Тема: одержання кислот, гідроксидів та солей.

Вступ

 

Мета методичних вказівок: є орієнтація студентів на поглиблене засвоєння фундаментальних знань в області хімії, які є основою для подальшого вивчення циклу хіміко-біологічних дисциплін та також будуть використані в практичній роботі фахівця-біолога.

Основна увага при викладанні дисципліни приділяється створенню системи знань та уявлень, що лежать в основі тих хімічних перетворень, які супроводжують найбільш важливі біологічні процеси в живих організмах, а також закономірностей зміни фізико-хімічних властивостей речовин як функції зміни базових характеристик їх складу і будови.

Особлива увага приділяється вивченню фундаментальних основ хімічних процесів, що проходять у результаті взаємодії речовин. Розглянуті також основи біохімічних процесів, біогеохімічні цикли найбільш важливих і розповсюджених елементів земної поверхні.

Такий напрямок дозволить майбутнім фахівцям в галузі біології створити природничий фундамент, на базі якого будуть розвиватись та поглиблюватись знання в області біології, які необхідні в подальшій практичній діяльності спеціаліста.

Завдання методичних вказівок полягає у навчанні студента використовувати теоретичні знання в рішенні практичних завдань; використовувати знання та навички для самостійного вирішення науково-дослідницьких задач.

Вимоги до знань та вмінь

За підсумками вивчення курсу студент повинен знати:

Ø основні закони і положення хімії;

Ø теорії будови атома, хімічного зв‘язку і будови молекул на основі періодичної системи;

Ø основи енергетики та кінетики хімічних реакцій;

Ø основні закони розчинів неелектролітів та електролітів;

Ø теоретичні основи хімічних перетворень, біохімічних циклів елементів;

Ø процеси знешкодження токсикантів

Студент повинен вміти:

Ø розв‘язувати якісні та кількісні задачі, що стосуються всіх розділів курсу

Ø застосовувати теоретичні знання хімічного експерименту для рішення конкретних науково-дослідницьких задач;

Ø користуватися сучасним лабораторним обладнанням хімічної лабораторії, хімічним посудом, реактивами;

Ø використовувати в роботі довідкову, навчальну літературу, знаходити інші необхідні джерела інформації і працювати з ними.

 

 

Лабораторне заняття № 1

 

Тема: ОДЕРЖАННЯ КИСЛОТ, ГІДРОКСИДІВ ТА СОЛЕЙ.

Мета: повторення основних класів неорганічних сполук‚ їх номенклатури‚ методів синтезу та властивостей, складання хімічних рівнянь.

Контрольні запитання та задачі:

1. Описати методи одержання кислот. Скласти рівняння реакцій.

2. Написати структурні формули кислот: сульфітної, метафосфатної, ортофосфатної, дихроматної (H₂Cr₂O₇).

3. Описати методи одержання гідроксидів. Скласти рівняння реакцій.

4. Описати методи одержання нормальних солей. Скласти рівняння реакцій.

5. Описати методи одержання кислих і основних солей. Скласти рівняння реакцій.

6. Написати назви солей: Ca(HCO₃)₂, Al(OH)₂Cl, Cu₂(OH)₂SO₄, Cr₂(HPO₄)₃, PbCrO₄, Ca₃(PO₄)₂, (NH₄)₂S, KNO₂.

 

 

Лабораторна робота

Дослід 1. Одержати гідроксид Mg(OH)₂ і довести його властивості.

Дослід 2. Одержати гідроксиди Ni(OH)₂ і Al(OH)₃; визначити, який з них є амфотерний.

Дослід 3. Одержати оцтову кислоту та підтвердити її утворення.

Дослід 4. Одержати кальцій карбонат та гідрокарбонат.

Дослід 5.Одержати плюмбум гідроксоацетат Pb(OH)CH₃COO.

Переконайтесь, що концентрований розчин плюмбум ацетату прозорий. В колбу налити 50 мл водопровідної води і додати 1-2 краплі концентрованого розчину плюмбум ацетату. Спостерігати утворення осаду.

 

Лабораторна робота

 

Необхідні прилади, обладнання і реактиви: прилад для визначення еквівалента металу, термометр, барометр, наважки металу, розчин соляної кислоти (1:1,5), склянка Оствальда, циліндр, лійка.

