Программа курса Основные понятия и законы химии
 Скачать 0.87 Mb.
|
|
DDDDfgvНа((ГГГГстоящие контрольные задания по химии предназначены для студентов заочной формы обучения и экстерната. Они составлены в соответствии со стандартами нехимических специальностей по дисциплине химия. Пособие включает краткие теоретические введения к соответствующим разделам и темам курса, примеры решения типовых задач, контро(((((льные задания, справочные данные для решения задач. Варианты с 25 по 45 по журналу грцппы. Задачи только из тем №№ 1;5;6;7;10. (ГУРЫЛЕВ, АРХИПОВА, ЧЕМОДАНОВ, 2001) Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий в соответствии с учебным планом и программой по химии для конкретной специальности. Тематика и варианты заданий, приведённые в приложении, определяются преподавателем. Выполненные контрольные задания студент представляет на проверку перед зачетом или экзаменом. Программа курса
Понятие элемента, простого и сложного вещества. Атомная единица массы. Атомная масса. Количество вещества – моль. Молярная и молекулярная массы. Валентность. Степень окисления. Эквивалент, количество эквивалентов, мольная масса эквивалента.
Законы стехиометрии. Газовые законы. Закон эквивалентов.
Современная формулировка периодического закона. Структура периодической системы. Период. Группа. Типические элементы, электронные аналоги. Реакционная способность веществ. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Изменение основных характеристик атомов по периодам и группам. s-, p-,d- и f-электроны. Валентные электроны. 2.2. Химическая связь и строение вещества. Понятие химической связи. Природа химической связи. Виды химической связи. Основные характеристики химической связи. Ковалентная и ионная связь; образование связи. Характеристика связи, сравнение ковалентной и ионной связи. Водородная связь. Донорно-акцепторная связь. Металлическая связь.
3.1. Основы химической термодинамики. Термодинамическая система, фаза. Классификация систем. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Стандартное состояние вещества. Закон Гесса. Основы термохимии. Второй закон термодинамики. Энтропия. Изобарно-изотермические и изохорно-изотермические потенциалы. Химический потенциал. Термодинамическая функция простых веществ.
Энергия Гиббса – критерий самопроизвольного протекания химических реакций. Стандартная энергия Гиббса химической реакции.
Основное уравнение кинетики. Порядок реакции. Скорость реакции и методы её определения. Константа скорости. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Кинетика простых и сложных реакций. Влияние температуры на скорость реакции. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Температурный коэффициент скорости реакции. Кинетика гетерогенных процессов. Гомогенный и гетерогенный катализ.
Константа равновесия. Влияние внешних и внутренних факторов на равновесие. Принцип Ле Шателье. Связь константы равновесия с термодинамическими параметрами.
Диаграмма состояния для одно- и двухкомпонентных систем. Правило фаз Гиббса.
Кислотно-основные процессы в растворах. Понятие истинного раствора. Способы выражения концентрации растворов. Идеальные растворы. Реальные растворы. Электролиты и неэлектролиты. Сильные и слабые электролиты. Теория электролитической диссоциации. Константа диссоциации, степень диссоциации. Активность. Водородный показатель (pH). Ионное произведение воды. Понятие об индикаторах. Понятие о буферных растворах. Амфотерные электролиты.
Дисперсная фаза и дисперсная среда. Классификация дисперсных систем. Способы получения дисперсных систем. Аэрозоли. Суспензии. Адсорбенты. Коллоидные растворы. Понятие мицеллы. Строение мицеллы. Устойчивость и стабилизация дисперсных систем. Коагуляция и флокуляция.
Электродные потенциалы. Стандартные электродные потенциалы. Металлические электроды. Газовые электроды. Водородный электрод. Расчет и измерение потенциалов электродов и ЭДС гальванических элементов. Химические источники тока. Топливные элементы.
Сущность электролиза. Электролиз растворов и расплавленных сред. Законы Фарадея. Применение электролиза.
Типы коррозионных разрушений. Химическая и электрохимическая коррозия. Способы защиты металлов от коррозии.
Мономеры, полимеры и олигомеры: основные понятия и классификация. Методы получения полимеров. Газонаполненные полимеры. Использование полимеров и пластмасс. Полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид, политетрафторэтилен.
Распространенность и состояние металлов в природе. Физические, физико-химические и химические свойства металлов. Основные способы получения металлов. Металлические сплавы и композиты, их использование в отраслях народного хозяйства.
Общие понятия. Чистота веществ. Идентификация катионов и анионов неорганических веществ.
Общие понятия. Классификация методов количественного анализа. Химические, физические и физико-химические методы анализа.
Загрязнение окружающей среды. Роль химии в решении экологических проблем.
Выбросы вредных веществ в атмосферу. Кислотные дожди. Защита воздушного бассейна от загрязнений.
Характеристика сточных вод. Методы очистки сточных вод.
