УМК по неорг.химии.-веч - Южный федеральный университет
advertisement
Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего профессионального образования «ЮЖНЫЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» Химический факультет Рассмотрено и рекомендовано на заседании кафедры общей и неорганической химии ЮФУ Протокол № 10 от 31 августа 2010 г. Зав.кафедрой _________________ Утверждаю Декан факультета ____________________ ____________________ “____”_____________2010 г. УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС учебной дисциплины «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ» вузовского компонента цикла ОПД по специальности 020101 – ХИМИЯ для студентов 1 курса очно-заочная форма обучения Ростов–на–Дону 2010 г. Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего профессионального образования «ЮЖНЫЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» Химический факультет УТВЕРЖДАЮ _______________________ «______» ________________20___ г. Рабочая программа дисциплины «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ» вузовского компонента цикла ОПД по специальности 020101 – «Химия» Очно-заочная форма обучения Ростов–на–Дону 2010 г. ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА Курс неорганической химии является одним из основных курсов в системе химического образования. Он дает студентам представление о об основных закономерностях, которые определяют свойства и превращения веществ, о современном состоянии и путях развития неорганической химии. Курс неорганической химии имеет фундаментальное значение в становлении специалиста широкого профиля химика-исследователя и химика- преподавателя (вуза, школы). Курс «Неорганической химии» включает обширное теоретическое введение, в котором в первом приближении, рассматриваются основные современные общехимические воззрения, законы, теории. Большинство из них будет изучаться более основательно на старших курсах в разделах аналитической, физической, коллоидной, электрохимии и т.д., но такое введение позволит обсуждать фактический материал по физическим и химическим свойствам простых веществ и их соединений. В курсе «Неорганической химии» рассмотрение химии элементов ведется на основе периодического закона Д.И.Менделеева, который вообще достаточно полно рассматривается только в рамках дисциплины «Неорганическая химия». Большая часть курса посвящена рассмотрению фактического материала неорганической химии. Рассмотрение химии элементов начинается с водорода и кислорода, затем от галогенов далее по подгруппам вплоть до первой группы. Отдельно рассматривается химия переходных металлов, что связано с особенностями электронного строения атомов этих элементов. Сведения о химических элементах излагаются по определенному плану. Обсуждение начинается с общей характеристики, которая включает в себя - сведения об электронной структуре изолированных атомов, атомных радиусах, потенциалах ионизации, проявляемых степенях окисления и валентных возможностях, распространенности элементов в природе, основных минералах, главных типах химических соединений, их кислотноосновных и окислительно-восстановительных свойствах и т.д. Отклонения от плана объясняются спецификой свойств тех или иных групп элементов и химических соединений. В курсе «Неорганической химии» программой предусмотрен цикл лабораторных работ, в ходе которых студенты на практике применяют основные законы химии, изучают закономерности протекания химических процессов, решают различные расчетные задачи, приобретают навыки получения важнейших неорганических соединений, изучают их химические свойства, знакомятся при этом с основными приемами химического эксперимента. Курс неорганической химии (для студентов 1 курса) химических факультетов университетов строится на базе знаний по химии, физике и математике, объем которых определяется программой средней школы и считается усвоенным. 1. Цели освоения дисциплины: Основной целью курса «Неорганической химии» является освоение студентами теоретических основ современной химической науки и успешное их применение на практике. Задачи законы курса «Неорганическая химия» - дать основные понятия и химии; познакомить - студентов с термодинамическим и кинетическим подходом при изучении различных процессов; - помочь студентам в изучении химических процессов, протекающих в растворах; облегчить студентам изучение глав неорганической химии, необходимых для овладения основной специальностью. 2. Место дисциплины в структуре ООП. Дисциплина «Неорганическая химия» относится к циклу общепрофессиональных дисциплин ООП. Дисциплина «Неорганическая химия» изучается на первом курсе, то есть раньше, чем аналитическая, органическая, физическая и квантовая химия. Поэтому должна создавать фундамент для них, а также для изучения строения вещества, кристаллохимии, химической технологии, общей физики, физических методов исследования и синтеза неорганических веществ. Курс «Неорганической химии» для студентов 1 курса химических факультетов университетов строится на базе знаний по химии, физике и математике, объем которых определяется программой средней школы и считается усвоенным. 3. Компетенции обучающегося, формируемые в результате освоения дисциплины «Неорганическая химия». В результате освоения дисциплины «Неорганическая химия» студент должен: Знать: - свойства химических элементов и их соединений; закономерности их изменения по периодам и подгруппам Периодической системы на основе современных сведений о строении атомов, молекул и немолекулярных веществ; - основные закономерности протекания химических процессов: гомогенных и гетерогенных, равновесных и неравновесных, реакций окислениявосстановления, обмена, присоединения, конденсации и деполимеризации; - качественный характер многих химических концепций и теорий, понимать границы их применимости и связь теории с экспериментом. Уметь: - приобрести навыки работы в лаборатории, научиться простейшим методам получения, разделения и очистки веществ и изучения химических процессов, усвоить правила техники безопасности; - получить общие сведения о распространенности элементов и соединений в природе, промышленных методах их выделения и переработки, их роли в природе, технике и быту; - приобретать новые знания из эксперимента, а также путем литературного поиска и использования современных информационных образовательных технологий. Владеть: - базовыми знаниями фундаментальных разделов химии в объеме, необходимом для усвоения основ аналитической, органической, физической химии, а также химической технологии, физических методов исследования и синтеза неорганических веществ; - навыками использования химических знаний и умений в практической деятельности специалиста-химика. 