Соль образована сильным основанием и сильной кислотой. Объяснить отношение хлорида натрия к гидролизу.

В водном растворе хлорида натрия протекают процессы диссоциации соли по типу сильного электролита и воды по типу слабого электролита:

NaCl ® Na⁺ + Cl^-,

Н₂О Û Н⁺ + ОН^-

Разноименные ионы Na⁺ и ОН^-, Н⁺ и Cl^- не будут связываться друг с другом, поскольку они образовали бы сильные электролиты NaOH и НCl, которые тотчас же снова распадутся на ионы. Поскольку не происходит связывания ионов соли с ионами воды, гидролиз не происходит.

ВЫВОД: Соли, образованные сильнымоснованием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. В растворе такой соли протекает лишь процесс диссоциации соли и воды. Раствор такой соли имеет нейтральную реакцию, поскольку концентрация ионов Н⁺ и ОН^- одинакова, pH = 7.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

а). Однозарядный катион

NH₄Cl ® NH₄⁺ + Cl^-,

Н₂О Û Н⁺ + ОН^-.

В растворе имеются две пары разноименных ионов: NH₄⁺ и ОН^-, Н⁺ и Cl^-. Связываться в слабый электролит может только первая пара ионов. Значит, сущность гидролиза заключается во взаимодействии катиона аммония соли и гидроксид-аниона воды в молекулу слабого основания

NH₄⁺ + Н₂О Û NH₄OH + Н⁺.

При этом в растворе образуется избыток катионов водорода, за счет которого возникает кислая (кислотная) среда; pH < 7.

б). Многозарядный катион

ZnCl₂ ® Zn²⁺ + 2 Cl^-,

Н₂О Û Н⁺ + ОН^-.

Ионы Н⁺ и Cl^- не являются связывающими, так как им соответствует сильный электролит - хлороводородная кислота. Катион Zn²⁺ и гидроксид-анион ОН^- связываются с образованием нового иона ZnOH⁺. Таким образом, гидролиз протекает по катиону

Zn²⁺+ Н₂О Û ZnOH⁺ + Н⁺.

В молекулярном виде новому иону соответствует основная соль:

ZnCl₂ + Н₂О Û ZnOHCl + НCl.

До образования свободного основания Zn(OH)₂ гидролиз при обычных условиях практически не протекает. Более глубокому гидролизу соли способствуют нагревание и разбавление раствора

ZnOHCl + Н₂О Û Zn(OH)₂ + НCl

ZnOH⁺+ Н₂О Û Zn(OH)₂ + Н⁺.

ВЫВОД: гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, происходит по катиону. В результате гидролиза образуется либо слабое основание (в случае одновалентного катиона), либо основная соль (в случае многовалентного катиона). Среда в растворах таких солей кислая.

Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.

а). Соль одноосновной кислоты

KNO₂ ® K⁺ + NO₂^-,

Н₂О Û Н⁺ + ОН^-.

Происходит связывание нитрит-ионов NO₂^- соли с катионами водорода Н⁺ воды в молекулу слабой азотистой кислоты. Таким образом, гидролиз идет по аниону:

NO₂^- + Н₂О Û HNO₂ + ОН^-.

В растворе накапливаются гидроксид-анионы ОН^-, создающие щелочную среду; pH > 7.

б). Соль многоосновной кислоты

Na₂SO₃ ® 2Na⁺ + SO₃^2-

Н₂О Û Н⁺ + ОН^-.

Ионы Na⁺ и ОН^- не могут связываться, так как им соответствует сильное основание. Ионы Н⁺ и SO₃^2- взаимодействуют с образованием гидросульфит-иона HSO₃^-. Среда раствора щелочная, что обусловлено избытком ионов ОН^-; pH > 7.

SO₃^2- + Н₂О Û HSO₃^-+ ОН^-.

Иону HSO₃^- соответствует кислая соль:

Na₂SO₃ + Н₂О Û NaHSO₃ + NaОН.

Вторая ступень гидролиза с образованием сернистой кислоты при обычных условиях практически не происходит. Более глубокому протеканию гидролиза соли способствуют нагревание и разбавление раствора

NaHSO₃ + Н₂О Û Н₂SO₃ + NaОН

HSO₃^-+ Н₂О Û Н₂SO₃+ ОН^-.

