« D - ЭЛЕМЕНТЫ. ПОБОЧНАЯ ПОДГРУППА VII ГРУППЫ. СОЕДИНЕНИЯ МАРГАНЦА». «D-ЭЛЕМЕНТЫ. ПОБОЧНАЯ ПОДГРУППА VIII ГРУППЫ. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА»
план-конспект занятия по теме

УЧЕБНАЯ ДИСЦИПЛИНА:         Общая и неорганическая химия.

СПЕЦИАЛЬНОСТЬ:   «Фармация»

РАЗДЕЛ: 2

ЛЕКЦИЯ  №  22

ТЕМА: 2.3.4.         «  D - ЭЛЕМЕНТЫ. ПОБОЧНАЯ  ПОДГРУППА

VII ГРУППЫ. СОЕДИНЕНИЯ МАРГАНЦА».

ТЕМА: 2.3.5. «D-ЭЛЕМЕНТЫ. ПОБОЧНАЯ ПОДГРУППА VIII ГРУППЫ. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА»

МОТИВАЦИЯ.

        Марганец - один из десяти  элементов жизни. Он  является  важным биогенным  элементом, который необходим  для нормального протекания  процессов в организме.

        Из соединений  марганца  наиболее широко  используется в медицинской практике перманганат калия, как антисептическое средство.

        В комплексе с другими компонентами используют  сульфат и хлорид  марганца (II) для  лечения анемии. При больших кровопотерях  также  применяют соединения марганца в сочетании с солями меди (II) и кобальта (II).

Для анализа ряда химических соединений  и лекарственных  препаратов, обладающих  свойствами восстановителей и др. применяют  раствор  перманганата  калия, который и дал  название методу - перманганатометрия.

        Перманганатометрия  используется в клиническом и биохимическом  анализе для определения некоторых ферментов, а также для определения  мочевой кислоты в крови.

        Санитарно-гигиенической практике перманганатометрия  используется для определения окисляемости воды в промышленных и сточных водах.        

Железо самый распространенный металл на земле. Применяют его во всех областях промышленности. Его содержание в земной коре достигает 15 % (масс). В медицине используют препараты железа для лечения и профилактики железодефицитных анемий различной этиологии. Список этих препаратов большой. Знание этой темы необходимо для изучения специальных и химических дисциплин.

ПЛАН  ЛЕКЦИИ.

1.Общая характеристика элементов VII группы, побочной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева.

Характеристика марганца, исходя из его положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, степени окисления, распространение в природе, получение, свойства.

2.Биологическая роль марганца .(самостоятельно)

3.Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды. Марганцовая кислота. Калия перманганат, его окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах.

4.  Применение  калия перманганата  в медицине         (самостоятельно)

5.Общая характеристика элементов VIII группы побочной подгруппы Периодической системы Д. И. Менделеева.

Характеристика железа, исходя из его положения в Периодической системе, с точки зрения теории строения атома, степени окисления, распространение в природе, получение

6.Биологическая роль железа.

7.Физические и химические свойства железа.

8. Соединения железа. Оксиды. Гидроксиды. Соли железа. Сплавы железа.

Качественные реакции на катионы железа (II, III).

9.Применение железа и его соединений в медицине и народном хозяйстве.

1.Общая характеристика элементов VII группы, побочной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева.

Характеристика марганца, исходя из его положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, степени окисления, распространение в природе, получение, свойства.

        Марганец (25Мn) был открыт в 1774 году при исследовании минерала

пиролюзита.

        Марганец принадлежит к весьма распространенным элементам, составляя  0,03% от общего числа атомов земной коры. Небольшие количества Mn содержат многие горные породы. Вместе с тем встречаются и скопления его кислородных соединений, глазкам образом в виде минерала пиролюзита — MnO2•H2O

        ВОЗМОЖНЫЕ   СТЕПЕНИ  ОКИСЛЕНИЯ  МАРГАНЦА:

а)        Mn+2                                                  основные  свойства

б)        Mn+3      неустойчивые  соединения

в)        Mn+4     амфотерные  свойства

г)        Mn+6      неустойчивые  соединения              кислотные  свойства

д)        Mn+7

2.Биологическая роль марганца (самостоятельно).

        Марганец относится к жизненно важным микроэлементам. Концентрируется он в печени, селезенке, почках, костях.

