7.4. Тестовые задания

1. Электронное строение атома хлора ₁₇Cl:

а) 1s²2s²2p⁶3s³3p⁴ в) 1s²2s²2p⁶3s¹3p⁶

б) 1s²2s²2p⁶3s²3p5 г) 1s²2s²2p⁶3s⁰3p⁶3d¹

2. Электронное строение атома брома ₃₅Br:

а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s²4p⁶ в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s⁰4p⁸

б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶ г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵

3. Окислительная способность атомов в периодах с увеличением порядкового номера р – элементов:

а) уменьшается в) не меняется

б) увеличивается г) отсутствует закономерность

4. Свойства, проявляющиеся у оксидов р – элементов высших степеней окисления:

а) основные в) амфотерные

б) кислотные г) восстановительные

5. Наиболее сильная кислота:

а) H₂SiO₃ б) HNO₃ в) H₂SO₄ г) HClO₄

6. Взаимодействие Cl₂ с Са(ОН)₂ выражается уравнением:

а) 2Ca(OH)₂ + 2Cl₂ = 2CaCl₂ + 2H₂O + O₂

б) 2Ca(OH)₂ + 2Cl₂ = CaCl₂ + 2H₂O + Ca(ClO)₂

в) 2Ca(OH)₂ + Cl₂ = Ca(ClO)₂ + H₂O + CaO

г) 2Ca(OH)₂ + 2Cl₂ + 4H₂O = Ca(ClO₃)₂ + CaCl₂ + 2H₂O + 4H₂

7. Схема уравнения качественной реакции на ион брома Br^-:

а) Br^- + K₂CrO₄ → в) Br^- + BaCl₂ →

б) Br^- + AgNO₃ → г) Br^- + HCl →

8. Схема уравнения качественной реакции на ион хлора Cl^-:

а) Cl^- + AgNO₃ → в) Cl^- + H₂SO₄ →

б) Cl^- + NaNO₃ → г) Cl^- + K₂CrO₄ →

9. Для нормальной деятельности щитовидной железы необходим элемент:

а) I^- б) Cl^- в) Ca²⁺ г) Fe²⁺

10. Заболевание, вызываемое недостатком микроэлемента фтора в организме:

а) рахит б) флюороз в) кариес г) кретинизм

11. Заболевание, вызываемое недостатком микроэлемента йода в организме:

а) кретинизм б) эндемический зоб в) рахит г) флюороз

12. Наиболее слабая кислота:

а) H₂SiO₃ б) HNO₃ в) H₂SO₄ г) H₂СО₃

13. Самую высокую электроотрицательность и сродство к электрону имеет элемент:

а) Cl б) F в) Br г) I

14. Название класса водных растворов галогеноводородов:

а) соль б) оксид в) кислота г) основание

15. Жидкий галоген, вызывающий сильные ожлги кожи:

а) хлор б) бром в) йод г) фтор

16. Возможна реакция:

а) KBr + I₂ в) KI + Br₂

б) KF + Cl₂ г) KCl + Br₂

17. Реакция диспропорционирования:

а) Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO + H₂O в) F₂ + Cl₂ = 2ClF

б) 2KBr + Cl₂ = Br₂ + 2KCl г) 2K + Cl₂ = 2KCl

18. Галогеносодержащее соединение, являющееся восстановителем:

а) NH₃ б) KI в) NaH г) F₂

Приложение 1

Основной целью экзамена является контроль за достижением конечной цели курса, состоящий в формировании фундаментальных знаний по общей и неорганической химии. Содержание экзамена находится в строгом соответствии с учебной программой по общей и неорганической химии для студентов, обучающихся по специальности 060301 – фармация.

Организационно студенту предлагается экзаменационный билет, содержащий два теоретических вопроса, один практический вопрос и задачу.

В ходе экзамена разрешается студентам пользоваться справочным материалом и программой.

Программа дисциплины «общая и неорганическая химия» (первый и второй вопросы экзаменационных билетов)

Введение.

1. Предмет, задачи и методы общей и неорганической химии, ее место в системе естес­твенных наук и фармацевтического образования, значение химии для развития медицины и фармации.

2. Основные законы, положения и понятия общей и неорганической химии. Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента, закон эквивалентов.

3. Номенклатура основных классов неорганических веществ.

