Теоретические основы химии

Методические указания по курсу “О Б Щ А Я Х И М И Я”
(для студентов Института экономики и менеджемента и групп ПР-12, ПР13, 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
1
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 донорноакцепторный 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-,
3
sp - 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.
2
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.5354; [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, 195202; [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.
3
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: Н 2S, 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-ССН. 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).
4
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