 

Лабораторна робота

Дослід 1. Утворення одноатомних іонів металів.

В процесі взаємодії атомів металів з окиснювачем кількість електронів у електронному шарі їх атомів зменшується. Утворюються заряджені позитивно частинки – іони.

В п’ять пробірок налити по 10 крапель розчину купрум сульфату (ІІ). До першої пробірки внести залізні ошурки, до другої – гранулу цинку, до третьої – свинцю, до четвертої – олова, до п’ятої – магнієвої стружки. Через 10 хвилин оглянути поверхню металів і відзначити зміни забарвлення розчину купрум сульфату.

Скласти рівняння реакцій і електронні формули атомів металів і їх одноатомних іонів. Зазначити розподіл електронів за квантовими комірками.

Які значення квантових чисел (n, l, m_l, m_s) відповідають атомним орбіталям валентних електронів в атомах цих металів?

 

Лабораторне заняття № 5

 

Лабораторне заняття № 6

 

Лабораторна робота

Лабораторна робота

Лабораторне заняття № 10

Тема: ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ.

Мета: засвоїти основні поняття теорії електролітичної дисоціації, оволодіти навичками дослідження властивостей електролітів, складання іонно-молекулярних, молекулярних рівнянь гідролізу солей, визначення рН.

Контрольні запитання та задачі:

1. Фактори, що впливають на ступінь гідролізу.

2. Співвідношення між константою гідролізу та константою дисоціації слабкого електроліту.

3. Що утворюється внаслідок гідролізу різних солей?

 

Лабораторна робота

Дослід 1. Гідроліз солей.

Наносять на універсальний індикаторний папір по 1 краплі наступних розчинів: CH₃COONa, AlCl₃, (NH₄)₂CO₃, CH₃COONH₄, KCl.

Порівнюють забарвлення ще сирих плям, отриманих на індикаторному папері, з кольоровою шкалою. Визначають рН розчинів, отримані результати заносять в таблицю.

 

Формула солі	рН розчину	Реакція середовища

 

Записують рівняння гідролізу солей. Які солі не піддаються гідролізу?

 

Лабораторне заняття № 11

Тема: СПОСОБИ ВИРАЖЕННЯ КОНЦЕНТРАЦІЇ РОЗЧИНІВ І ОСНОВНІ ЗАКОНИ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ ТА ЕЛЕКТРОЛІТІВ.

Мета: засвоїти основні поняття фізико-хімічної теорії розчинів, оволодіти навичками розв’язування задач з використанням законів Вант-Гоффа, І та ІІ законів Рауля та різними способами вираження концентрації розчинів.

Основні теоретичні положення:

Задачі для розв’язування.

1. Розчин об’ємом 1,4 л містить 63 г глюкози С₆Н₁₂О₆. Знайти осмотичний тиск розчину, при 0^оС.

2. Визначити молекулярну масу неелектроліта, якщо у 5 л розчину міститься 2,5 г неелектроліту. Осмотичний тиск цього розчину дорівнює 0,23∙10⁵ Па при 20^оС.

3. Визначити температуру кипіння та замерзання розчину, котрий містить 1 г нітробензолу C₆H₅NO₂ у 10 г бензолу. Ебуліоскопічна та кріоскопічна константи бензолу відповідно дорівнюють 2,57 і 5,1 ^оС. Температура кипіння чистого бензолу +80,2 ^оС, температура замерзання +5,4 ^оС.

4. Обчисліть кріоскопічну константу води, якщо водний розчин етилового спирту(ω = 11,3 %) замерзає при температурі –5^оС.

5. Тиск насиченого пару над розчином, утвореним розчиненням 24,8 г KCl в 100 г Н₂О при 100 ^оС дорівнює 9,14∙10⁴ Па. Обчисліть ізотонічний коефіцієнт, якщо тиск водяної пари при цій же температурі дорівнює 1,033∙10⁵ Па.