4. Расчеты по химическим формулам и уравнениям.

5. Техника безопасности и правила работы в лабораториях хими­ческого профиля.

6. Обработка результатов наблюдений и измерений.

7. Основные способы выражения концентраций растворов.

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Основные закономерности протекания химических процессов. Химическая термодинамика. Термодинамика химического равновесия.

8. Система и внешняя среда. Типы систем. Состояние системы и функции состояния.

9. Реакции с выделением и поглощением энергии. Тепловые эффекты. Внутренняя энергия и энтальпия веществ. 1 закон термоди­намики.

10.Термохимические уравнения. Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ. Понятие о термохимии. Закон Гесса, следствия из закона Гесса. Расчёты изменения стандартных энтальпий химических реакций и физико-химических превращений.

11. II закон термоди­намики. Направ­ленность и глуби­на протекания химических реакций. Химическое равновесие.

12. Понятие об энтропии, как меры неупорядоченности системы. Зависимость величин энтальпии и энтропии от положения элемента, образующего химическое соединение в ПС.

13. Термодинамические потенциалы - энергия Гиббса и энергия Гельмгольца как критерий самопроизвольного протекания процесса и термодинамической устойчивости химических соединений. Таблицы стандартных энергий Гиббса образования веществ и расчёты. Определение направления самопроизвольного протекания химической реакции.

14. Химическая кинетика. Молекулярная и формальная кинетика, скорость химических реакций.

15. Реакции простые и сложные. Механизм химических реакций. Средняя и мгновенная скорость реакции. Факторы, влияющие на скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах.

16. Зависимость скорости простой реакции от концентрации. Закон действующих масс (ЗДМ). Порядок реакции. Константа скорости реакции.

17. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.

18. Энергия активации. Зависимость энергии активации от типа реагирующих частиц. Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора. Ферментативный катализ.

19. Обратимые и необратимые химические реакции. Состояние химического равновесия. Условия химического равновесия в гомогенных и гетерогенных системах. Качественная ее характеристика.

20.Кинетическая трактовка химического равновесия. ЗДМ для химического равновесия. Концентрационная константа равновесия, ее физический смысл. Константа химического равновесия и её связь со стандартным изменением энергии Гиббса и энергии Гельмгольца процесса. Определение направления протекания реакции в системе путём сравнения соотношения произведения концентраций и значения константы равновесия. Зависимость ∆G и Кр, от температуры.

21. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье-Брауна.

Учение о растворах.

22. Дисперсные системы. Характеристика истинных растворов, их роль в фармации и медицине. Химическая и физическая теории растворов. Процесс растворения. Изменение свойств растворенного вещества и растворителя. Свойства растворителей. Растворимость. Факторы, влияющие на растворимость. Процесс растворения как физико-химический процесс.

23. Термодинамика процесса растворения. Растворимость газов в жидкостях (законы Генри, Дальтона, Генри-Дальтона). Зависимость растворимости газа от концентрации растворенных в воде электролитов (закон И.М.Сеченова).

24. Коллигативные свойства растворов. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Роль осмотического давления в биологии, медицине, фармации. Плазмолиз, гемолиз, тургор. Изотонические, гипер- и гипотонические растворы.

25. Основные положения теории электролитической диссоциации. Процессы ионизации и диссоциации, влияние на них природы растворителя и Растворенного вещества. Термодинамический анализ процесса диссоциации, ее ступенчатый характер. Степень диссоциации и ее зависимость от температуры, одноименных Ионов, концентрации. Сильные и слабые электролиты. Константа ионизации – Ка, Кв.

26. Диссоциация молекул воды. Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. Общая теория протолитических рав­новесий и процессов. Водо­родный показатель - рН, рН раство­ров сильных кислот и оснований. Понятие об индикаторах и буферных растворах.

27. . Рав­новесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита. Произведение растворимости ПР или константа растворимости - K_s. Условия образования и растворения осадков.

28. Гидролиз солей. Термодинамика и механизм гидролиза по катиону и аниону с позиции поляризационного взаимодействия ионов соли с молекулами воды. Степень и константа гидролиза. Смещение равновесия при гидролизе.

