Теоретические основы химии.
Методические указания
Учебные занятия по курсу “Теоретические основы химии” 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») и решить задачи, указанные в домашнем задании.
При подготовке к лабораторным работам в лабораторном журнале следует написать:
1) название лабораторной работы и дату ее выполнения; 2) цель лабораторной работы; 3) схему установки или прибора; 4) порядок выполнения работы; 5) уравнения реакций; 6) схему протокола работы. При недостаточной подготовке и (или) невыполнении домашней работы студент к лабораторной работе не допускается.
В начале некоторых 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) четыре рубежные контрольные работы – максимально 32 балла (если контрольная работа написана неудовлетворительно (менее 3 баллов из 8), то баллы не учитываются) ;
б) выполнение курсовой домашней работы (8 заданий) – максимально 12 баллов;
в) выполнение и защита 12 лабораторных работ – 12 баллов;
г) домашние работы – максимально 4 балла (выставляемых в конце семестра).
Изучение курса “Теоретические основы химии” завершается экзаменом (максимально 40 баллов). До экзамена не допускаются студенты набравшие в семестре менее 35 баллов или не выполнившие 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. М.: Химия, 1992--2004.592с.
[3] Соловьев С.Н. Начала химии. Элементы строения вещества (конспект лекций, задачи, упражнения). М РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 г. 108 с.
[4] Соловьев С.Н. Начала химии. Теоретические основы химии (конспект лекций, задачи, упражнения). М РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 г. 148 с.
[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 и С.И. Дракина. М.:
Химия, 1983.-246 с.
[7] Сборник задач с решениями по курсу “Теоретические основы химии” / Под ред.
А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1984. -48 с.
[8] Задачи по общей химии / Под ред. А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1982.- 48 с. «2532»
[9] Задания для программированного контроля по курсу “Теоретические основы химии” (основные законы и понятия химии, растворы, равновесие, основы термодинамики) / Под ред. А.Ф. Воробьева; М.:МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1986. -48 с. «3263»
[10] Задания для программированного контроля по курсу “Теоретические основы химии”(периодический закон, строение молекул, химическая связь) / Под. ред.
А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1986. -48 с. «3219»
[11] Задания к курсовой работе по курсу “Теоретические основы химии” / Под. ред.
А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1988.- 64 с. «3445»
ЛЕКЦИИ.
Лекции 1-2.Строение атома.
Волновые свойства материальных объектов. 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, узловые поверхности. 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] - с.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 понятии. Изменение радиусов атомов по периодической системе. Ионные радиусы и их зависимость от электронного строения атомов и степени окисления. Энергия ионизации и сродство к электрону. Закономерности в изменении энергии ионизации.
Значение периодического закона. Предсказание свойств на основе периодического закона. Представление о методах сравнительного расчета М.Х.Карапетьянца.
[I] - с.33-51, [2] - с.36-55, [3] – с.27-45, [5] – с.144-158.
Лекция 5. 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 6-8. Химическая связь и строение молекул.
Электроотрицательность. Ковалентная и ионная связи. Свойства ковалентной связи: направленность и насыщаемость. Полярная ковалентная связь.
Характеристики ковалентной связи: длина, прочность, валентные углы. Длины одинарных и кратных связей.
Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольный момент. Дипольные моменты и строение молекул.
Понятие о квантовой химии. Основные положения метода валентных связей. Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.
Рассмотрение схем перекрывания атомных орбиталей при образовании связей в молекулах. Гибридизация волновых функций, примеры sp-, sp2-, sp3- гибридизаций. Гибридизация с участием d-орбиталей. Заполнение гибридных орбиталей неподеленными парами электронов (NH3, H2O, С1F3).
Образование кратных связей; - и -связи, их особенности. Делокализованные
-связи. Метод Гиллеспи.[I] - с.57-61, 66-99, [2] - с.61-66, 71-105, [3] – с.46-73,[5] – с.162-176
Лекция 9. Метод молекулярных орбиталей.
Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Связывающие, несвязывающие и разрыхляющие орбитали. Последовательность заполнения МО в двухатомных молекулах. Объяснение возможности существования двухатомных частиц при помощи метода МО.
Объяснение магнитных свойств молекул и ионов с позиций метода МО. Понятие о многоцентровой связи. Химическая связь в В2Н6.
[I] - с.99-110, [2] - с.105-117, [3] – с.97-104, [5] – с.177-181.
Лекции 10-11.Химическая связь в комплексных соединениях.
