Общая и неорганическая химия. Методическиеуказани я

  • От :
  • Категории : Без рубрики

Общая и неорганическая химия.
М е т о д и ч е с к и е у к а з а н и я
Учебные занятия по курсу «Общая и неорганическая химия» состоят из лекций, семинаров, лабораторных работ, курсовой работы и домашней работы.В первом семестре даются те начальные сведения об основах химической термодинамики, основах химии растворов и основах строения вещества, без которых невозможно понимание свойств веществ и реакций между ними.На семинарских и лабораторных занятиях студенты приобретают навыки решения конкретных задач и закрепляют свои знания наиболее важных разделов курсов.
При подготовке к семинарским и лабораторным занятиям студент должен проработать соответствующие разделы курса по конспекту лекций и учебникам [1] [2] [3] [4] [5] из библиографического списка (страницы приведены в соответствующем разделе «Лекции») и решить задачи, указанные в домашнем задании.
При подготовке к лабораторным работам в лабораторном журнале следует написать: 1) название лабораторной работы и дату ее выполнения; 2) цель лабораторной работы; 3) схему установки или прибора; 4) порядок выполнения работы; 5) уравнения реакций; 6) схему протокола работы. При недостаточной подготовке и (или) невыполнении домашней работы студент к лабораторной работе не допускается.
^
а) четыре рубежные контрольные работы – максимально 32 балла;
б) выполнение и защита 8 лабораторных работ – от 8 до 16 баллов;
в) выполнение индивидуальной домашней работы (8 заданий) – от 8 до 12 баллов.
Изучение курса “Общая и неорганическая химия” завершается экзаменом (максимально 40 баллов). До экзамена не допускаются студенты: а) не выполнившие лабораторный практикум, б) набравшие в семестре менее 35 баллов.
^
[1] Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1981. 630 с.[2] Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1992—2004.[3] Соловьев С.Н. Начала химии. Элементы строения вещества (конспект лекций, задачи, упражнения). М РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 г. 108 с.[4] Соловьев С.Н. Начала химии. Теоретические основы химии (конспект лекций, задачи, упражнения). М РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 г. 148 с.[5] Общая и неорганическая химия: в 2 т./ Под ред. А.Ф. Воробьева. Том 1 Теоретические основы химии.- М.: ИКЦ «Академкнига», 2004.-371 с.[6] Практикум по неорганической химии /Под ред. А.Ф. Воробьева и С.И. Дракина. М.: Химия, 1983.-246 с.[7] Сборник задач с решениями по курсу “Теоретические основы химии” / Под ред.А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1984. -48 с.
[8] Задачи по общей химии / Под ред. А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1982.- 48 с. «2532»
[9] Задания для программированного контроля по курсу “Теоретические основы химии” (основные законы и понятия химии, растворы, равновесие, основы термодинамики) / Под ред. А.Ф. Воробьева; М.:МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1986. -48 с. «3263»
[10] Задания для программированного контроля по курсу “Теоретические основы химии”(периодический закон, строение молекул, химическая связь) / Под. ред.
А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1986. -48 с. «3219»
[11] Задания к курсовой работе по курсу “Теоретические основы химии” / Под. ред.
А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1988.- 64 с. «3445»
ЛЕКЦИИ.
Лекции 1-2. Строение атома.
Волновые свойства материальных объектов. Уравнение де Бройля. Соотношение неопределенностей Гейзенберга. Понятие о квантовой механике и уравнении Шредингера. Волновая функция. Электронная плотность. Характеристика состояния электронов квантовыми числами. Формы электронных облаков для s-, p- и d- состояний электронов в атомах. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и оболочках. Правило Хунда. Последовательность энергетических уровней электронов в многоэлектронных атомах. [1] — с.7-33, [2] — с.7-35, [3] – с.4-26, [5] – с.128-144.
^ . Периодический закон Д.И.Менделеева и строение атомов элементов.
Современная формулировка периодического закона. Периодическая система и ее связь со строением атомов. Заполнение электронных слоев и оболочек атомов в периодической системе. Особенности электронного строения атомов в главных, побочных подгруппах, в семействах лантаноидов и актиноидов: s-, p-, d- и f-элементы.Атомные и ионные радиусы. Условность этих понятии. Изменение радиусов атомов по периодической системе. Ионные радиусы и их зависимость от электронного строения атомов и степени окисления. Энергия ионизации и сродство к электрону. Закономерности в изменении энергии ионизации. Значение периодического закона. Предсказание свойств на основе периодического закона. Представление о методах сравнительного расчета М.Х.Карапетьянца. [I] — с.33-51, [2] — с.36-55, [3] – с.27-45, [5] – с.144-158.
Лекция 5. Окислительно-восстановительные реакции.
