ПРИМЕРНАЯ Программа дисциплины

для студентов физических факультетов

Специальность: 010400 – Физика

Курс II, семестр – 2-ой

Лекции –36 часов, лабораторные занятия – 36 часов,

дифференцированный зачет – 2-ой семестр

Пояснительная записка

Курс строится таким образом, чтобы дать студентам представления об общих явлениях и закономерностях, обусловливающих характеристики химических процессов. При этом упор делается на рассмотрении строения вещества, химической термодинамики, физико-химии растворов, окислительно-восстановительных процессов, комплексообразования. Объем и глубина подачи материала предусматривает учет знаний, полученных студентами на I курсе в ходе изучения физических дисциплин. Кроме того, поскольку предметом физических исследований всё чаще становятся сложные химические системы, такие как многокомпонентные растворы, комплексные соединения (например, высокотемпературные сверхпроводники), системы с участием веществ, содержащих элементы в различных степенях окисления, особое внимание уделено взаимосвязи химического состояния системы с измеряемыми различными методами физическими параметрами.

В целом, поскольку курс рассчитан для будущих специалистов, он учитывает то обстоятельство, что химия является мировоззренческой дисциплиной, и направлен на формирование общехимических представлений о процессах, происходящих в природе, а также осуществляемых в лаборатории и на производстве.

Основные законы химии

Современное содержание понятий: атом, молекула, элемент, простое и сложное вещество. Методы определения и/или расчета атомных, молекулярных, формульных масс, моля, эквивалента. Закон эквивалентов. Закон постоянства состава: условия подчинения стехиометрическим законам, дальтониды и бертоллиды (фазы переменного состава).

Периодичность свойств элементов. Периодический закон

Периодический закон и периодическая система. Особенности заполнения атомных орбиталей (правила Клечковского) и формулирование периодов. s-, р-, d-, f-элементы и их расположение в периодической системе.

Периодичность свойств атомов. Радиусы атомов и ионов. Орбитальные, эффективные, ковалентные, Ван-дер-Ваальсовые, металлические и ионные радиусы. Эффекты d- и f-сжатия. Явление кайносимметричности.

Ионизационные потенциалы и сродство к электрону, изменение по периодам и группам.

Электроотрицательность элементов. Различные шкалы электроотрицательности. Изменение электроотрицательности по периодам и группам.

Вторичная периодичность.

Химическая связь и валентность

Эволюция представлений о химической связи и валентности. Теория связи Берцелиуса, классическая теория валентности, теории Косселя и Льюиса. Квантовомеханические теории: спиновая теория, теория валентных связей (ВС), теория молекулярных орбиталей (МО).

Типы химической связи. Ковалентная связь с точки зрения теорий ВС и МО. Одно-, двух- и трехэлектронные связи. Связывающие, разрыхляющие, несвязывающие и внутренние орбитали. Связи в двух-, трех- и четырехатомных молекулах.

Характеристики ковалентной связи: энергия, прочность, полярность, геометрия, насыщаемость. Локализация, делокализация, гибридизация, - и -связывание. Донорно-акцепторная, металлическая и водородная ковалентная связи. Ионная связь, её характеристики. Поляризуемость и поляризующее действие ионов.

Координационные соединения

Основные положения координационной теории Вернера: центральный атом, внешняя и внутренняя сфера, координационное число; ядро комплекса, его заряд, главная и побочная валентности. Номенклатура координационных соединений.

Типичные комплексообразователи. Факторы, определяющие способность атомов и ионов выступать в качестве комплексообразователя. Изменение координационных чисел атомов элементов по группам периодической системы.

Типичные лиганды. Факторы, определяющие способность молекул и ионов выступать в качестве лигандов. Моно- и полиядерные лиганды. Хелаты.

Современная теория строения комплексных соединений. Ковалентные (с донорно-акцепторной и дативной связью) и ионные комплексы. Внешне- и внутриорбитальные комплексы. Гибридизация атомных орбиталей при комплексообразовании и геометрия ковалентных комплексов.