ВЫВОД: гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, происходит по аниону. При этом образуется слабая кислота (если она одноосновна) или кислая соль (в случае многоосновной кислоты). Среда растворов - щелочная.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой

CH₃COONH₄ ® CH₃COO^- + NH₄⁺,

Н₂О Û Н⁺ + ОН^-.

Обе пары разноименных ионов являются связывающими, так как в обоих случаях образуются слабые электролиты: уксусная кислота и гидроксид аммония. Таким образом, гидролиз идет одновременно и по катиону, и по аниону:

CH₃COO^- + NH₄⁺ + Н₂О Û CH₃COOН + NH₄OH.

Поскольку в растворе нет избыточного количества Н⁺ или ОН^- (константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония примерно одинаковы), раствор имеет среду, близкую к нейтральной; pH = 7.

ВЫВОДЫ: соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, подвергаются наиболее полному гидролизу, протекающему одновременно и по катиону, и по аниону.

6. Гидролиз солей: Роль в стабилизации характеристик внутренней среды организма. Использование в ветеринарии.

 

Домашнее задание

1. Определить отношение солей к гидролизу:

CuSO₄, Na₂CO₃, FeCl₃, K₂SO₄, NH₄NO₂, KCl.

2. Указать, по какому иону протекает гидролиз записанных выше солей и какова среда в растворе этих солей.

3. Написать уравнение гидролиза солей

Na₂S, ZnCl₂, NH₄NO₃, Cu(NO₃)₂, Al₂(SO₄)₃. Указать среду растворов.

4. Написать уравнение гидролиза сульфата железа(II). Перечислить условия, препятствующие гидролизу этой соли.

 

Лабораторная работа

Реактивы и оборудование: 1) 0,5 н. раствор карбоната натрия Na₂CO₃; 2) 0,5 н. раствор хлорида алюминия АlCl₃; 3) 0,5 н. раствор хлорида натрия NaCl;4) 0,5 н. раствор буры Na₂B₄O₇×10H₂O; 5) 0,1 н. раствор ацетата натрия CH₃COONa; 6) 0,5н раствор сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃; 7) 0,5н раствор сульфида аммония (NH₄)₂S; 8) 2 н. раствор хлороводородной кислоты НCl; 9) 2 н. раствор гидроксида натрия NaOH; 10) полоски универсальной индикаторной бумаги; 11) штатив для пробирок; 12) 4 пробирки; 13) водяная баня.

 

Опыт 1. Определение характера гидролиза. Рассмотрите состав следующих солей: NaCl, Na₂CO₃, AlCl₃, Na₂B₄O₇ (бура - соль слабой двухосновной тетраборной кислоты Н₂В₄O₇). Занесите в таблицу соответствующие данные (графа 2). На основании состава солей сделайте выводы об отношении солей к гидролизу (графа 3) и предположения о характере среды в растворе каждой соли (графа 4).

По одной капле растворов солей нанесите на полоску индикаторной бумаги, определите по шкале значение pH и заполните графы 5 и 6.

 

№ опыта	Формула, название соли и ее состав	Отношение соли к гидролизу	Предполагаемая среда раствора	Окраска индикаторной бумаги	Значение pH и среда раствора по индикаторной бумаге
	NaCl - хлорид натрия, соль сильного основания и сильной кислоты

 

Составьте уравнение гидролиза всех солей и сделайте выводы о сущности гидролиза в каждом случае.

Классифицируйте по отношению к гидролизу наиболее важные с точки зрения ветеринарии неорганические соли.

 

Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз. До 1/6 высоты пробирки заполните раствором ацетата натрия. Добавьте 1 - 2 капли фенолфталеина. Запишите свои наблюдения, уравнение гидролиза соли и вывод о степени гидролиза на холоду. Содержимое пробирки разделите на две пробирки: одну оставьте для сравнения, другую нагрейте. Как и почему меняется интенсивность окраски? Влияние условий на смещение равновесия в системе покажите стрелками.

Сделайте вывод о влиянии температуры на гидролиз.

 

Опыт 3. Взаимодействие растворов двух солей, взаимно усиливающих гидролиз друг друга. К 4-5 каплям раствора сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃ прибавьте столько же раствора сульфида аммония (NH₄)₂S. Полученный осадок перемешайте и разделите на две пробирки. Испытайте отношение осадка к действию гидроксида натрия и хлороводородной кислоты. На какой характер гидроксида указывает его растворение в кислоте и щелочи? Какова причина появления этого гидроксида? Напишите уравнения реакций по стадиям:

а) обменная реакция двух взятых солей;

б) гидролиз соли, получившейся в результате обменной реакции.