4. Структура и содержание дисциплины «Неорганическая химия» Общая трудоемкость дисциплины составляет 20 зачетных единиц или 671 час. Лекции – 54 часа в первом семестре, 51 час во втором семестре. Лабораторные работы – 72 часа + 68 часов. Зачет - 1,2 семестр. Экзамен - 1,2 семестр 81 час + 90 ВСЕГО: ауд - 126/119 час, СРС – 134/121 час = 260/240 = 330 часов Итого за год: ауд. - 245 часов, СРС – 255 часов, изуч. – 500 часов, экзамены – 171 час, всего – 671 час. Зет – 18,5; кредитов - 20 4.1. Тематический план лекционных занятий Осенний семестр № темы 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. Тема лекции Краткое рассмотрение основных положений атомномолекулярного учения и стехиометрических законов. Основы химической термодинамики. Химическая кинетика. Понятие о скорости химической реакции. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов. Химическое равновесие. Растворы. Тепловые эффекты растворения. Электролитическая диссоциация. Коллигативные свойства растворов электролитов и неэлектролитов. Гидролиз солей. Строение атома. Периодическая система. Ковалентная связь. МВС. Теория гибридизации. Понятие об ММО (применение к двухатомным молекулам). Теория ионной связи. Ионный кристалл. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь. Водород и его соединения Кислород и его соединения Общая характеристика подгруппы галогенов. Строение и свойства простых веществ. Водородные и кислородные соединения галогенов. Общая характеристика подгруппы халькогенов. Строение и число часов 1 неделя семестра 1 3 4+1 2-3 4+2 4+4+1 4-6 Для самостоятельного изучения 4+1 7 8 4+1 11. 12. 13. 14. 15. 16. свойства простых веществ. Характеристика соединений халькогенов. Общая характеристика азота. Водородные и кислородные соединения азота. Общая характеристика фосфора и его соединений. Углерод и его соединения. Кремний и его соединения. Бор и его соединения. Инертные газы. 9 2+4 3 3 3 3 1 10 11 12 13 14 Весенний семестр 17. 18. 19-21. 6 Общие свойства металлов. Основы электрохимии Комплексные соединения 4 Элементы IA- и IIA-групп ПС. Алюминий 6 15 16 17 18 22. Подгруппы скандия 23. 24. 25. 26. 27-28. Подгруппы титана Подгруппа ванадия Подгруппа хрома Подгруппа марганца Кластерные соединения. Соединения d-элементов в степени окисления 0. 29. 30. 31. 32-34. 35. 36. 37. Триада железа Подгруппа меди Подгруппа цинка Подгруппы мышьяка, германия и галлия Элементы платиновой группы Лантаноиды Актиноиды Для самостоятельного изучения 4 19 4 20 4 21 4 22 Для самостоятельного изучения 4 23 4 24 4 25 4 26 4 27 4 28 Для самостоятельного изучения Примечание: Номера тем указаны в соответствии с Программой курса 4.2. Тематический план практических занятий Осенний семестр № п/п 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 Тема лабораторной работы, контрольной работы или коллоквиума Химическая термодинамика. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Контрольная работа по темам 1-3. Тепловые эффекты растворения. Электролитическая диссоциация. Равновесия в растворах электролитов. Гидролиз солей. Коллоквиум по теме 4. Водород. Кислород, озон, пероксид водорода. Подгруппа галогенов, 1 часть Подгруппа галогенов, 2 часть Подгруппа халькогенов, 1 часть. Контрольная работа по темам 5-6 Подгруппа халькогенов, 2 часть. Азот, аммиак, соли аммония, оксиды азота Азотная и азотистая кислоты и их соли. Фосфор и его соединения. Углерод и кремний и их соединения. Бор и его соединения Коллоквиум по темам 7-12. число часов 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 Весенний семестр 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 30 31 Гальванический элемент. Коррозия. Электролиз Комплексные соединения Элементы IA- и IIA-групп ПС. Алюминий Коллоквиум по темам 17-21. Подгруппа титана Подгруппа ванадия Подгруппа хрома Коллоквиум по темам 23-25 Подгруппа марганца Триада железа Подгруппа меди Подгруппа цинка Коллоквиум по темам 26-31 Подгруппа мышьяка Подгруппа германия 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 Примечание1: Лабораторные работы 1-19 – по [12-13]. Лабораторные работы 20-31 выполняются в соответствии [11] Cписка рекомендуемой литературы. Примечание 2: Номера тем, выносимых на коллоквиумы и контрольные работы, указаны в соответствии с Программой курса. 4.3 Содержание дисциплины - Осенний семестр 1. Основные понятия и законы химии Предмет и задачи химии, ее место среди других наук. Место неорганической химии в системе химических наук. Атомно-молекулярное учение. Понятие о структурной организации веществ. Элементы структуры (атомы, молекулы, ионы). Простые и сложные вещества. Молекулярные и немолекулярные вещества; соединения переменного состава. Химические элементы. Изотопы. Единицы атомной массы. Молекулярная масса. Количество вещества, моль, молярная масса. Стехиометрические законы и границы их применимости: закон сохранения массы веществ, закон постоянства состава, закон кратных отношений. Закон Авогадро и следствия из него. Газовые законы, идеальный газ, уравнение Менделеева-Клапейрона. 2. Химическая термодинамика 2.1. Термодинамика как наука. Энергетические характеристики химических реакций. Экзо- и эндотермические реакции. Основные понятия термодинамики: система, фаза, параметры состояния, уравнение состояния, функции состояния. Внутренняя энергия системы. Первое начало термодинамики. Превращения энергии и работы в изохорно-изотермических и изобарно-изотермических процессах. 2.2. Энтальпия. Энтальпия образования вещества. Стандартные состояния веществ и термодинамических функций. Термохимические уравнения. Закон Лавуазье-Лапласа. Закон Гесса и следствия из него. Расчеты тепловых эффектов химических реакций. Принцип БертлоТомпсона. 