РАБОЧАЯ ПРОГРАММА


по курсу общей и неорганической химии


для студентов 1 курса геолого-географического факультета (дневное отделение)
по специальности "Геология"
Шифр по ОКПО - 011100
Шифр по ОКСО -020301


Семестр 1
Лекции 36 часов, семинарские занятия __ часов
Лабораторные занятия 72 часа
Всего часов 108
Экзамен 1 семестр, зачёт 1 семестр

Программу разработали
доц., к.х.н. Лобас Л.М.,
доц., к.х.н. Шукаев И.Л.

Программа обсуждена на заседании
кафедры общей и неорганической химии
Протокол ___ от "__" _________ 200__ г.
Зав. Кафедрой, профессор _____________(Лупейко Т.Г.)

Программа одобрена учебно-методической
комиссией химического факультета,
Протокол ___ от "__" __________ 200__ г.
Председатель УМК, профессор _____________ (Луков В.В.)


I. Ц Е Л И И З А Д А Ч И.

I.1. ЦЕЛЬ ПРЕПОДАВАЕМОЙ ДИСЛИПЛИНЫ.

Государственный стандарт высшего образования и исторически сложившаяся структура университетских курсов предполагают, что специалист-геолог получает основы знаний по всем фундаментальным естественнонаучным дисциплинам. Особое место среди них занимает курс общей и неорганической химии ввиду тесного взаимодействия и взаимопереплетения химии и геологии. Такой курс не только способствует расширению кругозора студентов, но и непосредственно предшествует преподаванию специальных геологических дисциплин: минералогии, геохимии, кристаллохимии.

Современная общая химия включает разделы, посвящённые теории строения атомов и химической связи, основам химической термодинамики, кинетики и учения о равновесии, а также электрохимии и координационной химии. Опираясь на полученные в этих разделах теоретические знания, неорганическая химия рассматривает химию металлов и неметаллов с учётом их расположения в Периодической системе. Особый упор делается на разделы, посвящённые элементам, формирующим важнейшие минералы и горные породы. Сюда же примыкает аналитическая неорганическая химия.

Настоящая программа составлена на основе программы курса неорганической химии для студентов университетов по специальности "Геология" с 36 часами лекционного курса. Целью данного курса является не только дать студентам определённый объём химических знаний, но и привить им навыки пользования этими знаниями в решении практических задач, воспитать специалиста широкого профиля, способного к работе в лабораторных и полевых условиях, к принятию грамотных управленческих решений и преподаванию.

I.2. ЗАДАЧИ ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ.

Задачи курса общей химии - приобретение студентами знаний о структуре современной химической науки, о её теоретическом фундаменте, о взаимодействии химических и геологических дисциплин.

Задачи курса неорганической химии - формирование структурированного знания химии элементов и их соединений, умения делать реалистистические прогнозы структуры и свойств, в особенности геологически важных объектов, теоретическое рассмотрение условий протекания химических реакций, практическое обучение конкретным свойствам типических соединений.

Изучение программы курса требует использования трёх взаимосвязанных форм: лекций, лабораторного практикума и самостоятельной работы студентов. Ведущее место здесь занимают первые два раздела, ввиду отсутствия вступительного экзамена по химии на геофаке, традиционно низким исходным уровнем знания химии, первоначальным отсутствием навыков самостоятельной работы.

Лекционный курс охватывает почти все разделы программы и строится с опережением практикума. Он состоит из разделов общей химии и неорганической химии, задачи которых сформулированы выше.

При прохождении лабораторного практикума студенты знакомятся с основной техникой химического эксперимента, упражняются в решении задач расчётного и прикладного характера.

I.3.

Лекционный курс по общей и неорганической химии для студентов-геологов 1 курса строится на базе знаний по химии, физике, математике и физической географии, объём которых определяется программами средней школы. В некоторой степени используются сведения из параллельно читаемых в университете курсов общей геологии и физики.

По плану курс общей и неорганической химии для 1 курса студентов геологических специальностей целиком размещается в первом семестре и содержит:

лекционных часов - 36,

лабораторный практикум - 72 часа,

консультаций - 18 часов.

Зачёт: 4 часа на подгруппу.

Экзамен: 12 часов на подгруппу.

II. С О Д Е Р Ж А Н И Е Д И С Ц И П Л И Н Ы.

Тема 1. ВВЕДЕНИЕ.

Предмет и задачи химии. История развития химической науки. Роль химии в геологии.

Тема 2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.

Основные положения атомно-молекулярного учения. Вещество. Химические элементы и их распространение во Вселенной.

Закон сохранения массы веществ. Закон сохранения и превращения энергии. Взаимосвязь массы и энергии. Стехиометрические законы. Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды. Закон кратных отношений. Химические эквиваленты и закон эквивалентов. Границы применения стехиометрических законов.

Основные газовые законы. Закон простых объёмных отношений Гей-Люссака. Закон Авогадро. Уравнение Менделеева-Клапейрона.

Тема 3. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ.

Понятие системы, фазы, параметров системы и функции состояния. Внутренняя энергия и энтальпия. Тепловые эффекты реакций. Первый закон термодинамики. Теплоты образования, сгорания, растворения веществ. Закон Лавуазье-Лапласа.

Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.

Понятие об энтропии как мере неупорядоченности системы. Энергия Гиббса. Направление протекания химических реаций. Термодинамика в геологии.

Тема 4. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА.

Элементарные частицы: электрон, протон, нейтрон. Атомное ядро. Ядерные реакции. Химический элемент. Изотопы. Распространённость элементов в природе.

Состояние электрона в атоме водорода: атомные орбитали, энергетические уровни и подуровни. Квантовые числа и их физический смысл.

Состояние электрона в многоэлектронном атоме. Порядок заполнения атомных орбиталей (принцип Паули, правила Хунда и Клечковского). Электронные формулы атомов.

Структура Периодической системы. Малые и большие периоды. Главные и побочные подгруппы. Электронные аналоги. Место элемента в Периодической системе и его связь с электронным строением атомов. Физический смысл Периодического закона. Периодический закон и геохимические классификации элементов.

Тема 5. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.

Свойства взаимодействующих атомов. Эффективный радиус. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность. Основные характеристики химической связи: длина, энергия, валентные углы.

Ионная связь и её свойства. Ионные радиусы. Свойства веществ с ионной связью. Эффективные заряды ионов.

Ковалентная связь и её свойства. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент как мера полярности связи. Свойства веществ с полярными и неполярными связями. Степень ионности. Степень окисления.

Квантовомеханичекая трактовка химической связи. Метод валентных связей. Гибридизация (sp, sp2, sp3, d2sp3). - и -связи. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Кратность связи.

Межмолекулярное взаимодействие: водородная связь, силы Ван-дер-Ваальса (ориентационные, индукционные, дисперсионные).

Металлическая связь, её свойства. Вещества с металлической связью.

Химическая связь в геологических системах.

Тема 6. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Понятие о скорости химических реакций (СХР). Зависимость СХР от природы реагирующих веществ. Влияние концентрации реагирующих веществ на СХР (закон действующих масс). Константа скорости. Порядок и молекулярность реакции. Влияние температуры на СХР (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса). Энергия активации. Гетерогенные химические реакции.

Каталитические процессы. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Связь константы равновесия с энергией Гиббса. Условия сдвига химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Химическая кинетика в процессах выветривания и минералообразования. Равновесные и неравновесные процессы в геологии.

Тема 7. ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ.

Истинные и коллоидные растворы. Природные растворы. Энтальпия и энтропия растворения. Растворимость газов в жидких и твёрдых веществах. Растворимость твёрдых веществ в жидкостях. Влияние температуры на растворимость газов и твёрдых веществ. Растворение как физико-химический процесс. Сольваты и гидраты.

Способы выражения концентрации растворов. Коллигативные свойства растворов: давление пара растворителя над раствором, замерзание и кипение растворов (законы Рауля), закон осмотического давления Вант-Гоффа.

Тема 8. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Электролиты и неэлектролиты. Применение законов Рауля и Вант-Гоффа для растворов электролитов. Изотонический коэффициент и его физический смысл.

Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда. Константа диссоциации слабых электролитов. Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов. Понятие об активности ионов.

Произведение растворимости (ПР). Условия образования и растворения осадков.

Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (pH). Понятие об индикаторах.

Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Константа и степень гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Полный гидролиз солей. Гидролиз и произведение растворимости в геологии.

Тема 9. ОСНОВЫ КООРДИНАЦИОННОЙ ХИМИИ.

Комплексные соединения с позиций координационной теории Вернера. Комплексообразователь, лиганд, координационное число.

Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексного иона. Устойчивость комплексных соединений. Классификация, изомерия, номенклатура.

Химическая связь в комплексных соединениях по методу валентных связей. Комплексные соединения с позиций теории кристаллического поля. Основные формы миграции вещества в природных водах. Комплексные соединения в геологии.

Тема 10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ.

Степень окисления. Понятие о процессах окисления и восстановления. Окислительно-восстановительные свойства атомов, простых и сложных ионов. Окислительно-восстановительные реакции в растворах.

Классификация окислительно-восстановительных процессов. Направление окислительно-восстановительных реакций. Редокс-потенциалы. Уравнение Нернста.

Природные окислители и восстановители. Окисление сероводорода, сульфидов, железистых минералов.

Тема 11. ОБЩИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ.

Неметаллы в Периодической системе. Строение и валентные состояния атомов неметаллов. Нахождение в природе. Строение простых веществ.

Физические свойства. Химические свойства: взаимодействие неметаллов с металлами (соединения водорода с металлами, соединения кислорода с металлами), взаимодействие неметаллов с неметаллами (соединения неметаллов с водородом, соединения неметаллов с кислородом), взаимодействие неметаллов со сложными веществами. Кислотно-основной и окислительно-восстановительный характер гидроксидов неметаллов.

ВОДОРОД. В природе. Особенности строения атома. Физико-химические свойства. Водород как восстановитель. Гидриды.

Вода, структура её молекулы. Аномальные свойства воды. Диаграмма состояния воды. Пероксид водорода и его окислительно-востановительные свойства.

КИСЛОРОД. В природе. Строение молекулы кислорода. Озон. Воздух. Проблемы очистки воздуха. Оксиды. Закономерности в изменении свойств оксидов в периодах и в группах.

ГАЛОГЕНЫ. Общая характеристика подгруппы. Формы галогенов в природе. Физико-химические свойства галогенов и их сравнительная активность.

Водородные соединения галогенов. Кислородсодержащие соединения галогенов и их характеристика.

ХАЛЬКОГЕНЫ. Общие свойства халькогенов. Нахождение в природе. Физические и химические свойства серы.

Сероводород. Сероводородная кислота. Сульфиды. Осаждение сульфидов.

Сернистая кислота, её соли. Серная кислота: получение, свойства, соли.

АЗОТ. Строение атома и молекулы азота. Азот в природе. Физико-химические свойства азота. Аммиак. Соли аммония.

Оксиды азота. Азотистая и азотная кислоты, их окислительно-восстановительная характеристика. Нитраты. Азотные удобрения.

ФОСФОР. Природные соединения фосфора. Физические и химические свойства. Оксиды и кислоты фосфора. Фосфаты, полифосфаты. Фосфорные удобрения.

УГЛЕРОД. Углерод в природе. Аллотропия угерода (алмаз, графит, аморфный углерод). Химические свойства углерода.

Оксиды углерода. Угольная кислота и её соли. Природные карбонаты. Соединения углерода как топливо (уголь, нефть, природный газ).

КРЕМНИЙ. Формы нахождения в природе. Химические свойства кремния. Силициды, силаны.

Оксид кремния (IV). Кремниевые кислоты и их соли. Природные силикаты и алюмосиликаты. Полевые шпаты, слюда, каолин, асбест. Стекло. Керамика. Цемент.

БОР. Оксид бора. Борные кислоты. Тетраборат натрия. Бораны.

Тема 12. ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.

Положение металлов в Периодической системе Д.И.Менделеева. Формы нахождения металлов в природе. Особенности электронного строения атомов металлов главных и побочных подгрупп.

