Рабочая программа учебной Ф ТПУ 7.1-21/01 дисциплины

Рабочая программа учебной
Ф ТПУ 7.1-21/01
дисциплины
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального
образования
ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
«УТВЕРЖДАЮ»:
Декан факультета ХТФ
___________ В.М.Погребенков
«____»__________ 2009 г.
Общая и неорганическая химия
Рабочая программа для направлений:
240100 (550800) (б) – «Химическая технология и биотехнология»
Факультет: химико-технологический (ХТФ)
Обеспечивающая кафедра: общей и неорганической химии (ОНХ)
Курс первый
Семестр первый
Учебный план набора 2009 г.
Семестр
Лекции
Лабораторные занятия
Практические занятия
Всего аудиторных занятий
Самостоятельная (внеаудиторная работа)
Общая трудоемкость
Экзамен в первом семестре
Зачет в первом семестре
Распределение учебного времени
Осенний
44 часов (ауд.)
26 часов (ауд.)
18 часов (ауд.)
88
126
214 часов
Томск 2009
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 1 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
2
Рабочая программа учебной
Ф ТПУ 7.1-21/01
дисциплины
Предисловие
1. Рабочая программа составлена на основе ГОС ВПО № 305 тех/бак, утвержденного 5 апреля
2000 г., по направлениям 240100 (550800) (б) «Химическая технология и биотехнология»
рассмотрена и одобрена на заседании кафедры ОНХ « » ______2009 года, протокол № ___.
2. Разработчик:
доцент кафедры ОНХ
3. Зав. кафедрой ОНХ
Г.А. Воронова
А.П.Ильин
4. Рабочая программа СОГЛАСОВАНА с факультетом, выпускающими кафедрами,
СООТВЕТСТВУЕТ действующему плану.
Заведующий кафедрой ОХОС, д.х.н., профессор
В.Д.Филимонов
Председатель методической комиссии ХТФ
Н.В.Ушева
Аннотация
Общая и неорганическая химия (б)
240100 (550800) (б)-240301(250200) (с); 240100 (550800) (б)-240304(250800) (с)
240100 (550800) (б)-240403(250800) (с); 240100 (550800) (б)-240201(250800) (с)
240100 (550800) (б)-240802(250800) (с);
280201(320700) (и)
Кафедра ОНХ ЕНМФ
Доцент, к.х.н. Воронова Гульнара Альфридовна
Тел. (3822) 563474, E-mail: [email protected]
Цель: формирование у обучающихся базовых знаний, умений и навыков по общей и
неорганической химии, необходимых при решении химических проблем, связанных с
получением, описанием свойств и применением наиболее важных неорганических
соединений, для дальнейшего изучения общих и специальных химических дисциплин:
аналитической, органической, физической химии, общей химической технологии и др.
Содержание: учебный курс состоит из двух частей. Первая часть (общая химия)
включает основные понятия и законы химии, теорию строения вещества, периодический
закон, основы термодинамики и кинетики, закономерности поведения веществ в растворах и
в электрохимических процессах. Вторая часть (неорганическая химия) посвящена изучению
состава, строения и свойств важнейших неорганических веществ, их получению и
применению в технике, научных исследованиях, решении хозяйственных и экологических
проблем.
Курс 1 (1 семестр - экзамен).
Всего 214 ч., в т.ч. лек. 44 ч., лб. 26 ч., пр. 18 ч., самостоятельная работа 126 ч.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 2 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
3
1. ЦЕЛЬ И ЗАДАЧИ УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ
1.1. Цель преподавания дисциплины
Целью изучения общей и неорганической химии студентами химических
специальностей является формирование у обучающихся базовых знаний, умений и навыков
по общей и неорганической химии и навыков самостоятельной работы, необходимых при
решении химических проблем, связанных с получением, описанием свойств и применением
наиболее важных неорганических соединений, для дальнейшего изучения общих и
специальных химических дисциплин: аналитической, органической, физической химии,
общей химической технологии и др.
Общие требования к обязательному минимуму знаний студентов по общей и
неорганической химии:
- федеральные требования: периодическая система и строение атомов элементов;
химическая связь (ковалентная связь, метод валентных связей, гибридизация, метод
молекулярных орбиталей, ионная связь, химическая связь в комплексных соединениях);
строение вещества в конденсированном состоянии; закономерности протекания и
направленность химических процессов; скорость химических реакций; растворы (способы
выражения концентраций, идеальные и неидеальные растворы, активность); растворы
электролитов; равновесия в растворах; протолитическое равновесие; гидролиз солей;
окислительно-восстановительные реакции; химия элементов групп периодической системы.