Стереохимическая теория Гиллеспи–Киперта.

Теория кристаллического поля и теория поля лигандов. Спектрохимический ряд. Низко- и выcокоспиновые комплексы.

Поведение комплексных соединений в растворах: диссоциация, лабильность, инертность.

Межмолекулярные взаимодействия в конденсированной фазе

Силы Ван-дер-Ваальса. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия. Энергия межмолекулярного взаимодействия в сравнении с энергией химической связи.

Водородная связь: природа, количественные характеристики. Внутри- и межмолекулярная водородная связь.

Соединения включения. Клатраты.

Зависимость физических свойств веществ с молекулярной структурой от характера межмолекулярного взаимодействия. Температуры плавления и кипения в рядах веществ сходного состава, образованных элементами одной подгруппы. Теплоты фазовых переходов. Влияние водородной связи на физические свойства веществ с молекулярной структурой.

Химические реакции

Основные задачи химической термодинамики и химической кинетики. Определение принципиальной возможности и полноты протекания химической реакции. Возможность практического осуществления химической реакции.

Гомо- и гетерогенные реакции. Скорость химической реакции. Закон действия масс. Факторы, определяющие скорость химической реакции. Константа скорости.

Многостадийные процессы. Порядок и молекулярность реакций.

Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Переходное состояние (активированный комплекс), интермедиат. Уравнение Аррениуса.

Катализ. Промежуточные стадии в гомо- и гетерогенных каталитических реакциях. Адсорбция физическая и химическая. Каталитические яды. Ингибиторы.

Цепные химические реакции. Природа активных частиц. Стадии протекания цепных реакций.

Обратимые и необратимые химические процессы. Химическое равновесие: истинное и ложное. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье–Брауна.

Химическая система. Понятие о термодинамических функциях: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, изобарно-изотермический и изохорно-изотермический потенциалы.

Изменение энергии Гиббса и направление протекания химических реакций. Роль энтальпийного и энтропийного факторов, температуры в оценке возможности и полноты протекания реакций при разных температурах.

Стандартные теплота, энтропия и энергия Гиббса образования вещества. Термодинамически устойчивые и неустойчивые вещества. Кинетический и термодинамический контроль химических реакций.

Растворы и реакции в водных растворах

Дисперсные системы. Истинные растворы. Твердые растворы. Грубодисперсные системы. Суспензии. Эмульсии. Коллоидные растворы.

Растворение как физико-химический процесс. Изменение энтальпии и энтропии при растворении веществ. Сольватация. Сольваты. Особые свойства воды как растворителя. Гидраты. Кристаллогидраты.

Растворимость веществ. Растворение твердых, жидких и газообразных веществ. Влияние температуры, давления и природы веществ на их взаимную растворимость.

Способы выражения состава растворов: массовая доля, молярность, нормальность, моляльность, молярная доля.

Электролитическая диссоциация. Влияние природы вещества на его способность к электролитической диссоциации в водном растворе. Механизм диссоциации. Гидратация ионов в растворе. Основания и кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ион гидроксония. Амфотерные гидроксиды. Двоякая трактовка амфотерности гидроксидов металлов. Кислотно-основной характер диссоциации гидроксидов в зависимости от положения элементов в периодической системе.

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации. Основные представления теории сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степени диссоциации в растворах сильных электролитов. Концентрация ионов в растворе и активность. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации. Факторы, влияющие на величину константы диссоциации. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации. Закон разбавления. Теория кислот и оснований Бренстеда. Её основные положения.

Диссоциация воды. Константа диссоциации. Ионное произведение. Влияние температуры на диссоциацию воды. Водородный показатель. Понятие о буферных растворах.