2.3. Второе начало термодинамики. Понятие энтропии. Уравнение Больцмана. Изменение энтропии при фазовых и химических превращениях. Третье начало термодинамики. 2.4. Свободная энергия Гиббса. Критерий самопроизвольного протекания процессов. Направление самопроизвольного протекания процессов в изолированных и изобарно-изотермических системах (роль энтальпийного и энтропийного факторов, роль температуры). 3. Химическая кинетика и химическое равновесие Предмет химической кинетики. Скорость химических реакций (на микро- и макроуровне, в гомо- и гетерогенных системах, истинное (мгновенное) и среднее значение скорости). Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость скорости химических реакций от концентрации реагирующих веществ. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ, от площади контакта фаз. Закон действия масс. Константа скорости. Кинетическое уравнение реакции. Порядок реакции. Понятие о механизме химической реакции. Молекулярность реакции. Параллельные, последовательные, сопряженные и цепные реакции. Температурная зависимость скорости химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент скорости реакции. Понятие об активных молекулах. Энергия активации. Распределение МаксвеллаБольцмана. Уравнение Аррениуса. Понятие об активном комплексе. Энергетические диаграммы. Катализ (гомогенный, гетерогенный, автокатализ). Понятие об ингибиторах, инициаторах, промоторах. Природа влияния катализатора на скорость химических реакций. Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие (истинное и ложное). Кинетический и термодинамический подходы к описанию химического равновесия. Константа равновесия, способы ее выражения. Связь константы равновесия со стандартным изменением энергии Гиббса. Смещение равновесия при изменении условий. Принцип Ле Шателье, его обоснование и применение. 4. Растворы Понятие о дисперсных системах. Истинные растворы. Понятия «растворитель», «растворенное вещество», «растворимость». Разбавленные и концентрированные; насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Растворение как физико-химический процесс. Причины и механизм образования растворов. Энергетика процесса растворения. Сольватация, гидратация, энергия гидратации. Кристаллогидраты. Растворимость в воде твердых, жидких и газообразных веществ. Зависимость растворимости от природы растворяемого вещества и растворителя, от внешних условий (температуры, давления (закон Генри), присутствия «посторонних» веществ). Кривые растворимости. Способы выражения количественного состава растворов (массовая доля, процентная концентрация, молярность, нормальность, моляльность, мольная доля, коэффициент растворимости). Коллигативные свойства растворов. Давление пара над растворами, его зависимость от температуры. Замерзание и кипение растворов. Закон Рауля и следствия из него. Явление осмоса, закон Вант-Гоффа для осмотического давления. Применение законов Рауля и Вант-Гоффа к растворам электролитов и неэлектролитов. Границы их применимости. Изотонический коэффициент. Электролитическая диссоциация. Механизмы диссоциации в растворе молекулярных и ионных веществ. Несовпадение понятий «растворение» и «диссоциация» для молекулярных веществ. Степень электролитической диссоциации. Сильные, слабые электролиты. Уравнения диссоциации кислот, оснований, амфотерных гидроксидов, солей. Ступенчатая диссоциация. Обоснование направления диссоциации в гидроксидах типа (НО) mЭОn на основе теории поляризации. Константа электролитической диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации слабых электролитов (природа растворителя и растворенного вещества, температура, давление, разбавление раствора (закон разбавления Оствальда), влияние одноименных ионов). Произведение растворимости. Условие выпадения и растворения осадков труднорастворимых соединений. Направление протекания обменных реакций в растворах электролитов. Понятие о теории сильных электролитов: кажущаяся степень диссоциации, активность, коэффициент активности. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН). Понятие об индикаторах. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Константа гидролиза. Степень гидролиза. Факторы, влияющие на глубину протекания гидролиза (температура, концентрация, разбавление); взаимное усиление гидролиза. 5. Строение атома и периодический закон Ранние модели строения атома (модель атома по Томсону, модель атома по Резерфорду). Строение атома водорода по Бору. Постулаты Бора. Достоинства и недостатки модели Бора. Современные представления о поведении электрона в атоме. Корпускулярно-волновой дуализм микрочастиц, уравнение де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга. Квантовая (волновая) механика как особый аппарат описания поведения микрочастиц. Уравнение Шредингера для атома водорода. Физический смысл волновой функции. Квантовые числа. Радиальное распределение электронной плотности в атоме. Атомная орбиталь (АО). Вид s-, p-, d-, fатомных орбиталей. Энергетические уровни электрона в одноэлектронном атоме. Поведение электронов в многоэлектронных атомах. Межэлектронное отталкивание. Одноэлектронное приближение. Эффекты экранирования и проникновения электронов к ядру. Порядок заполнения АО электронами: принцип Паули, правила Хунда и Клечковского. Периодичность строения электронных оболочек. Периодический закон и периодическая система элементов в свете теории строения атомов и их электронных оболочек. Структура периодической системы. Радиусы атомов, потенциалы ионизации, энергия сродства к электрону, электрооотрицательность и относительная электрооотрицательность атомов. Закономерности изменения радиусов атомов, потенциалов ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности в периодах и подгруппах периодической системы. Вторичная периодичность и ее проявление в свойствах элементов IV и VI периодов. Эффект инертной электронной пары и его проявление в свойствах элементов VI периода. 