- •1.Эквивалент. Эквивалентная масса. Эквивалентный объём. Закон эквивалентов.
- •2.Примеры расчёта эквивалента элемента, оксида, основания, соли, кислоты, окислителя, восстановителя.
- •4.Энергия Гиббса. Направленность самопроизвольных химических реакций.
- •12.Способы выражения состава растворов.
- •13.Осмос. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса в биологических явлениях.
- •14.Давление пара растворителя над раствором. Закон Рауля.
- •15.Кипение и замерзание растворов неэлектролитов.
- •Вопрос 16.
- •Вопрос 17.
- •34. Виды межмолекулярного взаимодействия.
- •35. Водородная связь, ее биологическая роль.
- •36. Комплексные соединения. Теория Вернера. Роль в живом организме.
- •37. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных ионов.
- •38. Химическая связь в комплексных соединениях (примеры).
- •39. Окислительно-восстановительные реакции. Виды окислительно-восстановительных реакций.
- •40. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.
- •41. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
- •II. Химия неорганических соединений, биологическая роль, применение в ветеринарии.
- •2. Способы получения галогенов. Применение.
- •3. Водородные соединения галогенов. Свойства, применение.
- •4. Хлорная вода. Получение, свойства, применение.
- •5. Хлорная известь. Получение, свойства, применение.
- •6. Кислородсодержащие кислоты галогенов. Изменение их силы и окислительной способности. Соли кислородсодержащих кислот. Применение.
- •7. Общая характеристика подгруппы кислорода.
- •8. Вода. Физические и химические свойства. Вода как растворитель. Биологическая роль воды.
- •9. Сероводород, получение и свойства. Сероводородная кислота. 1-я и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты.
41. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
Стандартный электродный потенциал – это электродный потенциал при концентрации (активности) ионов металла, равной 1 моль/л.
II. Химия неорганических соединений, биологическая роль, применение в ветеринарии.
Общая характеристика подгруппы галогенов.
2. Способы получения галогенов. Применение.
В лаборатории:
Получение хлора. Хлор получают действием соляной кислоты на окислители: MnO2, KMnO4, PbO2, K2Cr2O7и другие:
16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O.
Бром и йод получают действием окислителя на бромиды или йодиды в кислой среде:
MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = Br2 + MnSO4 + K2SO4 + 2H2O;
2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + 2NaHSO4 + 2H2O.
В промышленности:
Важнейший способ получения фтора – электролиз расплавов фторидов. В качестве основного источника используется гидрофторид калия KHF2, фтор выделяется на аноде.
Хлор в промышленности получают электролизом раствора хлорида натрия. Газообразный хлор выделяется на аноде:
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.
Для получения брома используют реакцию его замещения в бромидах:
2KBr + Cl2= 2KCl + Br2.
Основные источники получения йода – морские водоросли и нефтяные буровые воды:
2NaI + MnO2 + 3H2SO4 = I2 + 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O.
Применение:галогены используются в химической промышленности, для очистки воды и отходов, в производстве пластмасс, фармацевтических препаратов, целлюлозы и бумаги, тканей, смазочных материалов.Бром, хлор, фторийодслужат химическими промежуточными звеньями, отбеливающими и дезинфицирующими средствами. Бром и хлор применяются в текстильной промышленности для отбеливания и предотвращения усадки шерсти. Бром также используется в процессах экстракции золота и при бурении нефтяных и газовых скважин. Он применяется как антипирен в производстве пластмасс и как промежуточное звено в производстве гидравлических жидкостей, хладагентов, влагопоглотителей и средств для завивки волос. Бром входит в состав боевых отравляющих газов и огнегасящих жидкостей.
3. Водородные соединения галогенов. Свойства, применение.
HF + H2SO4 ≠ реакция не идёт
HCl + H2SO4 ≠ реакция не идёт
2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O
Йодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии, раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения йода, принимает бурую окраску:
4HI + O2 → 2H2O + 2I2
Растворы галогенов — сильные кислоты, в которых ион H+ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых < 0, но так как ионы I−(в меньшей степени Br−) хорошие комплекообразователи, HI может реагировать даже с серебром (+0,8).
2Ag + 4HI = 2H[AgI2] + H2
4. Хлорная вода. Получение, свойства, применение.
Получение:
Химические свойства:
Применение:Используется для обеззараживания воды в бассейнах способом хлорирования, очень слабый раствор хлора в питьевой воде обеспечивает ее обеззараживания без нанесения большого ущерба здоровью.