Степени окисления. Важнейшие окислители и восстановители. Важнейшие схемы превращения веществ в окислительно-восстановительных реакциях. Влияние температуры, концентрации реагентов, их природы, среды и других условий на глубину и направление протекания окислительно-восстановительных реакций. [I] — с.202-210, [2] — с.216-224, [4] – с.118-128, [5] – с.205-217.
^ Химическая связь и строение молекул.
Электроотрицательность. Ковалентная и ионная связи. Свойства ковалентной связи: направленность и насыщаемость. Полярная ковалентная связь. Характеристики ковалентной связи: длина, прочность, валентные углы. Длины одинарных и кратных связей.Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольный момент. Дипольные моменты и строение молекул.Понятие о квантовой химии. Основные положения метода валентных связей. Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.
Рассмотрение схем перекрывания атомных орбиталей при образовании связей в молекулах. Гибридизация волновых функций, примеры sp-, sp2-, sp3- гибридизаций. Гибридизация с участием d-орбиталей. Заполнение гибридных орбиталей неподеленными парами электронов (NH3, H2O, С1F3).
Образование кратных связей; — и -связи, их особенности. Делокализованные -связи. Метод Гиллеспи.[I] — с.57-61, 66-99, [2] — с.61-66, 71-105, [3] – с.46-73,[5] – с.162-176
Лекция 9. Метод молекулярных орбиталей.
Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Связывающие, несвязывающие и разрыхляющие орбитали. Последовательность заполнения МО в двухатомных молекулах. Объяснение возможности существования двухатомных частиц при помощи метода МО.
Объяснение магнитных свойств молекул и ионов с позиций метода МО. Понятие о многоцентровой связи. Химическая связь в В2Н6.
[I] — с.99-110, [2] — с.105-117, [3] – с.97-104, [5] – с.177-181.
^ . Химическая связь в комплексных соединениях.
Общие сведения о комплексных соединениях. Комплексообразователь, лиганды, координационные числа, дентантность лигандов, внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения. Классификация комплексов по виду координируемых лигандов. Номенклатура комплексных соединений. Представление об изомерии комплексных соединений. Реакции образования комплексных соединений.
Квантово-механические трактовки природы химической связи в комплексных соединениях. Метод валентных связей. Понятие о теории кристаллического поля. Объяснение магнитных свойств и электронных спектров поглощения комплексных соединений. [I] — с.116-131, [2] — с.124-140, [3] – с.84-96, [4] – с.108-111, [5] – с.283-298. Лекция 12-13. Водородная связь.
Межмолекулярная и внутримолекулярная связь. Энергия и длина водородной связи. Влияние водородной связи на свойства веществ (температуры плавления и кипения, степень диссоциации в водном растворе и др.).
Ионная связь.
Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Поляризация ионов. Зависимость поляризации ионов от типа электронной структуры, заряда и радиуса ионов. Влияние поляризации на свойства веществ. Межмолекулярное взаимодействие.
Общие представления о межмолекулярном взаимодействии: ориентационное, индукционное, дисперсионное взаимодействия. [I] — с.110-116, 131-137, [2] — с.117-124, 140-146, [5] – с.159-162, 181-187.
. ^ Элементы химической термодинамики,
Понятие о химической термодинамике. Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл. Понятие термодинамической системы. Изолированные системы. Термохимия. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Понятие о стандартном состоянии. Стандартные энтальпии образования, растворения и сгорания веществ. Закон Гесса и следствия из него. Использование закона Гесса для вычисления Н-реакции и Н-связи.Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и строение вещества. Изменение энтропии в различных процессах. [I] — с.161-181, 59-61, [2] — с.172-193, 63-66, [3] – с.53-54, [4] – с.4-19, [5] – с.28-52, 165-166.
^ . Химическое равновесие.
Химическое равновесие. Истинное и кажущееся равновесия, их признаки. Константа химического равновесия (Кс и Кр).
Энергия Гиббса, ее связь с энтропией и энтальпией. Физический смысл. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса. Связь G°т с константой равновесия. Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Критерий самопроизвольности процессов.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье — Брауна. Влияние температуры, давления, инертного газа и концентрации реагентов на химическое равновесие. [I] — с.174-176, 181-190, 195-202, [2] — с.185-187, 193-203, 208-216, [4] – с.19-23, 43-55, [5] – с.53-64.
Лекция 18. Энергия Гиббса и ОВР.
Понятие об электродных потенциалах. Э.Д.С. окислительно-восстановительных реакций и критерий самопроизвольного протекания процессов. Вычисление G°298 и констант равновесия на основе величин стандартных электродных потенциалов.
Зависимость электродного потенциала от температуры и концентраций реагентов, уравнение Нернста. [I] — с.190-195, 210-212, [2] — с.203-208, 224-226, [4] – с.24-27, 37-42, [5] – с.218-231.
^ . Растворы и равновесия в растворах.