6. Теория химической связи 1.1. Взаимодействие атомов. Причины образования химической связи. Природа химической связи. Ковалентный метод описания химической связи. Полярная и неполярная ковалентная связь. Обменный и донорноакцепторный механизмы образования ковалентной связи. Основные положения метода валентных связей (МВС). Симметричная и антисимметричная волновая функция молекулы водорода. Зависимость энергии взаимодействия между атомами водорода от расстояния. Типы ковалентных связей (-, - и -связи). Геометрическая форма молекул в рамках теории гибридизации АО и теории отталкивания электронных пар (Гиллеспи). Основные характеристики ковалентной связи: энергия, длина, валентный угол, направленность, насыщаемость, кратность связи. Ковалентная связь в многоатомных молекулах. Донорно-акцепторное взаимодействие. Локализованная и делокализованная связь. Резонанс валентных схем. Электронно-дефицитные и электронно-избыточные молекулы. Основные положения метода молекулярных орбиталей (ММО ЛКАО). Перекрывание атомных орбиталей. Связывающая, разрыхляющая и несвязывающая молекулярные орбитали. Порядок связи. Образование двухатомных гомо- и гетероядерных молекул и ионов по ММО и их свойства. Достоинства и недостатки МВС и ММО. Химическая связь в частицах Н2, Н2+ и Н2– с позиций ММО и МВС. Ионный метод описания химической связи. Свойства ионной связи: энергия, длина, ненасыщаемость, ненаправленность. Ионная кристаллическая решетка, координационное число и форма окружения ионов. Понятие о влиянии соотношения радиусов ионов и анионов на координационное число и форму окружения. Энергия кристаллической решетки. Взаимная поляризация ионов. Постоянный диполь как мера полярности связи. Понятие о поляризации ионов и молекул. Влияние поляризации на свойства веществ. Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дер-Ваальса (дисперсионное, индукционное и ориентационное взаимодействия). Водородная связь. Классификация веществ по характеру связи и ее условность. Понятия «валентность», «степень окисления» и границы их применимости. Строение веществ в твердом состоянии. Аморфные, кристаллические и стеклообразные твердые тела. Неорганические полимеры. Особенности кристаллического состояния. Закономерности расположения атомов и молекул в кристаллических телах. Типы кристаллических решеток. – ионная, атомная, молекулярная, металлическая. Виды химической связи между частицами в кристаллах. Основные структурные типы неорганических соединений. Изоморфизм. Полиморфизм. Понятие о зонной теории твердого тела. 7. Водород Положение водорода в периодической системе. Электронное строение атома, его уникальность. Причины двойственного положения атома водорода в периодической системе. Изотопы водорода. Валентные возможности атома. Степени окисления. Водород как простое вещество, его получение, физические и химические свойства. Гидриды металлов и водородные соединения неметаллов. Вода, ее строение, причины аномального агрегатного состояния и высокой температуры плавления, физические и химические свойства. Роль воды в природе. Жесткость воды, способы ее устранения. 8. Кислород Положение кислорода в периодической системе. Электронное строение атома. Изотопы кислорода. Валентные возможности атома. Степени окисления. Кислород как простое вещество, строение молекулы в рамках МВС и ММО, его физические и химические свойства. Озон: получение, строение молекулы, сравнение свойств озона и кислорода. Пероксид водорода, причины аномального агрегатного состояния и высокой температуры плавления. Химические свойства пероксида водорода. Оксиды. 9. Подгруппа галогенов Общая характеристика подгруппы. Особенности строения атомов, характер изменения радиусов, потенциалов ионизации, энергии сродства атомов к электрону; устойчивость степеней окисления. Строение молекулы фтора. Получение и химические свойства фтора. Строение атома и молекулы хлора. Лабораторные и промышленные способы получения хлора. Физические и химические свойства хлора. Хлорная вода. Нахождение в природе и получение галогенов. Агрегатное состояние простых веществ, растворимость в воде и органических растворителях. Сравнение химических свойств галогенов. Применение галогенов. Галогеноводороды, получение, температуры плавления и кипения; свойства водных растворов галогеноводородов. Получение и свойства фтороводорода. Плавиковая кислота. Хлороводород, получение и свойства. Соляная кислота. Галогениды металлов и неметаллов. Кислородсодержащие кислоты хлора, сравнение свойств кислот и их солей. Бертолетова соль. Хлорная известь. Оксиды хлора. Кислородные соединения галогенов (оксиды, кислоты, соли). Межгалогенные соединения. 10. Подгруппа халькогенов Общая характеристика подгруппы. Особенности строения атомов, характер изменения радиусов, потенциалов ионизации, энергии сродства атомов к электрону; устойчивость степеней окисления. Сравнение строения, агрегатного состояния, температур плавления, растворимости в различных растворителях и химических свойств халькогенов. Аллотропия серы. Физические и химические свойства серы. Водородные соединения: строение, получение, температуры плавления и кипения, сравнение химических свойств. Получение и свойства сероводорода. Сероводородная вода. Сульфиды. Оксид серы (IV), сернистая кислота и сульфиты. Оксид серы (VI). Промышленное получение и свойства серной кислоты. Особенности свойств концентрированной серной кислоты, причины. Сульфаты. Сравнение серной и сернистой кислот, сульфитов и сульфатов. Галогениды и оксогалогениды серы. Строение, агрегатное состояние (температуры плавления и кипения) оксидов халькогенов ЭО2 и ЭО3. Сравнение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств оксидов. Сравнение кислотных и окислительных свойств гидроксидов (солей) халькогенов в степени окисления (+VI). Термическая устойчивость солей. Соединения со связями Э-Э. Сульфаны и полисульфиды. Политионовые кислоты. Тиосоли, тиосульфат натрия, его свойства. 11. Азот Электронное строение атома, валентные возможности, степени окисления. Строение молекулы азота в рамках МВС и ММО, получение и свойства простого вещества. Аммиак: получение, строение молекулы и свойства. Свойства водного раствора аммиака. Соли аммония. Нитриды металлов.