- региональный и университетский компоненты: особенности сырьевых ресурсов
региона (вода, газ, нефть, торфы, руды, нерудные материалы, состав воздушной среды)
переработка и ее влияние на окружающую среду, работы профессоров Томского
политехнического института Турбаба Д.П., Михайленко Я.И. в области катализа и теории
растворов.
Общие требования к формированию умений и навыков при изучении дисциплины:
- расчеты по химическим формулам и уравнениям реакций с использованием
основных законов химии;
- анализ свойств неорганических веществ на основе знаний об их химическом
составе и строении;
- анализ реакционной способности веществ и закономерностей протекания
химических реакций на основе простейших термодинамических расчетов;
- определение основных кинетических параметров химических реакций и анализ
зависимости скорости реакций от внешних факторов;
- определение основных свойств и характеристик жидких растворов неорганических
веществ;
- определение закономерностей протекания окислительно-восстановительных
процессов;
- анализ зависимостей свойств соединений групп элементов периодической системы
от их состава и строения, реакционной способности в зависимости от условий
протекания реакций с их участием.
1.2. Задачи изложения и изучения дисциплины
Задачи изучения курса общей и неорганической химии состоят: в изучении и освоении
теоретического материала курса на лекциях и в процессе самостоятельной работы; в
формировании умений решать химические проблемы и задачи, определяемые настоящей
программой, на практических занятиях и при выполнении домашних заданий, в приобретении
навыков проведения химического эксперимента и обработки его результатов в ходе
аудиторных лабораторных работ и самостоятельной работы при оформлении отчетов.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 3 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
4
Для достижения целей при совместной и индивидуальной познавательной
деятельности студентов в части овладения теоретическими знаниями и практическими
умениями используется набор методического материала: лекции, учебные пособия,
методические указания к лабораторным работам, тесты и контрольные задания для проверки
знаний студентов и другие методические разработки кафедры. Для закрепления
теоретических знаний, полученных на лекциях, в курсе предусмотрено выполнение
индивидуальных домашних заданий каждым студентом.
2. СОДЕРЖАНИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКОГО РАЗДЕЛА
Часть первая. ОБЩАЯ ХИМИЯ
Раздел I. Основные химические понятия и законы (л - 2 ч)
Введение. Предмет и задачи химии, ее методы, основные этапы ее развития. Предмет
общей химии. Сущность системно-структурного подхода к изучению химии. История
становления классической химии. Химия и химическая промышленность в России и в
Западной Сибири.
1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия.
Атом, молекула, химический элемент, вещество. Вещества простые и сложные, с
молекулярной и немолекулярной структурой, дальтониды и бертоллиды. Аллотропия
веществ. Чистота веществ, классификация веществ по степени чистоты. Классические и
современные способы очистки веществ от примесей. Абсолютные и относительные массы
атомов и молекул. Моль, молярная масса, молярный объем газа, приведение объема газа к
нормальным условиям. Основные законы: постоянства состава, кратных и объемных
отношений, Авогадро. Закон эквивалентов. Эквивалентные массы соединений. Определение
эквивалентных масс металлов опытным путем. Валентность химических элементов –
стехиометрическая и электронная. Структурные формулы. Стехиометрия, ее предмет. Расчет
состава вещества по его молекулярной формуле, расчет простейших формул по составу.
2. Классификация и номенклатура неорганических веществ.
Классификация неорганических соединений на оксиды, гидроксиды и соли. Деление
оксидов на основные, кислотные, амфотерные, несолеобразующие; отличительные свойства
оксидов каждого класса. Деление гидроксидов на основания, кислоты и амфолиты. Основания
растворимые сильные (щелочи), растворимые слабые и малорастворимые. Классификация
кислот по основности и содержанию кислорода. Основно-кислотные реакции. Классификация
солей на нормальные, кислые, основные, двойные и оксосоли. Номенклатура неорганических
веществ.
3. Окислительно-восстановительные реакции.
Степени окисления элементов в соединениях, правила их определения. Взаимосвязь
степени окисления со стехиометрической валентностью элемента. Вещества - окислители,
вещества - восстановители, окислительно-восстановительная двойственность. Классификация
окислительно-восстановительных реакций. Методы электронного баланса и полуреакций.
Эквивалентные массы окислителей и восстановителей.
Раздел II. Строение вещества (л - 10 ч)
1. Строение атомов и периодическая система элементов Д.И. Менделеева.
Определение атома. Характеристика элементарных частиц, составляющих атом.
