Компетенции выпускника ООП бакалавриата, формируемые в результате освоения данной ООП ВПО.

Студент, изучивший курс «Общей химии», должен обладать следующими общекультурными компетенциями (ОК):

знает основные положения и методы социальных, гуманитарных и экономических наук, способен использовать их при решении социальных и профессиональных задач и способен анализировать социально-значимые проблемы и процессы (ОК-3);

использует основные законы естественнонаучной дисциплины в профессиональной деятельности, применяет методы математического анализа и моделирования, теоретического и экспериментального исследования (ОК-6).

и профессиональными компетенциями (ПК):

владеет навыками химического эксперимента, основными синтетическими и аналитическими методами получения и исследования химических веществ и реакций (ПК-4);

представляет основные химические, физические и технические аспекты химического промышленного производства с учетом сырьевых и энергетических затрат (ПК-5);

способен эксплуатировать современную аппаратуру и оборудование для выполнения научно-исследовательских полевых и лабораторных биологических работ (ПК-15);

пользуется современными методами обработки, анализа и синтеза полевой и лабораторной биологической информацией, демонстрирует знание принципов составления научно-технических проектов и отчетов (ПК-19).

В результате освоения дисциплины обучающийся должен:

Знать:

· основные химические понятия и законы;

· различные химические системы

· основные закономерности протекания химических реакций;

· реакционную способность веществ на основе знаний о строении атома, периодической системы элементов и химической связи.

Уметь:

· решать задачи, используя приобретенные знания;

· писать уравнения химических реакций;

· производить расчеты, используя основные химические закономерности.

Владеть:

· навыками безопасной работы с химическими реактивами;

· навыками сборки химических установок для проведения эксперимента;

СТРУКТУРА И ТРУДОЕМКОСТЬ ДИСЦИПЛИНЫ

Дисциплина «Общая химия» преподается в течение первого семестра. Основной материал курса излагается в цикле лекций (36 часов. 2 ЗЕ), раскрывающий содержание основных законов, теоретических и практических понятий химии. Методы решения конкретных задач рассматриваются в ходе лабораторных занятий (36 часов, 2 ЗЕ). Итоговый контроль осуществляется посредством балльной системы оценок текущей успеваемости студентов и (или) семестрового экзамена.

Общая трудоемкость дисциплины составляет 4 зачетных единицы, 144 часа.

ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН

Таблица 1

Тематический план

Таблица 2

Виды и формы оценочных средств в период текущего контроля

Таблица 3.

Планирование самостоятельной работы студентов

РАЗДЕЛЫ ДИСЦИПЛИНЫ И МЕЖДИСЦИПЛИНАРНЫЕ СВЯЗИ С ОБЕСПЕЧИВАЕМЫМИ (ПОСЛЕДУЮЩИМИ) ДИСЦИПЛИНАМИ

5. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ

Тема 1: Стехиометрия. Основные понятия и законы стехиометрии. Классы химических соединений.

Основные химические понятия. Материя и вещество. Химическая форма движения материи и ее место среди других форм. Атом. Молекула. Химический элемент. Валентность элемента. Простое и сложное вещество. Атомная и молекулярная масса. Химическая реакция. Моль. Атомно-молекулярное учение. Стехиометрические законы, условия их применимости. Строгость законов сохранения. Химический эквивалент элемента и соединения. Молярная масса эквивалента и молярный эквивалентный объем. Классы неорганических соединений. Роль химии в современном обществе. Проблемы защиты окружающей среды. Место химии в ряду других естественных гуманитарных наук.

Тема 2: Основы химической кинетики.

Элементы химической кинетики. Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость гомогенных химических реакций. Основной закон химической кинетики. Факторы, определяющие скорость реакции: природа вещества, концентрация (давление), температура. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса. Скорость гетерогенных химических реакций, их особенности. Катализ (гомогенный, гетерогенный). Автокатализ. Особенности ферментативного катализа. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье, условия применимости.

Тема 3: Растворы. Растворы неэлектролитов.