Процессы, сопровождающие образование жидких истинных растворов неэлектролитов и электролитов. Краткая характеристика межчастичных взаимодействий в растворах. Представление о сольватации. Идеальные и реальные растворы. Активность; коэффициент активности как мера отклонения свойств компонента реального раствора от его свойств в идеальном растворе.
^
Типы электролитов. Ассоциированные и неассоциированные электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Зависимость степени электролитической диссоциации от разбавления (закон разбавления Оствальда). Состояние бесконечного разбавления растворов. Его особенности. Стандартное состояние растворов; специфики его определения. Ступенчатая диссоциация электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого электролита в растворе. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его кристаллов. Произведение растворимости, условия осаждения и растворения малорастворимого электролита. Понятие об определении ПР. Равновесие в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости. Реакции образования и реакции разрушения комплексных ионов.[I] — с.229-239, 245-254, 257-261, [2] — с.245-256, 262-272, 275-279, [4] – с.56-68, 108-113, [5] – с.70-80, 82-84, 86-102, 104-106, 299-303.
.^ Гидролиз солей.
Равновесие диссоциации в жидкой воде. Ионное произведение воды. Шкала рН. Способы определения рН. Буферные растворы. Поляризация ионов. Поляризующее действие ионов соли на молекулы воды.Гидролиз солей. Гидролиз по катиону и аниону. Ступенчатый гидролиз. Полный гидролиз. Константа и степень гидролиза и связь между ними и концентрацией раствора. Способы усиления и подавления гидролиза. Понятие о сольволизе. [I] — с.254-257, 265-270, 110-116, [2] — с.272-275,283-288, 117-124, [4] – с.69-81, [5] – с.102-104, 106-115, 159-162.
Лекция 24. Теории кислот и оснований.
Недостаточность теории Аррениуса. Протонная теория кислот и оснований; константы кислотности и основности; шкала рКа и рКв. Константа автопротолиза растворителя. Дифференцирующие и нивелирующие растворители. Понятие об электронной теории кислот и оснований. [I] — с.270-287, [2] — с.288-305, [5] – с.115-127.
Лекция 25. Скорость химических реакций и катализ.
Понятие о химической кинетике. Элементарные (одностадийные) и неэлементарные (сложные) реакции. Закон взаимодействия масс. Константа скорости реакции. Молекулярность и порядок реакции. Зависимость скорости реакции от температуры; энергия активации.Понятие о цепных реакциях.Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Примеры каталитических процессов в промышленности. [I] — с.212-229, [2] — с.229-245, [5] – с.249-283.
СЕМИНАРЫ.
Семинар 1. Способы выражения концентраций растворов I (массовая доля, массовый процент, молярность, титр). Приготовление растворов. Решение задач с использованием уравнений материального баланса.
Семинар 2. Способы выражения концентраций растворов II (моляльность, мольная доля, мольное отношение). Взаимный пересчет концентраций.
Домашнее задание: [4] – с.56-59, 83-87, [7] – с.11-13, [9] — с.12-17, в.1-6.
Семинар 3. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Принцип Паули и правило Хунда. Форма электронных облаков. Энергетический ряд атомных орбиталей. Электронные формулы атомов и ионов (основное состояние).
Домашнее задание: [3] – с.24-26, 42-45, [7] – с.32-34, [10] — с.8-12 и с.12-17, в.1-6.
Семинар 4. ОВР. Важнейшие окислители и восстановители. Классификация ОВР. Периодический закон и окислительно-восстановительная активность элементов и соединений. Влияние различных факторов на глубину и направление протекания ОВР. .
Домашнее задание: [4] – с.118-128, [9] — с.35-41, в.1-6, №№ 1-5.
Семинар 5. Эквиваленты веществ в реакциях обмена и окисления-восстановления. Фактор эквивалентности, молярная масса и молярный объем эквивалента. Нормальность раствора. Закон эквивалентов. Решение задач по теме эквивалент.
Домашнее задание: [4] – с.129-136, [7] – с.13-14, [9] — с.8-12, в.1-6.
Семинар 6. Основные положения метода валентных связей (ВС). Валентные возможности атомов в рамках метода ВС. Гибридные представления. Схемы перекрывания орбиталей при образовании связей в молекулах NCl3, NНз, Н2О, SCl2, РСl3, Н2S, ВеСl2, ВВг3, СH4, СВг4). Донорно-акцепторный механизм образования связи (Be2Cl4, Al2Br6, NН4+, BF4-, AlCl4-,CО).
Домашнее задание: [3] – с.73-75, [10] — с.23-30, в.1-6, №№ 1, 6.
Семинар 7. Кратные связи (СО2, НСООН, COCl2, С2Н2, СНз-ССН).
Делокализованные -связи и процедура наложения валентных схем (С6Н6, НNОз, N03-, СО32-,SО42-, N2O, HN3).
Домашнее задание: [3] – с.75-77, 82-83, [10] — с.23-30, в.1-6, №№ 2-5.
Семинар 8. Геометрия молекул, метод Гиллеспи (BeF2;, ВFз, SnCl2, СВг4, NH3, H2O, С1Fз, PCl5, SF6. XeF6, XeF4, XeF2, СОз2-, S042-, JF5, IF7). Геометрия молекул и их дипольный момент (СS2, SnCl2, SnCl4, РСl5, H2O).
Домашнее задание: [3] – с.77-80, [7] – с.39-41, [10], с.30-35, в.1-6, №№ 1-3.
Семинар 9. Метод МО ЛКАО в применении к двухатомным частицам (атомы и ионы, состоящие из атомов элементов второго периода): О2, О2+, О2-,CN-, N2, В2, Не2+).
Домашнее задание: [3] – с.103-104, [10] — с.30-35, в.1-6, №№ 4-6.