Сделайте вывод, когда соли взаимно усиливают гидролиз друг друга. Когда гидролиз является необратимым? Какие соли подвергаются необратимому гидролизу? Каково значение этого случая гидролиза для ветеринарной практики?

 

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 79-83, 107, 151, 162, 168, 173, 183-186, 192, 213, 217, 219-220, 232-233.

Тема 10. Комплексные соединения

Содержание темы

1. Комплексные соединения с точки зрения теории Вернера. Строение комплексных соединений.

2. Ионный характер связи между внешней и внутренней сферой.

3. Донорно-акцепторный механизм связи центрального иона с лигандами.

4. Диссоциация комплексных соединений.

5. Константа нестойкости комплексных соединений.

6. Номенклатура комплексных соединений.

7. Комплексные соединения в организме животного и в ветеринарной практике.

Домашнее задание

1. Определите степень окисления иона-комплексообразователя в соединениях K₄[Fe(CN)₆], K₃[Fe(CN)₆], (NH₄)₂[PtCl₄], (NH₄)₂[PtCl₆].

2. Изобразите электронные схемы строения комплексного иона [Zn(NH₃)₄]²⁺.

3. Для соединений K₄[Fe(CN)₆] и [Сu(NH₃)₄]SO₄ напишите уравнения диссоциации комплексной соли и комплексного иона, а также выражения константы нестойкости комплексного иона.

4. Объясните, почему соединения K₄[Fe(CN)₆] и K₃[Fe(CN)₆], не дают реакций, характерных для ионов Fe²⁺ и Fe³⁺.

5. Назовите следующие комплексные соединения:

K₄[Fe(CN)₆, K₃[Fe(CN)₆], (NH₄)₂[HgI₄], K₂[PtCl₆], (NH₄)₂[HgI₄], [Со(NH₃)₃(NO₂)₂Cl], [Cr(H₂O)₆]Cl₃.

 

Лабораторная работа

Реактивы и оборудование: 1) дистиллированная вода; 2) 3 н. раствор хлороводородной кислоты; 3) 2 н. раствор гидроксида натрия; 4) 0,5 н. раствор хлорида железа(III) FeCl₃; 5) кристаллическая соль Мора (NH₄)₂Fe(SO₄)₂×6H₂O; 6) 0,5 н. раствор гексацианоферрата(II) калия (желтой кровяной соли) K₄[Fe(CN)₆; 7) 0,05 н. раствор гексацианоферрата(III) калия (красной кровяной соли) K₃[Fe(CN)₆]; 8) 2 н. раствор сульфата меди(II) CuSO₄; 9) 10% раствор аммиака; 10) сероводородная вода H₂S; 11) штатив для пробирок; 12) 5 пробирок.

 

Опыт 1. Качественная реакция на ион Fe³⁺. Внесите в пробирку две-три капли раствора хлорида железа(III), подкислите каплей раствора, хлороводородной кислоты, затем прилейте две-три капли раствора гексацианоферрата(II) калия K₄[Fe(CN)₆]. Запишите наблюдаемые явления, отметьте цвет образовавшегося осадка. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о качественном реактиве на Fe³⁺. Приведите примеры применения проведенных реакций в ветеринарии.

Сравните биологическую роль и применение в ветеринарной практике комплексных соединений Fe³⁺ и Co³⁺.

 

Опыт 2. Качественная реакция на ион Fe²⁺. Приготовьте раствор соли Мора. Для этого прилейте в пробирку 3-4 мл дистиллированной воды, затем всыпьте в пробирку несколько кристаллов соли Мора. Встряхните содержимое пробирки. К полученному раствору соли Мора прилейте две-три капли раствора гексацианоферрата(III) калия K₃[Fe(CN)₆]. Запишите наблюдаемые явления, отметьте цвет образовавшегося осадка. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о качественном реактиве на Fe²⁺. Приведите примеры применения проведенных реакций в ветеринарии.

Особенности соединения Fe²⁺ в гемоглобине: координационное число, наличие полидентатного лиганда.