Растворы как многокомпонентные системы. Способы выражения состава растворов. Растворы (твердые, жидкие, газообразные). Растворимость. Условия образования растворов и влияние на растворимость веществ их природы и внешних факторов. Роль сольватации. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов: осмос, понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов. Закон Вант-Гоффа и законы Рауля. Эбуллиоскопия и криоскопия.

Тема 4: Равновесия в растворах электролитов.

Процесс электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент. Самоионизация. Физическая и химическая теория растворов. Современная теория растворов. Степень диссоциации. Закон действия масс в растворах электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Ионная атмосфера. Активность ионов. Концентрационная константа равновесия. Кажущаяся степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Протолитические равновесия. Вода как растворитель. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. рН. Гидролиз солей. Типы гидролиза. Количественные характеристики гидролиза. Необратимый гидролиз. Расчет рН растворов солей. Буферные растворы. Равновесие осадок – раствор. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.

Тема 5: Окислительно-восстановительные реакции.

Окислительно-восстановительные процессы. Равновесие металл - раствор электролита. Гальванические элементы. Уравнение Нернста. Стандартный электродный потенциал. Водородный электрод. Ряд напряжений.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) и равновесия. Основные окислители и восстановители. Типы ОВР. Роль среды. Окислительно-восстановительные свойства веществ в зависимости от их степени окисления и от положения в периодической таблице.

Тема 6: Строение атома и периодическая система.

Общее представление об атоме. Элементарные частицы атома. Поведение электрона в атоме. Квантовый характер изменений энергии. Двойственная природа электрона. Уравнение Луи де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга. Электронное строение атома. Понятие об описании квантовых систем с помощью волновой функции. Уравнение Шредингера. Электронная плотность вероятности. Атомные орбитали (АО) s-, p-, d-, f-типа. Энергетические диаграммы атомов. Заполнение АО электронами. Принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда, Правила Клечковского.

Периодический закон Д.И.Менделеева, его физическое обоснование. Современная формулировка закона. Строение периодической системы. Причина периодичности изменения свойств элементов и их соединений. Современное значение периодического закона.

Структура периодической системы элементов. Периоды, группы, подгруппы. Радиусы атомов и ионов. Энергия ионизации, Сродство к электрону. Электроотрицательность.

Тема 7: Химическая связь.

Химическая связь, условия ее образования. Характеристики химической связи: энергия, длина, полярность, валентный угол. Энергетические кривые взаимодействующих атомов водорода.

Ковалентная химическая связь. Механизм ее образования. Перекрывание АО, как условие образования связи. Типы перекрывания (s-; p-). Понятие о методе валентных связей. Свойства ковалентной связи (направленность, насыщенность, поляризуемость). Концепция гибридизации АО и пространственное строение молекул. Простейшие типы гибридизации (sp-, sp²-, sp³-).

Полярная и неполярная ковалентная связь. Дипольный момент связи и молекулы.

Метод молекулярных орбиталей (его простейшее приближение – линейная комбинация АО) (ММО ЛКАО). Энергетические диаграммы двухатомных гомо- и гетероядерных молекул, образованных элементами 1-го и 2-го периодов.

Ионная связь и ее свойства. Понятие электровалентности. Металлическая связь, ее особенности.

Водородная связь и ее влияние на физические и химические свойства молекул. Внутримолекулярная и межмолекулярная водородная связь.

Тема 8: Химия металлов.

Положение металлов в Периодической системе. Особенности строения атомов металлических элементов. Особенности кристаллической структуры металлов. Физические и химические свойства металлов. Важнейшие способы получения металлов. Области применения металлов.

Тема 9: Химия неметаллов.

Положение неметаллов в Периодической системе. Общая характеристика подгрупп неметаллов. Физические и химические свойства неметаллов. Способы получения неметаллов. Области применения неметаллов.

ПЛАНЫ СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЙ

Темы семинаров:

Тема 1. Стехиометрия. Основные понятия и законы стехиометрии. Классы химических соединений (2 часа).