Труднорастворимые электролиты. Равновесие между осадком и насыщенным раствором. Произведение растворимости. Влияние одноименных ионов на растворимость веществ. Перевод труднорастворимых осадков в растворимое состояние. Влияние рН раствора на образование труднорастворимого вещества.

Обменные реакции между ионами в растворе. Общие условия протекания реакции обмена в растворах электролитов. Ионные уравнения.

Гидролиз солей. Гидролиз солей по катиону и по аниону. Механизм гидролиза. Молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей. Четыре типа солей в зависимости от гидролизуемости составляющих их ионов. Влияние природы, заряда и радиуса ионов на их гидролизуемость. Степень гидролиза. Константа гидролиза. Влияние концентрации раствора, температуры, рН среды на степень гидролиза.

Неводные растворы. Жидкие аммиак, фтороводород и другие растворители. Растворимость веществ в неводных растворителях. Возможность диссоциации веществ в неводных растворах.

Окислительно-восстановительные процессы

Окислительно-восстановительные реакции. Типы окислительно-восстановительных реакций. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Подбор коэффициентов: метод электронного баланса, ионно-электронный метод.

Окислительно-восстановительные системы. Изображение окислительно-восстановительных (редокс-) систем методом полуреакций (частных реакций). Окислительно-восстановительный (редокс-) потенциал как количественная характеристика редокс-системы. Уравнение Нернста. Стандартные редокс-потенциалы и способы их определения. Водородный электрод. Электрохимический ряд напряжений металлов. Зависимость величины редокс-потенциала системы от концентрации ионов, температуры, рН, комплексообразования в растворе.

Окислительно-восстановительные свойства воды. Устойчивость окислительно-восстанови-тельных систем в водных растворах.

Редокс-потенциалы и оценка направления и полноты протекания окислительно-восстановительных реакций. Зависимость между величинами редокс-потенциалов систем и изменением энергии Гиббса. Подбор окислителей и восстановителей с учетом стандартных редокс-потенциалов.

Окислительно-восстановительные процессы с участием электрического тока. Электрический ток как сильнейший окисляющий и восстанавливающий агент. Инертные и активные электроды. Схемы процессов на электродах при электролизе расплавов и водных растворов. Радикал ОН как окислитель. Принципы электросинтеза неорганических веществ.

Общий обзор металлов

Общая характеристика элементов. Особенности строения атомов. Положение в периодической системе.

Особенности физических свойств металлов. Кристаллическая структура металлов.

Металлическая связь и ее особенности. Металлическая связь с позиций зонной теории. Проводники, полупроводники и диэлектрики.

Формы нахождения металлов в природе. Руды. Полиметаллические руды. Редкие и рассеянные металлы. Принципы обогащения руд.

Общие методы получения металлов. Пирометаллургия. Применяемые восстановители. Гидрометаллургия. Электрометаллургия. Пироэлектрометаллургия. Гидроэлектрометаллургия. Термическое разложение соединений металлов (карбонилов, иодидов, азидов) для получения чистых металлов.

Сплавы. Общие свойства сплавов. Типы сплавов. Смеси. Эвтектики. Твердые растворы. Интерметаллические соединения. Типы интерметаллидов.

Исследование сплавов методом физико-химического анализа. Принципы этого метода. Термический анализ. Кривые охлаждения. Диаграммы плавкости. Их типичные формы. Применение метода в исследовании других систем.

Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия. Механизм коррозии. Факторы, определящие интенсивность коррозии. Методы защиты металлов от коррозии. Электрохимические методы защиты. Ингибиторы коррозии.

Положение в периодической системе. Строение атомов. Изменение атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону и электроотрицательности по периодам и группам. Валентность и степени окисления атомов. Изменение устойчивости соединений в высшей степени окисления по группам. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионных и анионных форм, комплексообразованию. Особенности свойств р-элементов второго и пятого периодов. Изменение металлического и неметаллического характера элементов по группам, периодам. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов по группам, периодам.

