Рабочая программа по общей и неорганической химии
Учебные материалы по химии для нехимических факультетов

Общая химия (ОХ)

1.Химическая эволюция материи. Возникновение химической формы движения. Химический состав Вселенной, звезд, планет, Земли (основные оболочки). Развитие химических систем.

2.Основные этапы развития химии. Натурфилософия. Алхимия. Становление химии как науки. Теория флогистона. Работы А. Лавуазье. "Классическая" химия XIX в. и "современная" химия.

3.Стехиометрические законы: закон сохранения массы, закон постоянства состава (современное понимание: дальтониды и бертоллиды). Понятие моля. Газовые законы: закон Авогадро, уравнение Менделеева-Клапейрона и их роль в химии.

4.Система и окружающая среда. Свойства системы. Энергетические эффекты химических реакций: формы выделения и поглощения энергии в химических процессах. Энтальпия химической реакции.

5. Энтальпия ("абсолютное значение") и энтальпия образования вещества. Стандартное состояние вещества. Закон Гесса. Расчет энтальпий реакций с использованием закона Гесса.

6.Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы в природе (примеры химических и нехимических само- и несамопроизвольных процессов). Макро- и микросостояния. Термодинамическая вероятность и энтропия Изменение энтропии как движущая сила самопроизвольного процесса.

7.Энтропия вещества. Зависимость энтропии вещества от температуры, объема, агрегатного состояния (причины зависимости, единицы измерения).

8.Энтропия химической реакции. Типичные процессы, сопровождающиеся увеличением и уменьшением энтропии (приведите по три примера химических и по одному - нехимических процессов). Расчет энтропии химической реакции.

9.Энергия Гиббса и самопроизвольное протекание химической реакции. Стандартная энергия Гиббса химической реакции. Расчет стандартной энергии Гиббса химической реакции.

10.Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Энергия Гиббса образования и термодинамическая активность вещества. Расчет энергии Гиббса реакции с учетом активности веществ. Какие выводы можно сделать по знаку и величине G и G°?

11.Скорость химической реакции. Средняя и истинная скорость. Факторы, влияющие на скорость реакций. Методы экспериментального определения скорости химических реакций. Особенности гетерогенных процессов.

12.Зависимость скорости химической реакции от концентрации. Основной закон химической кинетики. Молекулярность и порядок реакции. Экспериментальное определение порядка реакции.

13.Влияние температуры на скорость химической реакции. Причины влияния. Уравнение Аррениуса. Экспериментальное определение энергии активации химической реакции. Примеры практического использования изменения температуры для изменения скорости реакции.

14.Влияние катализатора на скорость химической реакции. Причины влияния. Гомогенный и гетерогенный катализ. Автокатализ. Ферментативный катализ. Ингибирование реакции. Примеры практического использования катализаторов  для изменения скорости реакции.

15.Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия химической реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Примеры обратимых химических реакций.

16.Условия химического равновесия. Термодинамический вывод константы равновесия химической реакции. Обратимые, необратимые и практически необратимые реакции. Активность каких участников реакции и почему отсутствует в аналитическом выражении для константы равновесия?

17.Связь константы равновесия с константами скоростей прямого и обратного процесса. Смещение равновесия, принцип Ле Шателье. Кинетическое истолкование принципа Ле-Шателье.

18.Примеры динамических равновесий, не связанных с химической реакцией. Фазовые диаграммы. Диаграмма состояния однокомпонентной системы (на примере воды или иода).

19.Многокомпонентные системы. Компонент. Фаза. Растворы: твердые, жидкие, газообразные. Способы выражения состава. Растворимость. Влияние внешних факторов (температура, давление) на взаимную растворимость веществ (т-т, т-ж, т-г, ж-ж, ж-г, г-г).

20.Коллигативные свойства растворов. Влияние растворенного вещества на фазовую диаграмму воды. Криоскопические и эбулиоскопические константы.

21.Явление осмоса. Осмотическое давление. Биологическая роль явления осмоса. Диализ.

22.Электролиты (примеры твердых и жидких электролитов). Сильные и слабые электролиты. З.д.м. в растворах электролитов. Константа и степень диссоциации слабого электролита. Влияние концентрации и температуры на степень диссоциации слабого электролита.

23.Активность ионов в растворах сильных электролитов. Коэффициент активности. Ионная сила. Способы расчета и экспериментального определения коэффициента активности иона.

24.Протолитические равновесия. Кислоты, основания, амфолиты (примеры). Автопротолиз. Ионное произведение воды. Влияние температуры на ионное произведение воды. рН.

25.Гидролиз растворов солей. Примеры солей, гидролизующихся с образованием кислой, щелочной и нейтральной среды. Необратимый гидролиз. Константа гидролиза и ее связь с константами диссоциации соединений, образующих соль.