Металлическая связь. Типы кристаллических решёток металлов. Зависимость свойств металлов от электронного строения и размеров атомов элементов. Энергия ионизации. Физические свойства металлов.

Электродный потенциал. Ряд активности металлов. Гальванический элемент. Химические источники тока. Электролиз расплавов и растворов солей. Гальванические покрытия. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии. Общие способы получения металлов из руд. Сплавы металлов.

Тема 13. МЕТАЛЛЫ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП.

s-металлы. Общая характеристика металлов 1 и 2 групп главных подгрупп. Природные соединения. Физико-химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли щелочных и щёлочно-земельных металлов. Жёсткость воды и методы её устранения.

p-металлы. Основные природные соединения алюминия, олова, свинца, висмута. Химические свойства p-металлов. Характер оксидов и гидроксидов. Алюминаты. Алюмосиликаты. Процессы выветривания горных пород.

Тема 14. МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП.

d-элементы. Общая характеристика d-металлов. Характер изменения свойств по периодам и группам. Валентные состояния. Особенности соединений в высших и низших степенях окисления. Катионные и анионные формы d-элементов.

ТИТАН. Титан в природе. Степени окисления. Оксиды, гидроксиды, галиды. Титанаты.

ХРОМ, МОЛИБДЕН, ВОЛЬФРАМ. Нахождение в природе. Степени окисления. Оксиды, гидроксиды. Хромиты, хроматы, бихроматы. Шеелит.

МАРГАНЕЦ. Марганец в природе. Оксиды, гидроксиды. Перманганаты и их окислительная активность.

ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ. Распространённость в природе. Оксиды, гидроксиды. Ферриты. Ферраты. Комплексные соединения. Свойства сульфидов и галогенидов.

МЕДЬ, СЕРЕБРО, ЗОЛОТО. Валентные состояния. Нахождение в природе. Важнейшие соединения. Комплексы.

ЦИНК, КАДМИЙ, РТУТЬ. Распространённость в природе. Оксиды и гидроксиды. Сульфиды, хлориды, нитраты. Комплексные соединения. Амальгамы.

Тема 15. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ f-СЕМЕЙСТВА.

Общая характеристика. Лантаноиды и актиноиды. Нахождение в природе. Уран как источник энергии. Ядерная энергетика. Радиоактивные загрязнения окружающей среды.

Тема 16. ЭЛЕМЕНТЫ АНАЛИЗА В НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ.

Качественный и количественный анализ.

Методы качественного анализа. Аналитическая классификация катионов и анионов. Дробный и систематический ход анализа на катионы и анионы. Природа окраски минералов, окраска пламени, окраска растворов.

Основы количественного анализа. Методы количественного анализа (гравиметрический, титриметрический, инструментальный анализы). Классификация методов титриметрического анализа (кислотно-основное титрование, окислительно-восстановительное титрование, осадительное титрование, комплексиметрическое титрование).

Определение временной и общей жёсткости воды.

Всего: 36 часов лекций.

III. У Ч Е Б Н О - М Е Т О Д И Ч Е С К И Е М А Т Е Р И А Л Ы П О Д И С Ц И П Л И Н Е.

III.1. ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА.

  1. Н.Л.Глинка. Общая химия. Л.: Химия, 1985. 704 с.
  2. Н.В.Коровин и др. Курс общей химии. М.: Высшая школа, 1990. 448 с.
  3. Н.Л.Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1988. 272 с.
  4. Лабораторный практикум по общей химии. Под ред. А.А.Таперовой. М.: Высшая школа, 1976. 368 с.
  5. Основные классы неорганических соединений. (Методические указания). Ростов-на-Дону, 1992. 28 с.
  6. Рублёва В.В., Ревина О.Я., Лобас Л.М.. Общие свойства металлов. (Методические указания). Ростов-на-Дону, 1988. 16 с.
  7. Григорьева Е.А., Лобас Л.М., Рублёва В.В., Скибина Н.Д. Комплексные соединения. (Методические указания). Ростов-на-Дону, 1987. 18 с.
  8. Лобас Л.М., Ревина О.Я., Рублёва В.В. Элементы анализа в неорганической химии. (Методические указания). Ростов-на-Дону, 1988. 36 с.
  9. Лобас Л.М., Шукаев И.Л. Программа по химии для студентов специальностей "Геология", "Геосъёмка", "Гидрогеология", "Геология нефти и газа". Ростов-на-Дону, 1997. 14 с.
  10. Шукаев И.Л. Лабораторные работы по общей химии. Ростов-на-Дону, 1998. 26 с.
  11. Григорьева Е.А., Лобас Л.М., Лисневская И.В. Окислительно-восстановительные реакции. (Методические указания). Ростов-на-Дону, 1998. 19 с.
  12. Ревина О.Я., Лобас Л.М. Общие свойства неметаллов (Методические указания). Ростов-на-Дону, 1998. 23 с.
  13. Шукаев И.Л. Лекции по общей химии. Часть 1. Химические процессы и строение атома. Ростов-на-Дону, 2001. 36 с.
  14. Шукаев И.Л. Лекции по общей химии. Часть 2. Растворы и электрохимия. Ростов-на-Дону, 2001. 35 с.
  15. Шукаев И.Л. Лекции по неорганической химии. Часть 1. Пространственное строение и химия неметаллов. Ростов-на-Дону, 2004. 34 с.
  16. Шукаев И.Л. Лекции по неорганической химии. Часть 2. Химия металлов и анализ неорганических веществ. Ростов-на-Дону, 2004. 34 с.
  17. Конспект лекций по общей и неорганической химии для студентов-геологов.

III.2. ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА.

  1. М.Х.Карапетьянц, С.И.Дракин. Общая и неорганическая химия. М.:Химия, 1981. 632 с.
  2. М.Флейшер. Словарь минеральных видов. М.: Мир, 1990. 196 с.
  3. Г.В.Войткевич. Проблемы космохимии. Ростов-на-Дону: Изд-во РГУ, 1987. 336 с.

Контроль самостоятельной работы студентов.

В ходе изучения общей и неорганической химии предусмотрено 3 коллоквиума и одна контрольная работа.

Тема Способ контроля Шкала оценок Срок проведения
Основные понятия химии, термодинамика и кинетика Коллоквиум 25 баллов 25 сентября - 5 октября
Растворы, диссоциация, гидролиз. Коллоквиум 25 баллов 25 октября - 5 ноября
Строение атома и химическая связь. Электрохимия. Координация. Контрольная работа 25 баллов 25 - 30 ноября
Свойства металлов и неметаллов и их соединений. Коллоквиум 25 баллов 22 - 28 декабря

ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ.

1. Лаборатория и основные приёмы работы в ней. Техника безопасности.

Основные классы неорганических соединений. Упражнения на темы "Составление формул веществ и уравнений реакций. Связь между основными классами неорганических веществ".

2. Определение карбоната кальция в известняке.

Решение задач по темам "Основные стехиометрические законы. Закон Авогадро. Уравнение Менделеева-Клапейрона. Относительная плотность газов".

3. Тепловые эффекты химических процессов.

Определение теплоты нейтрализации. Решение задач по термохимии.

4. Скорость химических реакций и химическое равновесие. Каталитические процессы.

Влияние температуры, концентрации и диперсности веществ на скорость реакции. Смещение равновесий при изменении температуры и концентрации. Решение задач по темам "Химическая кинетика. Учение о равновесии."

5. Коллоквиум N 1: "Основные законы химии. Термохимия. Химическая кинетика. Учение о равновесии."

Семинар и решение задач на тему "Способы выражения концентрации растворов."

6. Приготовление растворов. Решение задач на свойства растворов.

7. Электролитическая диссоциация.

Равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости. Решение задач по теме "Сильные и слабые электролиты."

8. Водородный показатель. Гидролиз солей.

Зависимость гидролиза от различных факторов. Взаимное усиление гидролиза. Решение задач по теме "Гидролиз".

9. Коллоквиум N 2: "Растворы".

Семинар и решение упражнений на тему "Окислительно-восстановительные процессы."

10. Неметаллы: простые вещества, водородные соединения.

Получение неметаллов, галогеноводородных и сероводородной кислот, аммиака и их производных.

Составление уравнений реакций по свойствам неметаллов.

11. Неметаллы: кислородные соединения.

Получение и свойства оксидов неметаллов, кислородных кислот хлора, серы, азота, фосфора, кремния и их солей.

Составление уравнений реакций.

12. Общие свойства металлов.

Взаимодействие металлов с неметаллами, водой, кислотами, металлами. Составление уравнений реакций.

13. Элементы электрохимии.

Гальванический элемент, электролиз, коррозия металлов. Решение задач на тему "Электрохимия".

14. Основы координационной химии.

Замена лигандов, смещение координационных равновесий, устойчивость комплексных соединений в растворе и твёрдой фазе.

Упражнения на темы "Координация. Комплексообразование".

15. Анализ неизвестной соли.

Аналитическая классификация катионов и анионов.

16. Жёсткость воды.

Установление временной, общей и постоянной жёсткости воды. Решение задач на тему "Временная и постоянная жёсткость воды".

17. Коллоквиум N 3: "Химические свойства неметаллов и металлов. Жёсткость воды."

18. Зачёт. Отработки.

Всего: 72 часа.

III. НАИМЕНОВАНИЕ ТЕМ, ИХ СОДЕРЖАНИЕ, ОБЪЁМ В ЧАСАХ ЛЕКЦИЙ.

Тема 1. ВВЕДЕНИЕ.

Предмет и задачи химии. История развития химической науки. Роль химии в геологии. (1 час)

[1], c.11-13, 31-45, 46-54.

[2], c.5-8. Таблица: Периодическая система.

Тема 2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.

Основные положения атомно-молекулярного учения. Вещество. Химические элементы и их распространение во Вселенной.

Закон сохранения массы веществ. Закон сохранения и превращения энергии. Взаимосвязь массы и энергии. Стехиометрические законы. Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды. Закон кратных отношений. Химические эквиваленты и закон эквивалентов. Границы применения стехиометрических законов.

Основные газовые законы. Закон простых объёмных отношений Гей-Люссака. Закон Авогадро. Уравнение Менделеева-Клапейрона. (1 час)

[1], c.14-31.

Демонстрационный эксперимент:

Типы химических реакций (соединение, разложение, замещение, обмена): железо+сера, бихромат аммония, роданид ртути, железо+медный купорос, цинк+нитрат свинца, хлорид железа+роданид калия, нитрат свинца+иодид калия.

Выставка: Металлы, сера, соли.

Тема 3. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ.

Понятие системы, фазы, параметров системы и функции состояния. Внутренняя энергия и энтальпия. Тепловые эффекты реакций. Первый закон термодинамики. Теплоты образования, сгорания, растворения веществ. Закон Лавуазье-Лапласа.

Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.

Понятие об энтропии как мере неупорядоченности системы. Энергия Гиббса. Направление протекания химических реаций. Термодинамика в геологии. (2 часа)

[1], c.158-163, 187-196.

[2], c.84-106.

Демонстрационный эксперимент:

Эндо- и экзотермические реакции: вода+кислород, серная кислота+вода, роданид калия+вода.

Тема 4. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА.

Элементарные частицы: электрон, протон, нейтрон. Атомное ядро. Ядерные реакции. Химический элемент. Изотопы. Распространённость элементов в природе.

Состояние электрона в атоме водорода: атомные орбитали, энергетические уровни и подуровни. Квантовые числа и их физический смысл.

Состояние электрона в многоэлектронном атоме. Порядок заполнения атомных орбиталей (принцип Паули, правила Хунда и Клечковского). Электронные формулы атомов.

Структура Периодической системы. Малые и большие периоды. Главные и побочные подгруппы. Электронные аналоги. Место элемента в Периодической системе и его связь с электронным строением атомов. Физический смысл Периодического закона. Периодический закон и геохимические классификации элементов. (2 часа)

[1], c.55-98.

[2], c.9-30.

Таблицы:

Периодическая система элементов. Линейчатые спектры H, Na, K. Энергетические уровни атома водорода и его спектр. Формы облаков s-, p-, d-электронов. Энергетические уровни электронов в многоэлектронных атомах (порядок заполнения). Периодическое и монотонное изменение свойств элементов (радиусы атомов, объёмы, потенциалы ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, температура плавления и энтальпия атомизации простых веществ, энтальпия образования галогенидов).