Изотопы. Ядерные реакции. Теоретические (принцип квантования, корпускулярно-волновой
дуализм электронов, принцип неопределенности) и экспериментальные (линейчатые спектры,
энергия ионизации) основы квантовой механики. Уравнение Шрёдингера. Атомные орбитали.
Квантовые числа. Закономерности формирования электронных оболочек атомов: принцип
наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда; правила Клечковского,. Электронные
формулы и электронно-графические схемы атомов.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 4 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
5
Периодический закон Д.И. Менделеева в свете учения о строении атомов.
Периодичность в изменении атомных и ионных радиусов, энергии ионизации и сродства к
электрону, валентности, металлических и неметаллических свойств элементов.
Периодические свойства бинарных соединений, гидроксидов и солей. Периодическая система
элементов, ее основные варианты. Периоды, группы, подгруппы и семейства элементов.
Полные и неполные электронные аналоги. Характеристика свойств элемента по строению его
атома и положению в периодической системе. Значение периодического закона в развитии
химии.
2. Химическая связь и строение молекул.
Основные характеристики химических связей: длина, энергия, валентный угол,
дипольный момент, магнитные свойства. Взаимосвязь длины и энергии связи в однотипных
частицах.
Объяснение ковалентной связи методом валентных связей (метод ВС). Обменный и
донорно-акцепторный механизмы возникновения связывающих электронных пар
возникновения связывающих электронных пар. Свойства ковалентной связи. Гибридизация
атомных орбиталей, основные типы (sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2) гибридизации. Методо
отталкивания электронных пар валентной оболочки (метод ОЭПВО). Делокализованные связи
в методе ВС. Достоинства и недостатки метода ВС.
Объяснение ковалентной связи методом молекулярных орбиталей (метод МО) на
примере двухатомных молекул, образованных элементами первого и второго периодов.
Ионная связь, ее свойства. Энергия и координационные числа ионных кристаллов.
Взаимная поляризация ионов в ионных соединениях, закономерности изменения
поляризующего действия катионов и поляризуемости анионов. Объяснение свойств веществ
взаимной поляризацией ионов.
Особенности химической связи в металлах. Зонная теория как распространение метода
МО на кристаллы. Объяснение электропроводности металлов зонной теорией. Объяснение
пластичности металлов.
Водородная связь, ее природа и энергия. Влияние водородных связей на свойства
веществ.
Межмолекулярное
взаимодействие
(силы
Ван-дер-Ваальса),
его
природа
(ориентационный, индукционный и дисперсионный эффект) и энергия, его влияние на
свойства веществ. Уравнение состояния реального газа.
Агрегатные состояния вещества с позиций химических связей между его частицами.
Кристаллическая и аморфная структуры твердого состояния. Классификация кристаллов по
типу химической связи между частицами. Дефектность и непостоянство состава твердых
веществ.
3. Комплексные соединения.
Составные части комплексного соединения (КС). Классификации и номенклатура КС.
Элементы-комплексообразователи, координационные числа комплексообразователей;
дентатность лигандов. Поведение КС в растворах, константы диссоциации, нестойкости и
устойчивости. Применение комплексных соединений. Исследования комплексных
соединений в Томском политехническом университете: работы Я.И. Михайленко и Б.В.
Тронова.
Основные сведения о теориях химической связи в комплексах (электроста- тической,
валентных связей и кристаллического поля): исходные допущения, сущность, достоинства и
недостатки. Объяснение на их основе прочности, реакционной способности, окраски,
магнитных свойств, формы комплексов и координационных чисел комплексообразователей.
Раздел III. Закономерности химических реакций (л - 6 ч)
1. Энергетика химических реакций.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 5 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
6
Предмет термодинамики и термохимии, классификации реакций в них. Внутренняя
энергия, энтальпия и тепловой эффект реакции. Стандартная энтальпия образования
вещества, закономерности её изменения для однотипных соединений. Термохимические
уравнения. Закон Гесса и его следствия.
Химическое сродство, принцип Бертло - Томсена, причина его недостаточности.
Энтропия. Стандартная энтропия вещества, закономерности ее изменения в периодах и
группах, при нагревании и усложнении состава вещества. Изменение энтропия как критерий
самопроизвольности процесса в изолированных системах.
Энтальпийный и энтропийный факторы химического процесса, энергия Гиббса.
Определение направления самопроизвольного протекания химической реакции в
неизолированных системах. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Понятие о
термодинамически устойчивых и неустойчивых веществах, способы получения
термодинамически неустойчивых веществ.
2. Химическое равновесие.
Классификации реакций по признаку обратимости. Химическое равновесие с позиций
термодинамики и кинетики, равновесия истинные и ложные. Константа равновесия, закон
действующих масс для равновесия, взаимосвязь константы равновесия с энергией Гиббса.