        При недостаточном содержании марганца в организме нарушается фосфорно-кальциевый обмен. Марганец является стимулятором роста                   растений, животных, полового развития и размножения. Он способствует образованию аскорбиновой кислоты из глюкозы в тканях организма, является катализатором при усвоении витамина В1

        Марганец принимает участие в процессах кроветворения, при его недостатке  в организме  развивается  анемия.

        Марганец является   активатором окислительно - восстановительных процессов. Обладает выраженным  липотропным   действием; он предупреждает ожирение печени и способствует общей утилизации жира в организме.

        Недостаток марганца нарушает нормальную функцию центральной нервной системы. Содержится  в пшенице, ржи, свекле, овсе, чесноке, Рекордсмен:  овес 5250 мг %.

3.Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды. Марганцовая кислота. Калия перманганат, его окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах.

СОЕДИНЕНИЯ   МАРГАНЦА    (II)

Mn+2             MnO                  Mn(OH)2                            MnCl2,        MnSO4

MnO   +  2HCl  =  MnCl2 +  H2O

Получение  Mn(OH)2

                        MnSO4 + 2 NaOH   =  Mn(OH)2 ↓+  Na2SO4 

                                                      белый цвет,

                                        при стоянии на воздухе окисляется

2 Mn(OH)2 +  2 H2O  +  O2 =   2Mn(OH)4↓

                                                  бурый цвет

Процесс окисления Mn(II)  в Mn(IV) можно ускорить добавлением перекиси водорода:

Mn(OH)2  +   H2O2    ═   MnO2↓   +  2H2O , следовательно

соединения  марганца (II)  являются   восстановителями.

СОЕДИНЕНИЯ   МАРГАНЦА    (IV)

 Mn+4            MnO2          Mn(OH)4            H4MnO4                     H2MnO3 + H2O

                черные         амфотерные          ортомарганцовая       метамарганцоватистая

                кристаллы            свойства               кислота                        кислота

                                                       бурый цвет

Соли марганцеватистой кислоты         -   манганаты

Mn(OH)4  +  2H2SO4    =   Mn(SO4)2 +  4 H2O

                                       основное

Mn(OH)4 + 2NaOH   =  Na2MnO3    + 3 H2O

                        кислые свойства                    метаманганит

                                                           натрия

Mn+2             +2ē                    Mn+4            - 3ē                   Mn+7

                        окислитель                                 восстановитель

MnO2     +   4 HCl      ═     MnCl2   +    Cl2 +    2H2O

                      окислит.          восстанов

1      MnO2   +4H+ +  2ē             Mn+2  +   2H2O    процесс восстановления, окислитель

1     2 Cl2     1-2ē                        Cl2                                  процесс окисления, восстановитель

MnO2 + 4 H+  + 2 Cl−                Mn+2 +   Cl2  + 2 H2O

2MnO2   + 6 HNO3  + 3PbO2    ═    2HMnO4 + 3Pb(NO3)2  + 2H2O

восстанов.                        окислит.

2           MnO2  + 2 H2O   -3e         MnO4−  + 4 H+   процесс окисления, восстановитель

3           PbO2  + 4 H+      + 2ē      Pb+2   +  2 H2O     процесс восстановления, окислитель

2 MnO2 + 4 H2O + 3 PbO2 + 12 H+                  2MnO4 +   8 H+    3Pb+2 +    6H2O

                                                          4                                                                                     2

СОЕДИНЕНИЯ   МАРГАНЦА    (VI)

Mn+6                  MnO3                        H2MnO4                        K2MnO4

          марганцовистый                     марганцовистая                         манганат калия

                ангидрид                        кислота                        зеленого цвета

                                                                                   существует только

                                                                                             в растворе

                  в свободном виде    не   получены                                    

Манганаты  не устойчивые соединения, они в растворе гидролизуются.

3 K2MnO4  + 2 HOH  ═  2 KMnO4  + MnO2↓  + 4 KOH

                зеленого цв                        роз.-фиолет.          бурый цвет

                           окислитель

                восстановитель

2          MnO4−2   − 1ē              MnO4−                      процесс окисления, восстановитель

1        MnO4−2 + 2H2O + 2ē            MnO2 +4OH −   процесс восстановления, окислитель

2 MnO4−2   + MnO4−2  + 2H2O                      2 MnO4−   +   MnO2   +   4OH−

СОЕДИНЕНИЯ   МАРГАНЦА    (VII)

Mn+7                      Mn2O7                           HMnO4                               KMnO4

Перманганат калия  KMnO4 -  один из наиболее распространенных окислителей. В водных растворах он восстанавливается по разному                            в зависимости от рН  среды:

                кислая  среда                Mn+2     (бурого цв)                    Mэ =

                       +5ē               

MnO−4      +3е    нейтральная                   MnO2   (бурого цв)                        Mэ =

                    слабо-щелочная

                  +1 ē                         

         сильнощелочная                MnO4−2   (зеленого цв.)                Mэ =

Из  схемы видно, что наиболее ярко  KMnO4  проявляет окислительные свойства в кислой  среде.

