Для заочного отделения

План лекций и литература

Тема	Темы лекций	Учебники	Задачники
I. Введение: основные понятия химии; основные законы химии (основы атомно-молекулярного учения)	1. Основные понятия химии: химическое вещество, атом, атомная масса, молекула, молекулярная масса, ион, химический элемент, простое и сложное вещество; моль, молярная масса; валентность, электроотрицательность, степень окисления	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.1 (раздел 1.1), гл.3 (раздел 3.7), гл.4 (раздел 4.1, 4.2)
2. Законы химии:фундаментальные (законы сохранения вещества и энергии); количественные законы: газовые законы; закон Авргадро; закон эквивалентов. Вывод химических формул	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.1 (раздел 1.1)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Введение, стр.10-14	1) Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.I
II. Основные закономерности протекания химических процессов	1. Химические реакции; типы химических реакций. Основы термохимии. Закон Гесса. Расчет теплового эффекта химической реакции	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.6 (раздел 6.1.5)	1) Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.V, раздел 1
2. Возможности протекания реакции; основные понятия термодинамики: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Основное уравнение термодинамики. Определение возможности протекания реакции в стандартных условиях	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.6 (раздел 6.1)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел II, гл.5 (параграфы 5.1-5.4)	1) Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.V, раздел 1
3. Скорость протекания реакции; основы химической кинетики: скорость химической реакции, закон действия масс, правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса. Катализаторы. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.6 (раздел 6.2)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел II, гл.5 (параграф 5.5) гл.7 (параграфы 7.1-7.2, 7.5)	1) Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.V, раздел 2
III.Химические соединения и номенклатура	1. Основные классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды (основания и кислоты), соли (формулы соединений, способы получения основных классов, их химические свойства)	Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.1(раздел 1.4) Ч.2, гл.12 (раздел 12.1)	1) Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.II
2. Номенклатура простых и сложных неорганических соединений	Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.1 (1.2-1.3)

После изучения данного раздела студентам следует знать:

1. Определение основных понятий химии.
2. Формулировку фундаментальных, газовых законов.
3. Термодинамические функции: внутреннюю энергию, энтальпию, энтропию и энергию Гиббса.
4. Закон Гесса. Энтальпию образования химических соединений.
5. Условие самопроизвольного протекания химических реакций.
6. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа.
7. Константу химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
8. Уравнение Аррениуса. Энергию активации.
9. Катализ и катализаторы. Основные области применения катализаторов.
10. Основные классы неорганических соединений, их номенклатуру

Студенты должны уметь:

1. Составить формулу и назвать химическое соединение (оксид, гидроксид, кислоту, соль).
2. Написать уравнения реакции получения каждого класса неорганических соединений и реакций их взаимодействия.
3. Определить возможность или невозможность протекания химических процессов; температуру, при которой устанавливается химическое равновесие; направление смещения равновесия под действием тех или иных факторов.
4. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении концентрации вещества, при изменении температуры.

Зимняя сессия (декабрь 2011- январь 2012)
IV. Растворы	1. Виды растворов. Водные растворы. Концентрация растворов, способы выражения концентрации (массовая доля, титр, молярная, нормальная концентрации). Расчет концентрации раствора. Общие (коллигативные) свойства растворов. Законы Рауля. Растворы неэлектролитов	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.7 (раздел 7.2)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел III, гл.8 (параграфы 8.1-8.3)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VI
2. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент, степень диссоциации, константа диссоциации, сильные и слабые электролиты. Диссоциация кислот, оснований, солей. Определение концентрации ионов в растворе электролита. Водородный показатель (рН). Расчет рН. Произведение растворимости	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.8   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел III, гл.8 (параграфы 8.4-8.5)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VII, разделы 1-4
3. Реакции обмена в растворах электролитов. Молекулярные и ионные формы уравнений. Гидролиз солей, уравнения гидролиза. Степень гидролиза.	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.8 (разделы 8.11-8.12)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел III, гл.8 (параграф 8.6)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VII, раздел 5
V. Окислительно-восстановительные реакции	1. Степень окисления, расчет степени окисления. Окислитель, процесс окисления, типичные окислители. Восстановитель, процесс восстановления, типичные восстановители. Типы ОВР. Метод электронного баланса. Направление протекания ОВР	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.9 (разделы 9.1- 9.3)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел III, гл.9 (параграф 9.1)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VIII, разделы 1-3,6
2.Основы электрохимии: электродный потенциал, разность потенциалов. Гальванические элементы. ЭДС. Уравнение Нернста. Химические источники электрического тока. Электролиз. Законы Фарадея. Коррозия металлов. Защита от коррозии.	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.9 (разделы 9.4-9.6)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел III, гл.9 (параграфы 9.2, 9.4, 9.6-9.8), гл.10	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VIII, разделы 5,7

После изучения данного раздела студентам следует знать:

1. Общие свойства растворов и понятие идеального раствора.
2. Законы Рауля, осмотическое давление.
3. Понятие сильных и слабых электролитов.
4. Теории кислот и оснований Аррениуса, Бернстеда и Льюиса.
5. Степени и константы диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.
6. Ионное произведение воды и водородный показатель.
7. Произведение растворимости.
8. Гидролиз солей.
9. Степень окисления. Метод электронного баланса
10. Электродные потенциалы и ЭДС. Уравнение Нернста.
11. Электродные процессы на катоде и на аноде. Законы Фарадея.
12. Аккумуляторы и топливные элементы.
13. Классификацию коррозионных процессов.
14. Химическую коррозию.
15. Основные методы защиты от коррозии.