Атом. Молекула. Элемент. Вещество. Химический эквивалент. Моль. Стехиометрические коэффициенты. Стехиометрические законы.

Примерные вопросы и задачи:

1. Дайте понятия атому, молекуле, веществу.

2. Какое вещество является простым, а какое сложным?

3. Дайте определения основные понятиям стехиометрии.

4. Сформулируйте основные законы стехиометрии.

5. Всегда ли справедливы законы стехиометрии?

6. Какие основные классы веществ Вы знаете, приведите примеры?

7. Какие из оксидов - CO₂, CaO, P₂O₅, NO₂, SO₂ способны к солеобразованию: а) с кислотами, б) со щелочами? Ответ проиллюстрировать уравнениями реакций. Назвать оксиды.

8. Закончить уравнения реакций:

NaOH + Cl₂O₇ ® Zn + H₂SO₄ (конц.) ®

Zn + H₂SO₄ (разб.) ® Al + H₂SO₄ (разб.) ®

Cr(OH)₃ + H₃AsO₄ ® Cr(OH)₃ + NaOH ®

ZnOHCl + H₂SO₄ ® BiOCl + H₂SO₄ ®

PBr₃ + H₂O ® Cl₂ + H₂O ®

9. Осуществить превращения:

Na₂CO₃ ® NaHCO₃ Zn ® ZnSO₄

NaHCO₃ ® Na₂CO₃ ZnSO₄ ® Zn

10. Предложить не менее пяти различных способов получения ZnSO₄.

11. Получить нитрат аммония из воды и воздуха.

12. В каком направлении и почему будет смещаться равновесие:

2H⁺ + 2CrO₄^2- Û Cr₂O₇^2- + H₂O

при добавлении щелочи и кислоты.

Тема 2: Основы химической кинетики (4 часа).

Система. Фаза. Скорость реакции. Энергия активации. Активированный комплекс. Температурный коэффициент скорости реакции. Катализатор. Ингибитор. Равновесие.

Примерные вопросы и задачи:

1. Какая реакция называется самопроизвольной? Должна ли самопроизвольная реакция обязательно быть быстропротекающей?

2. Какие реакции называются практически необратимыми (односторонними)? Приведите примеры обратимых реакций.

3. Дать определение и математическое выражение скорости химической реакции.

4. Что называется константой скорости химической реакции и от каких факторов она зависит?

5. Сформулировать закон действующих масс и привести примеры.

6. Каков физический смысл константы химического равновесия и от каких факторов она зависит?

7. Написать уравнение закона действующих масс для следующих обратимых процессов:

а) Cl₂ + H₂O Û Cl^- + H⁺ + HClO;

б) mA + nB Û pC

8. Каким образом константа равновесия связана с константами скорости прямой и обратной реакции?

9. Вычислить константу химического равновесия реакции:

NaCl + H₂SO₄ Û NaHSO₄ + HCl,

если равновесные концентрации [NaCl] и [H₂SO₄] составляют по 1 моль/л, а [NaHSO₄] и [HCl] - по 0,4 моль/л.

10. Сформулировать принцип Ле-Шателье.

11. Как сместить равновесие вправо:

а) 3H₂ + N₂ Û 2NH₃; DH^o < 0

б) H₂ + I₂ Û 2HI; DH^o < 0

в) 3O₂ Û 2O₃; DH^o > 0

г) CN^- + H₂O Û HCN + OH^-

д) Zn²⁺ + H₂S Û ZnS + 2H⁺

12. Что называется фактором эквивалентности, молярной массой эквивалента? Сформулируйте закон эквивалентов.

13. Как определяется фактор эквивалентности соединения?

14. Какие элементы имеют переменные значения фактора эквивалентности?

15. Определить фактор эквивалентности фосфорной кислоты в реакции с гидроксидом калия, если в результате реакции образуется гидрофосфат калия.

16. Определить фактор эквивалентности металла в следующих соединениях: MnCl₂, MnO₂, Mn₂O₇, Cr₂O₃, H₂CrO₄.