2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3 H2SO4  = 2MnSO4 + 5 Na2SO4 +K2SO4 +3H2O

        окислитель    восстановитель

2    MnO4− + 8H+                   +5ē           Mn+2 +  4 H2O  процесс восстановления, окислитель

5     SO3−2  + H2O   − 2ē              SO4−2   +   2 H+          процесс окисления, восстановитель

2 MnO4− + 5 SO32− + 16 H+ + 5 H2O              2 Mn+2 + 8 H2O + 5SO4−2  + 10 H+

2 KMnO4 + 3 Na2SO3 +  H2O  =  2MnO2 ↓+ 3 Na2SO4 + KOH

        роз -фиол.                                      бурый

        окислит.  восстанов.

2        MnO4− +  2H2O   +3ē              MnO2   +   4 OH−  процесс восстанов., окислитель

3        SO32−   +  2OH−       − 2ē          SO42−    +   H2O       процесс окисл., восстановитель

2 MnO4− + 4 H2O + 3SO42− + 6OH−         2 MnO20↓+ 8 OH−  + 3 SO4 2− +  3H2O

2 KMnO4 + 3 Na2SO3 +  KOH  =  2K2MnO4 +  Na2SO4 + HOH

                     роз -фиол.

          окислит.  восстанов.

2       MnO4−    + 1ē             MnO42−                        процесс восстанов., окислитель

1        SO3 2− + 2OH−  −2ē        SO42− + HOH        процесс окисл., восстановитель

        2 MnO4− +  SO32−  +  2 OH−          2 MnO42−  +   SO4 2−     +  H2O

Г.

        2 KMnO4 + 5 H2O2 +  3H2SO4 = 2 MnSO4 +  5O2↑ + K2SO4 +  8 H2O

             окис-тель           восст-тель

2      MnO4 −  + 8H+  + 5ē               Mn2+  +  4 H2O  процесс восстанов., окислитель

5       H2O2      −2ē                  O2    +   2H+                   процесс окисл., восстановитель

         2 MnO4−  + 5 H2O2  + 16 H+                   2Mn 2+ + 8H2O +  5SO2 + 10 H+

                                    6

Д.

  2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4  =  2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O

     окис-тель           восст-тель

2      MnO4 −  + 8H+  + 5ē               Mn2+  +  4 H2O     процесс восстанов., окислитель

5      Fe 2+              − 2 ē                         2 Fe 3+              процесс окисл., восстановитель

        2 MnO4−  + 10 Fe2+   + 16 H+                    2 Mn2+  + 8 H2O  + 10 Fe3+

Усиление  основных  свойств

       Mn(OH)2 Mn(OH)3                 Mn(OH)4   H2MnO4     HMnO4

                                                Усиление  кислотных  свойств

4.  Применение  калия перманганата  в медицине         (самостоятельно)

        Перманганат калия KMnO4 - является  сильным  окислителем.  Применяется как антисептическое средство наружно в водных растворах:

• для промывания  ран (0,1-0,5%),  
• для  полоскания  рта и горла (0,01- 0,1%),
• для смазывания язвенных и ожоговых поверхностей (2-5%),
• для спринцеваний и промываний в гинекологической и урологической         практике (0,02 -0,1%).

5.Общая характеристика элементов VIII группы побочной подгруппы Периодической системы Д. И. Менделеева.

Характеристика железа, исходя из его положения в Периодической системе, с точки зрения теории строения атома, степени окисления, распространение в природе, получение

Железо известно с глубокой древности – за 3000-2500 лет до нашей эры. По-видимому, первыми металлами, применявшимися еще в Древнем Египте были медь, олово, золото, свинец и железо. Русское название происходит от санскритского корня «жель», что означает «блестеть», «пылать».

Железо – один из самых распространенных металлов. Его содержание в земной коре достигает 5 % (масс). На поверхности Земли железо встречается преимущественно в виде соединений, образуя залежи железных руд.

