Зміст методичних вказівок, що входять до даного робочого зошита, відповідає програмі з неорганічної хімії, затвердженій Міністерством охорони здоров’я України

жүктеу/скачать 1.77 Mb.

бет	7/10
Дата	25.06.2016
өлшемі	1.77 Mb.
	#158075

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

1. Значення теми: Буферні системи підтримують постійність реакції середовища біологічних рідин в живих організмах. Буферні системи широко використовують для практичного створення середовищ з певним значенням рН.
2. Основні питання теми:

2.1. Визначення буферних систем.

2.2. Основні типи буферних систем.

2.3. Основні рівняння буферних систем. Формула Гендерсона–Хассельбалха.

2.4. Механізм дії буферних систем.

2.5. Буферна ємність. Фактори, від яких вона залежить.

2.6. Буферні системи організму людини.

2.7. Біологічне значення буферних систем.

3. Література:

3.1. Конспект лекції.

3.2. Л.П.Садовничая, В.Г.Хухрянский, А.Й. Цыганенко, Биофизическая химия, 1985, с. 70 – 90.

3.3. М.И. Равич–Щербо, В.В.Новиков, Физическая и коллоидная химия, 1975, стр.90–97.

3.4. В.В.Григор’єва та ін. Загальна хімія, 1991, с.190–191.
4. Завдання для закріплення матеріалу:

Задача 1. Обчислити рН буферного розчину, який містить 3,6мл розчину хлориду амонію з С = 0,2моль/л і 2,6мл розчину гідроксиду амонію з С = 0,1 моль/л (К_д(NH₄OH) = 1,8•10^–5).

Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________
Задача 2. Обчисліть об’єм оцтової кислоти з С = 0,1моль/л і ацетату натрію з С = 0,1 моль/л, які необхідно змішати, щоб одержати 150 мл розчину з рН = 4,94. (К_д (СН₃СООН) = 1,75•10^–5).

Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

Лабораторна робота.

Дослід 1. Приготування буферних систем і обчислення їх рН.

№	Склад буферних систем (мл) СН₃СООН : СН₃СООNa	Забарвлення	Орієнтовний рН	Розрахунковий рН
1.	9,0 : 1,0
2.	1,0 : 9,0

До 1мл одержаних розчинів добавити по краплі універсального індикатору. Визначте орієнтовне рН по кольоровій таблиці і обчисліть рН по формулі:

рН_{(р–ну №1)} = –lg К_д+lg = –lg1,7510^–5+lg ^___=

рН_{(р–ну №2)} = –lg К_д+lg = –lg1,7510^–5+lg ^___=
Дослід 2. Вплив кислоти і лугу на рН буферного розчину.

9 мл розчину №1 отриманого в досліді №1 розлити порівну в три пробірки: в першу пробірку добавляють 3 краплі соляної кислоти з С = 0,1 моль/л, в другу — 3 краплі гідроксиду натрію з С = 0,1моль/л. В кожну пробірку внести по 2 краплі індикатора метилового червоного. Порівняти забарвлення розчинів і зробити висновки.

В 2 пробірки порівну розлити розчин №2, отриманий в досліді №1. В першу пробірку внести 2мл води. В кожну пробірку додати по 2 краплі індикатора метилового червоного. Порівняти забарвлення і зробити висновки.

“Зараховано”

„____”_________________200__р. ______________________

^{(підпис викладача)}

Гідроліз
1. Значення теми: Вміння оцінювати рН середовища в водних розчинах різних солей потрібно майбутнім фармацевтам при аналізі, виготовленні і зберіганні лікарських препаратів.
2. Питання що підлягають вивченню:

2.1. Гідроліз (визначення).

2.2. Механізм катіонного та аніонного гідролізу.

2.3. Типові випадки гідролізу (іонні та молекулярні рівняння).

2.4. Гідроліз кислих солей; сумісний гідроліз солей, сполук з ковалентним зв’язком.

2.5. Особливості гідролізу солей вісмуту, сурми, олова.

2.6. Кількісна характеристика гідролізу: ступінь, константа гідролізу, їх взаємозв’язок; вплив факторів.

2.7. Роль гідролізу під час метаболізму ліків, в аналізі лікарських препаратів, технології їх виготовлення та зберігання.