Строение атомов. Изменение атомных радиусов и ионизационных потенциалов по группам и периодам. Валентность и степени окисления атомов. Изменение по группам устойчивости соединений в высших степенях окисления атомов. Сходство химических свойств элементов по периодам и по группам. Особенности свойств элементов III группы. Особенности изменения свойств d-элементов по группам в сравнении с р-элементами. Особенности химических свойств d- элементов V и VI периодов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионных и анионных форм, комплексообразованию, образованию соединений со связями Э-О-Э, кластерных соединений.

Характерные для большинства d-элементов физические свойства. Химическая активность и ее изменение по группам и периодам.

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-элементов в разных степенях окисления их атомов. Полимерные гидроксиды. Условия их образования в водных растворах. Изополи- и гетерополисоединения.

Комплексные соединения d-элементов. Многоядерные комплексы. Мостиковые группы в многоядерных комплексах. Карбонильные комплексы. -комплексы. Хелатные комплексы. Изомерия комплексных соединений: гидратная, ионизационная, координационная, оптическая, цис-транс-изомерия. Эффект транс-влияния.

Кластерные соединения. Особенности их строения и особенности химических связей.

ЛИТЕРАТУРА

Основная

Глинка Н.Л. Общая химия. М.: Химия, 1988. 720 с.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. М.: Химия, 1984. 264 с.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1988. 639 с.
Угай Я.А. Общая химия. М.: Высш. шк., 1984. 440 с.

Дополнительная

Уэллс А. Структурная неорганическая химия: В 3 т. М.: Мир, 1987. Т.1-3.
Коттон А., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. М.: Мир, 1979. 678 с.
Хьюи Дж. Неорганическая химия. Строение вещества и реакционная способность. М.: Химия, 1987. 695 с.
Дей К., Селбин. Д. Теоретическая неорганическая химия. М.: Химия, 1976. 566 с.
Щукарев С.А. Неорганическая химия: Учеб. пособие: В 2 т. М.: Высш. шк., I970-I974. Т.1-2.
Сайто К. Химия и периодическая таблица, 2-е изд., доп. и перераб. М.: Мир, 1982. 258 с.
Анорганикум. М.: Мир, 1984. Т. 1-2.
Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии, М.: Мир, 1982. Т.1-2.
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия, М.: Химия, 1994. 592 с.
Угай Я.А. Общая и неорганическая химия, М.: Высш. шк., 1997. 527 с.

П Л А Н

лабораторных и практических занятий

1. Техника безопасности и распорядок работы в химической лаборатории. Лабораторная работа (Основные классы неорганических веществ)
2. Эквивалент. Газовые законы. Лабораторная работа (Определение эквивалента металла) Строение атома и химическая связь. Решение задач
3. Энергетика химических процессов. Решение задач
4. Химическая кинетика. Лабораторная работа
5. Химическое равновесие. Лабораторная работа
6. Контрольная работа N 1
7. Комплексные соединения
8. Комплексные соединения. Лабораторная работа
9. Растворы. Концентрация. Физико-химические свойства растворов неэлектролитов. Электролитическая диссоциация. Решение задач
10. Слабые электролиты. Константа диссоциации. Сильные электролиты, активность ионов. Решение задач
11. Ионное произведение воды. рН. ПР. Гидролиз солей. Лабораторная работа
12. Окислительно-восстановительные реакции (процессы). Уравнение Нернста. Электролиз. Решение задач
13. Окислительно-восстановительные реакции .Лабораторная работа
14. Физико-химический анализ. Решение задач
15. Контрольная работа N 2

1. Чему равен эквивалент Al₂(SO₄)₃ ?
   A 342/2; Б 342/3; В 342/(2_*3); Г 342_*2; Д 342_*3.

2. Сколько электронов находится на 4f-подуровне атома рения ?
   А 2; Б 6; В 8; Г 10; Д 14.

3. В какой молекуле – BF₃ или NH₃ значение дипольного момента больше?
   А у BF₃; Б у NH₃; В приблизительно равны.