Важное значение имеют следующие минералы железа:

- магнетит (магнитный железняк) Fe3O4 (Fe2O3 * FeO)

- гематит (красный железняк) Fe2O3

- лимонит (бурый железняк) Fe2O3 * nH2O

- сидерит (железный шпат) FeCO3

- пирит (железный колчедан) FeS2

6.Биологическая роль железа.

Железо относится к группе жизненно необходимых элементов. Почти все железо в организме человека находится в виде комплексных соединений с белками и только небольшая часть ионизирована. Сосредоточено оно главным образом в эритроцитах крови, в печени, а также в костном мозге. Самая важная функция, которую выполняет железо в организме, является перенос кислорода посредством гемоглобина, действующего как обратимый переносчик газов (O2 и CO2) от легких к тканям и обратно.

Железо участвуют в окислительно-восстановительных процессах в организме, иммунобиологических реакциях, необходимых для процесса роста и кроветворения.

Железо входит в состав дыхательных ферментов каталаз, пероксидазы, а также в состав оксидаз, катализирующих процессы окисления в тканях.

При недостатке железа в организме возникает железодефицитная анемия.

Наилучшими источниками железа являются продукты, из них кишечник всасывает до 30 % железа, а из яиц, хлеба, бобовых только 5 – 10 %. Помогает лучшему усвоению железа лимонная, аскорбиновая кислота и фруктоза, подавляет усвоение железа крепкий чай.

Содержится в яблоках, грушах, гранате, инжире, хурме, айве, рябине сладкой, грибах белых, рыжиках, лисичках, подберезовиках, шампиньонах; луке зеленом, чесноке, дынях, редисе, свекле, землянике, черной смородине, шиповнике.

Рекордсмены: белые грибы свыше 5200, сушеные грибы 3500 мкг %, яблоки 2200, груши 2300.

7.Физические и химические свойства железа.

Химически чистое железо серебристо-белый пластичный металл. Легко намагничивается и размагничивается. Оно обладает хорошей ковкостью, электрической проводимостью и теплопроводностью.

Железо относится к металлам со средней восстановительной активностью.

В ряду напряжения металлов железо располагается после цинка.

1) При обыкновенно температуре железо очень медленно окисляется кислородом воздуха, однако накаленное железо легко сгорает с образованием железа (III) оксида:

4 Fe  +  3 O2  =  2 Fe2O3

2) Однако обычное железо, содержащее различные примеси, во влажной атмосфере быстро покрывается ржавчиной: (учеб. Петрова. Кукушкина. Мехилева)

4 Fe  +  3 O2  +  6 H2O  =  4 Fe(OH)3

      или

4 Fe  +  3 O2  +  nH2O  =  2 Fe2O3 * nH2O

3) В присутствии следов влаги железо легко окисляется хлором Cl2:

2 Fe  +  3 Cl2  =  2 FeCl3

4)                 Fe  +  S  =  FeS

5) С разбавленными кислотами:

Fe + 2 HCl = FeCl2 + H2↑        ;       Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑

6) Концентрированные HNO3 и H2SO4 не реагируют на холоде с железом, т.к. железо пассивируется. При нагревании эти кислоты окисляют железо до Fe3+:

2 Fe  +  6 H2SO4  =  Fe(SO4)3  +  3 SO2↑  +  6 H2O

Fe  +  4 HNO3  =  Fe(NO3)3  +  NO  +  2 H2O

7) В водных растворах солей железо восстанавливает металлы, которые в ряду напряжения металлов стоят правее его:

Fe  +  CuSO4  =  FeSO4  +  Cu

8. Соединения железа. Оксиды. Гидроксиды. Соли железа. Сплавы железа.Качественные реакции на катионы железа (II, III).

Образует соединения ряда железа (II) и железа (III).

FeO          →          Fe(OH)2          →          Fe2+SO4

                  оксид железа (II)                 гидроксид                         соли железа (II)

1. FeO  +  2 HCl  =  FeCl2  +  H2O
2. FeSO4  +  2 NaOH  =   Fe(OH)2↓  +  Na2SO4

                                                            зеленоватый

                                   окисляется кислородом воздуха и водой

Соли железа (II) являются энергичными восстановителями.