Принцип Ле Шателье, его практическое значение.
3. Электрохимические процессы.
Разность окислительно-восстановительных потенциалов как критерий направления
окислительно-восстановительных реакций. Стандартные окислительно-восстановительные
потенциалы. Уравнение Нернста. Взаимосвязь энергии Гиббса и разности потенциалов.
Константа равновесия окислительно-восстановительных реакций.
Химическое равновесие на границе металла с раствором его соли. Электродные
потенциалы металлов, их измерение с помощью водородного электрода. Уравнение Нернста
для электродных потенциалов металлов. Электрохимический ряд активности (ряд
напряжений) металлов.
Гальванические элементы как источники электроэнергии и как метод определения
энергии Гиббса окислительно-восстановительных реакций. Концентрационные элементы.
Топливные элементы. Аккумуляторы.
Электролиз
как
средство
проведения
несамопроизвольных
окислительновосстановительных реакций. Напряжение разложения и перенапряжение. Электродные
реакции при электролизе с инертным и растворимым анодами. Последовательность разрядки
ионов на электродах. Количественные закономерности электролиза (законы Фарадея). Выход
по току. Применение электролиза.
4. Основы химической кинетики.
Предмет химической кинетики. Классификация реакций в кинетике. Понятие о скорости
реакции. Закон действующих масс для скоростей простых и сложных, гомогенных и
гетерогенных реакций. Кинетический порядок и молекулярность реакций. Кинетические
уравнения реакций.
Распределение молекул вещества по энергиям. Энергия активации. Основные понятия
теории переходного активированного комплекса. Соотношение между кинетикой и
термодинамикой. Уравнение Аррениуса. Расчет энергии активации и методика её
экспериментального определения. Правило Вант-Гоффа, его ограниченность.
Катализ и катализаторы. Механизм влияния катализатора на скорость реакции.
Адсорбция, значение сорбционных процессов в гетерогенном катализе и решении
экологических проблем.
Раздел IV. Растворы (л - 6 ч)
1. Общие закономерности растворения, растворы неэлектролитов.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 6 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
7
Определение раствора. Сходство и различие растворения и химических реакций.
Сольватация, тепловые и объемные эффекты при растворении. Химическая теория растворов
Д.И. Менделеева. Изменение энтальпии, энтропии и энергии Гиббса при растворении.
Идеальный раствор. Скорость растворения.
Растворимость, количественное выражение растворимости для твердых веществ и для
газов. Влияние на растворимость веществ их природы и внешних условий. Разбавленные,
насыщенные и пересыщенные растворы. Сущность процессов кристаллизации и экстракции.
Растворы неэлектролитов. Давление пара, температура кипения и замерзания растворов
неэлектролитов, законы Рауля. Осмос и осмотическое давление, осмотический закон ВантГоффа. Использование свойств растворов неэлектролитов в технике и в научных
исследованиях. Исследования растворов в Томском политехническом университете: работы
Д.П.Турбабы и Я.И.Михайленко.
2. Растворы электролитов.
Теория
электролитической
диссоциации.
Ионогидраты,
ионосольваты
и
кристаллогидраты. Показатели электролитической диссоциации (константа, степень,
изотонический коэффициент), их определение по свойствам растворов. Особенности сильных
электролитов, понятие об активности и коэффициентах активности.
Произведение растворимости малорастворимых электролитов, практическое значение
этого показателя при решении технологических и научных проблем. Правило произведения
растворимости.
Равновесие диссоциации воды, ионное произведение воды, водородный показатель
водных растворов. Кислая, щелочная и нейтральная среды. Вычисление водородного
показателя растворов сильных и слабых кислот и оснований. Индикаторы. Понятие о
буферных растворах.
Ионная теория кислот и оснований. Диссоциация одно- и многоосновных кислот и
оснований, сила кислот и оснований. Амфотерность оснований, изменение амфотерности
гидроксидов в периодах и в группах.
Общие представления о теориях сольвосистем, протонной теории Бренстеда,
электронной теории кислот и оснований Льюиса, теории кислот и оснований Усановича,
концепции жестких и мягких кислот и оснований Пирсона.
3. Ионообменные реакции и гидролиз солей.
Направление и полнота протекания ионообменных реакций в растворах электролитов.
Скорость ионообменных реакций. Вода как катализатор реакций в ее растворах.
Гидролиз солей, его причины и механизм. Типы реакций гидролиза. Ступенчатый
гидролиз. Константа и степень гидролиза. Влияние среды на состояние равновесия
обратимого гидролиза. Необратимый гидролиз. Закономерности гидролиза с позиций
периодического закона. Использование гидролиза в химической технологии.
