Печать
Просмотров: 41567

Программа курса "Общая химия" (бакалавриат, 1 курс, 1 семестр)

Обновлено

Содержание курса «ОБЩАЯ ХИМИЯ»

БАКАЛАВРИАТ, 1 КУРС, 1 СЕМЕСТР

1. Разделы курса: основы атомно-молекулярного учения, строение вещества, Периодический закон, химическая связь, химический процесс, учение о растворах, обменные реакции в растворах электролитов, окислительно-восстановительные реакции, экспериментальные методы в химии.

2. Темы и их содержание

2.1. Основы атомно-молекулярного учения. Основные химические понятия и: законы атомно-молекулярного учения. Понятие о химической системе, фазе, компоненте. Гомогенные и гетерогенные системы. Газовые  системы. Газовые законы. Идеальный газ. Уравнение Менделеева-Клапейрона. Парциальное давление газа в смеси. Жидкие системы. Растворы. Концентрация растворов и способы ее выражения. Твердые системы. Кристаллы, аморфные тела и стекла.

 

2.2. Строение вещества. Элементарные частицы и их основные свойства.  Экспериментальные основы современной теории строения атома. Планетарная  модель атома, постулаты Бора. Волновая природа элементарных частиц. Квантовомеханическая модель атома. Квантовые числа и их физический смысл. Атомные орбитали.  Энергетические уровни электрона в одноэлектронном атоме. Многоэлектронный атом. Диаграмма одноэлектронных уровней энергии. Заполнение электронных оболочек атомов. Принцип Паули и правило Хунда. Валентные и остовные электроны.

 

2.3. Периодический закон. Попытки классификации химических элементов до открытия периодического закона. Экспериментальные основы периодического закона. Содержание периодического закона. Предсказание Д.И.Менделеевым свойств неизвестных элементов. Современная интерпретация периодического закона. Изменение свойств элементов по группам и периодам периодической системы. Периодичность в строении электронных оболочек атомов. Потенциалы ионизации, сродство к электрону, радиусы атомов и ионов в зависимости от положения элемента в периодической системе. Электроотрицательность элементов.

 

2.4. Химическая связь. Природа химической связи. Ковалентная, полярная и ионная связь. Молекула водорода и методы ее описания. Метод молекулярных  орбиталей (МО)   и метод валентных связей (ВС). Характеристики химической связи - энергия, длина, полярность, кратность. Химическая связь в гомоядерных и гетероядерных двухатомных молекулах элементов второго периода с позиций методов МО и ВС. Магнитные свойства веществ. Химическая связь в многоатомных молекулах. Локализованная и делокализованная связь. Трехцентровая связь. Электронодефицитные и электроноизбыточные молекулы. Направленность и насыщаемость ковалентной химической связи. Теория отталкивания электронных пар валентной оболочки и геометрия молекул. Донорно-акцепторная и водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия. Строение веществ в конденсированном состоянии.

 

2.5. Химический процесс. Энергетические  характеристики химических реакций. Термохимия. Понятие об энтальпии. Эндо- и экзотермические реакции. Стандартное состояние и стандартная энтальпия образования вещества. Законы термохимии: закон Лавуазье-Лапласа и закон Гесса. Расчеты тепловых эффектов реакций. Термохимический цикл. Энтальпия атомизации и энергия связей в молекулах. Движущие силы химической реакции – изменение энергии и изменение энтропии. Понятие энтропии. Энтропия газообразных, жидких и твердых веществ. Постулат Нернста. Стандартная энтропия.  Изменение энтропии при фазовых и химических превращениях. Энергия Гиббса. Уменьшение энергии Гиббса как термодинамический критерий возможности самопроизвольного протекания процесса. Зависимость изменения энергии Гиббса от температуры, давления и концентрации реагирующих веществ.

     Кинетика и механизмы химических реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Кинетическое уравнение реакции. Порядок реакции. Константа скорости реакции и ее зависимость от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Понятие о механизме  реакции. Молекулярность реакции. Катализ и катализаторы. Влияние катализатора на механизм реакции. Особенности кинетики газофазных, жидкофазных и твердофазных реакций.

           Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции с позиций термодинамики и кинетики. Кинетический и термодинамический подходы к описанию химического равновесия. Константа химического равновесия и различные способы ее выражения. Связь константы химического равновесия со стандартным изменением энергии Гиббса. Температурная зависимость константы равновесия. Смещение химического равновесия при изменении условий.

 

2.6. Учение о растворах. Гомогенные многокомпонентные  системы – растворы. Жидкие растворы. Фазовые диаграммы. Область жидкого состояния. Диаграммы состав-свойство. Растворитель и растворяемое вещество. Растворимость. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные, разбавленные и концентрированные растворы. Понятие идеального раствора. Общие свойства растворов.