17. Определить фактор эквивалентности следующих соединений: Al₂O₃, CaO, H₃PO₄, Cr(OH)₃, K₂Cr₂O₇, NO, SO₃, AlCl₃.

18. Предложите несколько способов определения молярной массы эквивалента металла.

19. Вычислить атомную массу эквивалента серы, если известно, что при горении 3 г серы получилось 6 г оксида.

20. 2 г магния вытесняют 0,164 г водорода, 17,7 г серебра и 10,5 г меди из соединений этих элементов. Найти фактор эквивалентности и молярные массы эквивалентов этих металлов.

21. Вычислить процентное содержание металла в его оксиде, если молярная масса эквивалента металла равна 31,8 г/моль.

22. Сколько водорода при нормальных условиях выделится при взаимодействии с кислотой 5 г металла, молярная масса эквивалента которого равна 20 г/моль?

23. Ток силой в 6 А в течение 1 ч выделяет из раствора соли 7,16 г двухвалентного металла. Найти атомную массу металла.

Тема 3: Растворы. Растворы неэлектролитов (4 часа).

Раствор, вещество, смесь. Истинный раствор. Концентрация. Насыщенный раствор. Растворимость. Сольватация. Осмос. Давление пара раствора. Температура кипения. Температура замерзания.

Примерные вопросы и задачи:

1. Дайте понятие истинного раствора. Чем истинный раствор отличается от коллоидного?

2. Дайте понятие растворителя и растворяемого вещества. Приведите примера.

3. По каким признакам можно классифицировать растворы? Приведите классификацию растворов. Приведите примеры.

4. Дайте определение массовой доли, молярной доли, молярной концентрации, молярной концентрации эквивалента, моляльной концентрации. Поясните на примерах.

5. Что такое осмос, осмотическое давление? Приведите примеры осмоса в природе. Где можно использовать явление осмоса?

6. Сформулируйте законы Вант-Гоффа и Рауля.

7. Что такое эбуллиоскопия и криоскопия?

8. Давление насыщенного водяного пара водного раствора неэлектролита при 100^оС равно 720 мм рт.ст. Определить, сколько молей воды приходится на 1 моль растворенного вещества в этом растворе.

9. Определить, при какой температуре замерзает 0,1 моляльный раствор уксусной кислоты, если a = 0,014.

10. При какой температуре будет кристаллизоваться 4-% раствор этилового спирта?

11. Определить давление насыщенного пара при 65^оС раствора 34,2 г сахара (С₁₂Н₂₂О₁₁) в 130 мл воды.

12. Давление насыщенного пара для раствора 27 г глюкозы в 108 г воды равно 741 мм рт.ст. при 100^оС. Найти молекулярную массу глюкозы.

Тема 4: Равновесия в растворах электролитов (4 часа).

Слабый электролит. Сильный электролит. Изотонический коэффициент. Диссоциация. Сольватация. Аналитическая концентрация и активность ионов. Степень диссоциации. Кажущаяся степень диссоциации. Коэффициент активности. Ионная сила. рН. ПР.

Примерные вопросы и задачи:

1. Чем объясняется различная электропроводность водного и спиртового раствора одной и той же соли при равенстве концентраций?

2. Что называется степенью диссоциации? От каких факторов она зависит? Написать математическое выражение закона разбавления Оствальда.

3. От каких факторов зависит степень электролитической диссоциации? Как ее увеличить? Как уменьшить?

4. Почему для характеристики диссоциации сильных электролитов применяют термин "кажущаяся степень диссоциации"?

5. Какой физический смысл имеет изотонический коэффициент Вант-Гоффа? Как связан изотонический коэффициент со степенью диссоциации?

6. Что называется ионным произведением воды и отчего оно зависит?

7. Что такое рН?

8. Как влияют температура и разбавление на гидролиз солей?

9. Почему не все соли гидролизуются? Какие соли не подвергаются гидролизу?

10. Вычислить водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН) децинормального раствора азотной кислоты.

11. Вычислить рН 3,12 %-ного раствора соляной кислоты, плотность которого равна 1,015.

12. Вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов, если рН раствора равен 0,3.

13. Объяснить, почему растворы солей могут иметь: а) кислую; б) щелочную; в) нейтральную реакцию. Привести примеры.

14. Написать молекулярные и сокращенно-ионное уравнения гидролиза солей: а) (NH₄)₂CO₃; б) Na₃PO₄.

15. Написать уравнения следующих реакций (с учетом возможности необратимого гидролиза образуемых солей):

a) Fe₂(SO₄)₃ + K₂CO₃ =

б) Al₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂S =

16. Какая из двух солей сильнее гидролизуется: Na₂S или Al₂S₃? Почему?

17. Почемы растворы солей NaF и NaClO имеют щелочную реакцию? Написать уравнения гидролиза этих солей.

18. Вычислить значение рН 0,1М раствора СН₃СООNа.

19. Что называется буферным раствором? Какими свойствами он обладает?

20. Объяснить, почему рН буферного раствора при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи практически не меняется?

21. Как влияет разбавление на буферную емкость раствора?

22. Вычислить рН смеси растворов: а) 0,1н. NH₄OH и 1н. NH₄Cl; б) 0,1н. NH₄OH и 2н. NH₄Cl.

23. Что называется произведением растворимости?

24. Что нужно сделать для достижения более полного осаждения Zn²⁺ в виде ZnS?

25. Что нужно сделать, чтобы растворить осадок Fe(OH)₃?

26. Произведение растворимости CaCO₃ при некоторой температуре равно 2,25×10^-8. Вычислить: а) концентрацию ионов кальция в насыщенном растворе этой соли; б) растворимость карбоната кальция.

27. Растворимость сульфата бария в воде равна 1 : 428000. Вычислить произведение растворимости сульфата бария.

28. Вычислить произведение растворимости Ag₂CrO₄, если растворимость этой соли равна 0,025 г/л.

29. Вычислить, какие минимальные концентрации растворов CuSO₄ и (NH₄)₂S следует взять, чтобы при смешении их равных объемов выпал осадок СuS.

30. При каком рН начнет осаждаться гидроксид магния из 2н. раствора хлорида? Произведение гидроксида магния равно 5×10^-12.

31. Выпадет ли осадок сульфида железа (II) из 0,01н. раствора сульфата железа (II), содержащего 0,1 моль/л соляной кислоты, при пропускании в него сероводорода до насыщения? Концентрация насыщенного раствора сероводорода составляет 0,1 моль/л. Произведение растворимости сульфида железа (II) равно 3×10^-9.

32. Сколько процентов цинка будет осаждено в виде сульфида из 0,1М раствора хлорида цинка сероводородом в присутствии формиатной буферной смеси, поддерживающей рН равным двум? Произведение растворимости сульфида цинка равно 1,2×10^-23. Концентрация насыщенного раствора сероводорода составляет 0,1 моль/л.

33. Определить, будет ли выпадать осадок хлорида серебра при смешении 10 мл 1×10^-6 н. раствора нитрата серебра с 10 мл 1×10^-5 н. раствора хлорида натрия.

34. Смешивают 20 мл 0,01н. раствора KCl с 5 мл 0,001н. раствора AgNO₃. Определить, выпадает ли в этих условиях осадок AgCl?

Тема 5: Окислительно-восстановительные реакции (4 часа).

Потенциал. Электрод. Окислитель. Восстановитель. Окисление. Восстановление. Фактор эквивалентности. Константа равновесия.

Примерные вопросы и задачи:

1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными и чем они отличаются от обменных реакций?

2. В чем сущность процессов окисления и восстановления?

3. Какие простые вещества элементов периодической системы Д.И.Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и восстановительными свойствами?

4. Назвать часто применяемые окислители и восстановители.

5. Как определяются эквиваленты окислителя и восстановителя?

6. Пользуясь таблицами стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, определить, будут ли протекать следующие реакции:

Ag + H₂SO_4(разб.) ® Sn + H₂SO_4(разб.) ® …

Mn(OH)₂ + H₂O₂ ® NaNO₂ + O₃ ® …

KМnO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂SO₄ ® FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ®

Для тех, которые будут протекать, написать уравнения реакций.