29. Общая теория протолитических рав­новесий и процессов. Теории кислот и оснований: недостатки теории кислот и оснований Аррениуса. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури. Основные определения. Типы протолитических реакций. Электронная теория кислот и оснований. Кислоты и основания Льюиса. Представление о жестких и мягких кислотах и основаниях (концепция Пирсона).

30. Процессы ионизации (диссоциации), гидролиза, реакции нейтрализации, амфотерности гидроксидов с точки зрения различных теорий кислот и оснований. Обменные реак­ции в растворах. Реакции нейтрализации. Амфотерные электролиты (Амфолиты).

31 рН растворов слабых кислот, оснований и гидролизующихся солей. Роль ионных взаимодействий при метаболизме лекарств, в анализе лекарственных препаратов, при приготовлении лекарственных смесей. Химическая совместимость и несовместимость лекарственных веществ.

Строение вещества. Окислительно-восстановительные реакции. Комплексные соединения.

32. Основные положения квантовой механики: квантовая теория излучения Планка-Эйнштейна; корпускулярно-волновой дуализм; уравнение Луи-де-Бройля; принцип неопределенности Гейзенберга. Орбиталь. Четыре квантовых числа.

33. Спектры атомов как источник информации об их строении. Квантово-механическая модель строения атомов. Электронные формулы и электронно-структурные схемы атомов.

34. Графическое изображение атомных орбиталей: модель электронного облака, граничная поверхность, квантовая ячейка. Основные закономерности формирования электронных оболочек атомов: принцип наименьшей энергии, правило Паули (подуровень, его электронная емкость; уровень, электронная емкость уровней); правило Гунда, эмпирическое правило составления электронных формул.

35. Электронные оболочки атомов и Периодический закон Д.И. Менделеева, его современная трактовка на основе квантово-механической теории строения атомов. Закон Мозли. Работы Чедвика. Изотопы. Применение «меченных» атомов в медицине.

36. ПС и ее варианты: короткопериодичный и длиннопериодичный. Структура короткопериодичного варианта ПСЭ: периоды, группы, подгруппы, семейства, s-, р-, d-, f-классификация элементов. Периодический характер изменения свойств атомов элементов (орбитальный радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность) и свойств простых веществ, оксидов, гидроксидов и водородных соединений элементов.

37. Типы химической связи и физико-химические свойства соединений с ковалентной, ионной и металлической связью. Основные характеристики химической связи: энергия, длина, направленность, валентный угол. Двухэлектронная связь по Гейтлеру-Лондону (на примере молекул Н₂).

38. Метод ВС. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Электронно-структурные диаграммы молекул, делокализованная (многоцентровая) связь. Насыщаемость и направленность связи, σ- и π- связи, кратность связей. Поляри­зуемость и полярность связи.

39. Гибри­дизация АО и пространственное рас­положение атомов в молекулах. Условия устойчивой гибритизации. Недостатки метода ВС. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие, разрыхляющие и не связывающие σ- и π-МО, их энергия и форма. Заполнение МО электронами. Кратность связи в ММО.

40. Поляризация ковалентной связи. Дипольный момент связи и полярной молекулы. Свойства соединений с ковалентной связью.

41. Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи, ее ненасыщаемость и ненаправленность. Ионные кристаллы. Свойства ионных кристаллов.

42. Межмолекулярные взаимодействия и их природа. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие. Роль межмолекулярного взаимодействия в образовании молекулярных кристаллических решеток, в процессах образования растворов, электролитической диссоциации.

43. Водородная связь и её разновидности, биологическая роль. Поляризация ионов, поляризуемость и поляризующее действие; факторы, от которых они зависят: тип электронной оболочки, ионный потенциал. Теоретические основы методов исследования строения химических соединений.

44. Определение понятия – комплексное (координационное) соединение (КС). Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сфера, координационное число центрального атома, дентатность лигандов. Способность атомов различных элементов к комплексообразованию. Классификация и номенклатура КС. Комплексные кислоты, основания, соли. Пи-комплексы. Карбонилы металлов. Хелатные и макроциклмческие КС. Металлоферменты.

45. Типы центральных атомов по строению электронных оболочек. Типы лигандов по донорному атому. Природа химической связи в комплексных соединениях. Устойчивость КС, факторы, от которых она зависит. Работы Чугаева, Черняева. Изомерия КС. Понятие о теории кристаллического поля и теории поля лигандов. Объяснение окраски КС переходных металлов. Основы теории цветности КС. Образование и диссоциация КС в растворах, константы нестойкости комплексов.