10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 = 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

2 Fe+2   –   2 ē   →   2 Fe+3     2      5        пр. окисление                  в-ль

 Mn+7   +   5 ē   →   Mn+2       5      2        пр. восстановление        ок-ль

Качественная реакция на железо (II):

3 FeSO4 + 2 K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2↓ + 3 K2SO4

                                                             турнбулева

                                                                  синь

                                                            дигексациано феррат (III) железа (II)

Fe2O3         →         Fe(OH)3         →         Fe2(SO4)3

                  основный оксид       гидроксид железа (III)                соли железа (III)

                      со слабыми

                    амфотерными

                      свойствами

Fe2(SO4)3   +   6 NaOH   =   2 Fe(OH)3↓   +   Na2SO4

Соли железа (III) являются окислителями.

2 Fe+3Cl3 + 2 KI = 2 FeCl2 + I2 + 2 KCl

Fe3+ + ē → Fe+2      1       2       бурое окрашивание

2 I- - 2 ē → 2 I0       2       1

Качественные реакции на железо (III):

1. Действие роданида-аниона:

FeCl3 + 3 NH4CNS → Fe(CNS)3 + 3 NH4Cl

                                                   р-р кровавокрасный

2. Действие гексациано феррат (II) калия:

4 FeCl3 + 3 K4[Fe(CN)6] ↓ Fe4[Fe(CN)6]3 + 12 KCl

4 Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]-4 = Fe4[Fe(CN)6]3↓

                                                                гексациано феррат (II)  железа (III)

                                                                 синий (берлинская лазурь)

9.Применение железа и его соединений в медицине и народном хозяйстве.

Для профилактики и лечения железодефицитных анемий применяют лекарственные препараты двух- и трехосновного железа. Лучше всасываются и усваиваются препараты двухосновного (закисного) железа, хуже – трехосновное (окисного). Для всасывания необходимо наличие в желудке достаточного количества свободной соляной кислоты (для растворения и диссоциации принятых препаратов), поэтому при секреторной недостаточности желудка препараты железа назначают вместе с желудочным соком или кислотой хлороводородной разведенной.

Восстановители (в т.ч. аскорбиновая кислота) способствуют переходу трехосновного железа в двухосновное, что улучшает всасывание. Белки слизистой оболочки желудка и кишечника и др. образуют с железом комплексы, способствующие всасыванию железа.

Назначают препараты железа для лечения и профилактики железодефицитных (гипохромных) анемий различной этиологии. Таблетки препаратов, содержащих железо, следует проглатывать, не разжевывая.

Препараты железа противопоказаны при гемахроматозе, апластичееской и гемолитической анемии, хронических заболеваниях печени и почек, хронических воспалительных заболеваниях, лейкозах.

Осторожность следует соблюдать при язвенной болезни желудка и 12ти перстной кишки, язвенном колите, энтеритах.

Препараты:

1. Железа закисного лактат (железа лактат)
2. Таблетки «Гемастимулин»    содержит:         кровь сухую пищевую     0, 123

железа лактат      0, 246

меди сульфат      0, 005

3. Таблетки «Фитоферролактол» содержит железа лактат и фитин по 0, 2 г
4. Железа закисного сульфат
5. Таблетки «Феррокаль» содержат: железа сульфат   0, 2

кальция фруктозодифосфата   0, 1      церебролецитина    0, 02

6. Драже «Ферроплекс» содержит 0, 05 FeSO4 и 30 мг аскорбиновой к-ты
7. Конферон (капсулы)
8. Ферро-Градумент, таблетки, покрытые оболочкой, содержащие по 0, 525 г FeSO4. Сульфат железа находится в таблетках в специальной полимерной губкообразной массе (грудумент), что обеспечивает постепенное выделение железа в течение нескольких часов после приема внутрь.
9. Сироп Алоэ с железом.
10. Ферамид (дихлородиникотонамид железа (II))
11. Феррум Лек для В/м и в/в инъекций, содержит в 1 ампуле (2 мл) 0, 1 г трехосновного железа в виде комплекса с мальтозой и другие препараты.