 

Опыт 3. Получение и свойства сульфата тетрааммин меди(II) [Cu(NH₃)₄]SO₄. Прилейте в пробирку две - три капли раствора сульфата меди(II), добавьте одну - две капли водного раствора аммиака. Опишите наблюдаемые явления. Отметьте цвет образовавшегося осадка основной соли (CuOH)₂SO₄. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярном и ионном виде. Продолжайте приливать к полученному осадку по каплям водный раствор аммиака. Что происходит с осадком? Каким становится цвет раствора? Объясните происходящие явления. Напишите уравнение протекающей реакции образования комплексного соединения в молекулярном и ионном виде. Прилейте к полученному раствору три-четыре капли сероводородной воды. Опишите наблюдаемые явления, отметьте цвет образовавшегося осадка. Объясните причину выпадения осадка, зная, что для сульфида меди(II) ПР = 8,5×10^-45, а для сульфата тетрааммин меди(II) К_нест. = 9,3×10^-13. Напишите уравнение разрушения комплексного соединения в молекулярном и ионном виде.

Биологическая роль меди. Природа голубизны крови цефалоподов (крабы, устрицы).

 

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 84-89, 106-107, 141, 155, 163, 182-183, 238, 246, 249-252, 254-255.

 

Тема 11. Окислительно-восстановительные реакции

Содержание темы

1. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях.

2. Степень окисления, ее определение.

3. Процессы окисления и процессы восстановления.

4. Важнейшие окислители и восстановители.

5. Типы окислительно-восстановительных реакций:

а) межмолекулярные реакции;

б) реакции внутримолекулярного окисления и восстановления;

в) реакции самоокисления-самовосстановления (реакции диспропорционирования степеней окисления).

6. Направление окислительно-восстановительных реакций. Уравнение Нернста.

7. Окислительно-восстановительные реакции в ветеринарии.

8. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

8.1. Ионно - электронный метод (метод полуреакций) применяется для расстановки коэффициентов в тех окислительно- восстановительных реакциях, которые протекают в растворах электролитов. Преимуществом метода является возможность показать процессы окисления и восстановления, происходящие с реально существующими ионами.

Методику расстановки коэффициентов можно рассмотреть с учетом среды раствора на следующих примерах:

8.1.1. Взаимодействие в кислой среде.

K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂ SO₄ + I₂+ H₂O

Дихромат калия K₂Cr₂O₇ является окислителем, так как содержит хром в высшей степени окисления +6; иодид калия - восстановитель, содержащий иод в низшей степени окисления -1.

Данное уравнение необходимо записать сначала в полном ионно-молекулярном виде в соответствии с правилами записи ионных уравнений, затем исключить ионы, не изменившиеся в результате реакции и переписать сокращенную ионную схему:

Cr₂O₇^2- + I^- + Н⁺ ® 2Cr³⁺ + I₂+ Н₂О.

Составляем полуреакции для иона-окислителя и иона- восстановителя, начиная уравнивать числа атомов хрома и иода слева и справа:

Cr₂O₇^2- ® 2Cr³⁺

2 I^- ® I₂.

Реакция протекает в кислой среде, поэтому в первую полуреакцию со стороны недостатка кислорода следует добавить число молекул воды, необходимое для компенсации недостатка кислорода. В данном примере, чтобы уравнять количество атомов кислорода, необходимо добавить 7 молекул воды в правую часть первой полурекции. В противоположную сторону полуреакции следует добавить число катионов водорода, необходимое для баланса по водороду (в данном случае - в левую часть 14 ионов Н⁺). Далее необходимо сбалансировать заряды с помощью электронов:

Cr₂O₇^2- + 14 Н⁺ + 6e^- ® 2Cr³⁺ + 7Н₂О

2 I^- - 2 e^- ® I₂.

Суммарное уравнение получим, подбирая множители для каждой полуреакции (по наименьшему общему кратному электронов), чтобы число принятых электронов было равно числу отданных электронов. Суммируем обе полуреакции с учетом найденных коэффициентов, при этом отдельно - левые и правые части полуреакций:

Cr2O7^2- + 14 Н^+ + 6e^- ® 2Cr^3+ + 7Н2О
2 I^- - 2 e^- ® I2
Cr2O7^2- + 14 Н^+ + 6 I^- ® 2Cr^3+ + 7Н2О+ 3 I2

Переносим полученные коэффициенты в исходное молекулярное уравнение. Количество ионов, не участвующих в реакции (в нашем случае - ионы калия и сульфат-ионы) досчитываем дополнительно.