\ Строение молекул, получение и сравнение свойств оксидов азота (N 2О, NO, N2О3, NO2, N2О5). Азотистая кислота, нитриты. Получение и свойства азотной кислоты. Нитраты. Сравнение азотной и азотистой кислот, нитритов и нитратов. Галогениды азота: строение, устойчивость, отношение к воде. 12. Фосфор Электронное строение атома, валентные возможности, степени окисления, сравнение их устойчивости. Аллотропия, свойства фосфора. Получение и свойства фосфина. Сравнение фосфина и аммиака, солей фосфония и аммония. Фосфиды металлов. Оксид фосфора (III). Фосфорноватистая и фосфористая кислоты, гипофосфиты и фосфиты. Оксид фосфора (V), фосфорные (мета- и поли-) кислоты, фосфаты. Строение, устойчивость и отношение к воде галогенидов фосфора. 13. Углерод Электронное строение атома, валентные возможности, степени окисления, сравнение их устойчивости. Аллотропия и свойства углерода. Получение, строение и свойства метана, ацетилена. Карбиды (метаниды, ацетилениды и др.). Оксид углерода (II): получение, строение молекулы по МВС и ММО, свойства. Оксид углерода (IV): получение, строение молекулы, свойства. Угольная кислота. Карбонаты. Галогениды и псевдогалогениды, строение, устойчивость, отношение к воде. СО и CN- как лиганды. 14. Кремний Электронное строение атома, валентные возможности, степени окисления, координационные предпочтения. Кремний как простое вещество: строение, свойства, сравнение с алмазом. Силан: получение, строение, свойства, сравнение с метаном. Причины меньшей устойчивости полисиланов в сравнении с предельными углеводородами. Оксид кремния (IV): строение, свойства, причины резкого отличия от оксида углерода (IV). Гидроксид кремния (IV). Силикаты. Понятие о стекле, керамике, глине, цементе. Галогениды кремния: строение, устойчивость, отношение к воде. 15. Бор Электронное строение атома, валентные возможности, степени окисления, координационные предпочтения. Бор как простое вещество: строение, свойства, сравнение с кремнием. Особенности строения боранов (связи с дефицитом электронов (банановые)) и их свойства. Соединения бора с азотом, серой, галогенами. Оксид бора, мета- и ортоборные кислоты, получение, строение, свойства. Бораты, их сходство и различия с силикатами. Бура, ее строение и свойства. Перлы буры. 16. Благородные (инертные) газы Особенности строения электронных оболочек атомов, их валентные возможности. Простые вещества. Соединения ксенона: фториды, фторидные комплексы, оксофториды, оксиды, кислоты и соли – их строение и свойства. Весенний семестр 17. Общие свойства металлов. Элементы электрохимии Важнейшие признаки металлов. Основные типы металлических кристаллических структур (ОЦК, ГЦК, ГПУ) и их характеристика. Модели описания металлической связи, их достоинства и недостатки. Модель электронного газа. Зонная теория твердых тел и ее применение для описания химической связи в металлах. Плотность состояний. Уровень Ферми. Валентная зона и зона проводимости. Диэлектрики, полупроводники и проводники и различия между ними в рамках зонной теории. Электрические и химические свойства диэлектриков и проводников. Природа возникновения скачка потенциала на границе металлрастовор. Устройство и принцип действия гальванического элемента. Водородный электрод, его устройство и назначение. Стандартный электродный потенциал и факторы, влияющие на его величину. Уравнение Нернста. Коррозия химическая и электрохимическая. Способы защиты от коррозии. Электролиз растворов и расплавов. Явление перенапряжения. 18. Комплексные соединения Определение понятия «комплексное соединение». Понятие о комплексообразователе, его координационном числе и координации, о лигандах, их дентатности. Номенклатура комплексных соединений. Виды изомерии комплексных соединений. Поведение комплексных ионов в растворах. Константы устойчивости и нестойкости. Способы классификации комплексных соединений. Природа химической связи в комплексных соединениях и ее описание в рамках электростатической теории. Метод валентных связей в применении к комплексным соединениям, его основные положения, понятие о внешне- и внутриорбитальных комплексах и его условность. Примеры применения, достоинства и недостатки метода. Описание комплексных соединений в рамках теории кристаллического поля. Причины расщепления d-подуровня (на примере октаэдрических комплексов). Параметр расщепления и факторы, от которых он зависит. Порядок заселения электронами расщепленного d-подуровня. Магнитные о оптические свойства комплексов. Энергия стабилизации кристаллическим полем и ее влияние на величины ионных радиусов, стабилизацию степеней окисления и др. Метод молекулярных орбиталей и его использование для описания комплексов без и с -связыванием. Достоинства и недостатки методов описания природы связи в комплексных соединениях. 19. Алюминий и его соединения Положение элемента в периодической системе, его валентные возможности и координационные предпочтения, степени окисления. Алюминий как простое вещество, его физические и химические свойства. Промышленный способ получения алюминия. Оксид алюминия, его полиморфные модификации, реакционная способность, химические свойства. Гидроскид алюминия, его строение, старении и свойства. Условность понятий «оловая» и «оксоловая» формы гидроксида. Соли алюминия катионного и анионного типа, их гидролизуемость, термическая устойчивость. Галогениды, сульфид, гидрид алюминия. 20. Щелочноземельные металлы и бериллий Диагональное сходство бериллия и алюминия и его причины. Валентные возможности и координационные предпочтения бериллия. Бериллий как простое вещество, физические и химические свойства. Оксид и гидроксид бериллия, их различия и сходства с соединениями алюминия. Соли бериллия, галогениды и гидрид и их свойства. Общая характеристика подгруппы щелочноземельных металлов. Оксиды и гидроксиды, характер и причины изменения их свойств. Соли элементов подгруппы и закономерности изменения их свойств (гидролизуемости, термической устойчивоти, растворимости и др.) 21. Щелочные металлы Общая характеристика подгруппы. Сравнение простых веществ по физическим свойства, кинетической и термодинамической активности в твердофазных реакциях и растворах (в том числе объяснение положения щелочных металлов в ряду активностей.). Оксиды и гидроксиды, характер и причины изменения свойств. Пероксиды, надпероксиды, гидриды щелочных металлов. Соли щелочных металлов и их свойства. Отличия лития и его соединений. 