4. Какова кратность связи в молекуле NО (метод МО)?
А 1; Б 1,5; В 2; Г 2,5; Д 3.

5. Константа равновесия 1/2Cu₂S_(k) + O_{2(г) "} СuO_(k) + 1/2SO₂ равна величине К. Вычислите константу равновесия реакции Cu₂S_(k) + 2O_2(г) 2СuO_(k) + SO₂
   А К; Б 2К; В К^1/2; Г К²; Д 2К².

6. В системе установилось равновесие NH_3(г) + H₂O_(ж) NH₄OH_(р). Как изменится концентрация NH₄OH_(р) при уменьшении давления NH₃ в два раза ?
А не сместится; Б ­ в 2 раза; В  в 2 раза.

7. Не производя вычислений, указать, для каких процессов DS>0:
   А MgO_(k)+H_2(г)=Mg_(k) + H₂O_(ж); Б С_(к)+СО_2(г)=2СО_(г);
   В 4HCl_(г)+O_2(г)=2Сl_2(г)+2H₂O_(г); Г NH₄NO_3(k)=N₂O_(г)+ 2H₂O_(г).

8. Имеются два раствора: 1-ый раствор - 18,8 г фенола С₆Н₅ОН в 500 г этилового спирта; 2-ой раствор - 27,8 г нитрофенола НОС₆Н₄NО₂ в 500 г этилового спирта. Какой раствор будет кипеть при более высокой температуре ?
А 1-ый; Б 2-ой; В одинаково.

9. Смешиваются равные объемы 0,02 М НBr и 0,04 М NaOH. Вычислите рН полученного раствора.
А 2; Б 4; В 14; Г 13; Д 12.

10. Запишите выражение для К_нест.1 комплекса [Cu(NH₃)₂]Cl.
А [Cu⁺][NH₃]²/[Cu(NH₃)₂⁺]; Б {[Cu⁺][NH₃]²[Cl- ]}/[Cu(NH₃)₂Cl];
В [Cu⁺][NH₃]/[Cu(NH₃)⁺]; Г {[Cu(NH₃)⁺][NH₃]}/[Cu(NH₃)₂⁺];
Д [Cu(NH₃)₂⁺]/{[Cu(NH₃)⁺][NH₃]}.

11.Какие из перечисленных ионов бесцветны ?
А [Cu(NH₃)₂]⁺; Б [CuF₄]^2- ; В [CdCl₄]^{2 -} ;
Г [FeCl₄] ^- ; Д [Cu(NH₃)₄]²⁺.

12.Чему равен рН 0,01 М раствора соли, образованной слабыми основанием и кислотой, если константы диссоциации равны К_кисл.= К_осн.=10- ¹².
А 5; Б 6; В 7; Г 8; Д 9.

13. Вычислите ЭДС гальванического элемента состоящего из Ag-электрода, погруженного в 0,01 М раствор AgNO₃ и Mn-электрода, погруженного в 110^-4 М раствор MnCl₂. E⁰(Ag⁺/Ag) = +0,80B; E⁰(Mn²⁺/Mn) = - 1,19В.
А +0,626; Б - 0,626; В + 1,990; Г - 1,990; Д +2,226.

14 Рассмотрите окислительно-восстановительный процесс: H₂S₂O₃, HClO SO₄^2- , S, Cl- . Уравняйте окислительно-восстановительную реакцию и ответьте на вопросы.
1.Сколько молекул HClO участвует в реакции ?
А 1; Б 2; В 3; Г 4; Д 5.

2.Сколько молекул H₂SO₄ образуется ?
А 1; Б 2; В 3; Г 4; Д 5.

3. Чему равен эквивалент окислителя ?
А 83_*2; Б 83/2; В 83/4; Г 52,5_*2; 52,5/2.

Программу составил:
Девятов Ф.В., проф.
(Казанский государственный университет)