26.Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости (доказать его постоянство). Влияние температуры и присутствия одноименного и разноименного иона на растворимость осадка.

27.Буферные системы. Расчет рН буферной системы (на примере ацетатного или аммиачного буфера). Буферные системы в природе.

28.Возникновение электродного потенциала. Измерение электродного потенциала. Водородный электрод. Ряд стандартных электродных потенциалов.

29.Окислительно-восстановительные реакции. Электродный по­тенциал полуреакций. Уравнение Нернста. Направление протекания окислительно-восстановительной реакции. Вычисление константы равновесия окислительно-восстановитель­ных реакций.

30.Химическая и электрохимическая коррозия. Почему электрохимическая коррозия происходит быстрее? Обоснуйте выбор следующих металлов, которые на практике применяются для защиты железа от коррозии: Al, Zn, Cr, Ni, Sn, Pb.

31.Квантовое описание микросистем. Волновая функция (атомная орбиталь). Плотность вероятности. Граничные поверхности s, p, d  ..АО. Заполнение АО электронами. Принцип Паули. Правило Хунда. Энергетические диаграммы атомов (на примере элементов 2-го и 4-го периодов).

32.Свойства атомов: размер атома (орбитальный, кристаллохимический, ковалентный радиусы), потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Закономерности изменения свойств атомов в периодах и группах периодической системы Д. И. Менде­леева.

33.Периодический закон Д. И. Менделеева. Физическое обоснование. Современное значение. «Короткая» и «длинная» форма Периодической системы. "Затухание периодичности" у наиболее тяжелых элементов.

34.Химическая связь. Перекрывание АО (s-, p- и d-МО). Нулевое перекрывание. Заполнение МО электронами. Принцип Паули. Правило Хунда. Характеристики связи: энергия, длина, полярность.

35.Метод ЛКАО–МО. Энергетические диаграммы двухатомных молекул и ионов, образованных элементами 1-го периода. Кратность и прочность связи.

36.Энергетические диаграммы гомоядерных  молекул 2 периода. Закономерности в изменении их свойств (длина связи, прочность связи, магнитные свойства).

37.Применение метода ЛКАО-МО для описания образования связи в гетероядерных двухатомных молекулах на примере молекул CO, LiH и LiF. Принципы построения энергетических диаграмм многоатомных молекул на примере молекул H2O и NH3.

38.Геометрия и полярность молекул. Предсказание геометрического строения молекул методом отталкивания электронных пар (метод Гиллеспи). Геометрия молекул BeCl2, BF3, CH4, NH3 и H2O.

39.Образование веществ из молекул. Силы Ван-дер-Ваальса (три составляющих). Зависимость сил Ван-дер-Ваальса от размера молекул. Типичные физические свойства молекулярных веществ.

40.Водородная связь. Энергия водородной связи в сравнении с другими видами связи. Строение и свойства веществ с водородными связями. Биохимическая роль водородных связей (в углеводах, белках). Свойства воды и фтороводорода, обусловленные водородными связями.

41.Понятие о зонном строении твердого тела. Металлы и диэлектрики. Полупроводники. (На примере простых веществ, образованных элементами IVA группы.) Общие физические свой­ства металлов (электропровод­ность, теплопроводность, ковкость, непрозрач­ность) как следствие их электронного строения.

42.Симплексные и комплексные соединения. Примеры комплексообразователей и лигандов. Координационное число. Описание химической связи в комплексных соединениях на примере октаэдрических комплексов d-элементов. «Энергия расщепления» и природа лиганда.

43.Равновесие образования комплексных частиц в растворах. Комплексные соединения и двойные соли. Константы устойчивости комплексного иона (полные и ступенчатые). Изменение свойств комплексообразователя при образовании комплексных частиц.

44.Свойства комплексных соединений. Реакции присоединения или замещения лиганда (лабильные и инертные комплексы). Изменение свойств лигандов при образовании комплексных частиц.

45.Коллоидные частицы и системы. Строение коллоидной частицы на примере золя гидроксида железа (III). Разрушение коллоидных систем. Коллоидные системы в природе.

46.Особенности химического и экологического поведения веществ в малых концентрациях (на примере реакций с участием NO): время достижения равновесия; зависимость от факторов среды (кислотности, окислительного потенциала); особенности кинетического поведения.

47.Химические свойства, определяющие экологическое поведение вещества (на примере двух из десяти наиболее опасных загрязнителей по классификации ЮНЕСКО). Превращения химических элементов и веществ в биологических и геологических процессах (на примере одного элемента, образующего биологический круговорот, и одного ? не образующего) и влияние на них человеческой деятельности.