Семинар 10. Химическая связь в комплексных соединениях. Метод ВС
Fe(H2O)6]2+, Fe(CN)6]4-, NiF4]2-, Ni(CN)4]2-, AgCl2]-. Элементы теории кристаллического поля(Fe(H2O)6]2+, Fe(CN)6]4-, NiF4]2-, Ni(CN)4]2-. Карбонилы как комплексные соединения: Ni(CO)4, Fe(CO)5, Os(CO)6.
Домашнее задание: [3] – с.94-96, [7] – с.42-48, [10] — с.39-47, в.1-6, №№ 1, 6.
Семинар 11. Тепловые эффекты химических реакций, энтальпии образования и сгорания. Закон Гесса, следствия из закона Гесса, вычисление Н° реакций и энергий (энтальпий) связи в молекулах.
Домашнее задание: [3] – с.80-81, [4] – с.28-32, [7] – с.1-4, 6, [9] — с.17-23, в.1-6 [10] — с.18-23, в.1-6, № 2.
Семинар 12. Понятие об энтропии, абсолютная энтропия веществ (S°т) и энтропии
процессов (S°т).Энергия Гиббса как мера химического сродства. Изменение энергии Гиббса в различных процессах, энтропийный и энтальпийный факторы. Вычисление G°298 и S °298 процессов по справочным данным.
Домашнее задание: [4] – с.32-42, [7] – с.4-7, [9] — с.23-28, в.1-6, №№ 1-3.
Семинар 13. Химическое равновесие. Константа химического равновесия (Кр и Кс). Расчет равновесных концентраций. Смещение равновесия и принцип Ле-Шателье — Брауна. Связь G°т с константой равновесия, связь G°т с G°.
Домашнее задание: [4] – с.51-55, [7] – с.7-8, 10-11, [9] — с.23-28. в.1-6, №№ 4-6.
Семинар 14. Свойства растворов электролитов. Константа и степень диссоциации. Ионное произведение воды, шкала рН. Расчет рН растворов кислот и оснований.
Домашнее задание: [4] – с.87-90, [7] — с.15; [9] — с.28-34, в.1-6, №№ 1-3.
Семинар 15. Расчет рН буферных растворов. Произведение растворимости, концентрация насыщенного раствора (растворимость).
Домашнее задание: [4] – с.93-103, [7] — с.15-18; [9] — с.28-34, в.1-6, №№ 4-6.
Семинар 16. Гидролиз солей. Ступенчатый гидролиз, полный гидролиз. Способы усиления и подавления гидролиза. Константа и степень гидролиза, их связь с концентрацией соли в растворе. Расчет рН водных растворов солей.
Домашнее задание: [4] – с.103-107, [7] -с.24; [9] — с.41-45, в.1-6.
Семинар 17. Реакции образования и разрушения комплексных соединений. Равновесие в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости.
Домашнее задание: [4] – с.114-117, [10] — с.35-47, в.1-6, №№ 2-5.
^
Занятие 1. Информация об изучаемом курсе. Техника безопасности и правила работы в лаборатории. Тестирование по школьному курсу химии. Домашнее задание: [6] — с.6-9.
Занятие 2. «Введение в химию». Простое и сложное вещество. Аллотропия. Смеси и химическое соединение. Химические формулы (простейшая, молекулярная). Катионы и анионы. Названия кислот, их солей, соответствующих анионов. Составление формул по названию и наоборот. Графические формулы оксидов, кислот, оснований, солей. Степень окисления атомов в соединении и ее вычисление.
^ Основные понятия и законы химии. Моль – единица количества вещества. Молярная масса вещества. Основные положения атомно-молекулярного учения. Законы сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды. Закон кратных отношений. Закон Авогадро и следствия из него. Число Авогадро. Молярный объем газообразных веществ и газовых смесей. Относительная плотность газов. Объединенный газовый закон. Уравнение Клапейрона — Менделеева. Определение формул веществ по их элементному составу. Расчеты по химическим уравнениям (наличие примесей, избыток-недостаток, альтернативные продукты, выход реакции).
Домашнее задание: [9] — с. 4-6, в.1-6.
^ Основные классы неорганических соединений. Металлы и неметаллы. Отношение металлов к неметаллам, кислотам, щелочам, воде. Ряд активности металлов. Общие свойства неметаллов. Оксиды. Классификация, получение, химические свойства. Гидроксиды. Классификация, получение, химические свойства. Кислоты. Классификация, получение, химические свойства. Соли. Классификация, получение, химические свойства.
Домашнее задание: [9] — с. 6-8, в.1-6.
Занятие 5. 1-я рубежная контрольная работа.
Занятие 6. Определение молярной массы углекислого газа.
Домашнее задание: [6] — с.28-32.
Занятие 7. Приготовление раствора заданной концентрации.
Домашнее задание: [6] — с.17-21, 243; расчеты по работе.
Занятие 8. Определение концентрации раствора титрованием.
Домашнее задание: [6] — с.21-25; [9] — с.12-17, в.1-6.
Занятие 9. 2-я рубежная контрольная работа.
Занятие 10. Приготовление раствора заданной концентрации и титрование.
Домашнее задание: расчеты по работе.
Занятие 11. Изучение окислительно-восстановительных реакций.
Домашнее задание: [6] — с.50-53; [8] — с.24-25, уравнения 1-25.
Занятие 12. Определение молярной массы эквивалента.
Домашнее задание: [6] — с.36-40, 42-48; [8] — с.24-25, уравнения 26-50, [9] — с.8-12, в.1-6.
Занятие 13. 3-я рубежная контрольная работа.
Занятие 14. Получение и свойства комплексных соединений.
Домашнее задание: [6] — с.110-112; [10] — с.35-47, в.1-6, №№ 2-5.
Занятие 15. Гидролиз солей.
Домашнее задание: [6] — с.94-98, 101-102; [8] — с.23 — 24, №№ 51, 53, 56, 57, 58, 59 (1,4,9).
Занятие 16. 4-я рубежная контрольная работа.
Занятие 17. Итоговое занятие.