К₂Cr₂O₇+6 KI + 7 Н₂ SO₄ = Cr₂(SO₄)₃+3 I₂+4 K₂SO₄+ 7 H₂O

Правильность подбора коэффициентов проверяем по кислороду.

8.1.2. Взаимодействие в щелочной среде.

KNO₃ + Al + KOH ®NH₃ + KAlO₂,

Окислителем является KNO₃, содержащий азот в высшей степени окисления +5. Восстановитель (Al) имеет степень окисления 0. Ионная схема:

K⁺ + NO₃^- + Al + K⁺ + ОН^- ® NH₃ + K⁺ + AlO₂^-

Полуреакции для окислителя и восстановителя:

NO₃^- ® NH₃,

Al ® AlO₂^-.

Реакция протекает в щелочной среде, поэтому для компенсации атомов кислорода в полуреакциях добавляем молекулы воды со стороны избытка кислорода в количестве, равном сумме этого избытка и недостатка атомов водорода, а в противоположную сторону полуреакции дописываем гидроксид-ионы: 6H₂O - в левую и 9 ОН^- - в правую часть в полуреакции восстановления нитрат-иона до аммиака; 2 H₂O - в правую и 4 ОН^- - в левую часть полуреакции окисления алюминия до алюминат-иона. Таким образом, получим:

NO₃^- + 6H₂O ® NH₃ + 9 ОН^-,

Al + 4 ОН^- ® AlO₂^- + 2H₂O.

Считаем заряды. В левой части полуреакции окислителя суммарный заряд (1^-), а в правой (9^-), поэтому для компенсации зарядов к левой части добавляем 8 электронов и получаем полуреакцию для окислителя. В левой части полуреакции окисления суммарный заряд (4^-), а в правой (1^-), поэтому для компенсации зарядов отлевой части убираем 3 электрона и получаем полуреакцию окисления:

NO₃^- + 6H₂O + 8e^-® NH₃ + 9 ОН^-,

Al + 4 ОН^- - 3e^-® AlO₂^- + 2H₂O.

Подбираем множители к каждой полуреакции так, чтобы число отданных электронов, было равно числу принятых. Левые и правые части полуреакций суммируем с учетом найденных коэффициентов:

NO3^- + 6H2O + 8e^-® NH3 + 9 ОН^-
Al + 4 ОН^- - 3e^-® AlO2^- + 2H2O
3NO3^- +18H2O+8Al +32ОН^-®3NH3+27ОН^- +8AlO2^- +16H2O

Подчеркиваем одинаковые частицы и производим их алгебраическое сложение. Получаем реакцию в ионном виде:

8Al + 3NO₃^- + 2H₂O + 5 ОН^- ® 8AlO₂^- + 3NH₃.

Как видим, в левую часть пришлось дописать недостающее вещество - 2 молекулы воды. Молекулярное уравнение содержит ионы натрия, не изменившиеся в результате реакции:

8Al + 3KNO₃ + 2H₂O + 5 KOH ® 8KAlO₂ + 3NH₃.

Правильность подбора коэффициентов проверим по всем элементам.

8.2. Метод электронного баланса применяется при расстановке коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в газообразной среде или при участии других неэлектролитов. В этом случае невозможно записать уравнение в ионном виде, поэтому исключается возможность воспользоваться методом полуреакций. Недостатком метода электронного баланса является формальный подход: мы имеем дело не с реально реагирующими ионами или молекулами, а с атомами, несущими условный заряд (степень окисления). Преимуществом этого метода является быстрота расстановки коэффициентов

^-3NН₃⁺¹ + O₂⁰ ® N₂⁰ + ⁺¹Н₂O^-2

Определяем, какие элементы изменили степень окисления. В нашем случае - это азот и кислород. Составляем для них уравнения электронного баланса:

2N^-3 - 6e^- ® N2^0	2 окисление
O2^0 +4e^- ® 2O^-2	3 восстановление
4N^-3 + 3O2^0 ® 2N2^0 + 6O^-2

Переносим найденные коэффициенты в молекулярное уравнение:

4 NH₃ + 3 O₂ = 2 N₂ + 6 H₂O.

Правильность подбора коэффициентов проверяется по всем элементам.