Часть вторая. НЕОРГАНИ ЧЕСКАЯ ХИМИЯ
1. Общие закономерности неорганической химии (л - 2 ч)
Предмет неорганической химии, ее практическое значение. Химические элементы на
Земле: распространенные, редкие, рассеянные, благородные, радиоактивные, искусственные.
Химические элементы в недрах Сибири.
Простые вещества. Периодичность изменения их свойств с увеличением порядкового
номера элемента. Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов и простых
веществ в периодической системе в зависимости от их строения и условий проведения
реакций. Взаимодействие простых веществ с кислотами, щелочами, водой.
Изменение кислотно-основных свойств соединений в зависимости от их состава и
строения на примере бинарных соединений (оксиды, гидриды, галогениды и т.п.), кислот,
оснований и солей.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 7 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
8
2. Водород и галогены (л - 2 ч)
Водород. Особенности водорода и его место в периодической системе.
Распространенность на Земле и в космосе. Строение и свойства простого вещества. Водород
«в момент выделения». Соединения водорода - гидриды, их классификация и свойства.
Получение и применение водорода и гидридов.
Фтор, его особое место среди галогенов. Строение молекулы простого вещества (F2) по
методу ВС и МО. Свойства фтора. Соединения фтора: фтороводород, фтороводородная
кислота и фториды - их строение и свойства. Получение и применение фтора и его
соединений.
Хлор, бром, йод - электронное строение атомов и свойства элементов, нахождение в
природе. Строение и свойства простых веществ, изменение окислительновосстановительных
свойств, диспропорционирование в воде и щелочах. Взаимодействие галогенов с водородом,
свойства газообразных галогеноводородов. Галогеноводородные кислоты, их сила и
окислительно-восстановительные свойства. Галогениды: закономерности изменения их
свойств в периодах, группах и в семействах элементов. Соединения в положительных
степенях окисления (оксиды, кислоты, соли), их строение и термодинамическая устойчивость,
основно-кислотные
и
окислительно-восстановительные
свойства.
Межгалогенные
соединения, их строение, химические и физические свойства. Получение и применение
галогенов и их соединений. Экологические проблемы производства и применения галогенов.
3. Халькогены (л - 2 ч)
Кислород: строение атома и молекулы О2, распространенность, природные соединения,
получение, окислительная активность, применение. Озон: образование и строение молекулы,
получение, окислительная активность, применение. Озоновый слой в атмосфере, его значение.
Пероксид водорода: строение, свойства, получение и применение. Пероксиды, надпероксиды
и озониды. Диоксигенил-ион и его соединения. Применение пероксидов.
Сера, селен, теллур, полоний - электронное строение атомов и свойства элементов.
Природные соединения. Состав и строение простых веществ, аллотропия серы, изменение
молекулярного и агрегатного состояния серы при нагревании. Окислительновосстановительные свойства простых веществ, взаимодействие с водой, кислотами и
щелочами. Взаимодействие серы, селена и теллура с водородом, свойства газообразного
сероводорода и сероводородной кислоты. Сульфиды металлов; их состав и классификация по
отношению к воде и кислотам. Гидролиз сульфидов. Сульфоангидриды, сульфокислоты и
сульфосоли. Сульфаны и полисульфиды.
Соединения серы, селена и теллура в положительных степенях окисления. Диоксид
серы: получение, строение молекулы, растворимость в воде и взаимодействие с ней.
Сернистая кислота и ее соли. Окислительно-восстановительные свойства диоксида серы,
сернистой кислоты и сульфитов. Соединения селена(+4) и теллура(+4) в сравнении с
соединениями серы(+4). Серный ангидрид, его строение в различных агрегатных состояниях.
Серная кислота: получение нитрозным и контактным методами, водоотнимающие и
окислительные свойства, взаимодействие с металлами и неметаллами. Соли серной кислоты
(сульфаты, гидросульфаты, "купоросы", "квасцы"), их состав, строение и свойства.
Соединения селена(+6) и теллура(+6) в сравнении с соединениями серы(+6). Состав и
наиболее характерные свойства полисерных кислот ("олеум"), тиосерной кислоты и
тиосульфатов, политионовых, надсерных, фтор- и хлорсульфоновой кислот. Соединения с
галогенами; понятие о галогенангидридах. Применение серы, селена и теллура и их
важнейших соединений. Экологические проблемы, связанные с соединениями серы.