Общая и неорганическая химия.

М е т о д и ч е с к и е у к а з а н и я

Учебные занятия по курсу «Общая и неорганическая химия» состоят из лекций, семинаров, лабораторных работ, курсовой работы и домашней работы.В первом семестре даются те начальные сведения об основах химической термодинамики, основах химии растворов и основах строения вещества, без которых невозможно понимание свойств веществ и реакций между ними.На семинарских и лабораторных занятиях студенты приобретают навыки решения конкретных задач и закрепляют свои знания наиболее важных разделов курсов.

При подготовке к семинарским и лабораторным занятиям студент должен проработать соответствующие разделы курса по конспекту лекций и учебникам [1] [2] [3] [4] [5] из библиографического списка (страницы приведены в соответствующем разделе «Лекции») и решить задачи, указанные в домашнем задании.

При подготовке к лабораторным работам в лабораторном журнале следует написать: 1) название лабораторной работы и дату ее выполнения; 2) цель лабораторной работы; 3) схему установки или прибора; 4) порядок выполнения работы; 5) уравнения реакций; 6) схему протокола работы. При недостаточной подготовке и (или) невыполнении домашней работы студент к лабораторной работе не допускается.

^

а) четыре рубежные контрольные работы – максимально 32 балла;

б) выполнение и защита 8 лабораторных работ – от 8 до 16 баллов;

в) выполнение индивидуальной домашней работы (8 заданий) – от 8 до 12 баллов.

Изучение курса “Общая и неорганическая химия” завершается экзаменом (максимально 40 баллов). До экзамена не допускаются студенты: а) не выполнившие лабораторный практикум, б) набравшие в семестре менее 35 баллов.

^

[1] Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1981. 630 с.[2] Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1992—2004.[3] Соловьев С.Н. Начала химии. Элементы строения вещества (конспект лекций, задачи, упражнения). М РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 г. 108 с.[4] Соловьев С.Н. Начала химии. Теоретические основы химии (конспект лекций, задачи, упражнения). М РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 г. 148 с.[5] Общая и неорганическая химия: в 2 т./ Под ред. А.Ф. Воробьева. Том 1 Теоретические основы химии.- М.: ИКЦ «Академкнига», 2004.-371 с.[6] Практикум по неорганической химии /Под ред. А.Ф. Воробьева и С.И. Дракина. М.: Химия, 1983.-246 с.[7] Сборник задач с решениями по курсу “Теоретические основы химии” / Под ред.А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1984. -48 с.

[8] Задачи по общей химии / Под ред. А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1982.- 48 с. «2532»

[9] Задания для программированного контроля по курсу “Теоретические основы химии” (основные законы и понятия химии, растворы, равновесие, основы термодинамики) / Под ред. А.Ф. Воробьева; М.:МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1986. -48 с. «3263»

[10] Задания для программированного контроля по курсу “Теоретические основы химии”(периодический закон, строение молекул, химическая связь) / Под. ред.

А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1986. -48 с. «3219»

[11] Задания к курсовой работе по курсу “Теоретические основы химии” / Под. ред.

А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1988.- 64 с. «3445»

ЛЕКЦИИ.

Лекции 1-2. Строение атома.

Волновые свойства материальных объектов. Уравнение де Бройля. Соотношение неопределенностей Гейзенберга. Понятие о квантовой механике и уравнении Шредингера. Волновая функция. Электронная плотность. Характеристика состояния электронов квантовыми числами. Формы электронных облаков для s-, p- и d- состояний электронов в атомах. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и оболочках. Правило Хунда. Последовательность энергетических уровней электронов в многоэлектронных атомах. [1] — с.7-33, [2] — с.7-35, [3] – с.4-26, [5] – с.128-144.

^ . Периодический закон Д.И.Менделеева и строение атомов элементов.

Современная формулировка периодического закона. Периодическая система и ее связь со строением атомов. Заполнение электронных слоев и оболочек атомов в периодической системе. Особенности электронного строения атомов в главных, побочных подгруппах, в семействах лантаноидов и актиноидов: s-, p-, d- и f-элементы.Атомные и ионные радиусы. Условность этих понятии. Изменение радиусов атомов по периодической системе. Ионные радиусы и их зависимость от электронного строения атомов и степени окисления. Энергия ионизации и сродство к электрону. Закономерности в изменении энергии ионизации. Значение периодического закона. Предсказание свойств на основе периодического закона. Представление о методах сравнительного расчета М.Х.Карапетьянца. [I] — с.33-51, [2] — с.36-55, [3] – с.27-45, [5] – с.144-158.

Лекция 5. Окислительно-восстановительные реакции.

Степени окисления. Важнейшие окислители и восстановители. Важнейшие схемы превращения веществ в окислительно-восстановительных реакциях. Влияние температуры, концентрации реагентов, их природы, среды и других условий на глубину и направление протекания окислительно-восстановительных реакций. [I] — с.202-210, [2] — с.216-224, [4] – с.118-128, [5] – с.205-217.

^ Химическая связь и строение молекул.

Электроотрицательность. Ковалентная и ионная связи. Свойства ковалентной связи: направленность и насыщаемость. Полярная ковалентная связь. Характеристики ковалентной связи: длина, прочность, валентные углы. Длины одинарных и кратных связей.Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольный момент. Дипольные моменты и строение молекул.Понятие о квантовой химии. Основные положения метода валентных связей. Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.

Рассмотрение схем перекрывания атомных орбиталей при образовании связей в молекулах. Гибридизация волновых функций, примеры sp-, sp2-, sp3— гибридизаций. Гибридизация с участием d-орбиталей. Заполнение гибридных орбиталей неподеленными парами электронов (NH3, H2O, С1F3).

Образование кратных связей; — и -связи, их особенности. Делокализованные -связи. Метод Гиллеспи.[I] — с.57-61, 66-99, [2] — с.61-66, 71-105, [3] – с.46-73,[5] – с.162-176

Лекция 9. Метод молекулярных орбиталей.

Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Связывающие, несвязывающие и разрыхляющие орбитали. Последовательность заполнения МО в двухатомных молекулах. Объяснение возможности существования двухатомных частиц при помощи метода МО.

Объяснение магнитных свойств молекул и ионов с позиций метода МО. Понятие о многоцентровой связи. Химическая связь в В2Н6.

[I] — с.99-110, [2] — с.105-117, [3] – с.97-104, [5] – с.177-181.