Тема 5. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.

Свойства взаимодействующих атомов. Эффективный радиус. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность. Основные характеристики химической связи: длина, энергия, валентные углы.

Ионная связь и её свойства. Ионные радиусы. Свойства веществ с ионной связью. Эффективные заряды ионов.

Ковалентная связь и её свойства. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент как мера полярности связи. Свойства веществ с полярными и неполярными связями. Степень ионности. Степень окисления.

Квантовомеханичекая трактовка химической связи. Метод валентных связей. Гибридизация (sp, sp2, sp3, d2sp3). - и -связи. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Кратность связи.

Межмолекулярное взаимодействие: водородная связь, силы Ван-дер-Ваальса (ориентационные, индукционные, дисперсионные).

Металлическая связь, её свойства. Вещества с металлической связью.

Химическая связь в геологических системах. (2 часа)

[1], с.109-147.

[2], c.31-55.

Таблицы:

Периодическая система элементов. Энергия образования молекулы водорода. Образование гибридных орбиталей. Образование химических связей в молекулах воды и аммиака. Геометрическая конфигурация молекул. Образование связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей из атомных.

Тема 6. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Понятие о скорости химических реакций (СХР). Зависимость СХР от природы реагирующих веществ. Влияние концентрации реагирующих веществ на СХР (закон действующих масс). Константа скорости. Порядок и молекулярность реакции. Влияние температуры на СХР (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса). Энергия активации. Гетерогенные химические реакции.

Каталитические процессы. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Связь константы равновесия с энергией Гиббса. Условия сдвига химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Химическая кинетика в процессах выветривания и минералообразования. Равновесные и неравновесные процессы в геологии. (2 часа)

[1], c.163-187. [2], c.107-144.

Демонстрационный эксперимент:

Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции: взаимодействие олова, цинка и магния с серной кислотой. Влияние концентрации и температуры на скорость реакции тиосульфата натрия с серной кислотой. Каталитическое разложение бертолетовой соли. Влияние температуры на равновесие мономер-димер диоксида азота. Влияние концентрации на равновесие с участием роданида железа.

Тема 7. ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ.

Истинные и коллоидные растворы. Природные растворы. Энтальпия и энтропия растворения. Растворимость газов в жидких и твёрдых веществах. Растворимость твёрдых веществ в жидкостях. Влияние температуры на растворимость газов и твёрдых веществ. Растворение как физико-химический процесс. Сольваты и гидраты.

Способы выражения концентрации растворов. Коллигативные свойства растворов: давление пара растворителя над раствором, замерзание и кипение растворов (законы Рауля), закон осмотического давления Вант-Гоффа. (2 часа)

[1], c.205-222.

[2], c.145-153.

Выставка веществ: Растворы насыщенные, пересыщенные.

Демонстрационный эксперимент:

Осмотическая ячейка, водоросли. Расплывание и выветривание кристаллов хлорида кальция и мирабилита.

Тема 8. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Электролиты и неэлектролиты. Применение законов Рауля и Вант-Гоффа для растворов электролитов. Изотонический коэффициент и его физический смысл.

Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда. Константа диссоциации слабых электролитов. Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов. Понятие об активности ионов.

Произведение растворимости (ПР). Условия образования и растворения осадков.

Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (pH). Понятие об индикаторах. (2 часа)

[1], c.223-243.

[2], c.153-172.

Демонстрационный эксперимент:

Прибор с лампой: электролит, неэлектролит, сильные и слабые электролиты, зависимость степени диссоциации от разбавления и от растворителя. Влияние одноимённых ионов на диссоциацию слабых электролитов. Буферные растворы. Окраска индикаторов в различных средах. Выпадение и растворение осадков.

Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Константа и степень гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Полный гидролиз солей. Гидролиз и произведение растворимости в геологии. (1 час)

[1], c.244-254.

[2], c.169-172.

Выставка: Набор индикаторов.

Демонстрационный эксперимент:

4 случая гидролиза солей (хлориды и ацетаты натрия и аммония). Зависимость гидролиза от разбавления и от температуры.

Тема 9. ОСНОВЫ КООРДИНАЦИОННОЙ ХИМИИ.

Комплексные соединения с позиций координационной теории Вернера. Комплексообразователь, лиганд, координационное число.

Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексного иона. Устойчивость комплексных соединений. Классификация, изомерия, номенклатура.

Химическая связь в комплексных соединениях по методу валентных связей. Комплексные соединения с позиций теории кристаллического поля. Основные формы миграции вещества в природных водах. Комплексные соединения в геологии. (2 часа)

[1], c.563-586.

[2], c.287-296.

Выставка: Различные типы комплексных соединений (аква-, аммино-, циано-, хлорокомплексы и другие). Двойные соли.

Демонстрационный эксперимент:

Получение аммиаката меди, его разрушение сульфидом и гидроксидом натрия. Получение тетраиодомеркурата калия.

Тема 10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ.

Степень окисления. Понятие о процессах окисления и восстановления. Окислительно-восстановительные свойства атомов, простых и сложных ионов. Окислительно-восстановительные реакции в растворах.

Классификация окислительно-восстановительных процессов. Направление окислительно-восстановительных реакций. Редокс-потенциалы. Уравнение Нернста.

Природные окислители и восстановители. Окисление сероводорода, сульфидов, железистых минералов. (1 час)

[1], c.255-262.

[2], c.185-190.

Таблица: Редокс-потенциалы.

Демонстрационный эксперимент:

Окислительные свойства перманганата и бихромата калия, азотной и концентрированной серной кислот. Восстановительные свойства иодида калия. Редокс-свойства нитрита калия.

Тема 11. ОБЩИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ.

Неметаллы в Периодической системе. Строение и валентные состояния атомов неметаллов. Нахождение в природе. Строение простых веществ.

Физические свойства. Химические свойства: взаимодействие неметаллов с металлами (соединения водорода с металлами, соединения кислорода с металлами), взаимодействие неметаллов с неметаллами (соединения неметаллов с водородом, соединения неметаллов с кислородом), взаимодействие неметаллов со сложными веществами. Кислотно-основной и окислительно-восстановительный характер гидроксидов неметаллов. (2 часа)

[12], c.2-20.

[15], c.13-34.

Таблица: Периодическая система элементов.

ВОДОРОД. В природе. Особенности строения атома. Физико-химические свойства. Водород как восстановитель. Гидриды.

Вода, структура её молекулы. Аномальные свойства воды. Диаграмма состояния воды. Пероксид водорода и его окислительно-востановительные свойства.

КИСЛОРОД. В природе. Строение молекулы кислорода. Озон. Воздух. Проблемы очистки воздуха. Оксиды. Закономерности в изменении свойств оксидов в периодах и в группах. (1 час)

[1], c.330-338, 359-366.

Модель: Структура воды (льда).

ГАЛОГЕНЫ. Общая характеристика подгруппы. Формы галогенов в природе. Физико-химические свойства галогенов и их сравнительная активность.

Водородные соединения галогенов. Кислородсодержащие соединения галогенов и их характеристика.

ХАЛЬКОГЕНЫ. Общие свойства халькогенов. Нахождение в природе. Физические и химические свойства серы.

Сероводород. Сероводородная кислота. Сульфиды. Осаждение сульфидов.

Сернистая кислота, её соли. Серная кислота: получение, свойства, соли. (2 часа)

[1], c.338-358, 364-382.

Выставка: Галогены и их производные (соли). Аллотропные модификации серы. Природные соединения серы. Сульфиды, сульфиты, сульфаты, соединения серы с неметаллами. Соединения селена и теллура.

Демонстрационный эксперимент:

Окислительные свойства хлорной, бромной и иодной воды. Растворимость хлороводорода. Окислительные свойства гипохлорита и хлората калия. Свойства сероводорода, сульфита натрия. Малорастворимые окрашенные сульфиды.

АЗОТ. Строение атома и молекулы азота. Азот в природе. Физико-химические свойства азота. Аммиак. Соли аммония.

Оксиды азота. Азотистая и азотная кислоты, их окислительно-восстановительная характеристика. Нитраты. Азотные удобрения.

ФОСФОР. Природные соединения фосфора. Физические и химические свойства. Оксиды и кислоты фосфора. Фосфаты, полифосфаты. Фосфорные удобрения. (1 час)

Таблица: Общие свойства пниктогенов.

Выставка: Нитраты, нитриты, нитриды, аммиакаты. Азотные удобрения. Аллотропные модификации фосфора. Минералы и соединения фосфора. Фосфорные удобрения.

Демонстрационный эксперимент:

Растворимость и каталитическое окисление аммиака. Окисление NO в NO2 и растворение в H2O. Горение лучины в закиси азота. Качественные реакции на фосфорные кислоты.

УГЛЕРОД. Углерод в природе. Аллотропия угерода (алмаз, графит, аморфный углерод). Химические свойства углерода.

Оксиды углерода. Угольная кислота и её соли. Природные карбонаты. Соединения углерода как топливо (уголь, нефть, природный газ).

КРЕМНИЙ. Формы нахождения в природе. Химические свойства кремния. Силициды, силаны.

Оксид кремния (IV). Кремниевые кислоты и их соли. Природные силикаты и алюмосиликаты. Полевые шпаты, слюда, каолин, асбест. Стекло. Керамика. Цемент.

БОР. Оксид бора. Борные кислоты. Тетраборат натрия. Бораны. (1 час)

[1], c.418-435, 483-498, 609-613.

Модель: Структуры углерода и кремния. Структуры тридимита и кристобалита. Полиэдрические модели остова пироксенов, амфиболов, слюд.

Выставка: Уголь, графит, минералы и соединения углерода. Аморфный и кристаллический кремний. Кремнезём, стекло, кварцевое стекло. Силикатные минералы. Бор, его минералы и соединения.

Демонстрационный эксперимент:

Тушение пожара с помощью CO2. Горение магния в CO2. pH растворов карбоната и гидрокарбоната натрия. Малый коэффициент расширения кварцевого стекла. Получение геля кремниевой кислоты. Малорастворимые силикаты. Гидролиз буры. Борнометиловый эфир.

Тема 12. ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.

Положение металлов в Периодической системе Д.И.Менделеева. Формы нахождения металлов в природе. Особенности электронного строения атомов металлов главных и побочных подгрупп.

Металлическая связь. Типы кристаллических решёток металлов. Зависимость свойств металлов от электронного строения и размеров атомов элементов. Энергия ионизации. Физические свойства металлов.

Электродный потенциал. Ряд активности металлов. Гальванический элемент. Химические источники тока. Электролиз расплавов и растворов солей. Гальванические покрытия. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии. Общие способы получения металлов из руд. Сплавы металлов. (2 часа)

[1], c.513-521, 270-294.

[2], c.190-242.

Таблица: Периодическая система элементов.

Модель: Кристаллические решётки металлов.

Демонстрационный эксперимент:

Взаимное вытеснение металлов. Гальванический элемент. Коррозия оцинкованного и лужёного Fe.

Тема 13. МЕТАЛЛЫ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП. s-металлы. Общая характеристика металлов 1 и 2 групп главных подгрупп. Природные соединения. Физико-химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли щелочных и щёлочно-земельных металлов. Жёсткость воды и методы её устранения.

p-металлы. Основные природные соединения алюминия, олова, свинца, висмута. Химические свойства p-металлов. Характер оксидов и гидроксидов. Алюминаты. Алюмосиликаты. Процессы выветривания горных пород. (2 часа)

[1], c.543-551, 587-599, 613-618.

Таблица: Периодическая система элементов.

Выставка: s-металлы главных подгрупп, их соли, минералы, оксиды и гидроксиды. Алюминий, его сплавы и соединения. Минералы алюминия, рубины, корунд, изделия. p-металлы, их сплавы, минералы и соединения. Сплав Вуда.

Демонстрационный эксперимент:

Амфотерность гидроксида алюминия. Получение гидроксидов олова и свинца, их амфотерность. Окисление олова(+2) перманганатом. Окисление марганца(+2) свинцом(+4). Гидролиз солей висмута и сурьмы.

