Рудн егорова о. А. Химия
Скачать 0.97 Mb.
|
    Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего образования РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ДРУЖБЫ НАРОДОВ (РУДН) ЕГОРОВА О.А. Химия Методические указания и контрольные задания для студентов инженерно-технических (нехимических) специальностей Москва Издательство Российского университета дружбы народов 2016 Общие методические указания Химия является одной из фундаментальных естественно-научных дисциплин. Как и всякая фундаментальная наука, она вооружает техникой решения специфических (химических) задач. Особенность занятий студентов-заочников – самостоятельность при работе над учебным материалом. В курсе химии используются следующие виды занятий и контроля знаний: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; выполнение лабораторного практикума; индивидуальные консультации; посещение установочных лекций и сдача зачета по всему курсу. Изучать курс нужно по темам в соответствии с программой. В предлагаемом пособии теоретический материал дан очень сжато, поэтому желательно пользоваться не одним, а несколькими учебниками. Рекомендуется также после усвоения теории разбирать и решать типовые задачи и упражнения. К итоговой аттестации допускаются студенты, которые имеют рабочий журнал по практическим занятиям, подписанный преподавателем. Примерный перечень экзаменационных вопросов приводится в конце этого пособия. Программа Содержание курса и объем требований, предъявляемых студенту при изучении химии, определяет государственный образовательный стандарт. 1. Введение. Химия и периодическая система элементов. Химическая связь. Окислительно-восстановительные свойства веществ. Кислотно-основные свойства веществ. Значение химии в изучении природы и развитии техники. Химия как раздел естествознания – наука о веществах и их превращениях. Понятие о материи: вещество и поле. Предмет химии и связь ее с другими науками. Значение химии в формировании научного мировоззрения. Развитие химии и химической промышленности. Специфическое значение химии в технологических и экономических вопросах различных отраслей хозяйства. Химия и охрана окружающей среды. Основные химические понятия и законы. Законы сохранения массы, энергии и заряда. Стехиометрические законы и атомно-молекулярные представления. Основные газовые законы в химии. Химический эквивалент. Молекулярные и атомные массы. Стехиометрическая валентность. Степень окисления. Типы химических реакций. Уравнения химических реакций. Основные классы неорганических веществ и их номенклатура. Основные характеристики химической связи и молекул: энергия, длина, валентный угол, оптические, электрические и магнитные свойства. Типы химической связи: модели металлической и ионной связей, степень ионности, поляризация атомов в молекуле. Сущность и основные выводы метода валентных связей: валентность, насыщаемость, направленность, гибридизация и делокализация атомных орбиталей. Представление о методе молекулярных орбиталей. Основные виды взаимодействия молекул: водородная связь, ван-дерваальсово взаимодействие, их влияние на свойства веществ. 2. Реакционная способность веществ. 2.1. Строение атома Основные экспериментальные данные о сложном строении атома. Основные выводы волновой механики о строении атома: описание строения атомов с помощью квантовых чисел, атомные орбитали, их формы, принципы заполнения атомных орбиталей электронами, электронные формулы, основное и возбужденное состояние атома. 2.2. Периодическая система элементов и изменение свойств элементов Периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Общенаучное значение периодического закона. Изменение свойств химических элементов: радиусы атомов и ионов, потенциалы ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, металлические и неметаллические свойства. 3. Химическая термодинамика и кинетика. 3.1. Энергетика химических процессов Энергетические эффекты и закон сохранения энергии в химических реакциях. Внутренняя энергия и энтальпия. Энтальпия образования химических соединений. Термохимические законы. Термохимические расчеты. Энтропия, и ее изменение при химических процессах и фазовых переходах. Энергия Гиббса как критерий направления процесса. Зависимость энергии Гиббса от температуры и концентрации. Равновесие. Константа равновесия и закон действующих масс для гомогенных и гетерогенных равновесий. Принцип Ле Шателье. 