                    Тестовые задания для самоконтроля:

1.Заряд ядра атома железа равен :

А.         +8

Б.         +56

В.         +26

Г.         +16

2.        Общее число электронов у иона Mn2+

А.         23

Б.         25

В.         27

Г.         55

3.        Вещество с металлической связью это :

А.         поваренная соль

Б.         железо

В.         железный купорос

Г.         сахароза

4.        Щелочную среду имеют растворы:

А.         FeSO4

Б.         FeCI3

В.         K2SO3

Г.         Na2CO3

5.        Соли, которые гидролизуются по аниону, - это:

А.        MnCI2

Б.         Na2S

В.         KCIO4

Г.         K2CO3

6.        Соли, которые гидролизуются по катиону, - это:

А.         CaBr2

Б.         FeBr3

В.         NH4NO3

Г.         KNO3

7.        Щелочную реакцию среды имеет раствор :

А.         K2CO3

Б.         KBr

В.         Na2SO4

Г.         FeSO4

8.        Не гидролизуются хлориды

А.         бария

Б.         алюминия

В.         железа (111)

Г.         лития

9.        Соли, которые не подвергаются гидролизу, -это:

А.         FeBr2

Б.         NaBr

В.         Ba(CIO4)2

Г.         Ca(CIO)2

10.        Соли, которые подвергаются гидролизу, - это:

А.         FeSO4

Б.         BaSO4

В.         AgCI

Г.         KF

11.        Высшую валентность марганец имеет в соединении:

А.         MnO3

Б.         K2MnO4

В.         Na2MnO3

Г.         Ca(MnO4)2

12.        Соединение, содержащее Мn+7 в кислой среде, восстанавливается до соединения, содержащего :

А.         Мn+4

Б.         Мn+6

В.         Мn+2

Г.         Мn0

13.        Среди следующих веществ щелочью является:

А.         Zn(OH)2

Б.         Fe(OH)2

В.         Sr(OH)2

Г.         Cu(OH)2

14.        Формула дигидрофосфата железа (III) – это:

А.         FeHPO4

Б.         Fe(H2PO4)3

В.         Fe(H2PO4)2

Г.         Fe2(HPO4)3

15.        Марганцовой кислоте HMnO4 отвечают оксиды:

А.         MnO2

Б.         Mn2O3

В.         Mn2O7

Г.         MnO

16.        Формулы только  кислотных оксидов приведены в ряду:

                А.        CO2,   P2O5,  Na2O;        

                Б.        SO2,    SiO2,  CO32-;

                В.        N2O5,  P2O5 ,  CrO3;

                Г.        N2O3,  N2O,   Mn2O7 ;

17.        Укажите  ряд, в котором  каждый оксид является  солеобразующим:

                А.        Al2O3,   CuO,   SiO2 ;

                Б.        MgO,    SO2,    N2O ;

                В.        P2O5,     SO3,    NO ;

                Г.        Mn2O7,  CrO3,   SiO ;

18.        Укажите ряд, в котором  приведены формулы соответственно  

основного, кислотного и  несолеобразующего  оксидов:

                А.        BaO ,    Al2O3,   CO

                Б.        K2O ,    SO3,   NO

                В.        Na2O ,    ZnO,   P2O5

                Г.        MgO ,    SO2,   Mn2O7

19.Усилить гидролиз хлорида железа (III) можно:

А.         увеличением концентрации хлорида железа (III)

Б.         уменьшением концентрации хлорида железа( III)

В.         добавлением раствора соляной кислоты

Г.         охлаждением раствора

20.        В молекулярном уравнении реакции FeCI3 + Na3PO4  → сумма коэффициентов равна:

А.         4

Б.         6

В.         5

Г.         8

21.        Формуле Fe2S3 соответствует название :
А. сульфит железа 111

Б. сульфат железа 111

 В. сульфат железа 11

 Г. сульфид железа 111

21.        Коэффициент перед перекисью водорода в реакции взаимодействия ее с

перманганатом калия в сернокислой среде должен быть:

А. 2;        В.З;        Д.       1;

Б. 4;        Г. 5;

22.        В медицине в качестве наружного антисептического средства используют

раствор:

A.        КМп04,
Б.       MnS04;

B.        HCI;

Г.       Na2S04.

23.        В реакции взаимодействия хлорида железа (III) с роданидом аммония перед роданидом аммония должен быть коэффициент:

A.        3

Б. 1

B.        2

Г. 4

Д 5

24.        Внешний эффект качественной реакции на катион железа (III) с роданидом
аммония:

A.        бурое окрашивание

Б.     кроваво-красное окрашивание

B.        темно-синий осадок
Г.     черный осадок

Д.     желтый осадок

25.        Внешний эффект качественной реакции на катион железа (II) с гексациано-ферратом (III) калия:

A.        раствор темно-синего цвета;

Б.        раствор кроваво-красного цвета;

B.        осадок красно-бурого цвета;
Г.        осадок зеленоватого цвета;
Д.        осадок темно-синего цвета.

26.        Для проведения качественной реакции на катион железа (III) используют

реактив:

A.        р-р иодида калия;

Б.     р-р гексацианоферрата (III) калия;

B.        р-р гидроксида натрия;
Г.     р-р перманганата калия;

Д.    р-р гексацианоферрата (II) калия.