7. Написать уравнения реакций, пользуясь методом электронно-ионного баланса:

SO₂ + Br₂ + H₂O ® FeCl₃ + H₂S ®

As₂S₃ + HNO_3(конц.) ® K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ ®

H₂O₂ + CaOCl₂ ® NO₂ + Ca(OH)₂ ®

SnCl₂ + Na₂SO₃ + HCl ® Zn + HNO_{3(очень разб.)} ®

Fe + HCl ® Cl₂ + KOH ®

8. Написать уравнения реакций, пользуясь методом электронного баланса:

NH₃ + O₂ ® KМnO₄ ®

(NH₄)₂Cr₂O₇ ®

9. В 1 л раствора содержится 8 г хлорной кислоты. Вычислить ее нормальность в реакции с:

а) едким натром, б) сернистым газом.

10. 0,8 г раствора пероксида водорода выделили из подкисленного раствора иодида калия 0,3 г иода. Вычислить процентную концентрацию раствора пероксида водорода.

11. Сколько мл 5%-ного раствора иодноватой кислоты (плотность 1,02) потребуется для окисления 40 мл 8%-ного раствора иодистоводородной кислоты (плотность 1,06)?

12. Сколько грамм нитрита калия можно окислить 30 миллиграммами 0,02н. подкисленного раствора перманганата калия?

13. Какие объемы сероводорода и сернистого газа (н.у.) должны прореагировать, чтобы получилось 100 кг серы?

Тема 6: Строение атома и периодическая система (4 часа).

Электрон. Орбиталь. Корпускулярно-волновой дуализм. Волновая функция. Квантовые числа. Периодическая система. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.

Примерные вопросы и задачи:

1. Кем, когда и какими опытами было открыто ядро атома и создана ядерная модель атома?

2. Что нового ввел Н. Бор в представление об атоме? Дайте краткое изложение постулатов Бора.

3. Что определяет и какие значения может иметь главное квантовое число, введенное Бором?

4. Как объясняет теория бора линейчатую структуру атомных спектров?

5. Что называется принципом неопределенности и соотношением неопределенности?

6. Какое экспериментальное подтверждение нашла гипотеза де Бройля о волновых свойствах микрочастиц?

7. Какое уравнение является основным уравнением квантовой механики и что описывают волновые функции, получаемые его решением?

8. Что в атоме называют энергетическим уровнем и энергетическим подуровнем?

9. Укажите значения квантовых чисел для электронов в атомах элементов с порядковыми номерами 11, 14, 20, 23, 33.

10. Что называется атомной орбиталью? Как связана каждая атомная орбиталь с электронным облаком?

11. Какую форму имеют s, p, d электронные облака, какой симметрией они обладают?

12. Дайте формулировку принципа Паули и покажите чем должны отличаться два электрона, находящиеся на а) одном и том же энергетическом уровне и подуровне и имеющие одинаковые спины; б) одном и том же энергетическом подуровне и имеющие одинаковое значение магнитного квантового числа и одинаковые спины; в) одном и том же энергетическом уровне и имеющие одно и то же значение магнитного квантового числа и одинаковые спины.

13. Покажите на примере, как при заполнении электронных оболочек действует принцип Паули и правило Гунда. Дайте формулировку этого правила.

14. Что называется энергией ионизации? Какая величина имеет одинаковое с ней числовое значение? В каких единицах они измеряются?

15. Что называется сродством атома к электрону?

16. Что называют абсолютной и относительной электроотрицательностью?

17. Что называют степенью окисления элемента и чему равна их общая сумма в молекуле и в ионе?

18. Дайте современную формулировку периодического закона?

19. Покажите, как периодический закон иллюстрирует и подтверждает закон перехода количества в качество.

20. Какова структура периодической системы? Что определяет число периодов, групп и подгрупп?