Тема 14. МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП.

d-элементы. Общая характеристика d-металлов. Характер изменения свойств по периодам и группам. Валентные состояния. Особенности соединений в высших и низших степенях окисления. Катионные и анионные формы d-элементов. (1 час)

[1], c.625-627.

[16], c.11-15.

ТИТАН. Титан в природе. Степени окисления. Оксиды, гидроксиды, галиды. Титанаты.

ХРОМ, МОЛИБДЕН, ВОЛЬФРАМ. Нахождение в природе. Степени окисления. Оксиды, гидроксиды. Хромиты, хроматы, бихроматы. Шеелит.

МАРГАНЕЦ. Марганец в природе. Оксиды, гидроксиды. Перманганаты и их окислительная активность. (1 час)

[1], c. 627-645.

Таблица: Периодическая система элементов.

Выставка: Соединения титана и циркония. Соединения ванадия, ниобия, тантала. Хром, молибден, вольфрам и их соединения. Вольфрамовые бронзы. Марганец, его минералы и соединения.

Демонстрационный эксперимент:

Получение гидроксида титана и его свойства. Амфотерность гидроксида хрома (+3). Окисление хрома(+3) в хромат. Переход хромат-дихромат. Получение гидроксида марганца(+2), его окисление. Окислительные свойства перманганатов в различных средах. Взаимодействие марганцевого ангидрида со спиртом.

ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ. Распространённость в природе. Оксиды, гидроксиды. Ферриты. Ферраты. Комплексные соединения. Свойства сульфидов и галогенидов.

МЕДЬ, СЕРЕБРО, ЗОЛОТО. Валентные состояния. Нахождение в природе. Важнейшие соединения. Комплексы.

ЦИНК, КАДМИЙ, РТУТЬ. Распространённость в природе. Оксиды и гидроксиды. Сульфиды, хлориды, нитраты. Комплексные соединения. Амальгамы. (1 час)

[1], c. 667-676, 551-562, 599-607.

Таблица: Периодическая система элементов. Диаграмма железо-углерод.

Выставка: Железо, кобальт, никель, их руды и соединения. Сплавы. Медь, серебро, золото, их минералы и соединения. Цинк, кадмий, ртуть, их минералы, соединения и сплавы.

Демонстрационный эксперимент:

Сравнение восстановительных свойств Э(+2) в реакции с перманганатом. Получение гидроксидов, их отношение к кислороду. Окислительные свойства железа(+3) в реакции с иодидом. Качественные реакции на соли железа. Получение гидроксида меди, его амфотерность, растворение в аммиаке. Получение галогенидов серебра, их растворение в аммиаке и фиксаже. Серебрение пробирки. Получение гидроксидов цинка и кадмия, их отношение к кислоте, щёлочи, аммиаку. Получение сульфидов цинка, кадмия и ртути. Реактив Несслера.

Тема 15. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ f-СЕМЕЙСТВА.

Общая характеристика. Лантаноиды и актиноиды. Нахождение в природе. Уран как источник энергии. Ядерная энергетика. Радиоактивные загрязнения окружающей среды. (1 час)

[1], c.619-624.

Таблица: Периодическая система элементов.

Выставка: Соединения лантаноидов, тория, урана.

Тема 16. ЭЛЕМЕНТЫ АНАЛИЗА В НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ.

Качественный и количественный анализ.

Методы качественного анализа. Аналитическая классификация катионов и анионов. Дробный и систематический ход анализа на катионы и анионы. Природа окраски минералов, окраска пламени, окраска растворов.

Основы количественного анализа. Методы количественного анализа (гравиметрический, титриметрический, инструментальный анализы). Классификация методов титриметрического анализа (кислотно-основное титрование, окислительно-восстановительное титрование, осадительное титрование, комплексиметрическое титрование).

Определение временной и общей жёсткости воды. (2 часа)

[8], c.2-34.

[16], c.16-24, 27-34.

Таблица:

Периодическая система элементов. Аналитическая классификация катионов. Аналитическая классификация анионов. Всего: 36 часов.

IV. ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ, ИХ НАИМЕНОВАНИЕ, СОДЕРЖАНИЕ И ОБЪЁМ В ЧАСАХ.

1. Лаборатория и основные приёмы работы в ней. Техника безопасности. Основные классы неорганических соединений.

Упражнения на темы "Составление формул веществ и уравнений реакций. Связь между основными классами неорганических веществ". (4 часа)

[1] Пп. 5, 6, 15.

[3] NN 53, 60, 140, 142, 152.

[5] c.2-26.

2. Определение карбоната кальция в известняке.

Решение задач по темам "Основные стехиометрические законы. Закон Авогадро. Уравнение Менделеева-Клапейрона. Относительная плотность газов". (4 часа)

[1] Пп. 8-13, 155.

[3] NN 3, 35, 39, 84, 94.

[8] c.19-22.

3. Тепловые эффекты химических процессов.

Определение теплоты нейтрализации. Решение задач по термохимии.

[1] Пп. 54-56, 65-67.

[2] IV.1-IV.5.

[3] NN 281, 283, 284, 301, 316.

[10] c.3-6. (4 часа)

4. Скорость химических реакций и химическое равновесие. Каталитические процессы.

Влияние температуры, концентрации и диперсности веществ на скорость реакции. Смещение равновесий при изменении температуры и концентрации. Решение задач по темам "Химическая кинетика. Учение о равновесии." (4 часа)

[1] Пп. 57-64.

[2] Гл.V.

[3] NN 326, 333, 341, 374, 383.

[10], c.6-10.

5. Коллоквиум N 1: "Основные законы химии. Термохимия. Химическая кинетика. Учение о равновесии." (2 часа)

Семинар и решение задач на тему "Способы выражения концентрации растворов." (2 часа)

[1] Пп. 73, 74.

[3] NN 391, 414, 418.

6. Приготовление растворов. Решение задач на свойства растворов. (4 часа)

[1] Пп.75-80.

[2] VI.1-VI.2.

[3] NN 463, 467, 474, 492, 497.

[10], c.10-13.

7. Электролитическая диссоциация.

Равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости. Решение задач по теме "Сильные и слабые электролиты." (4 часа)

[1] Пп. 81-89.

[2] VI.3-VI.6.

[3] NN 507, 519, 524, 559, 566.

[10] c. 13-16.

8. Водородный показатель. Гидролиз солей.

Зависимость гидролиза от различных факторов. Взаимное усиление гидролиза. Решение задач по теме "Гидролиз". (4 часа)

[1] Пп.90-92

[2] VI.5, VI.6.

[3] NN 580, 587, 602, 604, 607.

[10] c. 16-19.

9. Коллоквиум N 2: "Растворы". (2 часа)

Семинар и решение упражнений на тему "Окислительно-восстановительные процессы." (2 часа)

[1] Пп. 93-99 5, 7-10.

[2] VII.1-VII.4.

[3] NN 608, 613, 619,624,627.

10. Неметаллы: простые вещества, водородные соединения.

Получение неметаллов, галогеноводородных и сероводородной кислот, аммиака и их производных.

Составление уравнений реакций по свойствам неметаллов. (4 часа)

[1] Пп. 115, 116, 123-125, 118-121, 136-138,145, 152-154, 178, 179,217.

[3] NN 788, 811, 816, 841, 887, 944.

[12] c.3-8, 16-19.

11. Неметаллы: кислородные соединения.

Получение и свойства оксидов неметаллов, кислородных кислот хлора, серы, азота, фосфора, кремния и их солей.

Составление уравнений реакций. (4 часа)

[1] Пп. 117, 122, 129-131, 140-143, 147, 155, 156, 180-184

[3] NN 827, 869, 890, 909, 965.

[12] c.9-15, 20-22.

12. Общие свойства металлов.

Взаимодействие металлов с неметаллами, водой, кислотами, металлами. Составление уравнений реакций. (4 часа)

[1] Пп. 190-192, 100,197-199.

[3] NN 757, 759, 778, 968, 1010, 1112.

[6] c.3-16.

13. Элементы электрохимии.

Гальванический элемент, электролиз, коррозия металлов. Решение задач на тему "Электрохимия". (4 часа)

[1] Пп. 98-104, 196.

[3] NN 652, 654, 691,692, 697.

[10], c.19-23.

14. Основы координационной химии.

Замена лигандов, смещение координационных равновесий, устойчивость комплексных соединений в растворе и твёрдой фазе.

Упражнения на темы "Координация. Комплексообразование". (4 часа)

[1] Пп. 203-209.

[3] NN 721, 722, 745,754.

[7] c.3-18.

15. Анализ неизвестной соли.

Аналитическая классификация катионов и анионов. (4 часа)

[8] Стр. 3-19.

16. Жёсткость воды.

Установление временной, общей и постоянной жёсткости воды. Решение задач на тему "Временная и постоянная жёсткость воды". (4 часа)

[8] Стр.20-22, 31-34, NN 7-10 (стр.35)

17. Коллоквиум N 3: "Химические свойства неметаллов и металлов. Жёсткость воды." (4 часа)

18. Зачёт. Отработки. (4 часа)

Всего: 72 часа.

