Программа для бакалавров. 1 курс, 1 семестр, 72 лекционных часа

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Программа для бакалавров. 1 курс, 1 семестр, 72 лекционных часа.
Введение (1час)

Предмет и задачи химии. Основные этапы развития химической науки и ее связь с другими разделами естествознания. Роль химии в природных процессах, процессах жизнедеятельности, в народном хозяйстве. Химия и материаловедение. Общая химия, ее содержание и роль в системе химического образования.

Основы атомно-молекулярного учения. (3 часа)

1. Основные химические понятия: атом, молекула, элемент, простое вещество, химическое соединение. химическая система, фаза, компонент.

2. Моль, молекулярная масса, молярная масса, молярная концентрация вещества.

3. Основные законы атомно-молекулярного учения: закон сохранения массы, закон кратных отношений, закон постоянства состава, закон объемных отношений. Закон Авогадро и следствия из него. Стехиометрические и нестехиометрические соединения. Химический эквивалент. Закон эквивалентов.

4. Понятие о химической системе и ее описании. Фаза, компонент. Гомогенные и гетерогенные системы. Функции состояния и параметры состояния системы.

5. Газовые системы. Газовые законы. Идеальный газ. Уравнение Менделеева-Клапейрона. Парциальное давление газа в смеси, масса и плотность газа и смеси газов, закон Дальтона. Относительная плотность газов.

6. Жидкие системы. Растворы. Концентрация растворов и способы ее выражения. Состояние вещества в растворе.

7. Твердые системы. Кристаллы, аморфные тела и стекла. Понятие о кристаллической решетке. Твердые растворы.

Строение вещества.(8 часов)

1. Масса и энергия в материальном мире. Элементарные частицы и поля. Масса, заряд, спин и другие свойства элементарных частиц. Экспериментальные основы современной теории строения атома. Ядро и электронная оболочка. Планетарная модель атома и постулаты Бора.

2. Дуализм в поведении материи. Волновая природа элементарных частиц. Уравнение де Бройля, принцип неопределенности Гейзенберга. Квантовомеханическая модель атома. Решение уравнения Шредингера. Квантовые числа, пределы их изменений. Смысл квантовых чисел.

3. Одноэлектронный атом. Волновая функция и электронная плотность электронов в атоме. Радиальное и угловое распределение электронной плотности в атоме. Атомные орбитали. Энергетические уровни электрона в одноэлектронном атоме.

4. Многоэлектронный атом. Межэлектронное отталкивание и его учет. Одноэлектронное приближение Эффективный заряд, действующий на отдельный электрон. Диаграмма одноэлектронных уровней энергии. Заполнение электронных оболочек атомов. Принцип Паули и правило Хунда. Валентные и остовные электроны.

5. Периодичность в строении электронных оболочек атомов. Орбитальные энергии атомов, потенциалы ионизации, сродство к электрону, радиусы атомов и ионов в зависимости от положения элемента в периодической системе. Электроотрицательность элементов.

Периодический закон. (2 часа)

1. Поиски основы классификации химических элементов до открытия периодического закона. Экспериментальные основы периодического закона. Содержание периодического закона. Предсказание Д.И.Менделеевым свойств неизвестных элементов.

2. Современная интерпретация периодического закона. Варианты периодической таблицы. Изменение важнейших свойств элементов по группам и периодам периодической системы. Типические элементы. Кайносимметрия. Вторичная периодичность и эффект инертной пары. Диагональное сходство элементов.

Химическая связь. (10 часов)

1. Взаимодействие атомов. Причины образования химической связи. Природа химической связи. Ковалентная, полярная и ионная связь. Теоретическое описание химической связи. Молекула водорода и методы ее описания. Метод молекулярных орбиталей (МО) и метод валентных связей (ВС). Перекрывание атомных орбиталей, , ,  связи, порядок (кратность) связи. Характеристики химической связи - энергия, длина, полярность. Химическая связь в частицах Н₂ , Н₂⁺ и Н₂^- с позиций методов МО и ВС.

2. Химическая связь в гомоядерных двухатомных молекулах элементов второго периода с позиций методов МО и ВС. Развитие понятия валентности. Схемы МО для молекул начала и конца второго периода. Изменение порядка связи, энергии связи, длины связи при переходе от Li₂ к Ne. Магнитные свойства веществ. Диа- и парамагнетизм. Особенности молекул B₂ и O₂. Прочность связи в молекуле N₂.

3. Гетероядерные двухатомные молекулы элементов второго периода в методах МО и ВС. Схемы МО для HF, CO, CN, OF. Гибридизация орбиталей. Валентное состояние атома.

4. Химическая связь в многоатомных молекулах. Локализованная и делокализованная связь. Электронодефицитные и электроноизбыточные молекулы. Трехцентровая связь. Направленность и насыщаемость ковалентной химической связи. Теория отталкивания электронных пар валентной оболочки и геометрия молекул.

5. Понятие донорно-акцепторной связи. Водородная связь.

6.Межмолекулярные взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса. Дисперсионное, диполь-дипольное и другие виды межмолекулярных взаимодействий. Строение веществ в конденсированном состоянии. Кристаллическое и аморфное состояние вещества.

7. Типы кристаллических решеток: атомная, молекулярная, металлическая, ионная. Взаимодействие ионов в кристаллической решетке. Энергия ионной кристаллической решетки, влияние размеров и зарядов ионов. Химическая связь в металлах.

Химический процесс. (14 часов)

1. Энергетические характеристики химических реакций. Термохимия. Понятие об энтальпии. Эндо- и экзотермические реакции. Термохимические уравнения. Стандартное состояние и стандартная энтальпия образования вещества. Два основных закона термохимии: закон Лавуазье-Лапласа и закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Расчеты тепловых эффектов реакций. Термохимический цикл. Энтальпия атомизации и энергия связей в молекулах. Энергия кристаллической решетки. Цикл Борна – Габера.