3. Література:

3.1. Конспект лекції.

3.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— стор. 197–209.

3.3. Григор’єва В.В. та ін. Неорганічна хімія, 1991р., с. 195–199.

3.4. Глинка Н.Л. Общая химия
4. Завдання для закріплення матеріалу:

4.1. Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакцій гідролізу К₂СО₃, Bi(NO₃)₃.

4.2. Обчисліть рН розчину, в 50мл якого міститьcя 0,214г хлориду амонію. К_д(NH₄OH) = 1,8*10^–5.

Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________
5. Лабораторна робота:

Дослід 1. Солі утворені сильними кислотами та сильними основами.

За допомогою універсального індикаторного паперу визначте рН 0,1Н розчинів хлориду натрію, сульфату калію, та нітрату кальцію. Зробіть висновок про здатність катіонів та аніонів солей до гідролізу.

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Дослід 2. Солі, утворені сильними основами та слабкими кислотами.

а) За допомогою універсального індикаторного паперу визначте рН 0,1Н розчину ацетату натрію. Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакції гідролізу та обчисліть К_г. К_д(CH₃COOH) = =1,75*10^–5. Зробіть висновок про здатність аніонів слабкої кислоти до гідролізу.
Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

б) Налийте в одну пробірку 5–6 крапель 0,5Н розчину карбонату натрію, а в другу пробірку — такий же об’єм 0,5Н розчину сульфіту натрію. Додайте в кожну пробірку по краплі фенолфталеїну і порівняйте забарвлення розчинів. Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакцій гідролізу. Обчисліть ступінь, константу гідролізу, концентрацію гідроксид–іонів та рН розчинів солей. Одержані результати запишіть у таблицю. ((H₂CO₃) = 4,7*10^–11; (H₂SO₃)=6,3*10^–8)

Формула солі

Константа гідролізу, К_г

Ступінь гідролізу, h

Концентрація гідроксид–іонів, моль/л

рН

Na₂CO₃

Na₂SO₃

Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

=
[OH^–] =

=
[OH^–] =

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
в) У дві пробірки додайте: у першу 5–6 крапель 0,1Н розчину гідрокарбонату натрію та краплю фенолфталеїну, у другу — такий же об’єм 0,1Н розчину гідросульфіту натрію та краплю фенолфталеїну. Відмітьте забарвлення розчинів. Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакцій гідролізу. Обчисліть константи гідролізу солей, порівняйте їх із значеннями К_д2 відповідних кислот. Обчисліть рН розчинів солей. Заповніть таблицю (див. еталони).

Формула солі	Константа гідролізу, К_г	Ступінь гідролізу, h	рН
NaНCO₃
NaНSO₃

Дослід 3. Солі, утворені слабкими основами та сильними кислотами.

За допомогою універсального індикаторного паперу визначте реакцію середовища у 0,1Н розчині хлориду амонію. Напишіть іонно–молекулярне рівняння реакції гідролізу та обчисліть К_г. К_д(NH₄OH) = 1,8*10^–5.

Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дослід 4. Сумісний гідроліз солей.

а) Внесіть у пробірку 5–6 крапель 0,1Н розчину солі хрому (ІІІ) та додайте краплями 0,1Н розчин карбонату натрію до утворення сіро–зеленого осаду. Аналогічний дослід проведіть з 0,1Н розчином солі алюмінію, додаючи до нього краплями 0,1Н розчин сульфіду натрію до утворення драглистого осаду та виділення газу.
Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
б) До 3–4 крапель 0,1Н розчин сульфату міді(ІІ) додайте краплями 0,1Н розчин карбонату натрію до утворення світло–зеленого осаду основної солі. Напишіть іонно–молекулярне рівняння реакції гідролізу. Зробіть висновок про можливість утворення основних солей при гідролізі багатозарядних катіонів слабких основ.
Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Дослід 5. Залежність ступеня гідролізу від температури.

До 5–6 крапель 0,1Н розчину ацетату натрію додайте краплю фенолфталеїну. Відмітьте забарвлення розчину. Помістіть пробірку в стакан з гарячою водою, відмітьте зміну забарвлення. Охолодіть розчин. Чи змінився його колір? Напишіть іонно–молекулярні рівняння реакції гідролізу солі при нагріванні. Зробіть висновок про вплив температури на ступінь гідролізу та на зміщення рівноваги реакції гідролізу.

Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Дослід 6. Особливі випадки гідролізу.

У пробірку внесіть 3–4 краплі 0,1Н розчину солі сурми(ІІІ) або вісмуту(ІІІ) та додайте краплями воду до утворення білого осаду оксосолі. До одержаного осаду додайте 1–2 краплі концентрованої хлороводневої кислоти, спостерігайте розчинення осаду. Напишіть іонні та молекулярні рівняння реакції гідролізу солі за першим та другим ступенями. Зробіть висновок про вплив розведення та підкислення на рівновагу реакції гідролізу.

Рівняння гідролізу:____________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

“Зараховано”

„____”_________________200__р. ______________________

^{(підпис викладача)}
Окисно–відновні реакції (ОВР)
1. Значення теми: Знання основних положень ОВР і вміння складати окисно–відновні реакції необхідні майбутнім провізорам в хімічному аналізі лікарських препаратів.
2. Питання, що підлягають вивченню:

2.1. Основні положення теорії ОВР.

2.2. Залежність окисно–відновних властивостей від положення елементів в періодичній системі. Найбільш поширені окисники та відновники.

2.3. Схеми перетворення перманганат–іону залежно від середовища та галогенідів.

2.4. Енергія Гіббса та окисно–відновні електродні потенціали, їх вплив на напрямок реакції.

2.5. Складання рівнянь окисно–відновних реакцій за допомогою методу електронного балансу.

2.1. Схеми перетворення окисників та відновників залежно від різних факторів (рН, t, концентрації).

2.2. Метод електронного балансу для знаходження коефіцієнтів в рівнянні.

2.3. Метод електронно–іонний (напівреакцій) для знаходження коефіцієнтів.

2.4. Основні типи окисно–відновних реакцій.

2.5. Використання окисно –відновних реакцій в хімічному аналізі та в фармації.

2.6. Основи електрохімії. Електродні потенціали. Ряд стандартних електродних потенціалів.

2.7. Електроліз. Корозія металів.
3. Література:

3.1. Конспект лекції.

3.2. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Підручник. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003.— стор.210-227, 228-250.

3.3. Глинка Н.Л. Общая химия. — Л.: „Химия”, 1986г.

3.4. Григор’єва В.В. та ін. Загальна хімія, 1991, с. 129-138
4. Завдання для закріплення матеріалу:

4.1 Закінчити рівняння реакцій та підібрати коефіцієнти методом електронного балансу:

FeCl₂ + HNO₃ + HCl _________________________________________________________________

Na₂S + Na₂SO₃ + HCl ________________________________________________________________

NaNO₂ + FeCl₂ + HCl  _______________________________________________________________

FeCl₂ + H₂O₂ + NH₃ + H₂O ____________________________________________________________

NO₂ + Ca(OH)₂ _____________________________________________________________________

4.2. Яка маса перманганату калію необхідна для окислення сульфіту калію масою 8г, що знаходиться в нейтральному розчині?

Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________
4.3. Який об’єм сірководню (н.у.) прореагує з розчином молекулярного йоду масою 150г, масова частка якого складає 2%?

Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

4.1. Закінчіть рівняння, підберіть коефіцієнти методом електронного балансу, поясніть вплив середовища:

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ ____________________________________________________________

КMnO₄ + NaNO₂ + KOH _____________________________________________________________

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O _____________________________________________________________

4.2. Закінчіть рівняння, підберіть коефіцієнти методом електронного балансу, вкажіть типи окисно–відновних реакцій:

KClO₃ _______________________________________________________________

NO₂ + KOH _______________________________________________________________

_________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________
4.4. При електролізі водного розчину сульфату нікелю(ІІ) на катоді отримали нікель масою 177г, вихід якого складає 75%. Який об’єм кисню виділиться при цьому на аноді? Вихід кисню врахувати кількісно.

Дано: Розв’язання: _______________________________________________

_________________________________________________________

Відповідь:___________________________________________________________________________

жүктеу/скачать 1.77 Mb.

Достарыңызбен бөлісу:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10