Текст книги "Общая и бионеорганическая химия"

Общая и бионеорганическая химия

Предисловие

Дисциплина «Общая и бионеорганическая химия» является первой дисциплиной образовательного модуля «Физико-химические основы жизни», входящего в базовую часть учебного плана студентов, обучающихся по направлению «Биология» в Институте естественных наук УрФУ.

В начальных разделах дисциплины, посвященных изучению общей химии, излагаются основные понятия, теории и законы химии, основу которых составляют учение о строении атома и периодический закон Д. И. Менделеева. В последующих разделах детально рассматриваются строение и свойства химических элементов и их важнейших соединений. Особое внимание уделяется изучению неорганической химии именно биологически значимых элементов.

Таким образом, в основе дисциплины «Общая и бионеорганическая химия» лежат базовые компоненты содержания химической науки:

– индивидуальность химических объектов, проявляющаяся через качественные особенности их свойств и превращений;

– внутренняя активность и реакционная способность веществ, объяснение их на основе структурной, энергетической и кинетической теорий;

– взаимосвязь свойств веществ, их состава и строения;

– качественное и количественное описание химических объектов в их единстве как отражение этой взаимосвязи;

– качественные скачки, происходящие под влиянием количественных изменений;

– дискретность и непрерывность организации вещества.

В программу дисциплины включены также элементы бионеорганической химии, которая является междисциплинарной областью знания, развивается на стыке биологии, химии, медицины, биохимии, молекулярной биологии и является своеобразным мостом между неорганической химией и биохимией.

Занятия по дисциплине «Общая и бионеорганическая химия» проводятся в виде лекций и лабораторных работ.

Настоящее учебно-методическое пособие включает программу дисциплины и перечень вопросов для самостоятельной подготовки студентов по ряду разделов общей химии. Приводятся описания лабораторных работ, направленных на закрепление знаний по химии биогенных элементов, а также на формирование умений проведения лабораторного эксперимента. В описание каждой лабораторной работы включены домашние задания по подготовке к занятию. В заключительной части пособия представлен раздел, содержащий краткое описание биологической роли химических элементов и применения их соединений в медицине. В приложение включена справочная информация (таблицы произведений растворимости, степеней диссоциации электролитов, констант комплексных соединений).

Общая и бионеорганическая химия

Содержание дисциплины

Раздел I. Атомно-молекулярное учение. Строение атома. Периодический закон

Основные положения атомно-молекулярного учения. Основные понятия химии: атом, молекула, химический элемент, простое и сложное вещество, химическое соединение. Основные стехиометрические законы.

История развития представлений о строении атома. Модели строения атома. Двойственная природа электрона. Принцип неопределенности Гейзенберга. Уравнение Шредингера.

Понятие об электронном облаке. Квантовые числа как характеристики состояния электрона в атоме. s-, p-, d-, f-Элементы. Электронная конфигурация атома. Правила заполнения электронных оболочек атомов. Электронные и энергетические формулы атомов и ионов.

Периодический закон Д. И. Менделеева. Физический смысл порядкового номера, номера группы и периода. Периодичность свойств атомов элементов. Изменение атомных и ионных радиусов по периодам и группам. Энергия ионизации и сродство к электрону. Закономерности их изменения по периодам и группам. Понятие об электроотрицательности элементов.

Раздел II. Химическая связь

Природа химической связи и механизм образования химической связи. Валентные и невалентные силы сцепления. Основные типы химической связи.

Ковалентная связь. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования связи. σ– и π-Связи.

Количественные характеристики химических связей. Энергия связи. Длина связи. Кратность связи. Валентный угол. Полярность связи.

Ионная связь. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь. Металлическая связь.

Раздел III. Кинетика химических реакций.

Равновесие в растворах электролитов

Скорость химических реакций и факторы, ее определяющие. Константа скорости химической реакции. Катализ и катализаторы.