4. p- Элементы пятой группы (л - 2 ч)
Электронное строение атомов, общая характеристика элементов, закономерности
изменения физико-химических свойств.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 8 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
9
Азот. Нахождение в природе, получение, строение и свойства простого вещества.
Термодинамика и кинетика взаимодействия азота с водородом. Строение молекул аммиака,
его свойства в жидком, газообразном и растворенном состояниях. Гидроксид аммония и соли
аммония. Амминокомплексы. Нитриды, амиды и имиды. Гидразин и гидроксиламин - состав и
строение, свойства, получение и применение.
Оксиды азота: состав и строение молекул, получение и свойства. Строение нитритиона. Азотистая кислота и нитриты, их получение и свойства, окислительновосстановительная двойственность. Строение нитрат-иона. Азотная кислота: получение,
окислительные свойства, взаимодействие с металлами и неметаллами. "Царская водка".
Нитраты, их классификация по продуктам термолиза. Строение азид-иона.
Азотистоводородная кислота и ее соли (азиды). Применение азота и его важнейших
соединений. Азотные удобрения.
Фосфор. Нахождение в природе. Аллотропные модификации и их свойства. Фосфин
(сравнение с аммиаком), дифосфин, фосфиды металлов. Оксиды фосфора: получение, состав и
строение молекул, отношение к воде. Фосфорноватистая, фосфористая и фосфорные кислоты
(состав и строение молекул, получение, диссоциация, окислительно-востановительные
свойства) и их соли. Применение фосфора и его важнейших соединений. Фосфорные
удобрения.
Мышьяк, сурьма, висмут. Нахождение в природе, получение и свойства простых
веществ. Водородные соединения, их сравнение с водородными соединениями азота и
фосфора. Оксиды, гидроксиды и соли мышьяка, сурьмы и висмута в степенях окисления +3 и
+5; закономерности изменения их строения, основно-кислотных и окислительновостановительных свойств. Соединения с серой и галогенами. Применение мышьяка, сурьмы,
висмута и их важнейших соединений. Экологические аспекты, связанные с соединениями pэлементов пятой группы.
5. p-Элементы четвертой группы (л - 1 ч)
Электронное строение атомов, общая характеристика элементов, закономерности
изменения физико-химических свойств.
Углерод, его нахождение в природе. Аллотропные модификации углерода, их строение и
свойства. Простейшие углеводороды. Карбиды металлов: получение, классификация,
строение, свойства. Оксид углерода(II): получение, строение молекулы, свойства.
Генераторные газы. Строение и свойства карбонилов металлов. Углекислый газ: получение,
строение молекулы, свойства. Угольная кислота и ее соли. Цианамиды. Циановодородная,
циановая, родановодородная, уксусная и щавелевая кислоты и их соли. Соединение углерода
с серой и галогенами. Применение углерода и его важнейших неорганических соединений, их
влияние на экологию.
Кремний, его строение и свойства, нахождение в природе, получение и свойства
простого вещества. Диоксид кремния, его аллотропные модификции, строение и свойства,
взаимодействие с кислотами щелочами. Кремневые кислоты и силикагель. Простые силикаты
и стекла. Сложные природные силикаты и алюмосиликаты, цеолиты. Соединения кремния с
водородом (силаны), металлами (силициды), углеродом (карборунд), галогенами и серой.
Кремнийорганические соединения (силиконы). Применение кремния и его важнейших
соединений.
Германий, олово, свинец. Нахождение в природе. Получение простых веществ,
получение германия высокой чистоты методом зонной плавки. Аллотропные модификации
олова: строение и физические свойства. Взаимодействие простых веществ с кислотами и
щелочами. Оксиды, гидроксиды и соли: получение, основно-кислотные свойства, гидролиз,
окислительно-востановительные свойства. Соединения с водородом, галогенами и серой, их
строение и свойства. Применение германия, олова, свинца и их важнейших соединений.
Экологические аспекты, связанные с соединениями p-элементов четвертой группы.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 9 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
10
6. р-Элементы третьей группы (л - 1 ч)
Электронное строение атомов, общая характеристика элементов, закономерности
изменения физико-химических свойств.
Бор: общая характеристика элемента, получение, строение и свойства простого
вещества. Соединения с водородом: их строение, получение и свойства. Строение и свойства
других соединений: бориды и борогидриды металлов, оксид бора, борные кислоты и бораты,
соединения бора с галогенами, серой, азотом, борорганические соединения. Применение бора
и его важнейших соединений.
Алюминий: нахождение в природе, получение и свойства. Взаимодействие с водой,
кислотами и щелочами. Оксид и гидроксид, алюминаты, соли алюминия. Применение
алюминия и его важнейших соединений. Алюмотермия. Экологические проблемы при
получении алюминия.