 

Домашнее задание

1. Методом полуреакций расставить коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях:

а) K₂Cr₂O₇ +Na₂SO₃ +H₂SO₄ ®Cr₂(SO₄)₃+Na₂SO₄ +K₂SO₄+H₂O

б) NaCrO₂ + Cl₂ + NaOH ® Na₂CrO₄ + NaCl + H₂O

в) H₂SO_{4 (конц.)} + HBr ® Br₂+ SO₂ + H₂O

г) H₂SO_{4 (конц.)} + HI ® I₂+ H₂S + H₂O

Указать окислитель и восстановитель в этих реакциях.

2. Расставить коэффициенты методом электронного баланса:

а) KClO₃ ® KCl + KClO₄

б) H₂S + SO₂ ® S+ H₂O

в) NH₃ + O₂ ® NO+ H₂O

 

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 90-96, 98-99, 109, 113, 117, 129, 132, 146-149, 207, 221-225, 248, 260-261.

 

Тема 12. Галогены

Содержание темы

1. Общая характеристика главной подгруппы VII группы элементов.

2. Степени окисления галогенов.

3. Получение, физические и химические свойства.

4. Водородные соединения галогенов.

5. Кислородные соединения.

6. Особенности применения галогенов в ветеринарии.

 

Домашнее задание

1. Как изменяются окислительные и восстановительные свойства от фтора к иоду?

2. Чем объясняется изменение силы кислот и восстановительной способности их в ряду: HF, HCl, HBr, HI?

3. Как объяснить изменение степени диссоциации и окислительных свойств кислот в ряду: НClO, НClO₂, НClO₃, НClO₄?

4. Что такое хлорная вода?

5. Почему хлор и хлорная известь являются окислителями?

6. Какие соединения хлора и иода используют в ветеринарии?

7. Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

а) Cl₂ + H₂O _{(холодн.)} ®

б) НClO ®

в) Cl₂ + H₂O _{(горяч.)} ®

г) Cl₂ + KOH _{(холодн.)} ®

д) Cl₂ + Ca(OH)_{2 (холодн.)} ®

e) Cl₂ + I₂ + H₂O ® (метод полуреакций)

ж) H₂SO_{4 (конц.)} + NaBr ® (метод полуреакций)

з) H₂SO_4(конц.) + NaI ®(метод полуреакций)

и) Ni(OH)₃ + HCl ® (метод полуреакций)

 

Лабораторная работа

Реактивы и оборудование: 1) дистиллированная вода; 2) 0,5 н. раствор хлорида натрия NaCl; 3) 0,1 н. раствор нитрата серебра AgNO₃; 4) 2 н. раствор аммиака в воде NH₄OH; 5) 0,1 н. раствор иодида калия KI; 6) хлорная вода; 7) хлороформ; 8) кристаллы иода I₂; 9) раствор фуксина; 10) раствор индиго; 11) штатив с пробирками; 12) стеклянная палочка.

 

Опыт 1. Обнаружение хлорид-ионов Cl^-. В пробирку налейте 3-5 капель раствора хлорида натрия NaCl. Прилейте в эту пробирку 3-5 капель раствора нитрата серебра AgNO₃. Какого цвета образовавшийся осадок? Прибавьте к осадку 3-5 капель раствора аммиака NH₄OH. Что происходит с осадком? Напишите уравнение реакций в молекулярном и ионном виде. В составе каких соединений могут попасть хлорид-ионы в организм животного? Какова биологическая роль NaCl, HCl, хлоридов других s-элементов?

 

Опыт 2. Обнаружение иода. В пробирку налейте 3-5 капель раствора иодида калия KI. Затем в пробирку прибавьте по каплям хлорную воду до появления желтой окраски (ее появление - результат выделения иода). Напишите уравнение реакции.

Добавьте в пробирку 3-5 капель хлороформа и сильно встряхните. В какой цвет окрасился слой хлороформа? Как иначе обнаружить иод?

 

Опыт 3. Растворимость иода. В пробирку внесите стеклянной палочкой несколько кристалликов иода (1 г). Прибавьте 1-2 мл дистиллированной воды и взболтайте. Растворимость иода в воде незначительная. Затем добавьте в пробирку 1-2 мл раствора иодида калия KI. Объясните изменения растворимости иода в присутствии иодида калия. Напишите уравнение реакции. Напишите формулу соли Джонсона, состав раствора Люголя. Почему раствор Люголя более устойчив, чем раствор иода спиртовой?