Химическое равновесие, константа равновесия.

Растворение как физико-химический процесс. Растворимость веществ. Способы выражения состава растворов.

Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации. Основные представления теории сильных электролитов. Константа диссоциации. Ионное произведение воды.

Водородный показатель, шкала рН.

Труднорастворимые электролиты. Произведение растворимости.

Перевод труднорастворимых осадков в растворимое состояние.

Гидролиз солей. Молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей. Константа гидролиза. Влияние концентрации раствора, температуры, рН среды на степень гидролиза. Случаи полного гидролиза.

Обменные реакции между ионами в растворе. Ионные уравнения. Реакции обмена, осложненные реакциями гидролиза.

Раздел IV. Металлы – элементы главных подгрупп

Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение атомных радиусов, ионизационных потенциалов, электроотрицательности по подгруппе. Изменение металлических свойств в подгруппе. Природные соединения и способы получения простых веществ из них.

Строение и физические свойства простых веществ: изменение плотности, температур плавления с увеличением атомного номера по подгруппе.

Химические свойства простых веществ. Изменение восстановительных свойств. Отношение металлов к водороду, кислороду, галогенам, азоту, углероду, сере, металлам, воде. Кислородные соединения металлов. Соединения с неметаллами: получение, строение и свойства. Гидроксиды: получение, свойства, строение, применение. Соли. Галогениды.

Области применения, вытекающие из физических и химических свойств простых и сложных веществ. Биогенная роль элементов.

Токсичность соединений.

Раздел V. Металлы – элементы побочных подгрупп

Переходные металлы первого переходного ряда (3d-элементы). Изменение физических и химических свойств простых веществ и соединений 3d-металлов (кислотно-основные и оксилительновосстановительные свойства, склонность к комплексообразованию).

Биогенная роль элементов.

Комплексообразующая способность ионов металлов. Номенклатура комплексных соединений. Классификация комплексных соединений. Диссоциация комплексных ионов в растворе, константы нестойкости и устойчивости комплексных соединений.

Участие соединений 3d-элементов в окислительно-восстановительных реакциях. Типы окислительно-восстановительных реакций. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Раздел VI. Неметаллы IIIA–VA подгрупп

Бор. Углерод. Кремний. Азот. Фосфор. Общая характеристика элементов. Строение атомов и возможные степени окисления. Нахождение в природе и получение. Строение, физические и химические свойства простых веществ.

Углерод, его аллотропные модификации. Химические свойства углерода. Карбиды. Оксиды углерода (II) и (IV), строение молекул, химические свойства. Угольная кислота и ее соли.

Кремний. Диоксид кремния и кремниевые кислоты. Силикаты и их полимерная структура.

Азот, строение молекулы, химические свойства. Реакции, приводящие к фиксации атмосферного азота. Аммиак, физические и химические свойства. Соли аммония, их поведение при нагревании. Участие соединений азота в кислотно-основных и окислительновосстановительных реакциях. Оксиды азота. Азотная и азотистая кислоты, строение молекул, устойчивость, кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Термическое разложение нитратов. Фосфор, аллотропные модификации. Оксокислоты фосфора, строение молекул, кислотные и окислительно-восстановительные свойства.

Круговорот углерода, азота и фосфора в природе. Биологическая роль неметаллов IIIA–VA подгрупп.

Раздел VII. Неметаллы VIA подгруппы

Кислород. Сера. Общая характеристика VIA подгруппы.

Кислород. Молекулярный кислород и озон: строение молекул, физические и химические свойства. Озоновый слой в атмосфере, его роль и реакции, приводящие к разрушению. Пероксид водорода. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.

Сера. Взаимодействие с металлами и неметаллами. Сульфиды: классификация и растворимость. Оксид серы (IV). Сернистая кислота и ее соли, участие в окислительно-восстановительных реакциях. Серная кислота. Зависимость окислительных свойств серной кислоты от концентрации. Термическая устойчивость сульфатов. Биологическая роль кислорода и серы, их круговорот в природе.