46. Биологическая роль КС, металлоферменты, химические основы применения КС в фармации и медицине.

47. Реакции с перено­сом электронов - окислительно-вос­становительные реакции (ОВР). Общая теория редокс-равновесий и процессов. Электронная теория ОВР (Л.В. Писаржевский). Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от поло­жения элемента в ПСЭ. Изменение степени окисления атомов элементов в ОВР. Сопряжённые пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная двойственность.

48. Количественная характеристика окислительной и восстановительной способности веществ и процессов. Стандартное изменение энергии Гиббса ОВР и стандартные редокс-потенциалы. Определение направле­ния протекания ОВР по разности окислительно-восстанвительных потенциалов. Влияние рН среды и внешних условий на направление ОВР и характер образующихся продуктов. Роль редокс-процессов в метаболизме.

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Свойства s- и d - элементов.

49. Химия s - элементов. Общая характеристика. Их биологическая роль в минеральном балансе организма. Водород. Общая характеристика. Особенности положения в ПСЭ, реакции с кислородом, галогенами, металлами, оксидами. Вода. Пероксид водорода. Физико-химические свойства. Аквакомплексы. Кристаллогидраты. Дистиллированная и апирогенная вода. Природные и минеральные воды. Характеристика и реакционная способность соединений водорода с другими элементами: кислородом, азотом, углеродом, серой. Особенности поведения водорода в соединениях с сильно и слабо полярными связями. Ион водорода, ион оксония, ион аммония.

50. S - элементы-металлы. Общая характеристика свойств элементов Iа -IIа групп и катионов металлов в растворах, энергия гидратации ионов. Взаимодействие металлов с кислородом, водородом, водой, кислотами. Взаимодействие с водой оксидов, пероксидов и гипероксидов. Свойства гидроксидов и гидридов. Соли щелочных и щелочноземельных металлов: сульфаты, галогениды, фосфаты; их растворимость, способность к комплексообразованию. Ионофоры. Их роль в мембранном переносе калия и натрия. Ионы Mg²⁺ и Са²⁺ как комплексообразователи. Реакция с комплексонами. Макро- и микро- S-элементы. Поступление в организм с водой. Жесткость поды. Изоморфные замещения ионов кальция стронцием. Биологическая роль металлов в минеральном балансе организма. Токсичность соединений бериллия. Химические основы применения соединений лития, натрия, калия, магния, кальция, бария в медицине и фармации.

51. Общая характеристика d - элементов Характерные особенности: перемен­ные степени окисления, образование комплексов, окраска соединений. Вторичная периодичность в семействах d-элементов. Лантаноидное сжатие и сходство d-элементов V и VI периодов. Элементы I-Vв групп, f-элементы как аналоги d - элементов IIIв группы.

52. Элементы VIв группы. Общая характеристика. Хром. Простое вещество и его химическая активность. Соединения хрома(II), (III), (VI): кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства, способность к комплексообразованию, закономерности их изменения при переходе от низших степеней окисления к высшим.

53. Молибден и вольфрам. Общая характеристика, изополи- и гетерополикислоты. Биологическое значение d-элементов VI группы, химические основы применения соединений в фарманализе.

54. Общая характеристикa d – элементов VIIв группы. Марганец, Химическая активность простого вещества. Соединения марганца (II), (III), (IV),(VI), (VII): КО и ОВР характеристика сое­динений, способность к комплексообразованию. Влияние рН на свой­ства. Оксид марганца (IV). Манганаты: термическая устойчивость, диспропорционирование. Перманганаты: окислительные и антисептические свойства. Применение.

55. Общая характеристика элементов d - элементы VIII группы, деление элементов на семейства железа и платиновые металлы. Железо, кобальт, никель. Химические свойства простых веществ, способность к комплексообразованию. Соединения железа (II), (III) и (VI): КО и ОВ характеристика, комплексные соединения. Гемоглобин и железосодержащие ферменты и фармпрепараты. Соединения кобальта (II) и (III), никеля (II): КО и ОВ характеристика, комплексные соединения. Никель и кобальт как микроэлементы. Семейство платины.