6. Розчин, котрий містить 8 г NaOH в 1000 г H₂O кипить при температурі 100,184 ^оС. Визначте ізотонічний коефіцієнт, якщо ебуліоскопічна константа для води дорівнює 0,516 ^оС

7. Для розчину, котрий утворився розчиненням 18 г H₃PO₄ в 282 см³ води (ρ=1,031 г/см³), обчисліть: а) масову частку розчиненої речовини в % (ω), б) молярну (С_М), в) еквівалентну(С_н), г) моляльну (m) концентрації.

8. Визначте маси цукру та його 10%-вого розчину необхідні для приготування 270 г 20%-вого розчину.

9. Яка масова частка CaCl₂ в розчині, який утворився, при розчиненні 21,9 г його гексагідрату в 100 г води.

10. На нейтралізацію 50 см³ розчину кислоти витратили 25 см³ 0,5 н розчину лугу. Чому дорівнює молярна концентрація еквівалента кислоти (С_н)?

11. Змішали 10 см³ 10%-вого розчину HNO₃ (ρ=1,056 г/см³) і 100 см³ 30%-вого розчину HNO₃ (ρ=1,184 г/см³). Обчисліть масову частку розчиненої речовини утвореного розчину.

12. Який об’єм 50%-вого розчину КОН (ρ=1,538 г/см³) потрібно для приготування 3 л 6%-вого розчину (ρ=1,048 г/см³)?

 

Лабораторне заняття № 12

Лабораторна робота

Лабораторне заняття № 13

Лабораторна робота

Лабораторна робота

Лабораторне заняття № 15

Тема: ФЕРУМ, КОБАЛЬТ, НІКОЛ.

Мета: вивчити властивостіметалів тріади Феруму та їх сполук в різних ступенях окиснення.

Контрольні запитання та задачі:

1. Написати рівняння хімічних перетворень, що відбуваються під час окислення феруму повітрям під дією води.

2. Як одержують чистий кобальт і нікол з природних сполук?

3. Скласти рівняння взаємодії кобальту з азотною кислотою

4. Який із іонів Fe²⁺, Со²⁺, Ni²⁺ є найбільш сильним відновником? Написати рівняння реакцій, які підтверджують цю різницю.

5. Пояснити як діє концентрована азотна кислота на залізо.

6. Чи можуть існувати разом в розчині:

а) Fe(OH)₂ та Н₂О₂; б) Со(OH)₂ та Н₂О₂;

в) Ni(OH)₂ та Н₂О₂; г) FeCl₃ та Н₂S?

 

Лабораторна робота

Глосарій

Активність іонів – ефективна умовна концентрація, згідно з якою іони діють у хімічних реакціях.

Атом – електронейтральна частинка, що складається з додатньозарядженого атомного ядра та від’ємно заряджених електронів.

Валентність – здатність атома утворювати певну кількість хімічних зв'язків, тобто віддавати або приєднувати певне число електронів.

Відновлення – приєднання електронів, що супроводжується зниженням ступеня окиснення елементів.

Відновник – речовина, до складу якої входять атоми, що під час хімічної реакції віддають електрони, тобто є донорами електронів.

Відносна атомна маса (Аr) – величина, що дорівнює відношенню середньої маси атома природного ізотонічного складу елемента до 1/12 маси атома Карбону ¹²С.

Відносна молекулярна маса (Мr) – величина, що дорівнює відношенню середньої маси молекули природного ізотонічного складу речовини до 1/12 маси атома Карбону ¹²С.

Внутрішньомолекулярні ОВР – реакції, в яких атоми, що відновлюються та окислюються знаходяться в одній і тій ж самій молекулі.

Внутрішня сфера комплексної сполуки – центральний атом та ліганди комплексного іону.

Водневий зв'язок – хімічний зв'язок, що реалізується за донорно-акцепторним механізмом між двома ковалентно зв'язаними атомами з великим значенням електронегативності (О, N, F) за посередництвом атома гідрогену.

Водневий показник (рН) – величина, що показує міру активності іонів водню (Н⁺) в розчині, тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину.

Гібридизація – зміна форми та енергії орбіталей атома при утворенні ковалентного зв’язку для досягнення більш ефективного перекривання орбіталей.

Гідроліз – реакція обмінного розкладу між речовиною й водою з утворенням слабких кислот та слабких основ.

