисления. Сероводород, его КО и ОВ свойства. Сульфиды металлов и неметаллов, их растворимость в воде и гидролиз. Полисульфиды, КО и ОВ характеристика, устойчивость.

Соединения серы(IV): оксид, хлорид, хлористый тионил, сернистая кислота, сульфиты и гидросульфиты. Их КО и ОВ свойства. Восстановление сульфитов до дитионистой кислоты и дитионитов. Взаимодействие сульфитов с серой с образованием тиосульфатов. Свойства тиосульфатов: реакция с кислотами, окислителями (в том числе с иодом), катионами–комплексообразователями. Политионаты, особенности их строения и свойства.

Соединения cepы(VI): оксид, гексафторид, сульфонилхлорид, сульфурилхлорид, серная кислота и ее производные – сульфаты, КО и ОВ свойства. Олеум. Пиросерная кислота. Пероксодисерные кислоты и соли. Окислительные свойства пероксосульфатов.

Биологическая роль серы (сульфгидрильные группы и дисульфидные мостики в белках). Химические основы применения серы и ее соединений в медицине, фармации, фармацевтическом анализе.

6.3.4.4. Селен и теллур. Общая характеристика. КО и ОВ свойства водородных соединений и их солей. Оксиды и кислоты, их КО и ОВ свойства (в сравнении с соединениями серы). Биологическая роль селена.

 

6.3.5. р–Элементы VII группы (галогены)

6.3.5.1. Общая характеристика группы. Особые свойства фтора как наиболее электроотрица­тельного элемента. Простые вещества, их химическая активность.

6.3.5.2. Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде; КО и ОВ свойства. Ионные и ковалентные галиды, их отношение к действию воды, окислителей и восстановителей. Способность фторид–иона замещать кислород (например, в соединениях кремния). Галогенид–ионы как лиганды в комплексных соединениях.

6.3.5.3. 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, стереохимия и природа связей, устойчивость в свободном состоянии и в растворах, изменение КО и ОВ свойств в зависимости от степени окисления галогена. Хлорная известь, хлораты, броматы и йодаты и их свойства. Биологическая роль фтора, хлора, брома и йода.

6.3.5.4. Понятие о химизме бактерицидного действия хлора и йода. Применение в медицине, санитарии и фармации хлорной извести, хлорной воды, препаратов активного хлора, йода, а также соляной кислоты, фторидов, хлоридов, бромидов и йодидов.

 

6.3.6. р–Элементы VIII группы (благородные газы)

Общая характеристика. Физические и химические свойства благородных газов. Соединения благородных газов. Применение благородных газов в медицине.

 

 

Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины:

а) основная литература

1. Харитонов Ю.Я., Слонская Т.К. Электронная библиотека. Химия: общая и неорганическая. М.: «Русский врач», 2004 г.

2. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.3. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебник для студентов медицинских специальностей высших учебных заведений. М.: Высшая школа, 2007.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1999.

б) дополнительная литература

1. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия. М.: ГЭОТАР – Медиа, 2007.

2. Третьяков Ю.Д., Л.И. Мартыненко, А.Н. Григорьев, А.Ю. Цивадзе. Неорганическая химия. Химия элементов: Учебник для вузов. В 2 книгах. М., Химия, 2001.

3. Хьюз М. Неорганическая химия биологических процессов. М.: Мир, 1983

4. Ершов Ю.А., Плетенева Т.В. Механизмы токсического действия неоргани­ческих соединений. М.: Медицина, 1989

5. Журнал неорганической химии. Ежемесячное издание Российской академии наук

6. Журнал общей химии. Ежемесячное издание Российской академии наук

7. Координационная химия. Ежемесячное издание Российской академии наук

 

 

Задание к занятию № 1

 

Проверка остаточных знаний за школь­ный курс. Основные законы и поня­тия неорга­нической химии. Способы выражения концент­рации растворов. Лабораторная работа «Правила по технике без­опасности при работе в хими­ческой лаборато­рии. Лабораторное оборудование и приемы работы с ним. Ошибки измерений».

Вопросы для самоподготовки:

Повторить следующие вопросы школьной программы:

1. Физические и химические процессы. Чистые вещества и смеси. Простые и сложные вещества.

2. Строение атома. Электронные конфигурации атомов и ионов. Степень окисления.

3. Химические формулы веществ. Химические уравнения.

4. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей. Ионные реакции.

5. Способы выражения концентрации растворов.

6. Качественные реакции.

 

На первое занятие принести:

1. тетрадь для лабораторных работ - 96 л.
2. тетрадь для решения задач – 48 или 96 л
3. калькулятор (вычисляющий логарифмы)
4. простой карандаш
5. химический трафарет или линейку
6. ластик

 

Задание к занятию № 2

I. Теория. Основные закономерности протекания химических процессов. Раздел 1 программы.

II. Решить задачи (смотри приложение).

1. Вычислить тепловой эффект, стандартную энергию Гиббса и стандартную энтропию реакции образования глюкозы по реакции: 6СО₂ + 6Н₂О = С₆Н₁₂О₆ + 6О₂ (с.у.). Определите, при каких условиях она возможна?

2. Рассчитайте ∆S° реакции АТФ + Н₂О = АДФ + Ф при 310 К. Для этой реакции ∆G° и ∆Н° составляют -30,9 и -20,08 кДж/моль, соответственно.

3. Напишите выражение констант равновесия для реакций:

CH₃COOH_(р) ↔ H⁺_(р)+ CH₃COO^-_(р)

H₂O_(ж) + CO_2(г) ↔ H₂CO_3(р)

2NO_(г) + Cl_2(г) ↔ 2NOCl_2(г)

4. В каком направлении сместится равновесие при добавлении к раствору щелочи:

СО₃^2- + H₂O ↔ НСО₃^- + ОН^-.

IV. Самостоятельная работа №1. Способы выражения концентрации растворов.

Приложение к п.II.

Приложение к п.III.

Лабораторная работа № 2

Ход работы.

Лабораторная работа № 3

Приложение к п.IV

Решить «0 вариант» в тетради (клетка 24 стр.).

 

Самостоятельная работа №1. Способы выражения концентрации растворов

Вариант 0

1. Рассчитайте массу навески натрия гидроксида, необходимую для приготовления 230 мл раствора с концентрацией 0,6 моль/л

 

2. Какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей 22% (ρ=1,10 г/мл) необходим для приготовления 402 мл раствора концентрацией 0,15 моль/л?

 

3. На нейтрализацию 20 мл раствора азотной кислоты израсходовано 45 мл раствора КОН с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,10 моль/л. Рассчитайте С (1/z HNO₃) в растворе.

 

4 Вычислить фактор эквивалентности гидроксида кальция в реакции полной нейтрализации.

5 Единица измерения моляльной концентрации.

6 Продолжить определение. Молярная концентрация эквивалента –

7 Напишите формулу, по которой можно вычислить массовую долю растворенного вещества.

8 По формуле b(Х) = ν(Х) /m_р-ля рассчитывают ______________ концентрацию.

Задание к занятию №3.

I. Теория: Окислительно-восстановительные реакции (раздел 2 программы).

II. Упражнения:

1 Выполнить упражнения:

1. Определите степень окисления всех элементов в соединениях: H₂О₂, КО₂, OF₂, Аl₂O₃, СаСО₃, СО, НСОН, СО₂, СН₄, СН₃—СН₂—ОН, СаН₂, Na₂S, FeS₂.

2. Какие из указанных соединений являются только окислителями, какие - только восстанови­те­лями, а какие проявляют двойственный характер: K₂Cr₂O₇, H₂S, Na₂SO₄, Na₂SO₃, KNO₂, KNO₃, PH₃.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций. Определите принадлежность уравнения к одной из трех групп окислительно-восстановительных реакций. Вычислите факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов окислите­лей и восстановителей:

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SО₄ ® MnSО₄ + NaNO₃ + K₂SО₄ + H₂O

4. Определите направление протекания реакции в стандартных условиях:

2HgCl₂ + SnCl₂ <====> Hg₂Cl₂ + SnCl₄

если стандартные окислительно-восстановительные потенциалы равны:

j°(Hg²⁺/Hg₂²⁺)=0,92В; j° (Sn⁴⁺/Sn²⁺) =0,15В.

III. Лабораторная работа «Окислительно-восстановительные процессы» (смотри ниже).

IV. Решить «0» вариант самостоятельной работы №2 (в тетради для «0» -х вариантов).

Лабораторная работа. «Окислительно-восстановительные процессы. Восстановление иона MnO₄^– в различных средах».