V. ПЕРЕЧЕНЬ НАГЛЯДНЫХ ПОСОБИЙ И ДЕМОНСТРАЦИОННОГО ЭКСПЕРИМЕНТА К ЛЕКЦИЯМ.
N темы Вид пособия Наименование пособия, демонстрационного эксперимента
1 Таблица  
2 Демонстр.эксп. Типы химических реакций (соединение, разложение, замещение, обмена): железо+сера, бихромат аммония, роданид ртути, железо+медный купорос, цинк+нитрат свинца, хлорид железа+роданид калия, нитрат свинца+иодид калия.
3 Демонстр.эксп. Эндо- и экзотермические реакции: вода+кислород, серная кислота+вода, роданид калия+вода.
4 Таблицы Периодическая система элементов: Линейчатые спектры H, Na, K. Энергетические уровни атома водорода и его спектр. Формы облаков s-, p-, d-электронов. Энергетические уровни электронов в многоэлектронных атомах (порядок заполнения). Периодическое и монотонное изменение свойств элементов (радиусы атомов, объёмы, потенциалы ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, температура плавления и энтальпия атомизации простых веществ, энтальпия образования галогенидов).
5 Таблицы Периодическая система элементов. Энергия образования молекулы водорода. Образование гибридных орбиталей. Образование химических связей в молекулах воды и аммиака. Геометрическая конфигурация молекул. Образование связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей из атомных.
6 Демонстр.эксп. Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции: взаимодействие олова, цинка и магния с серной кислотой. Влияние концентрации и температуры на скорость реакции тиосульфата натрия с серной кислотой. Каталитическое разложение бертолетовой соли. Влияние температуры на равновесие мономер-димер диоксида азота. Влияние концентрации на равновесие с участием роданида железа.
7 Выставка веществ Растворы насыщенные, пересыщенные.
  Демонстр.эксп. Осмотическая ячейка, водоросли. Расплывание и выветривание кристаллов хлорида кальция и мирабилита.
8 Демонстр.эксп. Прибор с лампой: электролит, неэлектролит, сильные и слабые электролиты, зависимость степени диссоциации от разбавления и от растворителя. Влияние одноимённых ионов на диссоциацию слабых электролитов. Буферные растворы. Окраска индикаторов в различных средах. Выпадение и растворение осадков. 4 случая гидролиза солей (хлориды и ацетаты натрия и аммония). Зависимость гидролиза от разбавления и от температуры.
  Выставка Набор индикаторов.
9 Выставка Различные типы комплексных соединений (аква-, аммино-, циано-, хлорокомплексы и другие). Двойные соли.
  Демонстр.эксп. Получение аммиаката меди, его разрушение сульфидом и гидроксидом натрия. Получение тетраиодомеркурата калия.
10 Таблица Редокс-потенциалы.
  Демонстр.эксп. Окислительные свойства перманганата и бихромата калия, азотной и концентрированной серной кислот. Восстановительные свойства иодида калия. Редокс-свойства нитрита калия.
11 Таблица Периодическая система элементов.
  Модель Структура воды (льда).
  Выставка Галогены и их производные (соли).
  Демонстр.эксп. Окислительные свойства хлорной, бромной и иодной воды. Растворимость хлороводорода. Окислительные свойства гипохлорита и хлората калия.
  Таблица Общая характеристика халькогенов. Изменение свойств халькогеноводородов.
  Выставка Аллотропные модификации серы. Природные соединения серы. Сульфиды, сульфиты, сульфаты, соединения серы с неметаллами. Соединения селена и теллура.
  Демонстр.эксп. Свойства сероводорода, сульфита натрия. Малорастворимые окрашенные сульфиды.
  Таблица Общие свойства пниктогенов.
  Выставка Нитраты, нитриты, нитриды, аммиакаты. Азотные удобрения. Аллотропные модификации фосфора. Минералы и соединения фосфора. Фосфорные удобрения.
  Демонстр.эксп. Свойства сероводорода, сульфита натрия. Малорастворимые окрашенные сульфиды.
  Таблица Общие свойства пниктогенов.
  Выставка Нитраты, нитриты, нитриды, аммиакаты. Азотные удобрения. Аллотропные модификации фосфора. Минералы и соединения фосфора. Фосфорные удобрения.
  Демонстр.эксп. Растворимость и каталитическое окисление аммиака. Окисление NO в NO2 и растворение в H2O. Горение лучины в закиси азота. Качественные реакции на фосфорные кислоты.
  Таблица Общая характеристика подгруппы углерода.
  Модель Структуры углерода и кремния. Структуры тридимита и кристобалита. Полиэдрические модели остова пироксенов, амфиболов, слюд.
  Выставка Уголь, графит, минералы и соединения углерода. Аморфный и кристаллический кремний. Кремнезём, стекло, кварцевое стекло. Силикатные минералы.
  Демонстр.эксп. Тушение пожара с помощью CO2. Горение магния в CO2. pH растворов карбоната и гидрокарбоната натрия. Малый коэффициент расширения кварцевого стекла. Получение геля кремниевой кислоты. Малорастворимые силикаты.
  Выставка Бор, его минералы и соединения.
  Демонстр.эксп. Гидролиз буры. Борнометиловый эфир.
12 Таблица Периодическая система элементов. Редокс-потенциалы. Периодическое и монотонное изменение свойств элементов (см. тему 4).
  Модель Кристаллические решётки металлов.
  Демонстр.эксп. Взаимное вытеснение металлов. Гальванический элемент. Коррозия оцинкованного и лужёного Fe.
13 Таблица Периодическая система элементов.
  Выставка s-металлы главных подгрупп, их соли, минералы, оксиды и гидроксиды. Алюминий, его сплавы и соединения. Минералы алюминия, рубины, корунд, изделия. p-металлы, их сплавы, минералы и соединения. Сплав Вуда.
  Демонстр.эксп. Амфотерность гидроксида алюминия. Получение гидроксидов олова и свинца, их амфотерность. Окисление олова(+2) перманганатом. Окисление марганца(+2) свинцом(+4). Гидролиз солей висмута и сурьмы.
14 Таблица Периодическая система элементов.
  Выставка Соединения титана и циркония.
  Демонстр.эксп. Получение гидроксида титана и его свойства.
  Выставка Соединения ванадия, ниобия, тантала. Хром, молибден, вольфрам и их соединения. Вольфрамовые бронзы.
  Демонстр.эксп. Амфотерность гидроксида хрома (+3). Окисление хрома(+3) в хромат. Переход хромат-дихромат.
  Выставка Марганец, его минералы и соединения.
  Демонстр.эксп. Получение гидроксида марганца(+2), его окисление. Окислительные свойства перманганатов в различных средах. Взаимодействие марганцевого ангидрида со спиртом.
  Выставка Железо, кобальт, никель, их руды и соединения. Сплавы.
  Таблица Диаграмма железо-углерод.
  Демонстр.эксп. Сравнение восстановительных свойств Э(+2) в реакции с перманганатом. Получение гидроксидов, их отношение к кислороду. Окислительные свойства железа(+3) в реакции с иодидом. Качественные реакции на соли железа.
  Выставка Медь, серебро, золото, их минералы и соединения.
  Демонстр.эксп. Получение гидроксида меди, его амфотерность, растворение в аммиаке. Получение галогенидов серебра, их растворение в аммиаке и фиксаже. Серебрение пробирки.
  Выставка Цинк, кадмий, ртуть, их минералы, соединения и сплавы.
  Демонстр.эксп. Получение гидроксидов цинка и кадмия, их отношение к кислоте, щёлочи, аммиаку. Получение сульфидов цинка, кадмия и ртути. Реактив Несслера.
15 Таблица Периодическая система элементов.
  Выставка Соединения лантаноидов, тория, урана.
16 Таблица Периодическая система элементов. Аналитическая классификация катионов. Аналитическая классификация анионов.

VI. У Ч Е Б Н О - М Е Т О Д И Ч Е С К А Я К А Р Т А Д И С Ц И П Л И Н Ы

N недели N темы лекции Вопросы, изучаемые на лекции N лаборат. занятий Наглядные и методические пособия Самостоятельная работа студентов
Лекции Лаб.работы Содержание вопросов, задания Часы Формы контроля
1 1
2

Предмет и задачи химии.
Связь химии и геологии. Основные понятия химии

1 1
2
[5]

Типы химических реакций.
Хим.элемент, моль. Закон постоянства состава. Закон сохранения массы. Основные классы неорганических вешеств.
[1] Пп. 5, 6, 15
[3] NN 53, 60, 140, 142, 152

1
1

Групповое собеседование

2 3

Основы химической термодинамики.
Термохимия.

2 3 [8]

Атом, молекула, моль. Газовые законы.
[1] Пп. 8-13, 155
[3] N 3, 35, 39, 84, 94

1

Групповое собеседование

3 6

Кинетика химических процессов и химическое равновесие.

3 4 [4]

Термодинамические системы, параметры, уравнения, функции состояния.
Энтальпия. Закон Гесса.
Энтропия. Энергия Гиббса.
[1] Пп. 54-56, 65-67
[2] $$ IV.1-IV.5
[3] NN 281, 283, 284, 301, 316

1

Групповое собеседование

4 4

Строение атома и Перио дический закон

4 5 [4]

Скорость реакции. Закон действия масс. Правило Вант-Гоффа. Закон Аррениуса. Принцип Ле-Шателье.
[1] Пп. 57-64
[2] Гл.V
[3] NN 326, 333, 341, 374, 383

1

Групповое собеседование

5 5

Химическая связь и строение вещества

5 6  

Основы квантовой механики
Атомные орбитали. Порядок заполнения уровней и подуровней.
[1] Пп.25-35
[2] $$ I.1-I.6
[3] NN 175, 176, 178

1

Коллоквиум по темам 1-4,6

7 8

Общие свойства растворов.

6 7 [4]

Растворимость газов и твёрдых веществ. Коллигативные свойства растворов.
[1] Пп.75-80
[2] $$ VI.1-VI-2
[3] NN 463, 467, 474, 492, 497

1

Групповой опрос

7 8

Электролитическая диссо циация. Растворы элект ролитов.

7 8 [4]

Константа и степень диссоциации. Изотонический коэффициент. Произведение растворимости.
[1] Пп. 81-89
[2] $$ VI.3-VI.6
[3] NN 507, 519, 524, 559, 566

1

Опрос у доски

8 8

pH, гидролиз солей

8 8 [4]

Водородный показатель.

1

Групповое собеседование

  10

Окислительно-восстано вительные реакции

  10  

Гидролиз солей. Факторы, влияющие на гидролиз.
[1] Пп.90-92
[2] $$ VI.5, VI.6
[3] NN 580, 587, 602, 604, 607

 

 

9 9

Основы координационной химии

9 9  

Редокс-свойства атомов, ионов и веществ
[1] Пп. 93-99
[2] $$VII.1-VII.4
[3] 608, 613, 619,624,627

1

Коллоквиум по темам 5, 7-10
Семинар - решение задач

10 11

Общие свойства неметаллов. Водород. Кислород

10 11  

Неметаллы. Простые вещества. Водородные соединения.
[1] Пп. 115, 116, 123-125, 118-121, 136-138,145, 152-154, 178, 179,217
[3] NN 788, 811, 816, 841, 887, 944

1

Групповое собеседование

11 11

Галогены. Халькогены

11 11  

Кислородные соединения неметаллов
[1] Пп. 117, 122, 129-131, 140-143, 147, 155, 156, 180-184
[3] NN 827, 869, 890, 909, 965

1

Групповое собеседование

12 11

Азот. Фосфор. Углерод. Кремний. Бор.

12 11 6

Общие свойства метал лов. Отношение к воде, кислороду, неметаллам. Ряд напряжений.
[1] Пп. 190-192, 100,197-199.
[3] NN 757, 759, 778, 968, 1010, 1112

1

Групповой опрос

13 12

Общие свойства металлов

13 12 [4]

Гальванический элемент. Коррозия. Электролиз. Уравнение Нернста.
[1] Пп. 98-104, 196
[3] NN 652, 654, 691,692, 697

1

Групповой опрос

  13

Металлы главных подгрупп

  13  

 

 

 

14 14

Металлы побочных под групп. Часть 1.

14 14 [7]

Комплексообразователь Лиганды. Номенклатура. Константа нестойкости. Теория кристаллического поля.
[1] Пп. 203-209
[3] NN 721, 722, 745,754

1

Групповое собеседование

15 14

Металлы побочных под групп. Часть 2.

15 14 [8]

Аналитические реакции неорганических катионов и анионов
[8] Стр. 3-19

1

Групповое собеседование

  15

 

15   [4]

 

 

 

16 16

Основы качественного и количественного анализа неорганических веществ.

16 16 [8]
[4]

Жесткость воды, способы её определения и устранения. Количественный анализ.
[8] Стр.20-22, 31-34,
NN 7-10 (стр.35)

 

 

17 1

Химические процессы в геологии

- 1 -

 

 

Коллоквиум по темам 11-16

VII. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ПО ДИСЦИПЛИНЕ.

Вопросы для подготовки к модулю 1

1. Основные понятия химии.

Предмет химии. Понятие "химическое вещество". Простые и сложные вещества. Химические реакции, их внешние признаки. Типы химических реакций.

Моль как мера количества вещества. Закон Авогадро. Относительная плотность газов. Мольный объём. Уравнение Менделеева Клапейрона.

Основные классы неорганических веществ и реакции между ними.

Составные части атома. Химический элемент. Изотопы. Молекулы. Немолекулярные вещества. Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды.

2. Химическая термодинамика.

Предмет химической термодинамики. Система. Параметры состояния системы. Уравнения состояния термодинамических систем. Гомогенные и гетерогенные системы. Фаза. Компоненты системы.

Изотермический и изобарный процессы. Внутренняя энергия. Энтальпия. Первое начало термодинамики. Изменение энтальпии и тепловой эффект реакции.

Функции состояния. Закон Гесса. Стандартные энтальпии образования и атомизации веществ. Следствия из закона Гесса.

Понятие энтропии. Энтропия идеального кристалла. Процессы, идущие с ростом энтропии. Второе начало термодинамики. Влияние энтропии и энтальпии на направление химических реакций.

Закон сохранения массы в химических реакциях. Уравнение Эйнштейна. Дефект массы.

3. Химическая кинетика.

Предмет химической кинетики. Гомогенные и гетерогенные реакции. Выражения для скорости химической реакции. Факторы, влияющие на скорость гомогенных и гетерогенных реакций. Простые и сложные химические реакции.

Влияние концентрации на скорость гомогенных химических реакций. Закон действия масс. Константа скорости. Молекулярность и порядок реакции.

Влияние температуры на скорость химических реакций. Закон Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энергетические диаграммы.

Влияние катализаторов на скорость химических реакций.

4. Химическое равновесие.

Понятие химического равновесия. Энергия Гиббса. Термодинамические и кинетические признаки равновесия.

Влияние энтальпии и энтропии процесса на знак изменения энергии Гиббса при разных температурах. Связь между константой равновесия и стандартным изменением энергии Гиббса. Направление самопроизвольного протекания химических реакций.