Раздел VIII. Неметаллы VIIA подгруппы и водород

Галогены. Общая характеристика элементов. Строение атомов и возможные степени окисления. Нахождение в природе и получение. Строение, физические и химические свойства простых веществ.

Специфические свойства фтора и его соединений. Галогеноводороды, получение, изменение физических и химических свойств в подгруппе. Кислородные соединения галогенов.

Биологическая роль галогенов.

Водород. Особенности положения водорода в Периодической системе Д. И. Менделеева, его физические и химические свойства как простого вещества, промышленные и лабораторные способы получения, применение. Соединения водорода в степени окисления «–1».

ТЕМА «СТРОЕНИЕ АТОМА И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ»

Вопросы для самостоятельной подготовки

Атомно-молекулярное учение

1. Какие частицы называются атомами и молекулами? Приведите примеры.

2. Дайте современное определение понятия «химический элемент».

3. Определите понятие «вещество». Какие вещества называются простыми и сложными?

4. Отличаются ли понятия «вещество» и «химическое соединение»? Чем отличается химическое соединение от смеси веществ?

Теория строения атома

1. Какие открытия послужили основой для создания моделей строения атома?

2. Объясняет ли планетарная модель строения атома, предложенная Резерфордом, линейчатые спектры газообразных атомов?

3. Сформулируйте основные положения теории строения одноэлектронных атомов Бора.

4. В чем суть принципа неопределенности Гейзенберга?

5. Что характеризуют радиальная и угловая части волновой функции в уравнении Шредингера для атома водорода?

6. Что называется атомной орбиталью?

7. Что характеризует главное квантовое число (n) и какие значения оно может принимать?

8. Что характеризует орбитальное квантовое число (ℓ), какие значения оно принимает и какова форма s-, p– и d-орбиталей?

9. Что характеризует магнитное квантовое число (m), какие значения оно принимает?

10. Какое количество s-, p– и d-орбиталей возможно для данного значения n?

11. Что такое спин электрона и спиновое квантовое число?

12. Что такое электронная конфигурация атома?

13. Назовите принципы заполнения электронами в атоме энергетических уровней, подуровней, орбиталей.

14. Сформулируйте правила Клечковского.

15. Как формулируется принцип Паули? Рассчитайте максимальное количество электронов на s-, p– и d-орбиталях. Чему равно число электронов, находящихся на энергетическом уровне?

16. Сформулируйте правило Гунда.

Периодический закон и Периодическая система

Д. И. Менделеева

1. Почему в Периодической системе Д. И. Менделеева некоторые элементы расположены не в соответствии с ростом их атомных масс? 2. Какова физическая сущность порядкового номера элемента в Периодической системе Д. И. Менделеева?

3. Какова физическая сущность номера периода в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева?

4. В чем физический смысл номера группы для элементов главных подгрупп Периодической системы Д. И. Менделеева?

5. Изобразите распределение электронов в атомах ²⁴Cr и ²⁹Cu и обозначьте переход («провал») электронов с 4s на 3d– орбитали. 6. Охарактеризуйте периодическое изменение свойств элементов. Все ли свойства элементов изменяются периодически?

7. Что такое орбитальный и эффективный радиусы атома?

8. Как измененяются величины радиусов атомов в малых и больших периодах? Что называется d– и f-сжатием?

9. Как изменяются величины радиусов атомов в главных и побочных подгруппах Периодической системы Д. И. Менделеева?

10. Что такое энергия ионизации? Как изменяется ее величина в периодах и группах?

11. Дайте определения сродства атома к электрону. Каковы закономерности его изменения в периодах и группах?

12. Что такое электроотрицательность элемента? Как изменяются величины относительной электроотрицательности элементов по периодам и группам?

13. Почему в пределах главного периода физические и химические свойства элементов изменяются неравномерно?