Опыт 4. Обесцвечивающее действие хлорной воды. В две пробирки налейте 1-2 мл дистиллированной воды. Затем в первую пробирку прибавьте 1-2 капли раствора фуксина, а во вторую- 1-2 капли раствора индиго. Добавьте в обе пробирки по 8-10 капель хлорной воды. Изменяется ли окраска раствора в пробирках? Почему? Напишите уравнения реакций. Подберите коэффициенты методом полуреакций. Какие гипохлориты и хлораты применяются в ветеринарии? Почему?

 

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 97-115, 233-236.

 

Тема 13. Главные подгруппы VI и V групп. р-элементы

Содержание темы

1. Главная подгруппа VI группы элементов.

1.1. Общая характеристика элементов главной подгруппы

1.2. Степень окисления элементов главной подгруппы.

1.3. Кислотные и восстановительные свойства сероводорода.

1.4. Оксид серы(IV). Сернистая кислота и ее соли. Окислительно-восстановительная двойственность сульфитов.

1.5. Оксид серы(VI). Серная кислота и ее соли. Окислительные свойства серной кислоты, взаимодействие ее с металлами.

2. Главная подгруппа V группы элементов.

2.1. Общая характеристика элементов главной подгруппы.

2.2. Степени окисления элементов главной подгруппы.

2.3. Восстановительные свойства аммиака.

2.4. Оксид азота(III). Азотистая кислота и ее соли, их роль в окислительно-восстановительных процессах.

2.5. Оксид азота(V). Азотная кислота и ее соли. Действие азотной кислоты различной концентрации на металлы и неметаллы.

3. Биологическая роль, токсикологическое действие и основные препараты р-элементов VI и V групп.

 

Домашнее задание

Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте коэффициенты методом полуреакций:

H₂SO_{4 (конц.)} + Cu ®

H₂SO_{4 (конц.)} + Zn_{(недостаток)} ®

H₂SO_{4 (конц.)} + Zn_{(избыток)} ®

SO₂ + H₂S ® _{(метод электронного баланса)}

HNO_3(конц.) + Cu ®

HNO_3(конц.) + Zn ®

HNO_3(конц.) + P ®

HNO_3(разб.) + Cu ®

HNO_3(разб.) + Zn ®

HNO_{3(оч. разб.)} + Zn ®

NH₃ + O₂ ®_{(метод электронного баланса)}

 

Лабораторная работа

Реактивы и оборудование: 1) дистиллированная вода; 2) медная проволока; 3) кристаллический цинк; 4) порошок алюминия; 5) 2 н. раствор серной кислоты H₂SO₄; 6) 0,5 н. раствор сульфата натрия Na₂SO₄; 7) кристаллический сульфит натрия Na₂SO₃; 8) 1 н. раствор карбоната натрия Na₂CO₃; 9) 1 н. раствор хлорида бария BaCl₂; 10) 2 н. раствор хлороводородной кислоты; 11) кристаллический нитрат калия KNO₃; 12) 6н раствор гидроксида натрия; 13) штатив с пробирками; 14) стеклянная палочка; 15) стаканчик с ватой; 16) красная лакмусовая бумага.

Опыт 1. Действие разбавленной серной кислоты на металлы. В одну пробирку поместите несколько кусочков медной проволоки; в другую- 1 кусочек цинка; в третью - немного алюминиевого порошка. Исходя из положения этих металлов в электрохимическом ряду напряжений, предположите протекание реакций между этими металлами и разбавленной серной кислотой. Прибавьте в каждую из 3-х пробирок по 8-10 капель серной кислоты. Напишите уравнение реакций. Какой ион в этих реакциях является окислителем?

Опыт 2. Качественная реакция сульфат-иона SO₄^2-. В одну пробирку налейте 3-5 капель раствора сульфата натрия Na₂SO₄; в другую: 3-5 капель водного раствора сульфита натрия Na₂SO₃; в третью: 3-5 капель карбоната натрия Na₂CO₃, Затем в каждую из 3-х пробирок добавьте по 3-5 капель раствора хлорида бария BaCl₂. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, отметьте цвет осадков. Прибавьте во все пробирки по 3-5 капель раствора хлороводородной кислоты. Что будет с осадками? Напишите уравнения реакций. Сделайте вывод, как обнаружить анион SO₄^2- в присутствии анионов SO₃^2- и CO₃^2-? Почему в ветеринарии не используют BaS, BaSO₃ и BaCO₃, с какой целью применяют и как называют BaSO₄, Na₂SO₄, K₂SO₄, MgSO₄, K₂S, Na₂SeO₃, SeS₂?