Факторы, влияющие на химические равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние добавок реагентов и продуктов на равновесие. Влияние на равновесие давления, температуры, катализаторов и ингибиторов.

Правило фаз Гиббса. Термодинамические степени свободы. Диаграмма состояния воды.

5. Типовые задачи.

Из списка неорганических веществ выбрать те, с которыми реагирует указанное неорганическое вещество, привести реакции, указать условия.

Осуществить превращения в цепочке неорганических соединений одного элемента.

Найти массу заданной молекулы в граммах или килограммах.

Определить число атомов в заданной массе некоторого газа и занимаемый им объём при заданных давлении и температуре.

По стандартной энтальпии образования углекислого газа, воды и горючего вещества определить тепловой эффект сгорания заданной массы горючего.

Рассчитать энергию некоторой связи в заданном веществе по стандартной энтальпии образования этого вещества и составляющих его элементов в атомарном виде.

Определить стандартную энтальпию образования реагента или продукта, если для остальных реагентов и продуктов она известна, известно также стандартное изменение энтальпии в реакции.

Рассчитать изменение энтальпии и дефект массы в некоторой реакции по стандартным энтальпиям образования реагентов и продуктов.

Определить, во сколько раз изменится скорость некоторой гомогенной одностадийной реакции, если парциальные давления или концентрации реагентов изменить в заданное число раз. Указать размерность константы скорости этой реакции.

Пользуясь температурным коэффициентом Вант-Гоффа, определить, как изменится скорость некоторой реакции при нагревании или охлаждении системы до заданной температуры при неизменных концентрациях реагентов.

По изменению скорости реакции в заданном интервале температур найти температурный коэффициент Вант-Гоффа.

Оценить температурный коэффициент Вант-Гоффа для реакции с заданной энергией активации, протекающей при заданной температуре.

Определить изменение скорости химической реакции, протекающей при заданной температуре, если за счёт введения катализатора её энергия активации снизилась на заданную величину.

Определить, как повлияет на заданную равновесную систему изменение температуры, давления, количества реагентов и продуктов при известном тепловом эффекте прямого процесса.

Рассчитать константу равновесия реакции по заданным равновесным концентрациям или парциальным давлениям, определить исходное содержание реагентов.

По стандартному изменению энергии Гиббса в заданной реакции при некоторых условиях рассчитать константу равновесия и определить, что преобладает в равновесной смеси.

Оценить равновесные концентрации или парциальные давления при заданных температурах по стандартным изменениям энтальпии и энтропии в процессе.

Вопросы для подготовки к модулю 2

1. Общие представления о растворах.

Истинные и коллоидные растворы. Твёрдые, жидкие и газовые растворы. Растворитель и растворённое вещество. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Способы выражения состава растворов: массовая и мольная доли, молярная и моляльная концентрации.

Процесс растворения. Энтальпия и энтропия растворения. Сольваты и гидраты.

Факторы, влияющие на взаимную растворимость веществ. Растворимость газов в воде. Закон Генри.

2. Коллигативные свойства и электролиты.

Коллигативные свойства растворов: давление пара растворителя над раствором, замерзание и кипение растворов, осмотическое давление растворов. Закон Рауля и его следствия. Изотонический коэффициент.

Диаграммы состояния двойных систем. Нарушение закона Рауля при наличии твёрдых растворов.

Понятие "электролит". Электролитическая диссоциация. Кислоты, основания и соли. Кислые и основные соли, их названия. Сильные и слабые электролиты.

Диссоциация молекулярных соединений. Константа диссоциации. Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот. Степень диссоциации и её связь с константой диссоциации и изотоническим коэффициентом. Влияние разбавления на диссоциацию.

Диссоциация немолекулярных соединений. Произведение растворимости. Условия выпадения и растворения осадков.

Запись ионных уравнений с учётом диссоциации. Смещение ионных равновесий при наличии малодиссоциированных реагента и продукта.

3. Диссоциация воды и гидролиз.

Автоионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели и связь между ними. Кислотно-основные индикаторы.

Гидролиз солей. Механизм гидролиза по катиону. Понятие о поляризующем действии иона. Механизм гидролиза по аниону. Связь гидролиза соли с силой отвечающих ей оснований и кислот. Степень и константа гидролиза и связь между ними.

Изменение энтальпии и энтропии при гидролизе. Факторы, влияющие на гидролиз. Взаимное усиление гидролиза.

Гидролиз и карбонизация природных силикатов и сульфидов. Гидратация и дегидратация минералов. Порядок кристаллизации минералов из геотермальных растворов.

5. Типовые задачи.

Рассчитать молярную концентрацию раствора, если заданы его объём и масса растворённого вещества.

Определить молярную концентрацию раствора по плотности раствора и массовой (мольной) доле растворённого вещества.

По массе растворённого вещества, объёму и плотности раствора рассчитать его молярную и моляльную концентрации.

Рассчитать массовую долю растворённого вещества по его заданной молярной концентрации и плотности раствора.

Вычислить давление пара растворителя при заданной температуре над раствором с заданной массовой долей растворённого вещества при заданном изотоническом коэфффициенте.

Определите температуру кипения раствора неэлектролита, если его заданную массу растворили в заданной массе воды.

Рассчитать температуру начала кристаллизации раствора неэлектролита по его массовой доле.

Найти осмотическое давление раствора неэлектролита (или электролита) при заданной температуре по объёму раствора (или растворителя) и массе растворённого вещества.

Рассчитать константу диссоциации слабого электролита по концентрации раствора и степени диссоциации.

Вычислить концентрацию раствора молекулярного электролита по константе и степени диссоциации.

По массе растворённой соли в заданном объёме раствора вычислить произведение растворимости соли.

По произведению растворимости соли рассчитать концентрацию её насыщенного раствора.

Определить, выпадет ли осадок при сливании заданных объёмов растворов солей заданной концентрации, пользуясь произведением растворимости возможного малорастворимого продукта.

Объяснить последовательность происходящих явлений и приведите ионные уравнения в случае медленного добавления осадителя к смеси солей, каждая из которых даёт с добавляемым веществом нерастворимый осадок.

По значению pH (pOH) водного раствора рассчитать концентрацию ионов гидроксила или водорода.

Определить pH раствора сильного электролита с заданными молярной концентрацией и степенью диссоциации.

Вычислить pH раствора слабой кислоты или основания по константе диссоциации и концентрации.

Указать реакцию среды в водном растворе заданных солей, привести полные и сокращённые ионные уравнения гидролиза.

Записать уравнение гидролиза соли, указать реакцию среды, ионное уравнение, предложить способы усиления и ослабления гидролиза.

Указать процессы, происходящие при сливании водных растворов солей слабого основания и слабой кислоты, привести молекулярные и ионные уравнения.

Вопросы для подготовки к модулю 3

1. Элементы квантовой механики и периодический закон.

Принципы квантовой механики. Уравнение де Бройля, квантование энергии, основное и возбуждённое состояния. Уравнение Планка. Волновая функция и её смысл.

Главное, орбитальное, магнитное и спиновое квантовые числа, их физический смысл. Орбитали, энергетические уровни и подуровни.

Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Правила Клечковского. Правило Хунда.

Электронная конфигурация. Периодический закон. Периоды, группы и подгруппы.

2. Химическая связь.

Электроотрицательность (ЭО). Тип связи в соединении и его зависимость от разности ЭО элементов. Стабильные электронные конфигурации.

Ионность связи. Факторы, определяющие полярность связи. Свойства ковалентной связи. Сигма- и пи-связи. Кратные связи и примеры соединений.

Механизм спаривания и донорно-акцепторный механизм в образовании ковалентной связи.

3. Электрохимия.

Степени окисления. Окислительно-восстановительные реакции. Типичные окислители и восстановители. Способы расстановки коэффициентов метод электронного и электронно-ионного баланса.

Электродный потенциал. Гальванический элемент и его ЭДС. Стандартный водородный электрод. Уравнение Нернста.

Электролиз растворов с растворимым и инертным анодом.

Коррозия. Влияние свойств металла и агрессивной среды. Влияние контакта металлов на скорость коррозии. Защитные покрытия, коррозия с целым и нарушенным анодным (катодным) покрытием.

4. Кооординация и комплексы..

Координация, координационное число (КЧ). Влияние типа связи на КЧ.

Валентность связи как критерий прочности. Остов. Размерность остова и её влияние на устойчивость соединения.

Комплексы. Номенклатура комплексов. Константа нестойкости комплекса. Смещение равновесий с участием комплексов.

5. Типовые задания.

1. Пояснить смысл данного квантового числа и связать его с устройством периодической системы.

2. Назвать стабильные электронные конфигурации и привести примеры атомов (ионов) с такой конфигурацией.

3. Определить электронные конфигурации элементов в данных соединениях.

4. По правилам Клечковского расположить набор орбиталей по очерёдности заполнения.

5. Описать энергетические уровни и подуровни, выбрать валентные подуровни.

6. Сформулировать периодический закон, описать принципы деления элементов на периоды (группы, подгруппы, s-, p-, -d и f-элементы).

7. Привести примеры соединений с ионной, ковалентной (полярной и неполярной) и металлической связью.

8. Описать данный тип химической связи (соотношение ЭО элементов, типичные КЧ, характер перераспределения электронов, примеры соединений).

9. Описать понятие "электроотрицательность" и закономерности её изменения в периоде и подгруппе и влияние на тип химической связи.

10. Поделить соединения по типу связи.

11. Расположить соединения в порядке увеличения (уменьшения) ионности связи.

12. Описать сигма- и пи-связи, кратные связи, привести примеры соединений с простыми и кратными связями.

13. Закончить уравнения окислительно-восстановительной реакции, указать степени окисления и расставить коэффициенты.

14. Описать понятие "степень окисления", привести примеры соединений с указанием степени окисления.

15. Рассчитать ЭДС гальванического элемента, записать анодный и катодный процесс при его работе.

16. Определить потенциал данного электрода в растворе заданной концентрации.

17. Описать электролиз водного раствора данной соли с данными электродами (инертными или активными).

18. Предложить анодное (катодное) покрытие для данного металла, пояснить схему его работы, записать анодный и катодный процесс коррозии повреждённого покрытия в присутствии воды (воздуха, кислоты).

19. Описать коррозию данного металла в данной агрессивной среде, указать анодные и катодные процессы, предсказать влияние на коррозию контакта с некоторым другим металлом.

20. Выделить комплекс в формуле, определить степени окисления комплексообразователя, КЧ, дать название соединения по номенклатуре.

21. По названию установить формулу соединения, содержащего комплекс.

22. Записать координационную формулу вещества с указанием КЧ, остова и его размерности.

23. Рассчитать концентрацию свободных ионов металла в растворе, содержащем комплекс этого металла.

24. Пользуясь константами равновесия, определить возможность реакции замещения лигандов в данном комплексе.

Вопросы для подготовки к модулю 4

1. Неметаллы.

Общая характеристика подгруппы галогенов. Физико-химические свойства галогенов и их сравнительная химическая активность. Соединения галогенов с водородом: получение, строение, физические и химические свойства и закономерности их изменения в подгруппе.

Халькогены. Валентные подуровни атомов, возможные степени окисления и их сравнительная устойчивость. Строение и свойства простых веществ. Сероводород. Сульфиды, их растворимость и осаждение. Оксид серы (IV). Сернистая кислота, её свойства и соли. Оксид серы (VI). Серная кислота: строение молекулы, получение, свойства и соли.

Азот. Строение атома и молекулы. Азот в природе. Получение, физические и химические свойства азота. Аммиак и соли аммония. Оксиды азота. Оксид азота(III) и азотистая кислота: получение, свойства, соли, их окислительно-востановительная активность. Оксид азота(V). Азотная кислота: получение, свойства, соли.

Общая характеристика фосфора. Строение разных модификаций. Фосфин. Фосфиды. Оксид фосфора(V). Фосфорные кислоты и их соли. Соединения фосфора в природе.

Общая характеристика углерода. Полиморфизм углерода. Карбиды. Углеводороды. Оксиды углерода (II) и (IV). Угольная кислота и её соли. Углерод и его соединения в природе.

