- •I. Строение атома
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •3. Принцип неопределенности Гейзенберга
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •Периодический Закон химических элементов д.И.Менделеева
- •II. Химическая связь
- •II. Химическая связь
- •Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •Основные количественные характеристики
- •Химической связи
- •По квантово-механической теории:
- •Энергия, длина связи, валентный угол
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
- •Химическая термодинамика и самопроизвольное протекание процесса
- •Химическая кинетика. Химическое равновесие
- •Скорость гомогенной и гетерогенной химических реакций.
- •Химическое равновесие
- •Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины «химия»
- •Содержание дисциплины «Химия»
- •Содержание лекций
- •1. Порядок работы:
- •1Фотона
- •3. Газовые законы (стехиометрические):
- •7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (мэ)
- •7.4.1. Эквивалентная масса оксида:
- •7.4.2. Эквивалентная масса основания:
- •7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:
- •7.4.4. Эквивалентная масса соли:
- •3. Закон Авогадро (а. Авогадро, 1811):
- •3.3.Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:
- •4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона, 1834 - 1874).
- •I. Химическая термодинамика (энергетика химичес- ких процессов)
- •Термохимия -
- •Термохимические уравнения
- •Законы термохимии
- •Процессы в живых организмах
- •Теплоемкость
- •Второе начало (закон) термодинамики
- •Энтропия – мера приближения системы к равновесию
- •III. Дисперсные системы. Растворы.
- •2. Основные классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.2. Гидроксиды
- •2.3. Кислоты
- •2.4. Соли
- •2.5. Комплексные (координационные) соединения
- •2.6. Соединения- объекты супрамолекулярной химии Примеры супер- и супрамолекул
- •2.5. Некоторые правила построения графических формул химических соединений:
- •2.6. Отличительные электрофизические свойства металлов, полупроводников, диэлектриков.
- •3. Комплексные соединения (к.С.) -
- •3.1. Супер- и супрамолекулярные соединения -
- •1. Первые (до Томсона) модели атома.
- •2. Спектры испусканния электронов в полупроводниках, светодиоды.
- •3. Радиоактивность: понятие, виды, характеристики.
- •1. Протонно-нейтронная теория строения атома.
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •II. Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
III. Дисперсные системы. Растворы.
Вопросы:
1. Определения раствора, дисперсной системы и их классификации. Понятия истинного и коллоидного растворов, дисперсионной среды и дисперсной фазы. Молекулярно-кинетические, оптические и электрические свойства коллоидных систем. Строение коллоидной частицы, мицеллы. Гели, полимеры и их типы.
2. Способы выражения количественного состава (концентрации) растворов: молярная, моляльная, нормальная (эквивалентная) концентрации и процентная (массовая доля), титр раствора, растворимость и коэффициент растворимости.
3. Растворы неэлекролитов и электролитов. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов: осмос и осмотическое давление, давление пара растворителя над раствором, изменение температур кипения и замерзания растворов – законы Вант-Гоффа и Рауля.
4. Равновесие в растворах электролитов. Теория электролитической диссоциации. Ступенчатая диссоциация. Диссоциация слабых электролитов. Закон разведения Оствальда.
5. Ионное произведение воды, кислотность (рН) и основность (рОН) растворов; понятия индикаторов, буферных растворов.
6. Гидролиз солей и его типы.
7. Гетерогенное равновесие в растворах. Произведение растворимости веществ.
Лекция № (4 часа)
Тема:Классы и взаимодействия неорганических веществ.
Вопросы:
1. Общая классификация химических веществ.
2. Основные классы неорганических соединений.
Взаимосвязь соединений разных классов.
3. Комплексные соединения: общая характеристика (теория Вернера), классификация, свойства. Супрамолекулярные вещества. Понятие комплементарности.
4. Современные химические номенклатуры простых и сложных
неорганических веществ, ионов.
Самостоятельная работа:
1. Металлы, их свойства. Отношение металлов к воде, кислотам, щелочам.
2. Неметаллы, их свойства.
3. Оксиды, гидроксиды, кислоты, соли: свойства.
2. Основные классы неорганических соединений
Главной особенностью атомов химических элементов является их способность образовывать химические соединения. Исключение составляют лишь некоторые инертные газы (гелий, неон, аргон), которые при всех условиях атомарны и не проявляют химической активности.
Химические соединения, состоящие из атомов двуххимическихэлементов, называютбинарными. В их химических формулахсправаобычно записываютболее электроотрицательный элемент(с отрицательной степенью окисления), дающий название этой группе бинарных соединений (корень латинского названия этого элемента + суффикс «ид»).
Это, например, гидриды- соединения элементов с водородом (корень «гидр» от латинского названия водорода «гидрогениум» + «ид»):
LiH, CaH2, NH3.В соединенияхс металламиводород имеет степень окисления–1,с неметаллами +1. Среди бинарных водородных соединений следует отметить обширные классыуглеводородов с безграничным многообразием форм, относящихся корганическим соединениям, которые имеют другую, особую систему наименований (номенклатуру), принятую в органической химии. Таковы, например, соединения с общими формулами
Сn H2n+2,CnH2n,Cn H2n–2(алканы, алкены, алкины и др.).
Кислородобразует бинарные соединения –оксиды –со всеми другими элементами (кроме гелия, неона, аргона). В оксидах он имеет степень окисления (с.о.)– 2. Примеры оксидов:Na2O, MgO, Al2O3 и т.п.
В бинарных соединениях, называемых пероксидами (Н2O2,, Na2O2 ,CaO2 и др.), с.о.(кислорода) = – 1, а в соединениях со фтором, более электроотрицательным, чем кислород, с.о.(кислорода) = + 2: например, в ОF2 .
Соединения с галогенами – галогениды(фториды, хлориды, бромиды, иодиды:NaF, NaCl, NaBr, NaI), соединения с азотом –нитриды(GaN, BN, AlNи др), соединения с углеродом –карбиды (CaC2, Al4C3и др.), соединения с фосфором –фосфиды(Ca3P2, Ni5P2и др.), соединения с кремнием –силициды(CrSi2, FeSi2, MnSi2и др.) илисиланы (соединенияводорода с кремнием,SiН4), соединения с мышьяком –арсениды (GaAs, AlAs и др.) илиарсины (соединенияводорода с мышьяком, AsН3) соединения двух металлов – интерметаллические соединения (ИМС) –интерметаллиды: Сu3Au,MgCu2,CaZn10и др.