Диполь – сукупність двох точкових електричних зарядів, рівних за величиною та протилежних за знаком, які знаходяться на деякій відстані один від одного.

Ебуліоскопічна константа – молярне підвищення температури кипіння, що визначається за стандартною розчиненою речовиною з точно відомою молекулярною масою.

Еквівалент – це умовна чи реальна частка, яка може вивільняти, приєднувати або будь-яким іншим способом бути еквівалентна катіону гідрогену, який бере участь в іонно-обмінних реакціях, або електрону в окиснювально-відновних реакціях.

Еквівалентна маса – маса одного еквівалента даної речовини.

Електроліти – хімічні речовини або їх системи, в яких проходження електричного струму зумовлене переміщенням іонів.

Електролітична дисоціація – розпад молекул електролітів на іони при розчиненні їх у полярному розчиннику.

Електронегативність – хімічна властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі притягати до себе спільні електронні пари.

Електронні аналоги – елементи, що мають подібну електронну будову.

Енергія активації – та надлишкова кількість енергії (у порівнянні з середньою величиною), яку повинні мати молекули у момент зіткнення, щоб прореагувати.

Зовнішня сфера комплексної сполуки – молекули або іони, які оточують комплексний іон.

Ізотонічний коефіцієнт (коефіцієнт Вант-Гоффа) – величина, що показує, у скільки разів збільшується кількість часток при дисоціації порівняно з недисоційованою речовиною.

Іонний добуток води – стала величина добутку концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів при незмінній температурі.

Іонний зв’язок – хімічний зв'язок, при якому електрони переходять із одного атома до іншого, й основний вклад в притягання вноситься електростатичною взаємодією.

Кислоти – складні речовини, що складаються з одного чи декількох атомів Гідрогену та кислотного залишку.

Ковалентний зв’язок — хімічний зв’язок, який здійснюється між атомами за рахунок електронних пар, що однаковою мірою належать обом атомам.

Концентрація – фізична величина, що показує яка кількість речовини або яка маса речовини міститься в одиниці об'єму розчину.

Концентрований розчин – розчин,у якому кількості розчиненої речовини і розчин­ника виражені співставними величинами.

Константа електролітичної дисоціації – фізична величина, що дорівнює відношенню добутку концентрацій іонів, на які дисоціював електроліт, до концентрації недисоційованих молекул електроліту.

Координаційне число – число лігандів, що оточують центральний атом.

Комплексні сполуки – хімічні сполуки, кристалічні решітки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії іонів або молекул, здатних існувати самостійно.

Комплексоутворювач – центральний атом чи іон (звичайно додатньо заряджений), до якого приєднуються нейтральні молекули або аніони.

Константа хімічної рівноваги – величина, яка показує в скільки разів швидкість прямої реакції більша за швидкість зворотної.

Кріоскопічна константа – фізична величина, яка чисельно дорівнює зниженню температури кристалізації одномоляльного розчину.

Ліганди (аденди) – молекули або іони, які координуються навколо комплексоутворювача.

Металічний зв'язок – тип хімічного зв'язку, при якому валентні електрони атомів делокалізуються і притягуються до всіх ядер іонів кристалічної гратки.

Міжмолекулярні ОВР – реакції, в яких атоми, що відновлюються та окиснюються знаходяться в різних молекулах.

Молекула – найменша частинка даної речовини, що має її хімічні властивості.

Моль – кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, електронів чи інших), скільки атомів міститься в 0,012 кг ізотопу Карбону ¹²С.

Молярна маса – величина, що дорівнює відношенню маси речовини до кількості речовини (г/моль).

Насичений розчин – розчин, який перебуває у динамічній рівновазі з надлишком розчиненої речовини.

Ненасичений розчин – розчин, у якому вміст розчиненої речовини менший, ніж у насиченому за даної температури.

Необоротні хімічні реакції –хімічні реакції, які відбуваються лише в прямому напрямку до повного витрачання вихідних реагентів.

Оборотні хімічні реакції – реакції, які одночасно відбуваються в прямому і в зворотному напрямках.

Окиснення – хімічний процес, під час якого елемент (або сполука) втрачає електрони, при цьому ступінь окиснення її елементів підвищується.

