Главная Учебники - Разные Лекции (разные) - часть 14
|
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 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»
[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. Типы электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Зависимость степени электролитической диссоциации от разбавления (закон разбавления Оствальда). Ступенчатая диссоциация электролитов. Равновесие диссоциации в жидкой воде. Ионное произведение воды. Шкала рН. Способы определения рН. Влияние введения одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого электролита в растворе. Буферные растворы. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его кристаллов. Произведение растворимости, условия осаждения и растворения малорастворимого электролита. Гидролиз солей. Гидролиз по катиону и аниону. Ступенчатый гидролиз. Константа и степень гидролиза и связь между ними и концентрацией раствора. Способы усиления и подавления гидролиза. Полный (необратимый) гидролиз солей. Гидролиз галогенагидридов и тиоангидридов. [I]с.229-239, 245-261,265-270, 110-116;[2]с.245-256, 262-279, 283-288, 117-124; [4] с.56- 81, 108-113; [5] с.70-80, 82-84, 86-115. Лекция 17. Химия комплексных соединений ( часть 2 ).
Равновесие в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости. Реакции образования и разрушения комплексных соединений. СЕМИНАРЫ.
При подготовке к семинару, помимо проработки конспекта лекций и указанной в разделе «Лекции» литературы по соответствующей теме, рекомендуем ознакомиться с решениями типовых задач
в учебниках и пособиях из библиографического списка
[3], [4], [7]
,
[9]
,
приведенных с указанием страниц в домашнем задании.
Семинар 1-2.
Растворы. Способы выражения концентраций растворов (массовая доля (в %), молярность, титр, моляльность, мольная доля, мольное отношение). Решение задач на приготовление растворов методом составления системы уравнений материального баланса. Применение метода интерполяции для нахождения плотности раствора. Взаимные пересчеты концентраций растворов. [11] с. 9, № 51, 42, 43; с. 8, № 36, 37; с.10, № 60.
Домашнее задание
: [
I
]
c
.229-231; [2] с.245-247; [4] с. 56-59, 83-87, 129-136; [7] с.11-14; [11] с. 7-10, № 31, 32, 38, 41, 46-48; [8] с. 8-12, в. 1-6, № 1, 3 (к третьему семинару).
Семинар
2-3.
Эквиваленты веществ в реакциях обмена и окисления-восстановления. Фактор эквивалентности. Молярная масса вещества, молярный объем газа и количество вещества, рассчитанные для эквивалентов веществ. Нормальность. Закон эквивалентов. [11] с. 4-6, № 4, 6, 7, 12, 16, 17, 21, 22.
Домашнее задание
: [11] с. 4-7, № 2, 5, 10, 15, 25, 27; [8] с. 8-12, в. 1-6, № 2, 4-6, с. 12-17, в. 1-6, № 1-3 .
Семинар 4.
Характеристика состояния электрона в атоме квантовыми числами (n, l, ml
, ms
). Принцип Паули и правило Хунда. Заполнение электронных слоев и оболочек атомов и ионов элементов 2 и 3 периодов (в основном состоянии). Домашнее задание
: [I] с.20-30; [3] с.24-26, 42; [7] с.32-34; [9] с.8-12, в.1-6, №1-6.
Семинар
5
. Периодическая система и её связь со строением атомов. Написание электронных формул для атомов и ионов s-, p-, d-, f-элементов (в основном состоянии). Закономерности в изменении строения и свойств атомов (атомных и ионных радиусов, энтальпии (энергии) ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности). Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений элементов по группам и периодам. Домашнее задание
: [I] с.33-51; [2] с.36-55; [3] с. 43-45; [9] с.12-17, в.1-6, №1-6.
Семинар 6.
Основные положения метода валентных связей. Валентные возможности атомов С, N, P, S, O, F, Cl. Рассмотрение схем перекрывания атомных орбиталей при образовании связей в молекулах: Н2
S, SCl2
, РСl3
. Метод гибридизации атомных орбиталей (ВеСl2
, ВВг3
, СH4
, СВг4,
NН3
, NCl3
, Н2
О). Донорно-акцепторный механизм образования связи (Be2
Cl4
, Al2
Br6
, NН4
+
, BF4
-
, AlCl4
-
, CО, HNO3
). Домашнее задание
: [I] с.81-89, 95-99; [2] с.86-94, 102-105; [3] с.73-75; [9] с.18-23, в.1-6, №3-6, с.23-30, в.1-6, №1,2, 6.
Семинар 7.
1-ая рубежная .
Семинар
8
. Кратные связи. Схемы перекрывания атомных орбиталей при образовании s- и p-связей в молекулах: СО2
, НСООН, COCl2
, С2
Н4
, С2
Н2
, СН3
-СН2
-СºСН. Делокализованные p-связи в молекулах: С6
Н6
, НNОз, N2
O, O3
. Домашнее задание
: [I] с.89-95; [2] с.94-102; [3] с. 75-77, 82-83;
[9] с.23-30, в. 1-6, №3-5.
Семинар 9-10.
Составление окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Классификация ОВР. Влияние различных факторов на глубину и направление протекания ОВР. Эквиваленты веществ в ОВР. Решение задач на закон эквивалентов. [11] с. 5, № 9, 13
Домашнее задание
: [I] с.202-212; [2] с.216-224; [4] с. 118-128; [8] с. 35-41, в. 1-6, №1-5; [11] с.7, № 28; [10] с. 25, № 36-53, 62-72, 74, 75.
Семинар 11.