Общая характеристика кремния. Кремний в природе. Строение и химические свойства кремния. Силаны. Оксид кремния. Кремниевые кислоты и их соли состав, строение, растворимость, диссоциация, гидролиз.

Соединения неметаллов 2 периода с водородом: получение, строение, физические и химические свойства и закономерности их изменения по периоду.

2. Общие свойства металлов. Металлы главных подгрупп.

Металлы в Периодической системе. Формы нахождения металлов в природе. Химическая связь в металлах. Физические свойства металлов, типы их структур.

Общая характеристика щелочных металлов. Формы нахождения в природе. Получение, физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды щелочных металлов.

Бериллий и магний. Нахождение в природе. Химические свойства. Оксиды и гидроксиды магния и бериллия. Общая характеристика щелочноземельных металлов. Нахождение в природе, получение, физические и химические свойства и закономерности их изменения в подгруппе.

Общая характеристика алюминия. Алюминий в природе. Получение алюминия, его химические свойства. Сплавы алюминия. Алюмотермия.

3. Металлы побочных подгрупп.

Особенности химии d-элементов валентные подуровни, число валентных электронов, высшие степени окисления и изменение их стабильности в периоде и подгруппе. Закономерности изменения строения и свойств в подгруппе. Зависимость кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов от степени окисления. Аналогия состава и строения с соединениями элементов главных подгрупп.

Характеристика подгруппы титана. Степени окисления. Формы нахождения в природе. Простые вещества. Оксиды, гидроксиды элементов подгруппы титана.

Характеристика подгруппы ванадия. Степени окисления. Формы нахождения в природе. Простые вещества. Оксиды, гидроксиды и соли элементов подгруппы ванадия.

Общая характеристика элементов подгруппы хрома. Валентные подуровни атомов, возможные степени окисления, изменение их устойчивости в подгруппе. Природные соединения. Химические свойства простых веществ. Оксиды, гидроксиды и соли.

Общая характеристика железа, кобальта, никеля. Строение атома. Возможные степени окисления. Химическая связь в простых веществах, их свойства. Оксиды и гидроксиды железа. Железо в природе. Процессы гидролиза, окисления и восстановления железа в природе.

Общая характеристика элементов подгруппы меди. Валентные подуровни атомов, возможные степени окисления. Природные соединения. Химические свойства простых веществ. Оксид, гидроксид и соли меди.

4. Аналитическая химия.

Задачи химического анализа. Спектральный анализ. Рентгенофазовый анализ.

Групповые реагенты. Специфические реагенты. Понятие о дробном и систематическом анализе. Аналитическая классификация катионов. Аналитическая классификация анионов.

Нормальная концентрация. Эквивалент. Закон эквивалентов.

Жёсткость воды. Временная и постоянная жёсткость. Методы устранения жёсткости. Титрование. Трилон Б. Определение временной жёсткости. Определение общей жёсткости.

5. Типовые задания.

Закончите уравнения, расставьте коэффициенты, приведите сокращённые ионные уравнения. В редокс-реакциях укажите степени окисления у окисляющихся и восстанавливающихся элементов, приведите полуреакции. (В каждом билете будет 4 5 реакций без указания продуктов)

Сколько граммов гашёной извести (соды, ортофосфата натрия) необходимо добавить к заданному объёму воды, чтобы устранить её известную временную (общую) жёсткость?

Определите жёсткость воды, если для её устранения к заданному объёму воды добавили известную массу соды. Жёсткая это вода или мягкая?

Известная жёсткость воды обусловлена только гидрокарбонатом кальция (магния). Сколько граммов гидрокарбоната кальция (магния) содержится в заданном объёме этой воды?

Приведите реакции, объясняющие отличия катионов III, IV и V аналитических групп.

Приведите реакции, объясняющие отличия анионов I, II, и III аналитических групп.

Приведите групповые реагенты и условия осаждения для катионов I-V аналитических групп.

Примерные теоретические вопросы к экзамену по химии

Основные понятия химии, термодинамика, кинетика, химическое равновесие

1. Законы сохранения состава и массы в химии. Границы применения и значение этих законов.

2. Закон Авогадро. Мольный объём газов. Относительная плотность газов. Три способа определения молекулярных масс газообразных веществ.

3. Основные термохимические законы. Термохимические уравнения. Изменение энтальпии и тепловые эффекты реакций. Энтальпия образования химического соединения.

4. Скорость химической реакции. Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действия масс.

5. Влияние температуры на скорость химических процессов. Энергия активации. Правило Вант-Гоффа и закон Аррениуса. Понятие о катализе.

6. Обратимые и необратимые химические процессы. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

7. Уравнение Гиббса. Направление протекания химических процессов.

8. Условия смещения химического равновесия. Принцип Ле-Шателье и его следствия.

Растворы

1. Растворы. Растворение как физико-химический процесс. Сольваты и гидраты. Способы выражения концентрации растворов.

2. Законы Рауля и Вант-Гоффа о свойствах растворов (давление пара над растворами, замерзание и кипение растворов, явление осмоса).

3. Теория электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Степень диссоциации.

4. Химическое равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации слабых электролитов и зависимость её от различных факторов.

5. Степень электролитической диссоциации, её зависимость от концентрации и температуры. Сильные и слабые электролиты.

6. Растворимость газов и твёрдых веществ в воде. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.

7. Ионное произведение воды. Водородный показатель (pH). Понятие об индикаторах.

8. Гидролиз солей. Влияние температуры и концентрации раствора соли на степень гидролиза. Необратимый гидролиз.

Электрохимия, строение атома, химическая связь, координация

1. Электрохимический ряд напряжений металлов и его значение. Понятие о стандартных электродных потенциалах. Уравнение Нернста.

2. Направление протекания окислительно-восстановительных процессов.

3. Устройство и работа гальванического элемента. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии. Анодные и катодные покрытия.

4. Электролиз растворов и расплавов.

5. Двойственная природа электрона. Квантовые числа электрона в атоме. Принцип Паули. Максимальная ёмкость и порядок заполнения атомных орбиталей. Электронные формулы атомов элементов.

6. Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева. Изменение свойств элементов по периодам и группам. Значение закона.

7. Связь структуры периодической системы элементов Д.И.Менделеева с учением о строении электронных оболочек атомов. Физический смысл периодического закона.

8. Ковалентная химическая связь, её свойства и механизмы возникновения. Полярность ковалентной связи.

9. Условия образования и свойства ковалентной связи. Кратные связи, - и - связи. Геометрическая форма молекул. Примеры веществ.

10. Ионная химическая связь. Строение и свойства веществ с ионной связью. Свойства ионной связи.

11. Понятие о комплексах. Константа нестойкости комплексного иона. Устойчивость комплексных соединений.

Неметаллы

1. Сравнение свойств неметаллов и их соединений по периоду и подгруппе периодической системы.

2. Водородные соединения неметаллов и их сравнительная характеристика.

3. Общая характеристика галогенов. Получение и физико-химические свойства.

4. Галогеноводородные кислоты. Получение и свойства. Сравнительная характеристика галогеноводородных кислот.

5. Соляная кислота и её свойства. Сравнительная характеристика галогеноводородных кислот.

6. Кислород. Распространённость в природе, получение, физические и химические свойства.

7. Общая характеристика элементов подгруппы серы. Сера в природе. Физические и химические свойства серы.

8. Сероводород и сероводородная кислота: получение и физико-химические свойства.

9. Взаимодействие природных сульфидов с водой, кислородом и углекислым газом.

10. Оксид серы (IV). Сернистая кислота и её соли. Получение и свойства.

11. Оксид серы (VI). Серная кислота и её соли. Получение и свойства. Природные сульфаты.

12. Азот. Физико-химические свойства. Важнейшие соединения.

13. Аммиак: получение и физико-химические свойства. Значение аммиака и его соединений.

14. Оксиды и кислоты азота, их строение, физические и химические свойства.

15. Азотная кислота и её соли. Получение и свойства. Природные нитраты.

16. Фосфор. Природные соединения. Строение, физические и химические свойства.

17. Оксид фосфора (V). Фосфорные кислоты и их соли. Строение, физические и химические свойства.

18. Оксиды углерода. Угольная кислота и её соли. Природные карбонаты.

19. Кремний: нахождение в природе, физико-химические свойства. важнейшие соединения кремния.

20. Оксид кремния. Кремниевые кислоты, их соли. Природные силикаты.

21. Взаимодействие природных силикатов с водой и углекислым газом.

Металлы

1. Способы получения металлов.

2. Щелочные металлы и их соединения. Получение и физико-химические свойства.

3. Щелочноземельные металлы и их соединения. Получение и свойства.

4. Бериллий и магний. Природные соединения. Гидроксиды и соли, их свойства.

5. Алюминий. Природные соединения. Свойства. Получение алюминия.

6. Краткая характеристика d-элементов 4 7 групп периодической системы.

7. Сравнительная характеристика соединений хрома в степенях окисления +2, +3 и +6.

8. Краткая характеристика d-элементов 8, 1 и 2 групп периодической системы

Аналитическая химия

1. Аналитическая классификация катионов.

2. Аналитическая классификация анионов.

3. Природная жёсткость воды. Методы устранения жёсткости.