Окисник – атом, молекула чи іон, які в ході хімічної реакції здатні отримувати електрони від відновника.

Окисно-відновні реакції (ОВР) – хімічні реакції, що відбуваються зі зміною ступеня окиснення атомів, які входять до складу реагентів, і реалізуються перерозподілом електронів між атомом-окисником та атомом-відновником.

Оксиди – складні речовини, утворені двома елементами, одним з яких є Оксиген.

Основи – складні сполуки, що складаються з катіона, та гідроксид-іона.

Пасивація – утворення на поверхні деяких металів (напр., алюмінію) плівки окису, яка щільно прилягає до металу, захищаючи його від подальшого окислення.

Пересичений розчин – розчин, що містить розчиненої речовини більше, ніж насичений за даної температури.

Полярність зв’язку – характеристика хімічного зв’язку, що показує перерозподіл електронної щільності в просторі поблизу ядер в порівнянні з вихідним розподілом цієї щільності в нейтральних атомах, утворюючих даний зв’язок.

Проста речовина – речовина, утворена з атомів одного елемента.

Реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення) – реакції, в яких атоми одного елементу перетворюються на речовину (речовини) зі змінною ступенів окиснення.

Розведений розчин – розчин, у якому вміст розчиненої речовини значно менший, ніж вміст розчинника.

Розчини – однорідні суміші з двох (або кількох) речовин, в яких молекули (або іони) одної речовини рівномірно розподілені між молекулами другої речовини.

Сильні електроліти – речовини, що повністю розпадаються на іони при розчиненні у воді.

Складна речовина – речовина, утворена з атомів різних елементів.

Слабкі електроліти – речовини, які лише частководисоціюють на іони при розчиненні у воді.

Солі – речовини, до складу молекул яких входять кислотні залишки (аніони), поєднані з катіонами різного походження (атоми металів, металоподібні групи, як NH₄⁺, та ін.).

Ступінь гідролізу (α) – ставлення частини солі, яка піддається гідролізу, до загальної концентрації її іонів у розчині.

Ступінь дисоціації – відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул розчиненої речовини.

Ступінь окиснення – умовний електростатичний заряд, який приписують атому в молекулі, припускаючи, що електронні пари, які здійснюють зв'язок, повністю зміщені в бік більш електронегативних атомів.

Температурний коефіцієнт хімічної реакції – величина, що показує, у скільки разів зросте швидкість реакції у разі підвищення температури на 10 градусів.

Хімічний елемент – тип (вид, сорт) атомів з однаковим зарядом атомних ядер (тобто однаковою кількістю протонів в ядрі атому) і певною сукупністю властивостей.

Хімічний зв’язок – взаємодія атомів, що призводить до утворення ядерно-електронних систем, що вміщують два або більше атомних ядер.

Число Авогадро – кількість структурних одиниць (атомів, молекул або інших) в одному молі.

Швидкість хімічної реакції – зміна кількості одного з реагуючих речовин (або продукту реакції) за одиницю часу в одиниці реакційного простору.

 

 

Література

Основна

1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: учеб. для студ. хим.-технолог. спец. ВУЗов / Изд. 4-е, испр. – М.: Высшая школа, 2002. – 743 с.

2. Романова Н. В. Хімія: практикум: навчальний посібник. – К.: Либідь, 2003. – 208 с.

3. Басов В. П. Хімія: навчальний посібник / В.П. Басов, В.М. Родіонов, О.Г. Юрченко. – 3-е вид., виправлене. – К.: Каравела, 2003. – 280 с.

4. Неділько С. А. Загальна й неорганічна хімія: задачі та вправи: навч. посіб. для студ. хім. спец. ВУЗів / С.А. Неділько, П.П. Попель. – К.: Либідь, 2001. – 400 с.

5. Корчинський Г. А. Хімія: підручник. – Вінниця: Поділля, 2002. – 525 с.

6. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: підручник для студ. вищих навч. закладів. – К.: Перун Ірпінь, 2002. – 480 с.

7. Посібник по підготовці лабораторних і семінарських занять з хімії для студентів нехімічних спеціальностей / П.Г. Нагорний (уклад.), О.В. Петренуо (уклад.). – К.: Фотосоціоцентр, 2000. – 144 с.