3.2. Скорость реакции и методы ее регулирования. Химическое и фазовое равновесие. Катализатор и каталитические системы. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакций от концентрации реагирующих веществ: закон действующих масс для скорости реакции, молекулярность и порядок реакции. Зависимость скорости реакций от температуры: правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса. Скорость гетерогенных химических реакций. Катализ гомогенный и гетерогенный. Сопряженные, цепные и фотохимические реакции. Химические и фазовые равновесия. 4. Химические системы. 4.1. Основные характеристики растворов и других дисперсных систем Общие понятия о растворах и дисперсных системах. Растворение как химический процесс. Изменение энтальпии и энтропии при растворении. Способы выражения состава растворов. Растворимость. Образование твердых растворов. Растворы неэлектролитов: давление паров растворителя над раствором, температуры кипения и замерзания, осмотическое давление, определение молярных масс по свойствам растворов. 4.2. Водные растворы электролитов Особенности воды как растворителя. Электролитическая диссоциация; степень и константа диссоциации, изотонический коэффициент, взаимосвязь этих характеристик. Сильные и слабые электролиты. Амфотерные электролиты. Ионные реакции и равновесия. Произведение растворимости. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей. 5. Электрохимические системы. 5.1. Окислительно-восстановительные реакции Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления. Важнейшие окислители и восстановители. Классификация реакций окисления-восстановления. Составление уравнений реакций (метод баланса степеней окисления, метод полуреакций). Окислительно-восстановительный эквивалент. 5.2. Химические источники электрического тока Понятие об электродных потенциалах, их связь с энергией Гиббса. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Ряд напряжения металлов и его свойства. Уравнение Нернста. Гальванические элементы и определение направления окислительно-восстановительных процессов. Электродвижущая сила и ее измерение. Кинетика электродных процессов. Поляризация и перенапряжение. Концентрационная и электрохимическая поляризация. Топливные элементы. 5.3. Электролиз Реакции на электродах. Последовательность электродных процессов. Электролиз растворов. Выход по току. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Законы Фарадея. Практическое применение электролиза: получение и рафинирование металлов, нанесение гальванических покрытий. Получение водорода, кислорода и других продуктов. Аккумуляторы. 5.4. Коррозия и защита металлов Основные виды коррозии. Вред, наносимый коррозией народному хозяйству. Классификация коррозионных процессов. Химическая коррозия металлов. Электрохимическая коррозия металлов. Методы защиты от коррозии: легирование, защитные покрытия, протекторная и катодная защита, ингибиторы. 6. Химическая идентификация. Качественный и количественный анализ. 6.1. Аналитический сигнал. Аналитические группы катионов и анионов. Физико-химические методы анализа. Хроматография, рН- метрия. Колориметрия.Спектральный анализ. 6.2 Титрование растворов. Определение жесткости, щелочности воды. 7. Высокомолекулярные соединения. Полимеры. Олигомеры. Основные газовые и стехиометрические законы. Пример 1. Какому количеству вещества соответствует 56 г азота и сколько молекул азота содержится в этом количестве? Решение. Молярная масса атома азота (N) равна 14 г, молярная масса молекулы азота (N2) равна 28 г/моль. Следовательно, 56 г соответствует двум моль.  , (1)где ν – количество вещества; m – масса вещества; M – молярная масса вещества.  = 2 мольПример 2. Найти массу 200 л хлора при н. у. Решение. Из закона Авогадро следует, что один моль любого газа при н. у. занимает объем 22,4 л (молярный объем). Один моль газообразного хлора Cl2 имеет массу 71 г (молярная масса атома хлора – 35,5  ).71 г – 22,4 л x г – 200 л  = 633,2 г.Задания