56. Общая характеристика d- элементов I группы. Физические и химические свойства простых веществ. Соединения меди (I) и меди (II), их КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. КС меди (II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами. Комплексный характер медьсодержащих ферментов и химизм их действия в метаболических реакциях. Природа отрасли соединений меди. Химические основы применения соединений меди в медицине и фармации.

57. Соединения серебра, их КО и ОВ характеристики (бактерицидные свойства ионов серебра). Способность к комплексообразованию, КС серебра с галогенидами, аммиаком, тиосульфатами. Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов и в фарманализе.

58. Золото. Соединения золота (I) и золота (III), их КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Химические основы применения золота и его соединений в медицине и фармации.

59. Общая характеристика d-элементов II группы. Цинк. Общая характеристика, химическая активность простого вещества; КО и ОВ свойства соединений цинка. КС цинка. Комплексная природа цинкосодержащих ферментов и химизм их действия. Химические основы применения в медицине и фармации соединений цинка.

60. Ртуть. Общая характеристика, отличительные от цинка и кадмия свойства: пониженная химическая активность простого вещества, ковалентность образуемых связей с мягкими лигандами, образование связи между атомами ртути. Окисление ртути серой и азотной кислотой. Соединения ртути (I) и ртути (II), их КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Химизм токсичного действия соединений кадмия и ртути. Химические основы применения соединений ртути в медицине и фармации.

Свойства p – элементов.

61. Общая характеристика р - элементов IIIa группы. Электронная дефицит­ность и её влияние на свойства эле­ментов группы и их соединении, Бор Алюминий. Простые вещества и их химическая активность. Соединения бора: бориды, гидриды, гидридобораты, галогениды, борный ангидрид, борная кислота и бораты. Тетраборат натрия. Эфиры борной кислоты. Качественная реакция на бор, её использование в фарманализе. Биологическая роль бора. Анти­септические свойства борной кислоты и её солей. Соединения алюминия: разновидности оксида, амфотерность гидроксида, алюминаты. Ион алюминия как комплексообразователь. Безводные соли алюминия и кристаллогидраты. Галогениды, гидрид и гидридоалюминаты (аланаты). Квасцы. Применение в медицине и фармации.

62. Элементы IVa группы. Общая характеристика. Углерод. Аллотропия. Типы гибридизации АО. Углерод-основа органических молекул. Свойства простых веществ. Активи­рованный уголь как адсорбент. Углерод в отрицательных и положи­тельных степенях окисления: КО и ОВ свойства. Карбиды. Оксид углерода (II) как лиганд. HCN и цианиды, их токсичность. Соединения углерода (IV): оксид, угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, гидролиз, термическое разложение. Соединения с галогенами и серой, СС1₄, фосген, фреоны, сероуглерод, тиокарбонаты. Цианаты и тиоцианаты. Биологическая роль соединений, применение в медицине и фармации.

63. Кремний. Основное отличие от уг­лерода: отсутствие π- связи в соеди­нениях. Силициды, силаны, галоге­ниды. Кислородные соединения. Оксид кремния (IV), кремниевая кислота, её соли, растворимость и гидролиз. Силикагель. Природные силикаты и алюмосиликаты, цеоли­ты. Кремнийорганические соедине­ния. Силиконы, силоксаны. Использование в медицине соединений кремния. Элементы подгруппы германия. Общая характеристика. Гидриды и галогениды типа ЭГ₂ и ЭГ₄. Оловохлористоводродная кислота. Амфотерность оксидов и гидроксидов, ОВ реакции, растворимость солей. Токсичность соединений свинца. Применение в медицине свинецсодержащих препаратов. Химические основы использования соединений олова и свинца в анализе фармпрепаратов.

64. Общая характеристика р-элементов Vа. группы. Азот, фосфор, мышьяк в организме, их биологичес­кая роль. Азот. Общая характеристика. При­чина малой химической активности. Молекула азота как лиганд. Многообразие соединений с различ­ными степенями окисления азота.

65. Соединения с отрицательными сте­пенями окисления. Нитриды. Аммиак, КО и ОВ характеристика, реакции замещения. Аммиакаты. Амиды. Аминокислоты. Ион аммония и его соли. Гидразин и гидроксиламин. КО и ОВ характеристика. Азотистоводородная кислота и азиды.