Галлий, индий, таллий. Закономерности изменения свойств. Предсказание
существования и свойств галлия Д.И. Менделеевым. Нахождение в природе, получение,
строение и свойства простых веществ. Соединения (+3): оксиды, гидроксиды и соли.
Соединения таллия (+1). Применение галлия, индия и таллия и их соединений.
7. Химия s-элементов (л - 2 ч)
Общая характеристика s-элементов: электронное строение атомов, свойства, изменение
свойств в подгруппах.
Элементы первой группы (щелочные элементы): нахождение в природе, получение
металлов, их отношение к неметаллам, воде, кислотам. Оксиды, пероксиды, гидроксиды,
соли. Получение гидроксида натрия и карбоната натрия. Применение щелочных металлов и
их важнейших соединений.
Элементы второй группы: cтроение, нахождение в природе, получение простых
веществ, их взаимодействие с неметаллами, водой, кислотами и щелочами. Негашеная и
гашеная известь, вяжущие материалы. Жесткость природных вод, устранение жесткости.
Применение бериллия, магния и щелочноземельных металлов и их важнейших соединений.
Токсичность бериллия и его аналогов.
8. Переходные элементы (л - 7 ч)
Общая характеристика d-элементов: положение в периодической системе; электронное
строение, радиусы и энергия ионизации атомов; степени окисления; комплексообразующие
свойства (по декадам и подгруппам), сравнение с р-элементами. Природные соединения,
классические и новые способы получения. Термодинамические основы восстановления
металлов из оксидов и солей, способы их рафинирования. Свойства простых веществ
(отношение к неметаллам, воде, кислотам и щелочам, положение в ряду напряжений,
температуры плавления и кипения, твердость), закономерности их изменения по декадам и
подгруппам. Классификация металлов. Общие закономерности изменения основно-кислотных
и окислительно-восстановительных свойств соединений d-элементов. Работы В.В.
Серебренникова по химии редкоземельных элементов. Туганское месторождение
редкоземельных элементов в Тоской области.
Подгруппа скандия. Особое положение скандия и его аналогов среди d-элементов.
Строение, нахождение в природе, получение, свойства простых веществ, оксидов и
гидроксидов, состав и свойства солей. Применение.
Подгруппа титана. Электронное строение атомов, их степени окисления в соединениях.
Нахождение в природе и получение титана, циркония, гафния. Строение, свойства простых
веществ: положение в ряду напряжений, пирофорность, взаимодействие с кислотами и
щелочами. Соединения (оксиды, гидроксиды, соли, карбиды, комплексы), их состав и
свойства. Проблема разделения циркония и гафния. Применение металлов и их важнейших
соединений.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 10 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
11
Подгруппа ванадия. Электронное строение атомов, их степени окисления и
координационные числа в соединениях. Нахождение в природе и получение. Строение и
свойства простых веществ. Соединения (оксиды, гидроксиды, соли, комплексные
соединения), закономерности изменения их свойств в подгруппе и с увеличением степени
окисления атома. Применение ванадия, ниобия, тантала.
Подгруппа хрома. Электронное строение атомов, степени окисления и координационные
числа в соединениях. Строение, нахождение в природе и получение хрома, молибдена и
вольфрама. Соединения (оксиды, гидроксиды, соли), закономерности изменения их свойств в
подгруппе и в зависимости от степени окисления атома. Хроматы и дихроматы, их взаимные
переходы, окислительные свойства. Комплексные соединения и кластеры, их состав, строение
и свойства. Применение хрома, молибдена и вольфрама и их важнейших соединений.
Подгруппа марганца. Электронное строение атомов, степени окисления и
координационные числа в соединениях. Нахождение в природе и получение марганца.
Строение и свойства простых веществ. Кислоты марганца и рения и их соли. Окислительновосстановительные свойства соединений. Карбонилы, химическая связь в карбонилах
согласно метода ВС, их физические и химические свойства. Применение марганца и рения и
их важнейших соединений.
Семейство железа. Электронное строение атомов, степени окисления и
координационные числа в соединениях. Нахождение в природе. Доменный и внедоменный
способы получения железа. Пиро- и гидрометаллургический способы получения кобальта и
никеля. Строение и свойства простых веществ: положение в ряду напряжений,
взаимодействие с неметаллами, кислотами. Коррозия железа и борьба с ней. Оксиды и
гидроксиды, закономерности изменения их свойств в семействе. Соли, их окислительновосстановительные свойства и гидролиз. Комплексные соединения, их строение и свойства.
Ферриты и ферраты. Карбонилы. Применение металлов и их важнейших соединений.