Моль – количество простого или сложного вещества, содержащее такое число структурных частиц: атомов, молекул, ионов или электронов, которое равно числу атомов в 12 г изотопа углерода 12 С и составляет 6,022·1023 (постоянная Авогадро, NА). 1 моль – 6,022·1023 молекул 2 моль – х  = 12,044·1023 молекул.Гибридизация орбиталей и определение валентностей. 2.1. Строение атома Пример 1. Один из изотопов урана имеет массовое число А = 238. Каков заряд ядра его атома? Сколько электронов находится на электронных оболочках атома? Сколько протонов и нейтронов содержит ядро атома этого изотопа? Решение. Заряд ядра атома Z равен числу протонов в ядре и числу электронов на электронных оболочках и совпадает с порядковым номером элемента. Для урана Z = 92. Ядро состоит из протонов, заряженных положительно, и нейтронов, не имеющих электрического заряда. Массы протона и нейтрона примерно одинаковы. Массовое число A равно сумме числа протонов Z и нейтронов N: А = Z + N. Отсюда число нейтронов в данном изотопе: N = А – Z = 238 – 92 = 146. Пример 2. Составьте электронные формулы невозбужденных атомов селена и скандия. Приведите графические схемы распределения электронов по квантовым ячейкам (орбиталям). К каким электронным семействам относятся эти элементы? Укажите валентные электроны их атомов. Для каждого из валентных электронов приведите значения всех квантовых чисел. Решение. Электронные формулы: 34 Se 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4 21 Sс 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 Графические схемы распределения электронов по квантовым ячейкам: 34 Se n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 4s 4p 4d 4f (l = 3) 3s 3p 3d (l = 2) 2s 2p (l = 1) 1s (l = 0) 21 Sc n = 4 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d n = 3 2p 2s n = 2 1s n = 1 У селена происходит застройка p-подуровня, поэтому он относится к электронному семейству p-элементов; у скандия – застройка d-подуровня, он относится к электронному семейству d-элементов. Валентными электронами p-элементов являются s и p электроны внешнего квантового уровня. Для селена это 4s2 4p4. Валентными электронами d-элементов являются s-электроны внешнего квантового уровня и d-электроны предвнешнего. Для скандия это 3d1 4s2. Номер группы указывает максимальное число валентных электронов. Значения квантовых чисел, характеризующих валентные электроны, очевидны из выше приведенных графических схем. 34 Se
21 Sc
Пример 3. Определить возможные валентные состояния атома хлора (17 Cl). Решение. Электронная формула 17 Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. В нормальном состоянии атом хлора содержит один неспаренный электрон и его валентность равна единице. Однако у хлора есть пять свободных орбиталей 3d подуровня, за счет этого число неспаренных электронов, а следовательно и валентность, может увеличиваться. При возбуждении атома спаренные электроны внешнего уровня могут распариваться и переходить на свободные орбитали другого подуровня в пределах того же уровня. При возбуждении атома хлора происходит переход 3p-электронов, затем 3s-электрона на свободные d-орбитали. Число неспаренных электронов становится равным соответственно 3, 5 и 7. Хлор проявляет переменную валентность равную 1, 3, 5, 7. Нормальное состояние 17 Cl … 3s2 3p5 Возбужденное состояние 17 Cl* 3s2 3p4 3d1 3s 3p 3d валентность = 3 Cl** 3s2 3p3 3d2 3p 3d валентность = 5 3s Cl*** 3s1 3p3 3d3 3p 3d валентность = 7 3s 3p 3d 3s I II III | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Похожие:
 | Вступительного экзамена «общая химия» в магистратуру по направлению «химия» по программе «органическая химия» | | Химия. Конспект лекций для студентов I курса медицинского факультета специальности «Стоматология». Часть Общая химия. М.: Изд-во... |
| Вавилина А. В. Учебно-методический комплекс по организации практик по направлению 38. 03. 02 (080200) «Менеджмент» / Киящук А. А.,... | | Правоотношения, связанные с прохождением учебной и производственной практики, регулируются в рудн четырьмя основными нормативными... |
| Щедрин Н. В. Свидетельство о благонадежности как элемент криминологической безопасности: опыт немецкого законодателя / О. Е. Егорова... |  | Химический факультет осуществляет набор абитуриентов очной (дневной) формы по направлению «Химия» (бакалавриат и магистратура) и... |
| Монина Людмила Николаевна. Практикум по физико-химическому анализу. Учебно-методический комплекс. Рабочая программа для студентов... | | «Инновационные технологии и нанотехнологии в медицине, фармацевтике и биотехнологии» в рамках аккредитованного направления 28. 04.... |
| «Российский университет дружбы народов» на обучение по образовательным программам высшего образования – программам бакалавриата,... | | Севастьянова Г. К., Карнаухова Т. М. Общая химия: Курс лекций. – Тюмень: Тюмгнгу, 2005. – 210 с |