66. Соединения азота с положительными степенями окисления. Оксиды. Стереохимия. Способы получения, КО и ОВ свойства. Азотистая кислота и нитриты. Азотная кислота и нитраты. КО и ОВ свойства. "Царская водка".

67. Фосфор. Общая характеристика. Аллотропические модификации фосфора, их химическая активность. Фосфиды. Фосфин. Соединения с положительными степенями окисления. Галогениды, их гидролиз. Оксиды: стереохимия и природа связи, взаимодействие с водой и спиртами. Фосфорноватистая и фосфористая кислоты, КО и ОВ свойства. Дифосфорная (пирофосфорная) кислота. Изополи- и гетерополифосфорные кислоты. Метафосфорные кислоты, сравнение с азотной кислотой. Производные фосфорной кислоты в живых организмах.

68. Элементы под­группы мышьяка. Общая характеристика. Водородные соединения мышьяка, сурьмы и висмута в сравнении с аммиаком и фосфином. Определение мышьяка по методу Марша. Соединения с положитель­ными степенями окисления. Галоге­ниды. Оксиды и гидроксиды, их КО и ОВ свойства. Арсениты и арсенаты. Соли катионов сурьмы (III) и висмута (III), их гидролиз. Сурь­мяная кислота и её соли. Висмутаты. Химические основы применения в медицине и фарманализе соедине­ний азота, фосфора, мышьяка, сурь­мы и висмута.

69. Общая ха­рактеристика р - элементов V1a группы. Кислород. Общая характеристика. Особенности электронной структуры. Химическая активность кислорода. Молекула 0₂ как лиганд в оксигемоглобине. Озон. Классификация и свойства кислородных соединений: супероксиды (гипероксиды, надпероксиды), пероксиды, оксиды, озониды. Водородопероксид Н₂О₂, его КО и ОВ характеристика, применение в медицине. Соединения кислорода с фтором. Биологическая роль и применение кислорода и озона, а также соедине­ний кислорода в медицине и фарма­ции.

70. Сера. Общая характеристика. Способность к образованию гомоцепей. Соединения серы в отрица­тельных и положительных степенях окисления. КО и ОВ свойства. Серо­водород, сульфиды, их раствори­мость в воде и гидролиз. Полисуль­фиды, КО и ОВ характеристика, устойчивость. Соединения серы (IV)- оксид, хлорид, хлористый тионил, их КО и ОВ свойства. Сернистая кислота и её соли. Тиосульфаты, их реакции с кислотами, окислителями, комплексообразователями. Политионаты. Соединения серы (VI), КО и ОВ свойства. Оксид, гексафторид, сульфонилхлорид, сульфурилхлорид. Серная кислота и её производные. КО и ОВ свойства. Олеум. Дисерная (пиросерная) кислота. Пероксомоносерная и пероксодисерная кислота и соли. Окислительные свойства пероксосульфатов. Биологическая роль серы, применение её соединений в медицине, фармации и фарманализе.

71. Селен и теллур. Общая характерис­тика, КО и ОВ свойства: водородных соединений и их солей. Оксиды и кислоты, их КО и ОВ свойства. Биологическая роль селена.

72. Общая характеристика р-элементов VIIa группы (галогены). Особые свойства фтора. Простые вещества их химическая активность. Соедине­ния галогенов с водородом. Раство­римость в воде. КО и ОВ свойства. Ионные и ковалентные галогениды, их отношение к действию воды, окислителей, восстановителей. Способность фторид-иона замещать кислород (в соединениях кремния). Галогенид-ионы как лиганды в комплексных соединениях.

73. Галогены в положительных степенях окисления. Соединения с кислоро­дом и друг с другом. Взаимодейст­вие галогенов с водой и водными растворами щелочей. Кислородные кислоты хлора и их соли. Изменение КО и ОВ свойств в зависимости от степени окисления галогена. Хлорная известь. Хло­раты, броматы и йодаты, их свойст­ва.

74. Биологическая роль галогенов, химизм бактерицидного действия хлора и йода, применение в медицине, санитарии и фармации галогенов и их соединений.

75. Общая характеристика элементов VIII a группы (благородные газы). Физические и химические свойства благородных газов и их соединений. Применение в медицине.