14. Что называется вторичной периодичностью и как она объясняется на основании теории строения атома?

Химическая связь

1. Какова причина образования химической связи между атомами?

2. Охарактеризуйте основные типы химической связи.

3. Опишите механизм образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный. Какова природа донорно-акцепторной связи? Приведите примеры соединений с ковалентной связью.

4. Какая связь называется полярной? Как оценить полярность связи между атомами?

5. Какие связи называются σ– и π-связями?

6. Охарактеризуйте ионную связь и ее свойства. Приведите примеры соединений с ионной связью.

7. Охарактеризуйте силы Ван-дер-Ваальса: ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия.

8. В чем заключается природа водородной связи?

9. Охарактеризуйте металлическую связь.

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ

1. Рекомендации к оформлению отчетов по лабораторным работам

После проведения лабораторной работы должен быть подготовлен отчет, выполняется он в отдельной тетради. В отчете необходимо указать название работы и сформулировать общую цель, после чего последовательно описать проводимые опыты.

Описание каждого опыта должно содержать следующие разделы:

1. Название опыта.

2. Методика проведения опыта (краткое его описание).

3. Подробные наблюдения: изменение цвета раствора; выделение газа, его цвет и запах; выделение тепла или света; выпадение осадка, его цвет и характер.

4. Уравнения реакций, протекающих в ходе опыта, и объяснения наблюдаемых явлений.

5. Вывод по опыту.

Описание опытов рекомендуется оформлять в виде таблицы.

Пример оформления отчета по лабораторной работе:

Лабораторная работа №

Название работы

Цель работы: (формулируется согласно теме работы).

Понятия и определения: (приводится обобщенная характеристика свойств элементов и их соединений, рассматриваемых в работе).

2. Лабораторные работы

Теоретическая часть

Скорость химической реакции, ее зависимость от различных факторов. Физический смысл константы скорости химической реакции. Катализ и его виды. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции.

Домашнее задание

1. Если температурный коэффициент реакции равен 3, как изменится ее скорость при повышении температуры от 80 до 110 °C? 2. Каким образом можно сместить равновесие реакции в сторону образования продуктов реакции (реакция экзотермическая)?

Экспериментальная часть

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от природы реагента

В одну пробирку налить раствор хлороводородной кислоты с концентрацией 2N, в другую – раствор уксусной кислоты той же концентрации. Поместить в каждую пробирку по грануле цинка.

Объяснить причины различной скорости протекания реакций.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от концентрации

В две пробирки поместить по одной грануле цинка. В первую прилить 2–3 мл раствора хлороводородной кислоты концентрации 1N, в другую – концентрации 4N. Наблюдать выделение водорода, объяснить, почему во второй пробирке газ выделяется интенсивнее.

Опыт 3. Зависимость скорости реакции от температуры

В две пробирки налить раствор хлороводородной кислоты с концентрацией 1N. Одну из пробирок поместить в стакан с горячей водой и выдержать 2–3 мин, затем в каждую из пробирок поместить по одной грануле цинка. Объяснить, почему в нагретой пробирке водород выделяется интенсивнее.

Опыт 4. Зависимость скорости реакции от катализатора

В три пробирки налить 3 %-й раствор пероксида водорода. Затем внести по одному шпателю: в первую – диоксид кремния, во вторую – оксид железа (III), в третью – диоксид марганца. Тлеющей лучинкой определить выделяющийся газ. Записать уравнения реакции, выяснить, какую роль в этой реакции играют оксиды.

Опыт 5. Зависимость скорости реакции от размера площади поверхности реагента

В две пробирки налить раствор хлороводородной кислоты с концентрацией 2N, в одну поместить порошок СаСО₃, в другую – кусочек СаСО₃. Объяснить, почему с порошкообразным СаСО₃ реакция протекает быстрее.

