Методические указания по курсу “общаяхими я” (для студентов Института экономики и менеджемента и групп пр-12, пр-13, кс-10, тд-11)

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.  - и -связи, их особенности. Делокализованные -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 Н 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 G°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. 
 [I] с.259-261;  [2] с.276-279; [4] с.108-116; [5] с. 299-303; [9] с. 35-37.

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: Н2S, SCl2, РСl3. Метод гибридизации атомных орбиталей (ВеСl2, ВВг3, СH4, СВг4, NН3, NCl3, Н2О). Донорно-акцепторный механизм образования связи (Be2Cl4, Al2Br6, 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 контрольная работа.

        Семинар 8. Кратные связи. Схемы перекрывания атомных орбиталей при образовании - и -связей в молекулах:  СО2, НСООН, COCl2, С2Н4, С2Н2, СН3-СН2-ССН. Делокализованные -связи в молекулах: С6Н6, НNОз,  N2O, 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 Нf°, 298  веществ для расчета  Н°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 (S°т). Зависимость энтропии веществ от различных факторов. 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: [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 контрольная работа.

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 G°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.
Работа 6. Получение и свойства комплексных соединений.

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 контрольная работа. 

5