22. Подгруппа скандия Общая характеристика подгруппы. Сходство элементов подгруппы с sэлементами. Строение и свойства простых веществ, характер изменения свойств. Соединения элементов подгруппы (оксиды, гидроксиды, соли, галогениды), причины изменения свойств. 23. Подгруппа титана Общая характеристика подгруппы, стабилизация степеней окисления. Простые вещества, характер и причины изменения физических и химических свойств. Соединения титана в степени окисления +4. Оксид и гидроксид, строение, химическая активность. Старение гидроксида. Некорректность понятия «титановая кислота». Формы существования Ti+4 в водных растворах. Галогениды титана. Тетрахлорид титана, строение, получение свойства. Сравнение оксидов, гидроксидов, галогенидов элементов подгруппы в степени окисления +4. Соединения титана в низших степенях окисления. Оксиды TiO, Ti2O3, их свойства и сравнение с TiO2. Гидроксид и соли титана (+3), их получение и свойства. 24. Подгруппа ванадия Общая характеристика подгруппы, стабилизация степеней окисления. Особенности координации катионов с электронной координацией d0-1 с точки зрения ММО (склонность V+4 и V+5 к асимметричному -связыванию). Простые вещества, характер и причины изменения физических и химических свойств. Соединения ванадия в степени окисления +5. Оксид, особенности его строения, реакционная способность и химические свойства. Формы существования V+5 в водных растворах в зависимости от рН. Окислительные свойства соединений. Сравнение оксидов (гидроксидов), галогенидов элементов подгруппы в степени окисления +5. Соединения ванадия в низших степенях окисления (+4, +3, +2) оксиды, гидроксиды, соли – характер и причины изменения свойств. 25. Подгруппа хрома Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления в химии хрома с точки зрения ТКП, особенности координации. Простые вещества, характер и причины изменения физических и химических свойств. Соединения хрома в степени окисления +2. Оксид, гидроксид, соли – получение, строение свойства. Ацетет хрома (+2), причины повышенной устойчивости. Соединения хрома в степени окисления +3. Оксид, гидроксид – получение, строение свойства. Старение гидроксида. Соли хрома (+3) катионного и анионного типа, их гидролизуемость. Кристаллогидраты и безводные соли хрома +3, различия в свойствах и их причины. Соединения хрома в степени окисления +6, сходства и различия с соединениями серы (+6). Оксид хрома, хромовые кислоты и их соли. Сравнение оксидов (гидроксидов) элементов подгруппы в степени окисления +6. Понятие об изо- и гетерополисоединениях. 26. Кластерные соединения 27. Соединения d-элементов в степени окисления 0 (на примере карбонилов) 28. Подгруппа марганца Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления в химии марганца с точки зрения ТКП, особенности координации. Простые вещества, характер и причины изменения физических и химических свойств. Причины аномально высокой химической активности марганца. Соединения марганца в степени окисления +2. Оксид, гидроксид, соли – получение, строение свойства. Причины аномальных основных свойств гидроксида. Соединения марганца в степени окисления +4. Строение оксида марганца (+4), его химическая активность. Трудности в выявлении кислотноосновных свойств оксида и их причины. Соединения марганца в высших степенях окисления (+6 и +7), их сравнительная устойчивость. Сходства и различия соединений марганца (+7) с соединениями хлора (+7). Манганаты и их свойства. Оксид марганца (+7), марганцевая кислота, перманганаты. Сравнение оксидов (гидроксидов) элементов подгруппы в степени окисления +7. 29. Элементы триады железа Общая характеристика элементов триады. Стабилизация степеней окисления +2 и +3 с точки зрения ТКП и координационные предпочтения. Простые вещества, характер и причины изменения физических и химических свойств. Оксиды и гидроксиды элементов триады в степенях окисления +2 и +3, закономерности и причины изменения свойств. Соли железа, кобальта и никеля (+2) и (+3). Получение и свойства ферратов. Сравнение с хроматами, манганатами. 30. Подгруппа меди Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления в химии меди. Причины особенностей серебра. Простые вещества, характер и причины изменения физических и химических свойств. Соединения меди, серебра и золота в степени окисления +1 (оксиды, гидроксиды, галогениды, соли), получение и свойства. Соединения меди в степени окисления +2. Соединения золота в степени окисления +3. Основы черно-белой фотографии. 31. Подгруппа цинка Общая характеристика подгруппы. Сходство элементов подгруппы с dи р-элементами. Простые вещества, характер и причины изменения физических и химических свойств. Сравнительная характеристика соединений элементов подгруппы в степени окисления +2 (оксидов, гидроксидов, солей, галогенидов, сульфидов, комплексных соединений). Стабилизация степени окисления +1 в химии ртути. Характеристика соединений. 32. Подгруппа галлия Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления +1 и +3. Особенности строения и свойств простых веществ. Сравнительная характеристика соединений в степени окисления +3. Соединения таллия в степени окисления +1, сходство с соединениями калия и серебра. 33. Подгруппа германия Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления +2 и +4, особенности координации. Особенности строения и свойств простых веществ. Сравнительная характеристика соединений в степенях окисления +2 и +4. Оксиды (гидроксиды), сульфиды и воднорастворимые соли элементов подгруппы. 34. Подгруппа мышьяка Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления +3 и +5, особенности координации. Особенности строения и свойств простых веществ. Сравнительная характеристика соединений в степенях окисления +3 и +5. Оксиды (гидроксиды), сульфиды и воднорастворимые соли элементов подгруппы. 