Опыт 6. Влияние концентрации реагентов и продуктов на смещение равновесия

Смешать в стаканчике по 2 капли концентрированных растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Раствор приобретает темнокрасную окраску из-за образования роданида железа (III). Добавить около 10 мл дистиллированной воды. Полученный раствор разделить на четыре пробирки. Внести в первую пробирку концентрированный раствор хлорида железа (III), во вторую – концентрированный раствор роданида калия, в третью – 1–2 шпателя кристаллического хлорида калия, четвертую оставить без изменений для контроля. Сравнить окраски растворов в первых трех пробирках с окраской четвертой. Сделать вывод о смещении равновесия.

Опыт 7. Влияние температуры на смещение равновесия

В пробирку с водой добавить несколько капель раствора иода и раствора крахмала. Нагреть и наблюдать изменение окраски, затем охладить и снова отметить цвет раствора. Предположить, каков тепловой эффект реакции.

Теоретическая часть

Физические и химические свойства металлов IA и IIA групп, особенности их взаимодействия с кислородом. Амфотерный характер оксида и гидроксида алюминия.

Определение электролитической диссоциации, основные положения теории Аррениуса. Сильные и слабые электролиты, водородный показатель.

Домашнее задание

1. Охарактеризуйте способы получения щелочных и щелочноземельных металлов.

2. Приведите примеры малорастворимых солей щелочных и щелочноземельных металлов. Какими реакциями можно обнаружить в растворе ионы Na⁺ и К⁺?

Экспериментальная часть

Опыт 1. Взаимодействие металлов с кислородом а) Щелочные металлы (демонстрационный). В железную ложечку поочередно положить кусочки металлического натрия и калия, внести в пламя спиртовки и нагреть до воспламенения. Отметить цвет пламени.

б) Магний. Бросить немного порошка магния в пламя горелки.

Наблюдать вспышку.

Опыт 2. Взаимодействие металлов с водой а) Натрий (демонстрационный). В фарфоровую чашку с водой поместить кусочек натрия. Определить реакцию среды получившегося раствора с помощью лакмуса или фенолфталеина.

б) Магний и алюминий. В две пробирки с водой внести немного порошка магния и алюминия. Нагреть обе пробирки. Отметить интенсивность протекания реакции в каждой из пробирок.

в) Алюминий (демонстрационный). Пластинку очистить наждачной бумагой. На свежую поверхность металла нанести каплю раствора Hg(NO₃)₂. Когда поверхность станет серой, смоченное место слегка растереть ватой и оставить на воздухе. Наблюдать образование хлопьев гидроксида алюминия.

Опыт 3. Взаимодействие алюминия с кислотами и щелочами а) В две пробирки налить растворы HCl и HNO₃. В каждую из них поместить по грануле алюминия. Какие газы выделяются в процессе реакций?

б) Налить в пробирку 3–5 мл 20 %-го раствора NaOH и насыпать немного порошка алюминия. Определить выделяющийся газ.

Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов металлов IIA группы и алюминия а) К растворам сульфата магния и хлоридов кальция, стронция и бария прилить раствор гидроксида натрия. Отметить образование осадков и их цвет. Растворить каждый из осадков в хлороводородной кислоте. Сравнить растворимость гидроксидов экспериментально и по значениям произведения растворимости (ПР).

б) К раствору сульфата алюминия прилить раствор сульфида аммония. Полученный осадок промыть на фильтре водой и разделить на две части. К одной из них прилить хлороводородную кислоту, к другой – гидроксид натрия. Сделать вывод о природе осадка.

Опыт 5. Окрашивание пламени соединениями металлов

Очистить нихромовую проволоку, опуская ее в соляную кислоту и прокаливая в пламени спиртовки. Затем опустить проволоку в раствор хлорида кальция и снова внести в пламя. Наблюдать окрашивание пламени. Проделать аналогичный опыт с хлоридами натрия, калия, стронция и бария.