^ . Химическая связь в комплексных соединениях.

Общие сведения о комплексных соединениях. Комплексообразователь, лиганды, координационные числа, дентантность лигандов, внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения. Классификация комплексов по виду координируемых лигандов. Номенклатура комплексных соединений. Представление об изомерии комплексных соединений. Реакции образования комплексных соединений.

Квантово-механические трактовки природы химической связи в комплексных соединениях. Метод валентных связей. Понятие о теории кристаллического поля. Объяснение магнитных свойств и электронных спектров поглощения комплексных соединений. [I] — с.116-131, [2] — с.124-140, [3] – с.84-96, [4] – с.108-111, [5] – с.283-298. Лекция 12-13. Водородная связь.

Межмолекулярная и внутримолекулярная связь. Энергия и длина водородной связи. Влияние водородной связи на свойства веществ (температуры плавления и кипения, степень диссоциации в водном растворе и др.).

Ионная связь.

Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Поляризация ионов. Зависимость поляризации ионов от типа электронной структуры, заряда и радиуса ионов. Влияние поляризации на свойства веществ. Межмолекулярное взаимодействие.

Общие представления о межмолекулярном взаимодействии: ориентационное, индукционное, дисперсионное взаимодействия. [I] — с.110-116, 131-137, [2] — с.117-124, 140-146, [5] – с.159-162, 181-187.

. ^ Элементы химической термодинамики,

Понятие о химической термодинамике. Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл. Понятие термодинамической системы. Изолированные системы. Термохимия. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Понятие о стандартном состоянии. Стандартные энтальпии образования, растворения и сгорания веществ. Закон Гесса и следствия из него. Использование закона Гесса для вычисления Н-реакции и Н-связи.Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и строение вещества. Изменение энтропии в различных процессах. [I] — с.161-181, 59-61, [2] — с.172-193, 63-66, [3] – с.53-54, [4] – с.4-19, [5] – с.28-52, 165-166.

^ . Химическое равновесие.

Химическое равновесие. Истинное и кажущееся равновесия, их признаки. Константа химического равновесия (Кс и Кр).

Энергия Гиббса, ее связь с энтропией и энтальпией. Физический смысл. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса. Связь G°т с константой равновесия. Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Критерий самопроизвольности процессов.

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье — Брауна. Влияние температуры, давления, инертного газа и концентрации реагентов на химическое равновесие. [I] — с.174-176, 181-190, 195-202, [2] — с.185-187, 193-203, 208-216, [4] – с.19-23, 43-55, [5] – с.53-64.

Лекция 18. Энергия Гиббса и ОВР.

Понятие об электродных потенциалах. Э.Д.С. окислительно-восстановительных реакций и критерий самопроизвольного протекания процессов. Вычисление G°298 и констант равновесия на основе величин стандартных электродных потенциалов.

Зависимость электродного потенциала от температуры и концентраций реагентов, уравнение Нернста. [I] — с.190-195, 210-212, [2] — с.203-208, 224-226, [4] – с.24-27, 37-42, [5] – с.218-231.

^ . Растворы и равновесия в растворах.

Процессы, сопровождающие образование жидких истинных растворов неэлектролитов и электролитов. Краткая характеристика межчастичных взаимодействий в растворах. Представление о сольватации. Идеальные и реальные растворы. Активность; коэффициент активности как мера отклонения свойств компонента реального раствора от его свойств в идеальном растворе.

^

Типы электролитов. Ассоциированные и неассоциированные электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Зависимость степени электролитической диссоциации от разбавления (закон разбавления Оствальда). Состояние бесконечного разбавления растворов. Его особенности. Стандартное состояние растворов; специфики его определения. Ступенчатая диссоциация электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого электролита в растворе. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его кристаллов. Произведение растворимости, условия осаждения и растворения малорастворимого электролита. Понятие об определении ПР. Равновесие в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости. Реакции образования и реакции разрушения комплексных ионов.[I] — с.229-239, 245-254, 257-261, [2] — с.245-256, 262-272, 275-279, [4] – с.56-68, 108-113, [5] – с.70-80, 82-84, 86-102, 104-106, 299-303.

.^ Гидролиз солей.

Равновесие диссоциации в жидкой воде. Ионное произведение воды. Шкала рН. Способы определения рН. Буферные растворы. Поляризация ионов. Поляризующее действие ионов соли на молекулы воды.Гидролиз солей. Гидролиз по катиону и аниону. Ступенчатый гидролиз. Полный гидролиз. Константа и степень гидролиза и связь между ними и концентрацией раствора. Способы усиления и подавления гидролиза. Понятие о сольволизе. [I] — с.254-257, 265-270, 110-116, [2] — с.272-275,283-288, 117-124, [4] – с.69-81, [5] – с.102-104, 106-115, 159-162.

Лекция 24. Теории кислот и оснований.

Недостаточность теории Аррениуса. Протонная теория кислот и оснований; константы кислотности и основности; шкала рКа и рКв. Константа автопротолиза растворителя. Дифференцирующие и нивелирующие растворители. Понятие об электронной теории кислот и оснований. [I] — с.270-287, [2] — с.288-305, [5] – с.115-127.

Лекция 25. Скорость химических реакций и катализ.

Понятие о химической кинетике. Элементарные (одностадийные) и неэлементарные (сложные) реакции. Закон взаимодействия масс. Константа скорости реакции. Молекулярность и порядок реакции. Зависимость скорости реакции от температуры; энергия активации.Понятие о цепных реакциях.Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Примеры каталитических процессов в промышленности. [I] — с.212-229, [2] — с.229-245, [5] – с.249-283.