Производственные отходы и их переработка. Бытовые отходы и их переработка. Безотходные технологии и производство. Тема 1. Моль. Эквиваленты простых и сложных веществ. Закон эквивалентов В 1971 году Генеральная конференция по мерам и весам утвердила в качестве единой из основных единиц Международной системы моль – единицу количества вещества. Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится в углероде – 12 массой 0,012 кг. При измерении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, эквивалентами, электронами и другими частицами или группами частиц. Один моль вещества содержит 6,02∙1023 структурных частиц (постоянная Авогадро). При применении понятия «моль» следует указывать какие структурные частицы имеются в виду, например, моль атомов ионов алюминия, моль эквивалентов гидроксида натрия, моль электронов и др. Масса моля атомов элемента, масса моля молекул вещества, масса моля ионов, масса моля эквивалентов называется мольной или молярной массой соответственно элементов, вещества, ионов, эквивалентов и выражается в граммах на моль килограммах на моль. Пример1. Выразите в молях: а) 6,02∙1022 молекул H2O; б) 1,2∙1024 атомов азота; в) 2∙1023 молекул СО. Чему равна мольная (молярная) массы названных веществ? Решение. Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого типа, равное постоянной Авогадро, т.е. 6,02∙1023, поэтому: а) 6,02∙1022 молекул воды составят 0,1 моля; б) 1,2∙1024 атомов азота соответственно 2 моля; в) 2∙1023 молекул оксида углерода – 1/3 моля. Мольная (молярная) масса вещества в граммах численно равна его относительной молярной массе, выраженной в атомных единицах массы (а.е.м.). В данном примере молекулярная масса воды – 18, азота – 28 и оксида углерода – 28 а.е.м. соответственно мольная масса воды – 18 г/моль, азота – 28 г/моль и оксида углерода – 28 г/моль. Пример 2. Вычислить эквивалентную массу и мольную массу эквивалентов: натрия, кислорода, алюминия. Решение. Эквивалентом элемента (Э) называют такое его количество, которое соединяется с одним атомом (ионом) водорода или замещает его в реакциях. Массу одного эквивалента называют эквивалентной массой (mэ) и выражают в а.е.м., мольную массу эквивалентов (Мэ) выражают в граммах на моль. Эквивалентная масса элемента равна атомной массе элемента, деленной на его валентность: mэ = А/В. Мольная масса эквивалента элемента равна мольной массе элемента, деленной на валентность Мэ = М/В. Таким образом, эквивалентная масса натрия будет равна 23/1 = 23, кислорода 16/2 = 8 и алюминия 27/3 = 9 а.е.м. Соответственно мольная масса эквивалентов натрия 23 г/моль, кислорода 8 г/моль и алюминия 9 г/моль. Пример 3. Вычислить эквивалентную и мольную массы эквивалентов следующих веществ: а) Аl2О3; б) Н2SO4; в) Са(ОН)2. Решение. а) Эквивалентная масса оксида (mэ) равна его молекулярной массе (Мr), деленной на число атомов элемента и на валентность элемента, образующего оксид: mэ = МrОкс/nВ; mэ(Al2О3) = 102/2∙3 = 17 а.е.м. Мольная масса эквивалента оксида равна его мольной (молярной) массе деленной на число атомов элемента, образующего оксид, и на валентность элемента: Мэ(Аl2О3) = М(Аl203) / 2∙3 = 102/6 = 17 г/моль. б) Эквивалентная масса кислоты равна молекулярной массе кислоты, деленной на число атомов водорода, замещаемых в химической реакции: mэ(H2SО4) = Мr/nB = 98/2 = 49 а.е.м. Мольная масса эквивалента серной кислоты будет равна соответственно Мэ(H2SО4) = 49 г/моль. в) Эквивалентная масса основания равна молекулярной массе основания, деленной на число гидроксидных групп, участвующих в реакции: mэ(Са(ОН)2) = Мr/n(OH–) = 74/2 = 37 а.е.м. Мольная масса эквивалента гидроксида кальция Мэ(Са(ОН)2) = 37 г/моль. Пример 4. На восстановление 4 г оксида двухвалентного металла требуется 1,12 л водорода. Определить мольную массу эквивалентов оксида, мольную массу эквивалентов металла, мольную и атомную массы металла. Решение. Согласно закону эквивалентов массы (или объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их мольным массам (мольным объемам) эквивалентов: m1/Mэ(1) = m2/Mэ(2), где m1 и m2 – массы взаимодействующих веществ; Mэ(1) и Mэ(2) – мольные массы эквивалентов этих веществ. Если одно из взаимодействующих веществ находится в газообразном состоянии, в расчетах используют единицы массы и единицы объема. В данном примере:  ,где VH2 – объем водорода, вступившего в реакцию, Vэ(Н2) – мольный объем эквивалентов водорода (эквивалентный объем). Объем газа, занимаемый одним молем любого газа, при нормальных условиях (мольный объем) равен 22,4 л. Объем газа, занимаемый одним молем эквивалентов газа при нормальных условиях (н.у.) называют мольным объемом эквивалентов или эквивалентным объемом газа. Молекула водорода содержит два атома, поэтому в одном моле молекулярного водорода содержится два моля атомарного водорода. Таким образом, эквивалентный объем водорода будет равен: Vэ(Н2) = 22,4 / 2 =11,2 л. Найдем мольную массу эквивалентов оксида Мэ(MеO): 4 / Мэ(MеO) =1,12 / 11,2; Мэ(MеO) = 40 г/моль. В соответствии с законом эквивалентов моль эквивалентов оксида равен сумме молей эквивалентов металла и кислорода. Мольная масса эквивалентов кислорода равна мольной массе атомарного кислорода, деленной на его валентность: Мэ(О2) = М / В = 16 / 2 = 8 г/моль. Отсюда мольная масса эквивалентов металла: Мэ(Mе) = Мэ(MеO) – Мэ(О2) = 40 – 8 = 32 г/моль. Мольная масса атомов металла М(Ме) = Мэ(Mе)∙В = 32∙2 = 64 г/моль. Атомная масса металла численно равна мольной и выражается в атомных единицах массы (а.е.м.) А(Ме) = 64 а.е.м. |