35. Элементы платиновой группы Стабилизация степеней окисления. Координационные предпочтения. Характеристика простых веществ, физические и химические свойства. Характеристика соединений палладия и платины в степени окисления +2. Принцип цис-транс-влияния Черняева. Соединения родия (+3), платины, иридия, рутения (+4). Соединения рутения и осмия в степенях окисления +6 и +8. 36. Лантаноиды Общая характеристика лантаноидов. Деление лантаноидов на два подсемейства. Обоснование стабилизации степеней окисления на основе электронного строения атомов. Простые вещества, их физические и химические свойства. Сравнительная характеристика важнейших соединений лантаноидов (оксидов, гидроксидов, солей). 37. Актиноиды Общая характеристика актиноидов. Обоснование стабилизации степеней окисления на основе электронного строения атомов. Простые вещества, их физические и химические свойства. Сравнительная характеристика важнейших соединений лантаноидов (оксидов, гидроксидов, солей). 5. Образовательные технологии Преподавание дисциплины ведется с применением следующих видов образовательных технологий: - Информационные технологии - использование электронной образовательной среды для более контактного взаимодействия преподавателя и студентов (INCAMPUS); - проблемное самостоятельному обучение приобретению - стимулирование знаний, необходимых студентов для к решения конкретной проблемы; - контекстное обучение - мотивация студентов к усвоению знаний путем выявления связей между конкретным знанием и его применением; - обучение на основе опыта – активизация познавательной деятельности студентов за счет ассоциации и собственного опыта обращения с предметом изучения. Основной тип лекций – информационная, иногда – лекция с запланированными ошибками; мотивационная; установочная или лекцияконсультация. 6. Учебно-методическое обеспечение самостоятельной работы студентов. 6.1. Виды самостоятельной работы студентов: - подготовка к лабораторным работам и семинарам; - оформление отчетов по лабораторным работам; - выполнение домашнего задания по решению задач и упражнений в письменном виде; - подготовка к контрольным работам и коллоквиумам; - подготовка к экзаменам. 6.2. Формы контроля самостоятельной работы студентов: Оценивание уровня учебных достижений студентов осуществляется в виде текущего контроля (еженедельные групповые собеседования и рубежные контрольные мероприятия) и итоговой аттестации в конце каждого семестра (в виде экзамена). Текущая аттестация проводится преподавателями, ведущими лабораторные работы, в следующих формах: - групповое собеседование; - письменные домашние задания по решению задач и упражнений; - отчет по лабораторной работе; - защита лабораторной работы; - отдельно оцениваются личностные качества студентов, аккуратность, исполнительность, инициативность. 6.3. Методические рекомендации по самостоятельной работе студентов Задания для обязательного решения к разделам ОБЩЕЙ ХИМИИ Задачи и вопросы к Разделам 1-3 ([9], 1984 г. издания и позже): №№ 36, 43, 44, 48, 53, 54, 57, 69, 75, 86, 87, 99, 101, 106, 124, 128, 129, 162 №№ 283, 290, 293, 303, 310, 315, 322, 324 №№ 326, 327, 332, 336, 337, 339, 340, 348, 352, 355, 366, 380, 381, 388 1. В сосуде объемом 4 л при 550С находились пары серы (парциальное давление 42,7 кПа). В этот же сосуд добавили избыток фтора и после завершения реакции охладили сосуд до исходной температуры. Парциальное давление продукта реакции составило 256,5 кПа, а относительная плотность по метану оказалась равной 9,125. Определите состав молекул серы в парах при этой температуре, если известно, что в реакцию вступило 0,45 моль фтора. 2. При сжигании 1,24 г фосфора в сосуде объемом 1,25 л при 700С получили 2,84 г оксида фосфора (V) и 0,1 моль газа, плотность которого по аргону равна 0,7. Определить молярную массу окислителя, его состав и написать уравнение реакции, если известно, что его парциальное давление до реакции составляло 646,85 кПа. Окислитель растворим в щелочах. 3. Пользуясь данными таблицы, необходимые выполните расчеты для сравнения термической устойчивости: а) воды 2H2S + 3O2 2H2O + Hреакции = -1036 кДж 2SO2 H2S + O3 H2O + SO2 Hреакции = -660 кДж Hобр.(H2O) = и сероводорода; б) кислорода и озона; в) озона и оксида серы (IV). Hобр.(SO2 ) = -297 -242 кДж/моль, кДж/моль 4. Используя следующие Hреакции1 = - 636 Ca + 1/2O2 = CaO данные, рассчитайте Hобр. карбоната кальция: 5. кДж CaC2 + 5/2O2 = CaO + Hреакции 2= - 1360 2CO2 кДж C + O2 = CO2 Hреакции3 = - 394 Рассчитайте H кДж перехода графит-алмаз, если 2CaCO3 + 5C = 2CaC2 + Hреакции4 = 1106 H сгорания графита –393,5, 3CO2 кДж а алмаза - -395,4 кДж/моль. S, 6. Известно, что медь при нагревании взаимодействует (Дж/моль.К кислородом. Используя табличные состава продуктов окисления от t: 7. Константа CH3COOC2H5 скорости + реакции NaOH = Gобр., (кДж/моль (кДж/моль с данные, определите зависимость Hобр., ) ) ) Cu 33 0 0 O2 205 0 0 Cu2O 93 -173 -151 CuO 43 -162 -129 CH3COONa + C2H5OH при 10C равна 2,38. Найти скорость реакции в начальный момент времени, если смешали а) 1 л 0,5 М раствора эфира и 1 л 0,5 М раствора щелочи; б) 1 л 1 М раствора эфира и 3 л 2 М раствора щелочи. Рассчитайте величину константы скорости реакции при 30С, если ее температурный коэффициент равен 1,7. 8. В замкнутом сосуде установилось равновесие А + В С + Д. Температурные коэффициенты скоростей прямой и обратной реакций равны соответственно 2 и 2,5. Рассчитайте, во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакций при повышении температуры в системе на 20C. Сделайте вывод о направлении смещения равновесия. Что можно сказать о тепловом эффекте реакции? 9. Один из способов получения водорода основан на реакции CO + H2O CO2 + H2. Какие условия могли бы способствовать смещению химического равновесия в сторону образования водорода (как в результате каждого из предложенных воздействий изменятся скорости прямой и обратной реакций)? 10.Рассчитать, во сколько раз изменится скорость химической реакции А2(г) + 2В2(г) АВ2(г), если повысить давление в системе в 3 раза и одновременно понизить температуру на 400С. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. Используя следующие данные, рассчитайте Hобр. сульфата цинка: Zn + S = ZnS Hреакции1 = - 205 кДж 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 Hреакции 2= - 886 кДж C + O2 = CO2 Hреакции3 = - 394 кДж ZnSO4 = ZnO + SO2 +1/2O2 Hреакции 4= 330 кДж 11. Определите энтальпию гидратации серной кислоты до моногидрата по следующим данным: SO2 = 1/8S8(тв) + O2 Hреакции1 = 296,9 кДж SO3 = SO2 + 1/2O2 Hреакции2 = 98,3 кДж Н2О(г) = Н2 + 1/2О2 Hреакции3 = 241,8 кДж H2O(г) = H2O(ж) Hреакции4 = - 44 кДж SO3 + Н2О(ж) = H2SO4(ж) Hреакции5 = -130,3 кДж 1/8S8(тв) + 5/2O2 + 2Н2 = Н2SO4 Hреакции6 = - 1128 кДж H2O(ж) 12. Оцените роль энтальпийного и энтропийного факторов в реакции синтеза аммиака из простых веществ. Учитывая высокую энергию химической связи в молекулах азота и водорода, предложите температурные условия для этой реакции. В расчетах можно пренебрегать температурной зависимостью энтальпийных и энтопийных характеристик: Hобр., (кДж/моль) Gобр., (кДж/моль) S, (Дж/моль.К) N2 190 0 0 H2 131 0 0 NH3 193 -46 -47 13. В системе установилось равновесие NO2 N2O4, H0. Какие условия могли бы способствовать смещению химического равновесия в сторону образования димера? Как в результате каждого из предложенных воздействий изменятся скорости прямой и обратной реакций? ----------------------------------------------------------------------------------------------------Задачи к Разделу 4 ([9], 1984 г. издания и позже): 389, 391, 392, 393, 394, 397, 401, 403, 413, 415, 420, 423, 433, 446 460, 462, 466, 467, 470, 475, 478, 482 496, 501, 504, 506, 507, 509, 512, 514 533, 537, 541 552, 555, 562, 563, 564, вопросы для самоконтроля после каждой главы Задачи к Разделам 5-6 ([9], 1984 г. издания и позже): Устные вопросы и задачи 175-204 229, 237-247, вопросы для самоконтроля 248-252, 265-267, 275-278, 279-282 ----------------------------------------------------------------------------------------------------Задачи к Разделу 17 ([9], 1984 г. издания и позже): 652-658, 660, 662, 664, 665, вопросы для самоконтроля 666-670 672, 674, вопросы для самоконтроля 678-685, 687, 690 1. Считая концентрации и давления всех реагентов и продуктов стандартными, рассчитать, при каком рН электродные потенциалы полуреакций ClO-/Cl2 и Cl2/Cl- будут равны? 2. Начиная с какой концентрации HCl возможна реакция восстановления оксида марганца (+4), если [Mn2+] в растворе составляет 10-5 моль/л? -----------------------------------------------------------------------------------------------------Задачи к Разделу 18 ([9], 1984 г. издания и позже): 723-726, 729, вопросы для самоконтроля 736-738 739, 749-752, вопросы для самоконтроля 753-756 ----------------------------------------------------------------------------------------------------Задания для обязательного решения по НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ № раздела № задания по Программе курса: по [9]: 7 801-803, 804-807 8 834-839 9 831, 832-833 10 854-856,860, 872-877 11-12 887-894, 907, 917, 921, 934-941 13-14 948, 958, 966, 967 15 1057(а-в), 1063-1064 19 1057(г-е),1065-1067 20 1016, 1019 21 968-970, 982 25 1092, 1094 28 1101-1103 29 1119, 1123, 1130 30 989, 993, 994, 997-1003 31 1028, 1038-1043 33 1078, 1079 34 929, 933, 942 7. УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ дисциплины «Неорганическая химия» а) Основная литература: Учебные пособия: 1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 2003. 743 с. (к разделам 6-16, 19-37). 2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Строение вещества. 3е изд. перераб. и доп. М.: Высш. шк., 1978. 303 с. (к разделам 5-6). 3. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. 3е изд. М.: Химия, 1994. 588 с. (к разделам 6-16, 19-37). 4. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1997. 526 с. (ко всем разделам курса). 5. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия,1972 1973.Т.1,2.656 с., 688 с. (к разделам 6-16, 19-37). 6. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. М.: Мир, 1969. Ч. 1 3. (к разделам 6-16, 18-37). 7. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. М.: Издво Моск. унта, 1991, 1994. Ч. 1,2. (к разделам 6-16, 19-37). 8. Н.Л. Глинка «Общая химия», Москва, издательство «ИНТЕГРАЛ- ПРЕСС», 2007 г. и другие годы издания (к разделам 1-6). Задачники: 9. Глинка Н.Л. «Задачи и упражнения по общей химии», Москва, издательство «Интеграл-Пресс», 2004. 10. Воробьева О.И., Лавут Е.А., Тамм Н.С. Вопросы, упражнения и задачи по неорганической химии. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1985. 180с. Лабораторные практикумы: 11.Спицын В.И. Практикум по неорганической химии. Изд-во Моск. унта, 1976. 296 с. (к лабораторным работам 21-29). 12.Лабораторный практикум по общей и неорганической химии, часть 1 «Общая химия», самиздат (к лабораторным работам 1-5, 17-18; пособие прилагается) 13.Лабораторный практикум по общей и неорганической химии, часть 2 «Химия s- и р-элементов», самиздат (к лабораторным работам 6-16, 19, 30-31; пособие прилагается) б) дополнительная литература: 1. Практикум по неорганической химии. Под ред Ю.Д.Третьякова. М., Изд.центр «Академия», 2004. 2. Дей К., Селбин Д. Теоретическая неорганическая химия. 3. Турова Н.Я. Неорганическая химия в таблицах. М., 1997. 140 с. 8. Материально-техническое обеспечение дисциплины «Неорганическая химия» Лекционные занятия проводятся в специально подготовленной для демонстрации опытов аудитории, оснащенной также и презентационной техникой. Лабораторные работы проводятся в учебных лабораториях кафедры общей и неорганической химии, оснащенных вытяжными шкафами и основным лабораторным оборудованием для взвешивания, фильтрования, высушивания и прокаливания различных реактивов, для приготовления растворов; для проведения различных опытов по получению веществ и выявлению их химических свойств. Программа составлена в соответствии с требованиями ФГОС ВПО с учетом рекомендаций и ПрООП ВПО по специальности 020101 «ХИМИЯ». Авторы – ст.преподаватель кафедры общей и неорганической химии, к.т.н. Рыбальченко И.В.; ст.преподаватель кафедры общей и неорганической химии к.т.н. Лисневская И.В. Рецензент – Программа одобрена на заседании УМК химического факультета От ____________________года, протокол № ________.
