Химия - Географический факультет МГУ

Рабочая программа дисциплины "Химия"
Химические элементы. Простые и сложные химические вещества. Оксиды, кислоты, основания, соли. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные реакции. Составление
уравнений ОВР методом электронно-ионного баланса. Расчеты по уравнениям химических реакций. Расчеты с применением газовых законов. Концентрация растворов: массовая доля, молярная концентрация.
Строение атома. Электроны, протоны, нейтроны. Атомное ядро. Атомные орбитали,
электронные конфигурации атомов. Периодичность свойств элементов. Периодическая таблица.
Размеры атомов. Энергия ионизации и энергия сродства к электрону.
Химическая связь. Модель электронных пар Льюиса. Обменный и донорно-акцепторный
механизмы образования ковалентной связи. Валентность атома и место элемента в Периодической таблице. Структурные формулы молекул. Полярные и неполярные связи. Ионная связь.
Металлическая связь.
Энергетический эффект химической реакции, теплота и работа. Энтальпия реакции. Закон Гесса. Энтальпия образования вещества, расчет энтальпии реакции по табличным данным
энтальпий образования ее участников.
Энтропия как мера неупорядоченности. Изменение энтропии вещества при его нагревании и при фазовых переходах. Самопроизвольные процессы. Самопроизвольное возрастание
энтропии в изолированной системе. Энергия Гиббса – критерий самопроизвольности процесса в
закрытой системе. Зависимость энергии Гиббса от температуры. Примеры влияния температуры
на самопроизвольность протекания реакций.
Скорость химической реакции. Зависимость скорости от концентраций реагентов, кинетическое уравнение. Зависимость скорости от температуры, энергия активации, уравнение Аррениуса. Энергетический профиль реакции. Понятие о механизме химической реакции. Элементарные и сложные реакции. Цепные реакции. Катализ. Катализаторы, промоторы и каталитические яды. Ингибиторы. Механизмы химических реакций в атмосфере: образование и распад
озона, возникновение смога.
Обратимая реакция, приход системы в состояние равновесия. Константа равновесия, расчет константы равновесия по термодинамическим данным. Запись константы равновесия для
гомогенных и гетерогенных реакций. Смещение равновесия под влиянием внешних условий:
принцип Ле Шателье, его кинетическое и термодинамическое образование.
Вода, ее особые свойства. Водородные связи. Диаграмма состояния воды. Растворы.
Коллигативные свойства растворов. Электролитическая диссоциация, гидратация ионов. Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Концентрация ионов H+ и OH– в растворах сильных кислот и оснований, рН и рОН. Константы диссоциации слабых кислот и оснований, расчет рН их растворов. рН дождевой воды.
Образование кислотных дождей.
Гидролиз солей, среда растворов солей (без расчетов рН). Буферные растворы, их свойства, рН буферных растворов.
Растворимость. Зависимость растворимости от температуры. Малорастворимые соли,
произведение растворимости. Расчет условий образования и растворения осадков. Растворение
карбонатов в природе: карстовые явления, причины жесткости воды.
Дисперсные системы, условия их устойчивости и коагуляции.
Важнейшие окислители и восстановители. Электродный потенциал, измерение и расчет
ЭДС гальванического элемента. Зависимость электродных потенциалов и ЭДС от концентраций
участников реакции, уравнение Нернста. Химические источники электрического тока. Электролиз, продукты электролиза расплавов и растворов. Аккумуляторы.
Коррозия и защита от коррозии.
План лабораторных работ со студентами географического факультета
Не забывать халаты!
07.02: Инструктаж по технике безопасности и методам лабораторных работ, решение типовых задач
11.02, 14.02: Кислотно-основные реакции.
Работа выполняется по брошюре "Вводная работа к практическим занятиям по общей химии",
она есть на сайте химического факультета: http://www.chem.msu.ru/rus/teaching/general/
General_common_practical.pdf/General_common_practical.pdf, может быть найдена Яндексом по
запросу "Вводная работа к практическим занятиям по общей химии".