Общие сведения о комплексных соединениях. Комплексообразователь, лиганды, координационные числа, дентантность лигандов, внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения. Классификация комплексов по виду координируемых лигандов. Номенклатура комплексных соединений. Представление об изомерии комплексных соединений. Реакции образования комплексных соединений.
Квантово-механические трактовки природы химической связи в комплексных соединениях. Метод валентных связей. Понятие о теории кристаллического поля. Объяснение магнитных свойств и электронных спектров поглощения комплексных соединений. [I] - с.116-131, [2] - с.124-140, [3] – с.84-96, [4] – с.108-111, [5] – с.283-298. Лекция 12-13.Водородная связь.
Межмолекулярная и внутримолекулярная связь. Энергия и длина водородной связи. Влияние водородной связи на свойства веществ (температуры плавления и кипения, степень диссоциации в водном растворе и др.).
Ионная связь.
Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Поляризация ионов. Зависимость поляризации ионов от типа электронной структуры, заряда и радиуса ионов. Влияние поляризации на свойства веществ. Межмолекулярное взаимодействие.
Общие представления о межмолекулярном взаимодействии: ориентационное, индукционное, дисперсионное взаимодействия.
[I] - с.110-116, 131-137, [2] - с.117-124, 140-146, [5] – с.159-162, 181-187.
. Лекции 14-15. Элементы химической термодинамики,
Понятие о химической термодинамике. Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл. Понятие термодинамической системы. Изолированные системы. Термохимия. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Понятие о стандартном состоянии. Стандартные энтальпии образования, растворения и сгорания веществ. Закон Гесса и следствия из него. Использование закона Гесса для вычисления Н-реакции и Н-связи.
Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и строение вещества. Изменение энтропии в различных процессах. [I] - с.161-181, 59-61, [2] - с.172-193, 63-66, [3] – с.53-54, [4] – с.4-19, [5] – с.28-52, 165-166.
Лекции 16-17. Химическое равновесие.
Химическое равновесие. Истинное и кажущееся равновесия, их признаки. Константа химического равновесия (Кс и Кр).
Энергия Гиббса, ее связь с энтропией и энтальпией. Физический смысл. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса. Связь G°т с константой равновесия. Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Критерий самопроизвольности процессов.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье - Брауна. Влияние температуры, давления, 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.53-64.
Лекция 18. Энергия Гиббса и ОВР.
Понятие об электродных потенциалах. Э.Д.С. окислительно-восстановительных реакций и критерий самопроизвольного протекания процессов. Вычисление G°298 и констант равновесия на основе величин стандартных электродных потенциалов.
Зависимость электродного потенциала от температуры и концентраций реагентов, уравнение Нернста.
[I] - с.190-195, 210-212, [2] - с.203-208, 224-226, [4] – с.24-27, 37-42, [5] – с.218-231.
Лекции 19-21. Растворы и равновесия в растворах.
Процессы, сопровождающие образование жидких истинных растворов неэлектролитов и электролитов. Краткая характеристика межчастичных взаимодействий в растворах. Идеальные и реальные растворы. Активность; коэффициент активности как мера отклонения свойств компонента реального раствора от его свойств в идеальном растворе.
Растворы электролитов.
Типы электролитов. Ассоциированные и неассоциированные электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Зависимость степени электролитической диссоциации от разбавления (закон разбавления Оствальда). Состояние бесконечного разбавления растворов. Его особенности. Стандартное состояние растворов; специфики его определения. Ступенчатая диссоциация электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого электролита в растворе. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его кристаллов. Произведение растворимости, условия осаждения и растворения малорастворимого электролита. Понятие об определении ПР. Равновесие в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости. Реакции образования и реакции разрушения комплексных ионов.
[I] - с.229-239, 245-254, 257-261, [2] - с.245-256, 262-272, 275-279, [4] – с.56-68, 108-113, [5] – с.70-80, 82-84, 86-102, 104-106, 299-303.
.Лекции 22-23.Гидролиз солей.
Равновесие диссоциации в жидкой воде. Ионное произведение воды. Шкала рН. Способы определения рН. Буферные растворы. Поляризация ионов. Поляризующее действие ионов соли на молекулы воды.
Гидролиз солей. Гидролиз по катиону и аниону. Ступенчатый гидролиз. Полный гидролиз. Константа и степень гидролиза и связь между ними и концентрацией раствора. Способы усиления и подавления гидролиза. Понятие о сольволизе.
[I] - с.254-257, 265-270, 110-116, [2] - с.272-275,283-288, 117-124, [4] – с.69-81, [5] – с.102-104, 106-115, 159-162.
Лекция 24. Теории кислот и оснований.
