Методические указания по курсу “О Б Щ А Я Х И М И Я”
(для студентов Института экономики и менеджемента и групп ПР-12, ПР-13, КС-10, ТД-11)
Учебные занятия по курсу “Общая химия” состоят из лекций, семинаров, лабораторных работ, курсовой работы и домашней работы.
В данном курсе 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 курса.
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»), а также обязательно решить задачи, указанные в домашнем задании.
При подготовке к лабораторным работам рекомендуется придерживаться следующего порядка их оформления в лабораторном журнале:
1) название лабораторной работы и дата ее выполнения; 2) цель лабораторной работы; 3) схема установки или прибора; 4) порядок выполнения работы; 5) уравнения реакций; 6) протокол (или таблица) для записи результатов работы или полученных данных при регистрации показания приборов (оформляется по указанному образцу).
При недостаточной подготовке и (или) невыполнении домашней работы студент к лабораторной работе не допускается.
В начале некоторых лабораторных и семинарских занятий проводится контроль текущей успеваемости студентов (15-20 мин.) по теме занятия.
Суммарный рейтинговый балл за семестр (максимально 60 баллов) составляется из баллов, полученных за:
а) три рубежные контрольные работы – максимально 30 баллов (если контрольная работа написана неудовлетворительно (менее 3 баллов из 10), то ее баллы не учитываются);
б) выполнение курсовой домашней работы (6 заданий) – максимально 12 баллов:
6 заданий предлагаются из пособия [11], из разделов IV, V (без расчета ЭДС реакции), VI (Б), IX (без расчета энтальпии разрыва связи), XIII(Б), XV (Б, В);
сроки сдачи: 11-я неделя (три задачи), 15-я (16-я) неделя (остальные три задачи);
в) выполнение и защиту 8 лабораторных работ (при наличии решенных к ним домашних задач) – 12 баллов;
г) активную работу на семинарах и качественное выполнение к ним домашних заданий – максимально 6 баллов (эти баллы выставляются в конце семестра).
Изучение курса “Общая химия” завершается устным экзаменом (максимально 40 баллов). До экзамена не допускаются студенты, набравшие в семестре менее 35 баллов или не выполнившие полностью лабораторный практикум.
Библиографический список
[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, 2-ое издание. М.: Химия, 1992 – 2004. 592 с.
[3] Соловьев С.Н. Начала химии. Элементы строения вещества (конспект лекций, задачи, упражнения). М: РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 . 108 с. «4294»
[4] Соловьев С.Н. Начала химии. Теоретические основы химии (конспект лекций, задачи, упражнения). М: РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 . 148 с. «4295»
[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, С.И. Дракина. М.: Химия, 1983. 246 с.
[7] Сборник задач с решениями по курсу “Теоретические основы химии”. / Под. ред. А.Ф.Воробьева; МХТИ им. Д.И. Менделеева. М., 1984. 48 с.
[8] Задания для программированного контроля по курсу “Теоретические основы химии” ( основные законы и понятия химии, растворы, равновесие, основы термодинамики) / Под. ред. А.Ф. Воробьева; МХТИ им. Д.И. Менделеева. М., 1986.
48 с. «3263»
[9] Задания для программированного контроля по курсу “Теоретические основы химии” (периодический закон, строение молекул, химическая связь) / Под. ред. А.Ф. Воробьева; МХТИ им. Д.И. Менделеева. М., 1986. 48 с. «3219»
[10] Задачи по общей химии / Под. ред. А.Ф. Воробьева; МХТИ им. Д.И. Менделеева. М., 1982. 48 с. «2532»
[11] Задания к курсовой работе по курсу “Теоретические основы химии”. / Под. ред. А.Ф. Воробьева; МХТИ им. Д.И. Менделеева. М., 1988. 64 с. «3445»
Дополнительная литература
1. Солтерсовская химия: в 3 кн./ Под ред. П.Д. Саркисова и Н.П. Тарасовой. Книга 1 О химии и химиках. - ИКЦ «Академкнига», 2005. 384 с.
2. Солтерсовская химия: в 3 кн./ Под ред. П.Д. Саркисова и Н.П. Тарасовой. Книга 2 Химия. - ИКЦ «Академкнига», 2005. 462 с.
СОДЕРЖАНИЕ КУРСА
Лекции
Лекции 1-2. Строение атома.
Корпускулярно-волновой дуализм. Волновые свойства микрообъектов. 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] 7-35; [3] с.4 - 26; [5] с.128-144.
Лекции 3-4. 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 понятий. Изменение радиусов атомов по периодической системе. Ионные радиусы и их зависимость от электронного строения атомов и степени окисления. Закономерности в изменении энтальпии (энергии) ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности. Зависимость силы кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента (схема Косселя). [I] с.33-51; [2] с.36-55; [3] с.27-45, [5] с.144-158.
Лекции 5-6. Химическая связь и строение молекул.
Электроотрицательность. Свойства ковалентной связи: направленность и насыщаемость. Полярная ковалентная связь. Характеристики ковалентной связи: длина, энтальпия разрыва связи (прочность), валентные углы.
Понятие о квантовой химии. Основные положения метода валентных связей. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
Рассмотрение схем перекрывания атомных орбиталей при образовании связей в молекулах.
Образование кратных связей. s- и p-связи, их особенности. Делокализованные p-связи в молекулах и ионах.
Метод гибридизации атомных орбиталей. Волновые функции гибридных орбиталей. Примеры sp-, sp2-, sp3- гибридизаций. Гибридные орбитали с неподеленной парой электронов.
Водородная связь: межмолекулярная и внутримолекулярная. Энергия (энтальпия) и длина связи. Влияние водородной связи на свойства веществ. Понятие о строении льда и жидкой воды.
Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи.
[I] с.57-61, 66-99, 131-134; [2] с.61-66, 71-105, 140-143; [3] с.46-73; [5] с.162-176.
Лекция 7. Химия комплексных соединений ( часть 1 ).
Общие сведения о комплексных соединениях. Комплексообразователь, лиганды, координационные числа, дентатность лигандов, внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения. Классификация комплексов по виду координируемых лигандов. Номенклатура комплексных соединений. Краткие сведения о химической связи в комплексных соединениях. Геометрическая форма комплексов. Окрашенные соединения. [I] с.116-122; [2] с.124-130; [3] с.84-96; [4] с.108-111;
[5] с.283-298.
Лекция 8-9 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.
Лекции 10-11. Элементы химической термодинамики,
Понятие о химической термодинамике. Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл. Термохимия. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Понятие о стандартном состоянии. Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ. Закон Гесса и следствия из него. Использование закона Гесса для вычисления DН реакции.
Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и её зависимость от строения вещества. Изменение энтропии в различных процессах.
Энергия Гиббса, ее связь с энтропией и энтальпией. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса. Критерий самопроизвольного протекания процессов. [I]с.161-181, 59-61; [2]с.172-193, 63-66; [3]с.53-54; [4] с.4-19; [5] с.28-58, 165-166.
Лекция 12. Химическое равновесие.
Химическое равновесие. Истинное и кажущееся равновесия, их признаки. Константа химического равновесия(Кс и Кр). Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Связь DG°т с константой равновесия.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье - Брауна. Влияние температуры, давления, добавления 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.58-64.
Лекции 13-16. Свойства растворов.
Процессы, сопровождающие образование жидких истинных растворов неэлектролитов и электролитов. Идеальные и реальные растворы. Способы выражения концентрации растворов. Активность, коэффициент активности как мера отклонения свойств компонента реального раствора от его свойств в идеальном растворе.