         Диаграмма состояния воды. Электронное строение и структура воды, водородные связи. Самоионизация жидкой воды. Ионное произведение воды, водородный показатель. Вода как ионизирующий растворитель. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация растворенных веществ. С.Аррениус, Д.И.Менделеев, И.А.Каблуков о природе растворов электролитов. Переход ионов в раствор. Гидратация соли и образующих ее ионов. Энергия гидратации  ионов.

        Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации электролита. Закон разбавления. Понятие об активности ионов в растворах.

 

2.7. Обменные реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей. Представления Аррениуса и Вернера о механизме гидролиза. Константа и степень гидролиза. Ступенчатый характер гидролиза. Буферные растворы.

        Равновесие ионный кристалл – раствор. Произведение  растворимости. Условия выпадения и растворимости осадка. Влияние наличия одноименных ионов и комплексообразования на растворимость осадков.

  Реакции комплексообразования в водных растворах. Аквакомплексы. Комплексообразователь и лиганды. Внешняя и внутренняя сферы комплексов. Координационное число. Константа устойчивости комплекса.

          Кислоты и основания. Теории кислот и оснований. Теории Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса, Усановича. Роль растворителя в кислотно-основном взаимодействии. Дифференциирующие и нивелирующие растворители. Сила кислородсодержащих кислот и ее  зависимость от их состава и строения. Реакция нейтрализации. Индикаторы кислотно–основного равновесия в водных растворах. Смещение равновесия нейтрализации в зависимости от силы реагирующих электролитов.

 

2.8. Окислительно – восстановительные реакции. Понятие об окислителях и восстановителях. Роль среды в окислительно-восстановительных реакциях. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Типы окислительно-восстановительных реакций.

    Количественные характеристики окислительно-восстановительных переходов. Стандартные условия и стандартный потенциал полуреакции. Таблицы стандартных восстановительных потенциалов. Использование табличных данных для оценки возможности протекания окислительно-восстановительных процессов. Потенциалы окислительного и восстановительного разложения воды. Условия устойчивости веществ в водных растворах. Диспропорционирование веществ в водных растворах.

       Окислительно-восстановительные равновесия в растворах. Уравнение Нернста. Влияние рН на величину восстановительного потенциала. Изменение восстановительного потенциала при изменении концентрации реагентов в результате их осаждения или комплексообразования.

     Электролиз растворов и расплавов. Электролитическое получение металлов. Электрохимическая коррозия металлов.

2.9.Экспериментальные методы химии. Современные методы синтеза и анализа неорганических и органических веществ. Современные методы исследования структуры и строения вещества. Рентгенография. Спектроскопические методы. Термодинамические методы исследования. Калориметрия, тензиметрия, масс-спектрометрия.

 

3.  Лабораторный практикум
Выполняется в специализированном практикуме общей и неорганической химии и включает следующие лабораторные работы:
  • Классы неорганических соединений.
  • Определение эквивалента металла.
  • Кинетика химических реакций.
  • Приготовление раствора кислоты заданной концентрации.
  • Водородный показатель.
  • Гидролиз.
  • Определение рН растворов методом рН-метрии
  • Примеры окислительно-восстановительных реакций.

 

Рекомендуемая литература (основная):

  1. А.В. Суворов, А.Б. Никольский.   “Общая химия”. Учебник для ВУЗов. СПб: “Химия”, 1997, 624 с.
  2. А.Б.Никольский, А.В.Суворов, Химия. 2001. СПб: Химиздат.
  3. А.В.Суворов, А.Б.Никольский. Вопросы и задачи по общей химии. 2002. СПб: Химиздат. 304 с.
  4. Неорганическая химия в 3-х томах. Под ред. Ю.Д.Третьякова. М., Академия, 2004
  5. К. Хаускрофт, Э. Констебл. Современный курс общей химии (в 2х томах), М. Мир, 2002.
  6. Л.С. Лилич, М.К. Хрипун. “Растворы как химические системы”. Учебное пособие. С-Пб: “Изд. С-ПбГУ”, 2011, 216 с.
  7. Общая химия. для студентов 1 курса химического факультета. Домашние задания. Отв. ред. Суворов А.В. СПб. 2000 г. 51 с.
  8. Общая химия для студентов 1 курса химического факультета. Описание лабораторных работ. Отв. ред. Суворов А.В. СПб. 2000 г. 26 с.

Дополнительная литература:

  1. Н.Е. Кузьменко, В.В. Еремин, В.А. Попков. Начала химии. М.: Экзамен, 2001, 720 с.
  2. О.Х. Зайцев. Общая химия. Направление и скорость химических процессов. Строение вещества. М.: Высшая школа. 1983. 248 с.
  3. Фримантл М. Химия в действии. В 2-х частях. М.: Мир. 1991. 528 с.
  4. Я.А. Угай.  Общая и неорганическая химия, М. «Высш. школа», 1997. 527 с.
  5. М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин.  Общая и неорганическая химия, М. «Химия», 1992. 588 с.
  6. Р. Дикерсон, Г. Грей, Дж. Хейт. Основные законы химии. Т.1,2. М: “Мир”,1982, 652 с., 620 с.