Недостаточность теории Аррениуса. Протонная теория кислот и оснований; константы кислотности и основности; шкала рКа и рКв. Константа автопротолиза растворителя. Дифференцирующие и нивелирующие растворители. Понятие об электронной теории кислот и оснований. [I] - с.270-287, [2] - с.288-305, [5] – с.115-127.
Лекция 25. Скорость химических реакций и катализ.
Понятие о химической кинетике. Элементарные (одностадийные) и неэлементарные (сложные) реакции. Закон взаимодействия масс. Константа скорости реакции. Молекулярность и порядок реакции. Зависимость скорости реакции от температуры; энергия активации.
Понятие о цепных реакциях.
Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Примеры каталитических процессов в промышленности. [I] - с.212-229, [2] - с.229-245, [5] – с.249-283.
Заключение.
Краткий обзор изложенного материала по курсу “Теоретические основы химии”;
наиболее важные положения курса. Взаимосвязь разделов курса, успехи современной химии. Перспективы развития теоретических основ химии.
СЕМИНАРЫ.
Семинар 1. Способы выражения концентраций растворов I (массовая доля, массовый процент, молярность, титр). Приготовление растворов. Решение задач с использованием уравнений материального баланса.
Семинар2. Способы выражения концентраций растворов II ( моляльность, мольная доля, мольное отношение). Взаимный пересчет концентраций.
Эквиваленты веществ в реакциях обмена и окисления-восстановления. Фактор эквивалентности, молярная масса и молярный объем эквивалента.
Домашнее задание: [4] – с.56-59, 83-87, [7] – с.11-13, [9] - с.12-17, в.1-6.
Семинар 3. Способы выражения концентрации растворов III (нормальность). Закон эквивалентов. Решение задач по теме эквивалент.
Домашнее задание: [4] – с.129-136, [7] – с.13-14, [9] - с.8-12, в.1-6.
Семинар 4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Принцип Паули и правило Хунда. Форма электронных облаков. Энергетический ряд атомных орбиталей. Электронные формулы атомов и ионов (основное состояние).
Домашнее задание: [3] – с.24-26, 42-45, [7] – с.32-34, [10] - с.8-12 и с.12-17, в.1-6.
Семинар 5. ОВР. Важнейшие окислители и восстановители. Классификация ОВР. Периодический закон и окислительно-восстановительная активность элементов и соединений. Влияние различных факторов на глубину и направление протекания ОВР. .
Домашнее задание: [4] – с.118-128, [9] - с.35-41, в.1-6, №№ 1-5.
Семинар 6. Основные положения метода валентных связей (ВС). Валентные возможности атомов в рамках метода ВС. Гибридные представления. Схемы перекрывания орбиталей при образовании связей в молекулах NCl3, NНз, Н2О, SCl2, РСl3, Н2S, ВеСl2, ВВг3, СH4, СВг4). Донорно-акцепторный механизм образования связи (Be2Cl4, Al2Br6, NН4+, BF4-, AlCl4-,CО).
Домашнее задание: [3] – с.73-75, [10] - с.23-30, в.1-6, №№ 1, 6.
Семинар7. Кратные связи (СО2, НСООН, COCl2, С2Н2, СНз-ССН).
Делокализованные -связи и процедура наложения валентных схем (С6Н6, ННОз, N03-,
СО32-,SО42-, N2O, HN3).
Домашнее задание: [3] – с.75-77, 82-83, [10] - с.23-30, в.1-6, №№ 2-5.
Семинар8. Геометрия молекул, метод Гиллеспи (BeF2;, ВFз, SnCl2, СВг4, NH3,
H2O, С1Fз, PCl5, SF6. XeF6, XeF4, XeF2, СОз2-, S042-, JF5, IF7). Геометрия молекул и их
дипольный момент (СS2, SnCl2, SnCl4, РСl5, H2O).
Домашнее задание: [3] – с.77-80, [7] – с.39-41, [10], с.30-35, в.1-6, №№ 1-3.
Семинар 9. Метод МО ЛКАО в применении к двухатомным частицам (атомы и
ионы, состоящие из атомов элементов второго периода): О2, О2+, О2-,CN-, N2, В2, Не2+). Домашнее задание: [3] – с.103-104, [10] - с.30-35, в.1-6, №№ 4-6.
Семинар10. Химическая связь в комплексных соединениях. Метод ВС
Fe(H2O)6]2+, Fe(CN)6]4-, NiF4]2-, Ni(CN)4]2-, AgCl2]-. Элементы теории кристаллического поля(Fe(H2O)6]2+, Fe(CN)6]4-, NiF4]2-, Ni(CN)4]2-. Карбонилы как комплексные соединения: Ni(CO)4, Fe(CO)5, Os(CO)6.