Тепловые эффекты различных процессов. Стандартные энтальпии образования и сгорания. Закон Гесса и следствия из него. Применение закона Гесса для вычисления энтальпий химических реакций. Применение таблиц DНf
°, 298
веществ для расчета DН°298
различных процессов. Домашнее задание
: [I] с.161-172; [3] с. 80-81; [5] с.28-47; [4] с. 28-30; [7] с.1-4, 6; [8] с.17-23, в.1, №1,2,5,6; в.2, № 1, 2, 3, 6; в.3, №1,2, 5,6; в.4, № 1,4,5,6; в. 5, № 1,2,3,6; в.6, №1,2,3,6; [10] с.3, № 6,8.
Семинар 12.
Понятие об энтропии. Стандартные энтропии веществ (S°т
) и стандартное изменение энтропии в процессе (DS°т
). Зависимость энтропии веществ от различных факторов. Энергия Гиббса как мера химического сродства. Изменение энергии Гиббса в различных процессах, энтропийный и энтальпийный факторы. Вычисление DG°298
и DS °298
процессов по справочным данным. Домашнее задание
: [I] с.176-190; [2] с.187-203; [5] с.47-58; [4]
с. 32-37; [7
] с.4-7; [8] с.23-28, в.1-6, №1-3.
Семинар 13.
2-ая рубежная .
Семинар 14.
Химическое равновесие. Константа химического равновесия (Кр и Кс). Расчет равновесных концентраций. Принцип Ле Шателье - Брауна. Влияние температуры, давления и концентрации реагентов на химическое равновесие. Связь DG°т
с константой равновесия. Домашнее задание
: [I]с.174-176,195-202; [2]с.185-187, 208-216; [4] с. 51-55; [7] с.7-8; [8] с.23-28, в.1-6, № 4-6, [10] с. 13, № 24, 27; [11] с. 34, № 272(б), 275(б), с. 36, № 287(б), с.35, № 284(б).
Семинар
15
. Свойства растворов электролитов. Константа и степень диссоциации. Ионное произведение воды, шкала рН. Расчет рН растворов кислот и оснований. [11]
с. 39, № 309 (а), № 311 (а), № 312 (а), № 311 (б), № 312 (б), с. 40, № 313 (б), № 314 (б), № 315 (б), с. 41, № 319 (б).
Домашнее задание
: [I] с.245-257; [2] с.262-274; [5]с.94-98; [4] с. 87-89; [7] с.15; [11] с. 40, № 317 (а), с. 39, № 308 (а), № 310 (а), с.41, № 318(а), с.38, № 302 (а),№ 307 (б), с. 42, № 324 (б),с.41,№ 323(б),№ 318 (б), с. 43,№ 329 (б),с. 42,№ 328 (б).
Семинар 16.
Расчет рН буферных растворов. Произведение растворимости, концентрация насыщенного раствора (растворимость). [11] с. 40, № 317 (в), с. 53, № 390 (А); с. 45-47, № 343 (а, б, в, г), 344 (а, г), 349 (а, б), 351 (а, г), 355 (а), 356 (а).
Домашнее задание
: [I] 257-259; [2] с.274-276; [4] с.93-103; [7] с.15-18; [11] с. 43-48, № 331, 333, 345, 350, 353, 357, 360; с. 51, 380 (А), с. 52, № 384 (А).
Семинар
17.
Гидролиз солей. Ступенчатый гидролиз. Необратимый гидролиз. Способы усиления и подавления гидролиза. Константа и степень гидролиза, их связь с концентрацией соли в растворе. Расчет рН водных растворов солей. [11] с. 48-52, № 362 (А), 369 (А), 373 (А), 375 (А), 382 (А), 385 (А).
Домашнее задание
: [I] с. 265-270; [2] с.283-288; [4] с. 103-107; [7] с.24; [11] с. 48-53, № 364 (А), 365 (А), 374 (А), 376(А), 378 (А), 381 (А), 383 (А), 388 (А). ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ При подготовке к лабораторным работам
лабораторный журнал рекомендуется оформить следующим образом: 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 к лабораторной работе студент к занятию не допускается. Студент, не выполнивший и не защитивший лабораторные работы, до экзамена не допускается. Для защиты лабораторных работ наличие выполненных домашних заданий обязательно
. Работа 1.
Техника безопасности и правила работы в лаборатории. Погрешности результатов численного эксперимента. Взвешивание. Подготовка к лабораторной работе №2. Домашнее задание
: [6]
с.6-12.
Работа
2
. Определение состава кристаллогидрата. Зачет по технике безопасности. Домашнее задание
: [6] с. 13-14, 28-32;
Работа 3.
Приготовление раствора заданной концентрации. Домашнее задание
: [6]
с. 17-21;
расчеты по работе
. Работа 4.
Определение концентрации раствора титрованием. Домашнее задание
: [6]
с.21-25
; [11] с. 8-10, № 40, 55, 58; [8] с. 12-17, в. 1-6, №4-6.
Работа
5
. Изучение окислительно-восстановительных реакций. Домашнее задание
: [6]
с.50-53
; [10] с. 24-25, уравнения 1-35.
Домашнее задание
: [6]
с.110-112; [11] с. 56-59, № 425 (В), 432 (В), 433 (В).
Работа 7.
Гидролиз солей. Домашнее задание
: [6]
с.94-98, 101-102
; [11] с. 48-53, № 361(Б), 362 (Б), 382 (Б), 386 (Б), 389 (Б), 390 (Б).
Работа 8.
3-я рубежная
.
| |||||