Студенты должны уметь:

1. Рассчитать давление насыщенного пара растворителя над раствором, изменение температур плавления и кипения и осмотическое давление раствора по известной концентрации.

2. Рассчитать молярную и нормальную концентрации, массовую долю и титр раствора.

3. Написать уравнения процессов электролитической диссоциации электролитов.

4. Рассчитать степени диссоциации слабого электролита и концентрацию ионов в этом электролите.

5. Рассчитать рН растворов сильных кислот и щелочей, слабых кислот и оснований.

6. Рассчитать растворимости и произведения растворимости труднорастворимых соединений.

7. Составить уравнения для реакций ионного обмена в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.

8. Составить уравнения гидролиза по катиону, по аниону; составить уравнения совместного гидролиза двух солей. Рассчитать степени гидролиза.

9. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса; указать окислитель и восстановитель; тип ОВР.

10. Рассчитать ЭДС и определить направление ОВР.

11. Написать схемы электродных процессов электролиза растворов и расплавов солей.

Летняя сессия (май-июнь 2012)
VI. Строение электронных оболочек	Основные положения квантовой механики. Электронная орбиталь. Квантовые числа. Строение электронных оболочек. Принцип Паули. Заполнение электронных оболочек: правило наименьшей энергии; правило Хунда; правило Клечковского. Электронные семейства	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.2 2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел I, гл.1 (параграфы 1.1-1.3)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.III, раздел 1
VII.Периодический закон и периодическая система химических элементов	Формулировка Периодического закона. Строение периодической таблицы: периоды, группы. Изменение свойств элементов в периоде и в группах	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.3   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел I, гл.1 (параграфы 1.4-1.5)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.XI, раздел 1
VIII. Химическая связь	1. Возникновение химической связи. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол. Основные положения метода валентных связей	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.4 (разделы 4.1-4.4)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел I, гл.2 (параграф 2.1)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.IV
2. Ковалентная связь. Особенности ковалентной связи: насыщенность, направленность. Гибридизация. Полярные и неполярные связи. Диполи	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.4 (раздел 4.5)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел I, гл.2 (параграфы 2.2-2.3)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.IV
3. Ионная связь. Энергия ионизации, сродство к электрону. Особенности ионной связи: ненасыщенность, ненаправленность. Металлическая связь. Межмолекулярное взаимодействие: ориентационное, индукционное, дисперсионное. Водородная связь	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.4 (разделы 4.6-4.9)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел I, гл.3 (параграфы 3.1-3.2)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.IV
	4. Комплексные соединения: строение, классификация, номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях. Константа нестойкости для комплексных соединений	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.2, гл.13   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел I, гл.3 (параграфы 3.3-3.4)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.IX

После изучения данного раздела студентам следует знать:

1. Квантовые числа и атомные орбитали.

2. Принцип Паули, правила Гунда, Клечковского.

3. Периодическую систему Д.И.Менделеева.

4. Энергию ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

5. Понятие о размерах атомов и ионов.

6. Виды и характеристики химической связи.

7. Ковалентную связь и ее природу.

8. Метод валентных связей. Валентность по обменному и донорно-акцепторному механизмам.

9. Гибридизацию атомных орбиталей.

10. Структуру и полярность молекул.

11. Ван-дер-ваальсовы (межмолекулярные) связи.

12. Водородные связи.

13. Химические связи в твердых телах: ковалентные, ионные и металлические.

14. Координационную теорию Вернера.

15. Комплексы, лиганды, комплексообразователи, координационное число и заряд комплекса; константу диссоциации комплексных ионов.

Студенты должны уметь:

1. Составить электронную формулу любого атома или иона и определить квантовые числа электронов.
2. По электронным формулам определить элемент, его место в таблице Д.И.Менделеева, его свойства.
3. Определить валентность элементов в основном и возбужденном состояниях атомов.
4. Определить полярна или неполярна химическая связь и степень ее полярности. Привести примеры полярных и неполярных связей. Определить полярна или неполярна молекула.
5. Указать примеры веществ, между молекулами которых возникают: а) Ван-дер-ваальсовы связи; б) водородные связи.
6. Определить заряд и координационное число комплексов.
7. Определить вакантные орбитали комплексообразователей и неподеленные электронные пары, ответственные за образование ковалентных связей в комплексах.
8. Показать пространственную структуру комплексов.
9. Написать уравнения ступенчатой диссоциации комплексных ионов и константы диссоциации.
10. Составить для комплексных соединений уравнения реакций: а) обмена в молекулярной и ионной форме; б) окислительно-восстановительные реакции.

Дата добавления: 2013-12-14