Опыт 3. Качественная реакция нитрат-иона NO₃^-. В пробирку налейте 3-5 капель раствора нитрата калия KNO₃, добавьте 3-5 капель раствора гидроксида натрия NaOH. Внесите в раствор щепотку порошка алюминия. Отверстие пробирки закройте маленьким кусочком ваты, на которую положите смоченную дистиллированной водой полоску красной лакмусовой бумаги. Изменится ли цвет ее? Напишите уравнения реакций. Какие свойства проявляет в этой реакции NO₃^- ион? Приведите фармакопейные (официнальные) реакции обнаружения NO₃^-, мышьяка. Сравните свойства и биологическую роль ионов NO₃^-, NO₂^-, PO₄^3-, AsO₄^3-, а также некоторых соединений сурьмы и висмута, применяемых в ветеринарии.

 

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 116-163, 190-201.

Тема 14. Металлы побочных подгрупп.
Марганец и хром. d-элементы

Содержание темы

1. Марганец и его соединение.

1.1. Степени окисления марганца.

1.2. Соли марганца.

1.3. Усиление окислительных свойств соединений марганца при повышении его степени окисления.

1.4. Влияние среды на восстановление перманганат-иона.

2. Хром и его соединения.

2.1. Степени окисления хрома.

2.2. Важнейшие соединения хрома. Их устойчивость в зависимости от среды.

2.3. Окислительно-восстановительные свойства важнейших соединений хрома.

3. Биологическая роль, токсикологическое действие и препараты d-элементов: Zn, Hg, Cu, Ag, Fe. Микроэлементы.

 

Домашнее задание

Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте коэффициенты методом полуреакций:

а) MnO₂ + HCl ®

б) KMnO₄+Na₂SO₃+H₂SO₄ ®

в) KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O ®

г) KMnO₄ + Na₂SO₃ + KОН®

д) NaCrO₂+Br₂+NaOH®

e) K₂Cr₂O₇+ HCl®

ж) K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ ®

з) K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ ®

 

Лабораторная работа

Реактивы и оборудование: 1) дистиллированная вода; 2) 0,1 н. раствор перманганата калия KMnO₄; 3) 2 и раствор серной кислоты H₂SO₄; 4) 6 и раствор гидроксида калия KОН; 5) кристаллический сульфит натрия Na₂SO₃; 6) 1 и раствор хромата калия K₂CrO₄; 7) 2 н. раствор гидроксида калия KОН; 8) 8 н. раствор дихромата калия K₂Cr₂O₇; 9) штатив с пробирками; 10) стеклянная палочка.

Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия. В три пробирки налейте по 3-5 капель раствора перманганата калия. Добавьте в первую пробирку 3-5 капель раствора серной кислоты; во вторую 3- 5 капель дистиллированной воды; в третью 3-5 капель 6 н. раствора гидроксида калия КОН. Затем в каждую пробирку стеклянной палочкой внесите несколько крупинок сульфита натрия.

Какой цвет полученных продуктов во всех пробирках? Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций. Сделайте вывод об окислительных свойствах KMnO₄. Используется ли KMnO₄ в ветеринарии?

 

Опыт 2. Переход хроматов в дихроматы и обратно. В пробирку налейте 3-5 капель раствора хромата калия K₂CrO₄. Затем добавьте в пробирку 3-5 капель раствора серной кислоты. К содержимому пробирки прибавьте 3-5 капель 2 н. раствора гидроксида калия KОН. Как изменится цвет раствора?

Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Какие соединения хрома используют в ветеринарной практике?

 

Опыт 3. Окислительные свойства дихромата калия. В пробирку налейте 3-5 капель дихромата калия. Добавьте в пробирку 3-5 капель серной кислоты. Затем прибавьте еще несколько крупинок сульфита натрия Na₂SO₃. Наблюдаются ли изменения цвета раствора в пробирке?

Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции методом полуреакций.

 

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 121, 201-219, 237-261