VIII. Глоссарий


Авогадро закон: при одинаковых условиях одинаковые количества разных газов занимают одинаковые объёмы. Следствие: один моль любого газа занимает при так называемых нормальных условиях (0оС и 1 атм) объём 22,4 л (иначе говоря, молярный объём Vm=22,4 л/моль).
Анод: электрод, где происходит окисление.
Атом: сложная частица, имеющая диаметр несколько десятимиллиардных долей метра (короче: порядка 10-10 м) и массу порядка 10-24-10-25 кг. Атомы состоят из более мелких частиц (субатомных или элементарных): протонов, нейтронов, электронов.
Вант-Гоффа правило: с повышением температуры на каждые 10 градусов скорости многих химических реакций увеличиваются в 2-4 раза: v2/v1= (t2-t1)/10. Число называют температурным коэффициентом реакции Вант-Гоффа.
Вещества: в химии - большие коллективы сильно взаимодействующих атомов. Химическое вещество имеет определённый качественный и количественный состав, отражаемый его химической формулой. Примеры индивидуальных веществ: вода (H2O), железо (Fe), сера (S8), сахар (C12H22O11), кислород (O2)
Водородный показатель (pH): отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: pH = lg [H+].
Восстановление: снижение степени окисления (за счёт принятия электронов). Атом (вещество, ион), принимающий электроны, называют окислителем.
Гесса закон: изменение энтальпии системы в результате реакции не зависит от пути протекания реакции, а зависит только от начального и конечного состояния системы.
Гидролиз: разложение воды ионами солей и другими частицами. Причиной гидролиза является поляризующее действие вещества (так называют свойство смещать электроны) на химическую связь в молекулах воды.
Группа: элементы, атомы которых имеют одинаковое число электронов на валентных подуровнях. Это число чаще всего равно номеру группы. Элементы, у которых в стадии заполнения электронами находятся только внешний уровень с квантовым числом n, формируют главную подгруппу. Если в стадии заполнения находятся также уровни с n 1 и/или n 2, элементы формируют побочную подгруппу.
Групповые реагенты: вещества, которые в данных условиях реагируют с несколькими ионами. Например, карбонат аммония (NH4)2CO3 реагирует с ионами Ca2+, Sr2+, Ba2+: M2+ + CO32- -> MCO3 | .
Действия масс закон: при постоянной температуре скорость одностадийной гомогенной химической реакции пропорциональна концентрации каждого из реагентов. Число частиц, участвующих в одной стадии, называют молекулярностью реакции.
Жёсткость воды: содержание в ней многозарядных катионов металлов. В природных водах это обычно Ca2+ и Mg2+, в некоторых есть и железо (обычно Fe2+). Выражают жёсткость, как и нормальную концентрацию, в экв/л.
Временная жёсткость: связана с наличием ионов гидрокарбоната HCO3 , в присутствии ионов кальция и магния.
Закон периодический: при последовательном увеличении заряда ядра (то есть атомного номера) у нейтральных атомов периодически повторяется электронная конфигурация внешнего уровня, что приводит к сходству химических свойств.
Изотонический коэффициент i: показывает, сколько моль частиц получается в растворе из 1 моль растворённого вещества.
Изотопы: атомы с одинаковым зарядом ядра и разным числом нейтронов (и поэтому разной массой).
Ионная связь один или более электронов полностью переходят от одного атома к другому; при этом образуются ионы противоположного заряда, которые притягиваются друг к другу.
Катод: электрод, где происходит восстановление.
Качественный анализ: позволяет установить, из каких веществ, атомов или ионов состоит исследуемый образец.
Кислоты: вещества, диссоциирующие с образованием только катионов H+: HCl, HNO3, H2SO4. От ионов H+ они, собственно, и кислые. После отрыва H+ остаётся кислотный остаток: Cl- хлорид , NO3- нитрат , SO42- сульфат.
Ковалентная связь: осуществляется общей для двух атомов парой электронов с противоположной ориентацией спинов; считается, что положительно заряженные атомные остатки притягиваются к общей области повышенной электронной плотности.
Количественный анализ: позволяет установить, в каком соотношении химические элементы или вещества входят в состав исследуемого образца.
Комплексы: отдельные прочные фрагменты структуры (комплексообразователь + лиганды). Отсюда термин "комплексные соединения" - содержащие комплексы. Комплексы существуют и в твёрдой фазе, и в жидкой, что придаёт им сходство со сложными молекулами (complex означает "сложный"). Центральный атом(ион) называют комплексообразователем, а внешние (координирующие) частицы - лигандами.
Константа равновесия: выражает соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции (произведение в числителе) и исходных веществ (произведение в знаменателе). Для газообразных веществ принято концентрации заменять парциальным давлением. Твёрдые фазы и растворитель в константу равновесия не включаются.
Константа нестойкости комплекса: константа равновесия процесса обмена лиганда на растворитель. Этот процесс называют также вторичной диссоциацией комплексного соединения. Чем меньше константа нестойкости, тем устойчивее исходный комплексный ион.
Металлы: химические элементы, в простых веществах которых наблюдается металлическая химическая связь.
Царская водка: смесь концентрированных азотной и соляной кислот (обычно, в соотношении 1:3). Растворяет благородные 4d- и 5d-металлы 8 и 1 группы (Pd, Pt, Au).
Координация: определённое расположение одних частиц (атомов, молекул, ионов) относительно других. Конкретнее, понятие включает химическую природу соседних частиц, их число и взаимное расположение.
Коррозия: самопроизвольные процессы окисления металлов, протекающие в агрессивной среде. Электрохимической коррозией называют происходящую в случае контакта двух металлов.
Ле-Шателье принцип: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, в ней усиливается процесс, ослабляющий это воздействие. Например, при нагревании усиливается эндотермическая реакция и в новом равновесии будет больше продуктов этой реакции. При повышении давления усиливается реакция, идущая со снижением объёма и наоборот. При увеличении концентрации одного из веществ усиливается реакция, в которой это вещество расходуется.
Массовая доля ω2: отношение массы растворённого вещества к общей массе раствора; обычно её представляют в % : ω2=m2/(m1+m2) 100%.
Металлическая связь: некоторая часть электронов атома поступает в общее пользование всеми атомами кристалла, иначе говоря делокализуется; возникает притяжение между газом делокализованных электронов и положительными атомными остатками.
Молекула: группа прочно связанных атомов, способная двигаться как единое целое. Например, участвовать в тепловом движении. Молекулы бывают одноатомные (например, у аргона Ar), двухатомные (у кислорода O2, водорода H2, азота N2, хлора Cl2), трёхатомные (у воды H2O, углекислого газа CO2) и так далее. Очень многие вещества не состоят из молекул. Так, структура графита содержит бесконечные плоские сетки из атомов углерода. Из отдельных ионов состоят все соли.
Моль: 6,022o10+23 объектов (количество структурных единиц, равное числу атомов в 12 граммах изотопа углерода-12). Данное число называют ещё числом Авогадро NA. Число молей n называют количеством вещества, n = N/NA , где N число объектов. 1 моль атомов водорода имеет массу примерно 1 грамм.
Мольная доля x2: отношение числа молей одного (обычно, растворённого) вещества к общему числу молей: x2=n2/(n1+n2) 100%.
Моляльность : число молей растворённого вещества на 1 кг растворителя: =n2/m1, выражают в моль/кг; полезная концентрация для выяснения температур замерзания и кипения растворов.
Молярность C (молярная концентрация): число молей растворённого вещества в 1 л раствора: C=n2/V. Именно молярную концентрацию подставляют в константу равновесия в растворах; выражают C в моль/л.
Насыщенный раствор: раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества.
Нормальная концентрация: число эквивалентов растворённого вещества в 1 л раствора.
Окисление: повышение степени окисления (за счёт удаления электронов). Атом (вещество, ион), отдающий электроны, называют восстановителем.
Осмос: самопроизвольный перенос вещества через тонкую перегородку между растворами различного состава.
Основания: вещества, диссоциирующие с образованием только анионов OH-: NaOH, Cu(OH)2, NH4OH. От ионов OH- (гидроксогрупп) они мылятся и пенятся. После отрыва OH- остаются катионы: Na+, Cu2+, NH4+.
Паули принцип: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел. Иначе говоря, на одной орбитали может разместиться максимум 2 электрона, но с противоположными ориентациями спина, т.е. со значениями ms 1/2 и 1/2.
Период: элементы, атомы которых имеют одинаковое главное квантовое число n самых внешних электронов. Номер периода равен n.
Постоянная жёсткость связана с содержанием всех других анионов, кроме гидрокарбоната HCO3 . В природной воде это обычно сульфаты и хлориды (соли кальция или магния).
Постоянства состава закон: соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения не зависят от способа получения этого соединения. Выполняется для молекулярных веществ и некоторых немолекулярных. Вещества постоянного состава называют дальтонидами. Почти все минералы, имеет переменный состав, зависящий от способа получения. Вещества переменного состава называют бертоллидами.
Простые вещества: состоят из атомов только одного элемента (графит, сера, ртуть, железо)
Прочность связи между атомами (например, между комплексообразователем и лигандом) - это энергия её разрыва.
Равновесная система: в которой установились неизменные во времени концентрации реагентов и продуктов и выровнялись температура и давление. С точки зрения термодинамики, при постоянном давлении и температуре равновесию отвечает минимум энергии Гиббса. В кинетике считают, что в состоянии равновесия выравниваются скорости прямой и обратной реакций.
Раствор (истинный): однородная смесь переменного состава, в которой компоненты перемешаны на атомно-молекулярном уровне. В истинных растворах диаметр частиц (ионов и молекул) 10-10 10-9 м. Между компонентами может быть интенсивное химическое взаимодействие (хотя и есть здесь слово "смесь").
Раствор коллоидный (золь): смесь, в которой частицы ещё невидимы, но по размерам сильно превосходят атомные. Коллоидные частицы имеют диаметр 10-8 10-6 м. Обычно рассматривают жидкие коллоидные растворы.
Растворимость: концентрация насыщенного раствора.
Сильные электролиты: содержат много ионов и поэтому имеют высокую электропроводность, например, раствор H2SO4 в свинцовом аккумуляторе или раствор KOH в щелочном.
Система: набор объектов, мысленно или реально отделённых от остального мира. То, что вне системы, называется внешней средой. Между системой и внешней средой может происходить обмен веществом и энергией.
Скорость гомогенной химической реакции: изменение молярной концентрации продукта реакции в единицу времени: v= Спрод/ .
Слабые электролиты: содержат мало ионов и имеют поэтому низкую электропроводность. Атомы или ионы прочнее связываются друг с другом, чем с растворителем.
Сложные вещества: состоят из атомов двух и более элементов (вода, поваренная соль, сахар, этиловый спирт).
Соли: вещества, сочетающие катион металла с анионом кислотного остатка: NaCl, KNO3, CaSO4.
Сольватация: образование химических связей с растворяемого вещества с растворителем (solvent растворитель). Для водных растворов процесс называют гидратацией (hydro вода).
Специфические реагенты: вещества, с которыми в данных условиях реагирует только один ион. Например, ион аммония NH4+ реагирует с реактивом Несслера: NH4+ + 4OH - + 2[HgI4]2- -> [Hg2N]I* H2O| + Cl - + 4H2O + 7I- .
Стандартная энтальпия образования вещества ( H0f): изменение энтальпии в процессе получения одного моля вещества из простых веществ.
Стандартные условия: давление 101325 Па (1 атм) и температура 298,15 K (+25оС). Стандартным количеством вещества считают 1 моль.
Степень гидролиза h: мольная доля гидролизовавшихся ионов (от общего числа ионов). h аналогична степени диссоциации.
Степень диссоциации : отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему исходному числу молекул; иначе говоря, мольная доля распавшихся молекул.
Степень окисления элемента в соединении: условный заряд иона, образующийся в результате полного перехода от атомов с низкой электроотрицательностью (ЭО) к атомам с высокой ЭО.
Термодинамика: изучает передачу тепла от одних макроскопических объектов к другим. "Макроскопические объекты" означает большие в сравнении с размером атомов и молекул. Минимальный размер коллектива около 10 8 10 7 м по диаметру и 10+5 10+8 по числу частиц.
Фаза: совокупность однородных частей системы, отделённых от других её частей поверхностью раздела. Фаза может состоять и из одной однородной части. При переходе через поверхность раздела строение и свойства изменяются скачком.
Химическая кинетика: это учение о скорости и механизме химических реакций.
Химический элемент: вид атомов с одинаковым числом протонов в ядре.
Химическая реакция: превращение одних веществ в другие. Другими словами, в ходе реакции происходит изменение состава веществ. При этом некоторые связи между атомами разрываются, зато образуются новые связи.
Химическая связь: взаимодействие между атомами, если выигрыш энергии составляет более 1 эВ на атом (обычно: 3 5), иначе говоря более 100 кДж на моль атомов.
Эквивалентов закон: вещества вступают в реакцию в эквивалентных количествах - один эквивалент одного реагирует с одним эквивалентом другого.
Эквивалент: количество вещества, вступающее в реакцию с 1 г водорода или с 8 г кислорода, или с 96485 кулонами электричества. Иначе: это количество вещества, вступающее в реакцию с одним молем ионов водорода, ионов гидроксила или электронов, или отдающее один моль этих частиц.
Электролиз: химические процессы, происходящие в системе при пропускании электрического тока от внешнего источника энергии.
Электролитическая диссоциация: распад нейтрального вещества на ионы в результате химического взаимодействия с растворителем. Положительные ионы называют катионами: Na+, K+, Ca2+, H+. Отрицательные ионы называют анионами: Cl-, SO42-, CO32-, OH-.
Электроотрицательность: способность атома в веществе оттягивать на себя электроны. В главных подгруппах Периодической системы она сверху вниз уменьшается, а в периодах слева направо увеличивается. Иначе говоря, рост электроотрицательности означает усиление неметаллических свойств.
Энергетический уровень атома: совокупность состояний электронов с одинаковым значением главного квантового числа n. Совокупность состояний одного уровня с одинаковым значением орбитального квантового числа l называют энергетическим подуровнем. Подуровни обозначают буквами s, p, d, f.
Энтальпия (теплосодержание) системы: величина H=U+p V. Энтальпия, в отличие от внутренней энергии, учитывает работу расширения или сжатия газа. При постоянном давлении её изменение противоположно тепловому эффекту: H= -Qp. Если в ходе процесса тепло выделяется (Qp>0, экзотермический процесс), то H<0. Если тепло поглощается (эндотермический процесс), H>0.
Энтропия (степень беспорядка системы): величина S , определяемая в термодинамике через количество теплоты, поступающее в систему при данной температуре: QT=T S. Энтропия жидкостей больше, чем у твёрдых веществ. Энтропия всегда возрастает при плавлении, кипении и образовании разбавленных растворов. Особенно большой энтропией обладают газы, так как в них все молекулы движутся беспорядочно.