21. Как изменяются свойства элементов главных подгрупп по периодам и в пределах одной группы? Что является причиной этих изменений?

Тема 7: Химическая связь (4 часа).

Валентные схемы. Электронные пары. s- и p-связи. Гибридизация. Кратность связи. Атомная орбиталь. Молекулярная орбиталь.

Примерные вопросы и задачи:

1. Почему при взаимодействии свободных атомов в образовании химической связи выделяется энергия?

2 Какой атом или ион служит донором электронной пары при образовании иона ВF₄^-?

3 Составить энергетическую диаграмму МО частиц NO⁺, NO и NO^- и сравнить их кратность и энергии связей.

4 Рассмотреть с позиций метода МО возможность образования BF, BC, BN.

5 Какие из перечисленных частиц не могут существовать в устойчивом состоянии с позиций теории МО:

а) Н₂⁺; б) Н₂; в) Н₂^-; г) Не₂; д) ННе?

6 Какие из перечисленных частиц парамагнитны:

а) N₂; б) O₂; в) NO; г) CO; д) CN

Ответ мотивировать с позиций метода МО.

7 Сравнить кратность, энергию связей и магнитные свойства частиц СО⁺, СО и СО^-.

8 При взаимодействии SiF₄ с HF образуется сильная кислота H₂SiF₆, диссоциирующая на ионы Н⁺ и SiF₆^2-. Может ли подобным образом протекать реакция между СF₄ и НF? Указать тип гибридизации АО кремния в ионе SiF₆^2-.

9 Одинакова ли конфигурация молекул BF₃ и NF₃. Почему?

10 Почему не могут существовать устойчивые молекулы Be₂ и Ne₂?

11 Объяснить с позиций методов ВС и МО изменение энергии диссоциации (кДж/моль) молекул в ряду F₂ (155) - О₂ (493) - N₂ (945).

Тема 8: Химия металлов (2 часа).

Металлы. Металлическая связь. Активный металл. Неактивный металл. Энергия ионизации. Электрохимический ряд металлов.

Примерные вопросы и задачи:

1. Какова связь между положением металла в Периодической системе и электрохимическим рядом напряжений?

2. Как взаимосвязаны физические свойства металлов и металлическая связь?

3. Чем можно объяснить, что металлы легко взаимодействуют с неметаллами и другими веществами и значительно труднее друг с другом?

4. Смесь порошков магния, железа, меди и цинка массой 2.09 г обработали раствором NaOH. При этом выделилось 0.224 л водорода. Такая же масса смеси, взаимодействуя с кислотой, вытесняет 0.672 л водорода, а масса непрореагировавшего остатка составляет 0.640 г. Определить состав смеси по массе.

5. Железную пластинку массой 100 г опустили в раствор CuCl₂.Через некоторое время пластинку вынули, высушили и вновь взвесили. Масса оказалась равной 102 г. Какая масса FeCl₂ образовалась?

6. Какая масса алюминия потребуется для получения 1.56 г хрома из оксида Cr₂O₃ путем алюмотермии?

Тема 9: Химия неметаллов (2 часа).

Неметаллы. Валентность. Сродство к электрону. Аллотропные модификации. Водородные соединения. Солеобразующий, несолеобразующий оксид.

Примерные вопросы и задачи:

1. Какие закономерности наблюдаются в изменениях свойств неметаллов, относящихся к определенному из периодов?

2. Как изменяются окислительные свойства неметаллов внутри периода и внутри группы?

3. Объясните закономерности изменения строения наружных электронных оболочек на примере неметаллов второго периода.

4. Перечислите важнейшие физические свойства неметаллических элементов и объясните их, исходя из строения атомов.

5. Напишите уравнения соответствующих реакций, характеризующих свойства разбавленной и концентрированной серной и азотной кислот.

6. Элемент, высший солеобразующий оксид которого отвечает формуле Э₂О₃, образует водородное соединение, содержащее 3.85 % водорода. Назовите этот элемент. Ответ подтвердить расчетами.

7. Определить объем газообразного азота, измеренного при 22 ^оС и