СЕМИНАРЫ.

Семинар 1. Способы выражения концентраций растворов I (массовая доля, массовый процент, молярность, титр). Приготовление растворов. Решение задач с использованием уравнений материального баланса.

Семинар 2. Способы выражения концентраций растворов II (моляльность, мольная доля, мольное отношение). Взаимный пересчет концентраций.

Домашнее задание: [4] – с.56-59, 83-87, [7] – с.11-13, [9] — с.12-17, в.1-6.

Семинар 3. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Принцип Паули и правило Хунда. Форма электронных облаков. Энергетический ряд атомных орбиталей. Электронные формулы атомов и ионов (основное состояние).

Домашнее задание: [3] – с.24-26, 42-45, [7] – с.32-34, [10] — с.8-12 и с.12-17, в.1-6.

Семинар 4. ОВР. Важнейшие окислители и восстановители. Классификация ОВР. Периодический закон и окислительно-восстановительная активность элементов и соединений. Влияние различных факторов на глубину и направление протекания ОВР. .

Домашнее задание: [4] – с.118-128, [9] — с.35-41, в.1-6, №№ 1-5.

Семинар 5. Эквиваленты веществ в реакциях обмена и окисления-восстановления. Фактор эквивалентности, молярная масса и молярный объем эквивалента. Нормальность раствора. Закон эквивалентов. Решение задач по теме эквивалент.

Домашнее задание: [4] – с.129-136, [7] – с.13-14, [9] — с.8-12, в.1-6.

Семинар 6. Основные положения метода валентных связей (ВС). Валентные возможности атомов в рамках метода ВС. Гибридные представления. Схемы перекрывания орбиталей при образовании связей в молекулах NCl3, NНз, Н2О, SCl2, РСl3, Н2S, ВеСl2, ВВг3, СH4, СВг4). Донорно-акцепторный механизм образования связи (Be2Cl4, Al2Br6, NН4+, BF4, AlCl4,CО).

Домашнее задание: [3] – с.73-75, [10] — с.23-30, в.1-6, №№ 1, 6.

Семинар 7. Кратные связи (СО2, НСООН, COCl2, С2Н2, СНз-ССН).

Делокализованные -связи и процедура наложения валентных схем (С6Н6, НNОз, N03, СО32-,SО42-, N2O, HN3).

Домашнее задание: [3] – с.75-77, 82-83, [10] — с.23-30, в.1-6, №№ 2-5.

Семинар 8. Геометрия молекул, метод Гиллеспи (BeF22, СВг4, NH3, H2O, С1Fз, PCl5, SF6. XeF6, XeF4, XeF2, СОз2-, S042-, JF5, IF7). Геометрия молекул и их дипольный момент (СS2, SnCl2, SnCl4, РСl5, H2O).

Домашнее задание: [3] – с.77-80, [7] – с.39-41, [10], с.30-35, в.1-6, №№ 1-3.

Семинар 9. Метод МО ЛКАО в применении к двухатомным частицам (атомы и ионы, состоящие из атомов элементов второго периода): О2, О2+, О2,CN, N2, В2, Не2+).

Домашнее задание: [3] – с.103-104, [10] — с.30-35, в.1-6, №№ 4-6.

Семинар 10. Химическая связь в комплексных соединениях. Метод ВС

Fe(H2O)6]2+, Fe(CN)6]4-, NiF4]2-, Ni(CN)4]2-, AgCl2]. Элементы теории кристаллического поля(Fe(H2O)6]2+, Fe(CN)6]4-, NiF4]2-, Ni(CN)4]2-. Карбонилы как комплексные соединения: Ni(CO)4, Fe(CO)5, Os(CO)6.

Домашнее задание: [3] – с.94-96, [7] – с.42-48, [10] — с.39-47, в.1-6, №№ 1, 6.

Семинар 11. Тепловые эффекты химических реакций, энтальпии образования и сгорания. Закон Гесса, следствия из закона Гесса, вычисление Н° реакций и энергий (энтальпий) связи в молекулах.

Домашнее задание: [3] – с.80-81, [4] – с.28-32, [7] – с.1-4, 6, [9] — с.17-23, в.1-6 [10] — с.18-23, в.1-6, № 2.

Семинар 12. Понятие об энтропии, абсолютная энтропия веществ (S°т) и энтропии

процессов (S°т).Энергия Гиббса как мера химического сродства. Изменение энергии Гиббса в различных процессах, энтропийный и энтальпийный факторы. Вычисление G°298 и S °298 процессов по справочным данным.

Домашнее задание: [4] – с.32-42, [7] – с.4-7, [9] — с.23-28, в.1-6, №№ 1-3.

Семинар 13. Химическое равновесие. Константа химического равновесия (Кр и Кс). Расчет равновесных концентраций. Смещение равновесия и принцип Ле-Шателье — Брауна. Связь G°т с константой равновесия, связь G°т с G°.

Домашнее задание: [4] – с.51-55, [7] – с.7-8, 10-11, [9] — с.23-28. в.1-6, №№ 4-6.

Семинар 14. Свойства растворов электролитов. Константа и степень диссоциации. Ионное произведение воды, шкала рН. Расчет рН растворов кислот и оснований.

Домашнее задание: [4] – с.87-90, [7] — с.15; [9] — с.28-34, в.1-6, №№ 1-3.

Семинар 15. Расчет рН буферных растворов. Произведение растворимости, концентрация насыщенного раствора (растворимость).