Домашнее задание: [3] – с.94-96, [7] – с.42-48, [10] - с.39-47, в.1-6, №№ 1, 6.
Семинар 11. Тепловые эффекты химических реакций, энтальпии образования и
сгорания. Закон Гесса, следствия из закона Гесса, вычисление Н° реакций и энергий
(энтальпий) связи в молекулах.
Домашнее задание: [3] – с.80-81, [4] – с.28-32, [7] – с.1-4, 6, [9] - с.17-23, в.1-6 [10] - с.18-23, в.1-6, № 2.
Семинар 12. Понятие об энтропии, абсолютная энтропия веществ (S°т) и энтропии
процессов (S°т).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: [4] – с.32-42, [7] – с.4-7, [9] - с.23-28, в.1-6, №№ 1-3.
Семинар 13. Химическое равновесие. Константа химического равновесия (Кр и
Кс). Расчет равновесных концентраций. Смещение равновесия и принцип Ле-Шателье -
Брауна. Связь G°т с константой равновесия, связь G°т с G°.
Домашнее задание: [4] – с.51-55, [7] – с.7-8, 10-11, [9] - с.23-28. в.1-6, №№ 4-6.
Семинар14. Свойства растворов электролитов. Константа и степень диссоциации. Ионное произведение воды, шкала рН. Расчет рН растворов кислот и оснований.
Домашнее задание: [4] – с.87-90, [7] - с.15; [9] - с.28-34, в.1-6, №№ 1-3.
Семинар 15. Расчет рН буферных растворов. Произведение растворимости, концентрация насыщенного раствора (растворимость).
Домашнее задание:[4] – с.93-103, [7] - с.15-18; [9] - с.28-34, в.1-6, №№ 4-6.
Семинар16. Гидролиз солей. Ступенчатый гидролиз, полный гидролиз. Способы усиления и подавления гидролиза. Константа и степень гидролиза, их связь с концентрацией соли в растворе. Расчет рН водных растворов солей.
Домашнее задание: [4] – с.103-107, [7] -с.24; [9] - с.41-45, в.1-6.
Семинар 17. Реакции образования и разрушения комплексных соединений. Равновесие в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости.
Домашнее задание: [4] – с.114-117, [10] - с.35-47, в.1-6, №№ 2-5.
ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ.
Работа 1. Информация о курсе. Техника безопасности и правила работы в лаборатории. Погрешности результатов численного эксперимента. Взвешивание. Домашнее задание: [6] - с.6-9.
Работа2. Определение состава кристаллогидрата. Зачет по технике безопасности.
Домашнее задание: [6] - с.13-14; [9] - с.4-6, в.1-6.
Работа 3 Определение молярной массы углекислого газа.
Домашнее задание: [6] - с.28-32; [9] - с.б-8, в.1-6.
Работа 4. Приготовление раствора заданной концентрации.
Домашнее задание: [6] - с.17-21, 243; расчеты по работе.
Работа 5. 1-я рубежная контрольная работа.
Работа 6. Определение концентрации раствора титрованием.
Домашнее задание: [6] - с.21-25; [9] - с.12-17, в.1-6.
Работа7. Приготовление раствора заданной концентрации и титрование.
Домашнее задание: расчеты по работе.
Работа 8. Изучение окислительно-восстановительных реакций.
Домашнее задание: [6] - с.50-53; [8] - с.24-25, уравнения 1-25.
Работа 9. 2-я рубежная контрольная работа.
Работа 10. Определение молярной массы эквивалента (часть 1).
Домашнее задание: [6] - с.36-40, 42-48; [8] - с.24-25, уравнения 26-50.
Работа 11. Определение молярной массы эквивалента (часть 2).
Домашнее задание: [6] - с.36-40, 42-48; [9] - с.8-12, в.1-6.
Работа 12. 3-я рубежная контрольная работа
Работа 13. Получение и свойства комплексных соединений.
Домашнее задание:[6] - с.110-112; [10] - с.35-47, в.1-6, №№ 2-5.
Работа 14. Получение и свойства комплексных соединений ( = семинар 17).
Домашнее задание: [4] – с.114-117, [10] - с.35-47, в.1-6, №№ 2-5.
Работа 15. 4-я рубежная контрольная работа
Работа 16. Гидролиз солей.
Домашнее задание: [6] - с.94-98, 101-102; [8] - с.23 - 24, №№ 51, 53, 56, 57, 58, 59 (1,4,9).
Работы 17. Итоговое занятие