8. Рейтер Л. Г. Теоретичні розділи загальної хімії: навчальний пос. /
Л.Г. Рейтер, О.М. Степаненко, В.П. Басов. – К.: Каравела, 2003. – 344 с.

9. Левітін Є. Я. Загальна та неорганічна хімія / Є.Я. Левітін,
А.М. Бризицька, Р.Г. Клюєва. – Вінниця, 2003. – 468 с.

10. Мараховська О. Ю. Загальна та неорганічна хімія / О.Ю. Мараховська. – Суми: СумДУ. – 2006. – 66 с.

11. Кириченко В. І. Загальна хімія / В.І. Кириченко. – К.: Вища школа, 2005. – 639 с.

12. Буря О. І. Загальна хімія / О.І. Буря, М.Ф. Повхан, О.П. Чигвінцева, Н.М. Антрапцева. – Дн.: Наука і освіта, 2002. – 306 с.

13. Степаненко О. М. Загальна та неорганічна хімія / О.М. Степаненко, Л.Г. Рейтер, В.М. Ледовський, С.В. Іванов – К.: Педагогічна преса, 2000. –
783 с.

 

Додаткова

1. Спіцин В. М. Неорганічна хімія / В.М. Спіцин, Л.І. Мартиненко – М.: МДУ, 1991. – 474 с.

2. Карнаухов О. І. Біонеорганічна хімія. Навчальний посібник /
О.І. Карнаухов, А.Т. Бєдніс. – К.: Вища школа‚ 1992. – 223 с.

3. Скопенко В. В. Найважливіші класи неорганічних сполук: навч. посіб. для студ. хім. Спец. ВУЗів / В.В. Скопенко, В.В. Григор’єва. – К.: Либідь, 1996. – 152 с.

4. Юакунович В. М. Общая химия / В.М. Юакунович, М.Ю. Новоселова и др. – Минск: БГУ, 1998. – 225 с.

5. Луцевич Д. Д. Конспект-довідник з хімії / Д.Д. Луцевич, О.В. Березан. – К.: Вища школа, 1997. – 240 с.

6. Григор’єва В. В. Загальна хімія: підручник / В.В. Григор’єва,
В.М. Самійленко, А.М. Сич. – 2-е вид., перероб. і допов. – К.: Вища школа, 1991. – 431 с.

7. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т.1., изд. 3-е, испр. и доп. /
Б.В. Некрасов. – М.: Химия, 1973. – 656 с.

8. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т.2., изд. 3-е, испр. и доп. /
Б.В. Некрасов. – М.: Химия, 1973. – 688 с.

9. Угай Я. А. Общая и неорганическая химия / Я.А. Угай. – М.: Высшая школа, 1997. – 527 с.

10. Общая химия / под ред. Е.М. Соколовской, Л.С. Гузея. – М.: МГУ, 1989.

11. Стёпин Б. Д. Неорганическая химия / Б.Д. Стёпин, А.А. Цветков. – М.: Высшая школа, 1994. – 608 с.

12. Князев Д. А. Неорганическая химия / Д.А. Князев, С.Н. Смарыгин. – М.: Высшая школа, 1990. – 430 с.

13. Зубович И. А. Неорганическая химия. Учебник для ВУЗов /
И.А. Зубович. – М.: Высшая школа, 1989. – 432 с.

14. Крючкова-Чернобельская Г. М. Неорганическая химия: ученик /
Г.М. Крючкова-Чернобельская. – М.: Медицина, 1980. – 384 с.

15. Карапетьянц М. Х. Общая и неорганическая химия. Учебное пособие для вузов / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. – М.: Химия, 1993. – 636 с.

16. Шиманович И. У. Общая химия в формулах, определениях, схемах / И.У. Шиманович, М.Л. Павлович, В.Ф. Тикавый, П.М. Малашко. – Минск, 1996.

17. Глинка Н. Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. – Л.: Химия,1988. – 720 с.

18. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии / Н.Л. Глинка. – Л.: Химия, 1985. – 264 с.