Домашнее задание: [4] – с.93-103, [7] — с.15-18; [9] — с.28-34, в.1-6, №№ 4-6.

Семинар 16. Гидролиз солей. Ступенчатый гидролиз, полный гидролиз. Способы усиления и подавления гидролиза. Константа и степень гидролиза, их связь с концентрацией соли в растворе. Расчет рН водных растворов солей.

Домашнее задание: [4] – с.103-107, [7] -с.24; [9] — с.41-45, в.1-6.

Семинар 17. Реакции образования и разрушения комплексных соединений. Равновесие в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости.

Домашнее задание: [4] – с.114-117, [10] — с.35-47, в.1-6, №№ 2-5.

^

Занятие 1. Информация об изучаемом курсе. Техника безопасности и правила работы в лаборатории. Тестирование по школьному курсу химии. Домашнее задание: [6] — с.6-9.

Занятие 2. «Введение в химию». Простое и сложное вещество. Аллотропия. Смеси и химическое соединение. Химические формулы (простейшая, молекулярная). Катионы и анионы. Названия кислот, их солей, соответствующих анионов. Составление формул по названию и наоборот. Графические формулы оксидов, кислот, оснований, солей. Степень окисления атомов в соединении и ее вычисление.

^ Основные понятия и законы химии. Моль – единица количества вещества. Молярная масса вещества. Основные положения атомно-молекулярного учения. Законы сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды. Закон кратных отношений. Закон Авогадро и следствия из него. Число Авогадро. Молярный объем газообразных веществ и газовых смесей. Относительная плотность газов. Объединенный газовый закон. Уравнение Клапейрона — Менделеева. Определение формул веществ по их элементному составу. Расчеты по химическим уравнениям (наличие примесей, избыток-недостаток, альтернативные продукты, выход реакции).

Домашнее задание: [9] — с. 4-6, в.1-6.

^ Основные классы неорганических соединений. Металлы и неметаллы. Отношение металлов к неметаллам, кислотам, щелочам, воде. Ряд активности металлов. Общие свойства неметаллов. Оксиды. Классификация, получение, химические свойства. Гидроксиды. Классификация, получение, химические свойства. Кислоты. Классификация, получение, химические свойства. Соли. Классификация, получение, химические свойства.

Домашнее задание: [9] — с. 6-8, в.1-6.

Занятие 5. 1-я рубежная контрольная работа.

Занятие 6. Определение молярной массы углекислого газа.

Домашнее задание: [6] — с.28-32.

Занятие 7. Приготовление раствора заданной концентрации.

Домашнее задание: [6] — с.17-21, 243; расчеты по работе.

Занятие 8. Определение концентрации раствора титрованием.

Домашнее задание: [6] — с.21-25; [9] — с.12-17, в.1-6.

Занятие 9. 2-я рубежная контрольная работа.

Занятие 10. Приготовление раствора заданной концентрации и титрование.

Домашнее задание: расчеты по работе.

Занятие 11. Изучение окислительно-восстановительных реакций.

Домашнее задание: [6] — с.50-53; [8] — с.24-25, уравнения 1-25.

Занятие 12. Определение молярной массы эквивалента.

Домашнее задание: [6] — с.36-40, 42-48; [8] — с.24-25, уравнения 26-50, [9] — с.8-12, в.1-6.

Занятие 13. 3-я рубежная контрольная работа.

Занятие 14. Получение и свойства комплексных соединений.

Домашнее задание: [6] — с.110-112; [10] — с.35-47, в.1-6, №№ 2-5.

Занятие 15. Гидролиз солей.

Домашнее задание: [6] — с.94-98, 101-102; [8] — с.23 — 24, №№ 51, 53, 56, 57, 58, 59 (1,4,9).

Занятие 16. 4-я рубежная контрольная работа.

Занятие 17. Итоговое занятие.

основные положения атомно-молекулярного учения,направление протекания окислительно-восстановительных реакций,донорно-акцепторный механизм образования связи,процедура наложения валентных схем,невыполнении домашней работы студент,лабораторном журнале следует написать,использованием уравнений материального баланса,краткая характеристика межчастичных взаимодействий,определение молярной массы эквивалента,атоме системой квантовых чисел

Комментариев нет

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

Планы мероприятий
Игра викторина по ЭКОЛОГИИ-10 класс

  Цель игры «Викторина по экологии» : углубить экологические знания Весь класс разбит на четыре команды по 6 человек. Время обдумывания ответа -1 минута. Ведущий читает высказывания великих людей с паузами , там , где пропущены слова. Команды должны вставить эти слова «Оценивать … только по стоимости её материальных богатств- …

Задания
Хирургия и Реаниматология. Тесты. Методическое пособие

Тестовые задания. Хирургия и Реаниматология.   Профилактика хирургической инфекции. Инфекционная безопасность в работе фельдшера   Обезболивание   Кровотечение и гемостаз   Переливание крови и кровозаменителей, инфузионная терапия   Десмургия   Ведение больных в полеоперационном периоде   Синдром повреждения. Открытые повреждения мягких тканей. Механические повреждения костей, суставов и внутренних органов   …

Планы занятий
Профориентационный тест Л.А. Йовайши на определение склонности человека к тому или иному роду деятельности

ПРОФЕССИЯ – это вид трудовой деятельности человека, который требует определенного уровня знаний, специальных умений, подготовки человека и при этом служит источником дохода. Профессиональная принадлежность – одна из важнейших социальных ролей человека так как, выбирая профессию, человек выбирает себе не только работу, но и определенные нормы, жизненные ценности и образ жизни, …