27.        Внешний эффект реакции взаимодействия хлорида железа (III) с иодидом

калия:

A.        бурое окрашивание раствора;
Б.     бесцветный раствор;

B.        осадок бурого цвета;
Г.     р-р зеленого цвета;

Д.    р-р кроваво-красного цвета.

28.        Внешний эффект реакции взаимодействия хлорида железа (III) с желтой кровяной солью:

A.        бурое окрашивание

Б. зеленоватое окрашивание

B.        осадок черного цвета

Г. осадок темно-синего цвета

Д. р-р кроваво-красного цвета

29.        Коэффициент в реакции взаимодействия хлорида железа (III) с желтой кровяной солью-перед хлоридом железа (III) должен быть:

А. 1        В. 2        Д. 5

Б. 4        Г. 3

30.        Какое из превращений нельзя осуществить в одну стадию:

A. Fe             ► FeCI2

B..NaOH         ►NaCI

B.ZnO        ►   Zn(OH)2

Г. CиSO4 -► Cu(OH)2

31.Наиболее ярко окислительные свойства перманганата калия проявляются в среде:

А.         кислой

Б.         щелочной

В.         нейтральной

32.В сильнощелочной среде MnO4- восстанавливается до:

А.         Mn2+

Б.         MnO42-

В.         MnO20

33.Соли марганцевой кислоты называются:

А.         манганаты

Б.         манганиты

В.         перманганаты

34.Степень окисления марганца в соединении KMnO4 равна:

А.         +7

Б.         +4

В.         +3

Г.         -7

35.Ион MnO4- восстанавливается до Mn2+ среде:

А.         кислой

Б.         нейтральной

В.         щелочной

36.Перманганат калия имеет  цвет:

А.         зеленый

Б.         бурый

В.         розово-фиолетовый

37.В медицине раствор перманганата калия применяется как средство:

А.         рентгеноконтрастное

Б.         антисептическое

В.         успокаивающее

Домашнее задание:

    ЛИТЕРАТУРА  основная:

1.Э. Т. Оганесян, М. З. Книжник «Неорганическая химия», М., «Медицина», 2001 г., стр. с. 352 -  356; стр. 358-361.

В) Конспект лекций.

2.Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е.Неорганическая химия.  Ростов-на-Дону. Феникс. 2005. Стр.262-294

3.Вопросы для самостоятельного конспектирования:

        1. Марганец. Физические и химические свойства.

        2.Биологическая роль марганца.

3.Железо. Физические и химические свойства.

     4. Биологическая роль железа. Получение железа.

     5.Применение железа и его соединений в медицине и народном хозяйстве.

4.        Конспект лекции

Литература дополнительная:

1. Ахметов Н.С. Общая и  неорганическая химия. М.:  Высшая школа,  2009.
2. Глинка Н.Л.  Общая химия.  КноРус, 2009.
3. Егоров А.С. и др. Химия. Пособие репетитор для  поступающих  в ВУЗы. Ростов-на-Дону. Феникс,2003.
4. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. М.:  Экзамен, 2002.

 5.Хомченко Г.П.  Химия для поступающих в вуз. М.:  Новая  Волна, 2007.

     6.Аликберова Л. Занимательная химия. М., «Арт – пресс», 2002 г.

7. Врублевский А. И. Химия. 6000 новых тестов для старшеклассников и абитуриентов. Минск. ЧУП «Издательство Юнипресс», 2007

8.Габриелян О. С, Остроумов И. Г. Химия. Пособие для школьников старших классов и поступающих в ВУЗы. М., Дрофа, 2005.

9.Тамаров М. А. Неорганическая химия. М.: Медицина, Феникс, 2001.

10. Пугачева О. А. Методические рекомендации по самоподготовке к практическим и семинарским занятиям. /учебное пособие: Калуга, 2008.

11.Химия. Пособие-репетитор для поступающих в ВУЗы. Под редакцией профессора В. Н. Чернышова и доцента А. С. Егорова, Ростов-на-Дону, «Феникс», 1997г