19. Корнілов М. Ю. Термінологічний посібник з хімії / М.Ю. Корнілов, О.І. Білодід, О.А. Голуб. – К.: ІЗМН, 1996. – 118 с.

 

 

Навчально-методичне видання

(українською мовою)

 

 

Панасенко Тамара Володимирівна

Омельянчик Людмила Олександрівна

Петруша Юлія Юріївна

Ткачук Оксана Василівна

 

 

НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

 

Методичні вказівки до лабораторних робіт

для студентів освітньо-кваліфікаційного рівня «бакалавр»

напряму підготовки «Біологія»

 

 

Рецензент В.В. Парченко

Відповідальний за випуск Л.О. Омельянчик

Коректор О.В.Ткачук

 

Вступ

 

Мета методичних вказівок: є орієнтація студентів на поглиблене засвоєння фундаментальних знань в області хімії, які є основою для подальшого вивчення циклу хіміко-біологічних дисциплін та також будуть використані в практичній роботі фахівця-біолога.

Основна увага при викладанні дисципліни приділяється створенню системи знань та уявлень, що лежать в основі тих хімічних перетворень, які супроводжують найбільш важливі біологічні процеси в живих організмах, а також закономірностей зміни фізико-хімічних властивостей речовин як функції зміни базових характеристик їх складу і будови.

Особлива увага приділяється вивченню фундаментальних основ хімічних процесів, що проходять у результаті взаємодії речовин. Розглянуті також основи біохімічних процесів, біогеохімічні цикли найбільш важливих і розповсюджених елементів земної поверхні.

Такий напрямок дозволить майбутнім фахівцям в галузі біології створити природничий фундамент, на базі якого будуть розвиватись та поглиблюватись знання в області біології, які необхідні в подальшій практичній діяльності спеціаліста.

Завдання методичних вказівок полягає у навчанні студента використовувати теоретичні знання в рішенні практичних завдань; використовувати знання та навички для самостійного вирішення науково-дослідницьких задач.

Вимоги до знань та вмінь

За підсумками вивчення курсу студент повинен знати:

Ø основні закони і положення хімії;

Ø теорії будови атома, хімічного зв‘язку і будови молекул на основі періодичної системи;

Ø основи енергетики та кінетики хімічних реакцій;

Ø основні закони розчинів неелектролітів та електролітів;

Ø теоретичні основи хімічних перетворень, біохімічних циклів елементів;

Ø процеси знешкодження токсикантів

Студент повинен вміти:

Ø розв‘язувати якісні та кількісні задачі, що стосуються всіх розділів курсу

Ø застосовувати теоретичні знання хімічного експерименту для рішення конкретних науково-дослідницьких задач;

Ø користуватися сучасним лабораторним обладнанням хімічної лабораторії, хімічним посудом, реактивами;

Ø використовувати в роботі довідкову, навчальну літературу, знаходити інші необхідні джерела інформації і працювати з ними.

 

 

Лабораторне заняття № 1

 

Тема: ОДЕРЖАННЯ КИСЛОТ, ГІДРОКСИДІВ ТА СОЛЕЙ.

Мета: повторення основних класів неорганічних сполук‚ їх номенклатури‚ методів синтезу та властивостей, складання хімічних рівнянь.

Контрольні запитання та задачі:

1. Описати методи одержання кислот. Скласти рівняння реакцій.

2. Написати структурні формули кислот: сульфітної, метафосфатної, ортофосфатної, дихроматної (H₂Cr₂O₇).

3. Описати методи одержання гідроксидів. Скласти рівняння реакцій.

4. Описати методи одержання нормальних солей. Скласти рівняння реакцій.

5. Описати методи одержання кислих і основних солей. Скласти рівняння реакцій.

6. Написати назви солей: Ca(HCO₃)₂, Al(OH)₂Cl, Cu₂(OH)₂SO₄, Cr₂(HPO₄)₃, PbCrO₄, Ca₃(PO₄)₂, (NH₄)₂S, KNO₂.

 

 

Лабораторна робота

Дослід 1. Одержати гідроксид Mg(OH)₂ і довести його властивості.

Дослід 2. Одержати гідроксиди Ni(OH)₂ і Al(OH)₃; визначити, який з них є амфотерний.