2. Принцип Бертло – Томпсона и его ограниченность. Движущие силы химической реакции – изменение энергии и изменение энтропии. Понятие энтропии. Уравнение Больцмана. Энтропия газообразных, жидких и твердых веществ. Постулат Нернста. Стандартная энтропия. Изменение энтропии при фазовых и химических превращениях.

3. Энергия Гиббса. Уменьшение энергии Гиббса как термодинамический критерий возможности самопроизвольного протекания процесса. Зависимость изменения энергии Гиббса от температуры, давления и концентрации реагирующих веществ.

4. Кинетика и механизмы химических реакций. Скорость химической реакции и факторы ее определяющие. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Кинетическое уравнение реакции. Порядок реакции. Дифференциальные и интегральные формы кинетических уравнений для реакций нулевого, первого, второго порядка. Константа скорости реакции и ее зависимость от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энергетическая диаграмма реакции. Координата реакции. Понятие о механизме реакции. Молекулярность реакции. Фотохимические и цепные реакции. Примеры. Катализ и катализаторы. Влияние катализатора на механизм реакции. Ингибиторы и ингибирование. Ферментативный катализ. Особенности кинетики газофазных, жидкофазных и твердофазных реакций.

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

Общие свойства растворов. (2 часа)

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

2. Давление и состав пара над раствором. Закон Рауля. Кристаллизация и кипение раствора. Криоскопия и эбуллиоскопия. Взаимодействие растворенного вещества и растворителя. Сольватация. Инертные, координирующие и ионизирующие растворители.

Вода и водные растворы электролитов. (4 часа)

1.Электронное строение и структура молекулы воды, водородные связи. Характеристики связи О-Н. Структура жидкой и твердой воды, водородные связи. Самоионизация жидкой воды. Ионное произведение воды, водородный показатель.

2. Вода как ионизирующий растворитель. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация растворенных веществ. С.Аррениус, Д.И.Менделеев, И.А.Каблуков о природе растворов электролитов. Переход ионов в раствор. Гидратация соли и образующих ее ионов. Энергия гидратации ионов.

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

Обменные реакции в растворах электролитов. (8 часов)

1. Гидролиз солей. Представления Аррениуса и Вернера о механизме гидролиза. Понятие об аквакислотах. Константа и степень гидролиза. Ступенчатый характер гидролиза. Обратимый и необратимый гидролиз. Буферные растворы.

2. Равновесие ионный кристалл – раствор. Произведение растворимости.

Условия выпадения и растворимости осадка.

3. Реакции комплексообразования в водных растворах. Аквакомплексы. Причины образования комплексных частиц в растворах. Комплексообразователь и лиганды. Внешняя и внутренняя сферы комплексов. Координационное число. Константа устойчивости комплекса.

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

Окислительно – восстановительные реакции в водных растворах. (12 часов)

1.Окислитель и восстановитель в водных растворах. Участие воды в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах. Метод ионно-молекулярных полуреакций. Типы окислительно-восстановительных реакций.

2.Количественные характеристики окислительно – восстановительных переходов. Электродные потенциалы металлов. Гальванический элемент. Водородный электрод и водородный нуль отсчета потенциалов. Стандартные условия и стандартный потенциал полуреакции. Таблицы стандартных восстановительных потенциалов. Использование табличных данных для оценки возможности протекания окислительно-восстановительных процессов. Окислительные и восстановительные свойства воды. Потенциалы окислительного и восстановительного разложения воды. Условия устойчивости окисленных и восстановленных форм в растворе. Правила запрета. Диспропорционирование веществ в водных растворах.

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

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

Химическая информатика. (2 часа)

1. Поиск химической информации. Основные библиотеки города. Систематический и алфавитный каталоги и правила пользования ими. Реферативные журналы: Химия и Chemical Abstracts. Важнейшие справочные издания по неорганической и органической химии. Учебная химическая литература.

2. Компьютерный поиск информации. Использование Internet для получения информации о химических изданиях, химическом образовании, конференциях и т.д.

Экспериментальные методы химии. (4 часа)

1. Современные методы синтеза и анализа неорганических и органических веществ. Элементный анализ. Хроматография. Физико-химический анализ. Диаграммы плавкости бинарных систем. Рентгенография.

2. Спектроскопические методы. Электронные, колебательные и вращательные спектры. Их информативность. Спектры ЯМР и ЭПР. Их информативность.

3.Термодинамические методы исследования. Калориметрия, тензиметрия, масс-спектрометрия. Их информативность.

Литература.

А.В. Суворов, А.Б. Никольский. «Общая химия». Учебник для ВУЗов. С-Пб: «Химия», 2000, 624 с.
А.Б.Никольский, А.В.Суворов, Химия. 2001. СПб: Химиздат.
Неорганическая химия в 3-х томах. Под ред. Ю.Д.Третьякова. М., Академия, 2004
Р.Дикерсон, Г.Грей, Дж.Хейт. Основные законы химии. Т.1,2. М: «Мир»,1982, 652 с., 620с.
М.Х. Карапетьянц. «Введение в теорию химических процессов». Учебное пособие. М: «Высшая школа», 1970, 288 с.
Л.С. Лилич, М.К. Хрипун. «Растворы как химические системы». Учебное пособие. С-Пб: «Изд. С-ПбГУ», 1994, 216 с.
Я.А. Угай. «Общая химия». Учебник для ВУЗов. М: «Высшая школа», 2004, 440 с.