опыты 1, 2, 4, 5, 8.1
Домашнее задание к занятию: "Химия": § 1.1 (с. 1–8), § 1.13–1.15 (с. 27–36), § 5.2 (с. 286–
287), § 6.1, 6.2 (с. 319–325), задачи 1.4, 1.10, 4.2, 4.4, 6.1.
"Практикум": Техника лабораторных работ, с. 9–15; Массовая доля и молярная концентрация,
с. 33; с. 32, задача 3; с. 45, задача 3.
Дополнительно по учебнику "Общая химия" глава 1, с. 5–15 и вопросы в конце главы.
18.02, 21.02: Окислительно-восстановительные реакции
Часть работы выполняется по брошюре "Вводная работа к практическим занятиям по общей
химии", опыт 3 (взаимодействие кислот и оснований с металлами)
часть – по "Практикуму" – стр. 109, опыт 1.1 (проба на окислитель с KI),
стр. 112, опыт 5 (Взаимодействие KMnO4 с Na2SO3 в различных средах),
с. 166, опыт 2.2 (Восстановительные свойства пероксида водорода)
Домашнее задание к занятию: "Химия": § 1.17–1.20 (с. 39-53), § 1.22 (с. 55-58), § 1.24 (с. 6365), § 2.1–2.3 (с. 92-102), задачи 6.2(1,6,28), 1.34(2,3,4,15), 2.1(5), 2.3, 2.4.
"Практикум": с. 87, № 4.
25.02, 28.02: Кинетика химических реакций
"Практикум"
с. 96, опыт 2 (определение порядка реакции разложения тиосерной кислоты)
с. 98, опыт 3 (определение энергии активации реакции разложения тиосерной кислоты)
с. 103, опыт 7 (разложение H2O2 в присутствии MnO2)
Домашнее задание к занятию: "Химия": § 3.1–3.2 (с. 157-161), 3.6 (с. 172-174), 3.11 (с. 191196), 3.10 (с. 188-191), задачи 3.1, 3.2, 3.4(3,4), 3.8.
Практикум: стр. 105, № 4.
Дополнительные задачи:
1. При повышении температуры с 30 до 55°С скорость некоторой реакции выросла в 6,5 раза.
Вычислите энергию активации реакции.
2. Энергия активации реакции разложения N2O5 с образованием NO2 и O2 равна 108 кДж/моль.
Во сколько раз вырастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 30°С ?
4.03, 7.03 – контрольная № 1,
11.03, 14.03 – коллоквиум № 1
18.03, 21.03: рН растворов сильных и слабых кислот и оснований
"Практикум"
с. 60, опыт 2 (определение рН растворов NaOH) – раствор NaOH точно 0,1 М
с. 62, опыт 4 (зависимость степени диссоциации уксусной кислоты от концентрации)
с. 64, опыт 7 (влияние одноименного иона на равновесие в растворе слабой кислоты)
с. 192, опыт 4.1 (растворимость карбоната и гидрокарбоната кальция)
25.03, 28.03: Гидролиз солей, произведение растворимости
"Практикум"
с. 68, опыт 14 (исследование гидролиза солей)
с. 70, опыт 18 (необратимый гидролиз)
с. 70, опыт 19 (влияние температуры на степень гидролиза ацетата натрия)
с. 72, опыт 22 (получение и растворение оксалата кальция в кислотах)
1.04, 4.04: Контрольная 2
8.04, 11.04: ОВР, электрохимия
"Практикум"
с. 179, опыт 2 (восстановительные свойства аммиака)
с. 122, опыт 5 (изучение зависимости электродного потенциала пары Fe3+/Fe2+ от концентрации)
с. 248, опыт 2 (получение гидроксида железа(II)
c. 248, опыт 3.2 (восстановительные свойства Fe(OH)2)
с. 126, опыт 7 (электролиз раствора KI) – групповой опыт, один на стол.
15.04, 18.04: Коллоквиум 2
21.04 – отработки лабораторных работ
22.04, 25.04, 29.04 – зачет