Платиновые металлы. Электронное строение атомов, степени окисления и
координационные числа в соединениях. Нахождение в природе и получение. Строение и
свойства простых веществ. Состав, строение и свойства важнейших соединений. Применение
платиновых металлов и их соединений.
Подгруппа меди. Электронное строение атомов, степени окисления и координационные
числа в соединениях. Нахождение в природе и получение. Строение и свойства простых
веществ. Оксиды, гидроксиды, соли и комплексные соединения меди, их строение,
устойчивость и окислительно-восстановительные свойства. Оксид, гидроксид и соли серебра,
светочувствительность галогенидов, их растворимость в воде и комплексообразующих
реактивах. Соединения золота. Применение меди, серебра, золота и их важнейших
соединений.
Подгруппа цинка. Особое положение цинка и его аналогов среди d-элементов.
Нахождение в природе, получение и свойства простых веществ. Соединения цинка и кадмия:
оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения. Соединения ртути, их состав, строение и
свойства. Применение металлов и их важнейших соединений.
f-Элементы. Положение f-элементов в периодической системе, их сравнение с dэлементами. Лантаноиды, их деление на два подсемейства. Нахождение в природе, проблема
получения и разделения. Строение и свойства простых веществ, оксидов и гидроксидов, типы
солей. Применение. Актиноиды, их сходство с лантаноидами и d-элементами. Уран:
нахождение в природе, получение, важнейшие соединения, применение в атомной энергетике.
Искусственные элементы-актиноиды, получение и применение. Работы в ТПУ по химии и
технологии урана.
9. Благородные газы (л - 1 ч)
Электронное строение атомов, нахождение в природе, физические свойства простых
веществ, закономерности их изменения в подгруппе. Химическая инертность гелия, неона и
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 11 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
12
аргона. Соединения ксенона с фтором и кислородом, их получение, строение и свойства.
Применение благородных газов и их соединений.
3. СОДЕРЖАНИЕ ПРАКТИЧЕСКОГО РАЗДЕЛА
3.1. Перечень лабораторных работ по общей химии (14 ч)
1. Определение эквивалентной и атомной массы металла. 2. Окислительновосстановительные реакции. 3. Приготовление и определение концентрации раствора. 4.
Скорость химической реакции. 5. Комплексные соединения. На двух занятиях проводится
рубежный контроль.
3.2. Перечень лабораторных работ по неорганической химии (12 ч)
1. Галогены и сера. 2. р-Элементы пятой группы. 3. Хром и марганец. 4. Железо,
кобальт, никель. На двух занятиях проводится рубежный контроль.
3.3. Темы практических занятий по общей химии (12 ч)
1. Основные классы неорганических соединений, АМУ, стехиометрические расчеты, 2.
Строение атома и периодический закон, 3. Химическая связь, строение молекул, 4. Строение
комплексных соединений, 5. Энергетика химических реакций, 6. Свойства растворов
3.4. Темы практических занятий по неорганической химии (6 ч)
1. р-Элементы. 2. р и s-Элементы. 3. Переходные элементы.
4. ПРОГРАММА САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ
ПОЗНАВАТЕЛЬНОЙ ДЕЯТЕЛЬНОСТИ (126 ч)
На самостоятельную проработку выносятся следующие теоретические разделы
дисциплины: строение ядра атома, изотопы, ядерные реакции; методы исследования
структуры веществ; водородная энергетика; альтернативные химические источники энергии;
лантаноиды и актиноиды и их важнейшие соединения (10 ч). Студенты самостоятельно
готовятся к лабораторным работам (11 ч) к практическим занятиям (10 ч), рубежным
контрольным работам (15 ч), экзаменам (30).
Для закрепления теоретического материала и развития навыков и умений,
приобретаемых на аудиторных занятиях, студенты выполняют индивидуальные домашние
задания (ИДЗ) – по 100 задач и упражнений (50 ч). Домашние задания составляются по
задачникам разработанного на кафедре комплексного методического обеспечения.
5. ТЕКУЩИЙ И ИТОГОВЫЙ КОНТРОЛЬ
РЕЗУЛЬТАТОВ ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
Для контроля знаний и умений студентов используется рейтинговая система. Ниже
приведены виды контроля и максимально возможная оценка в баллах по каждому из них в
расчете на один семестр:
1. Рейтинг текущего контроля (РТК) учитывает работу на практических занятиях и
оценки за работу на занятиях – 160 баллов.
2. Рейтинг лекций (РК) – 100 баллов.
3. Рейтинг лабораторных работ (РЛР) учитывает оценки за подготовку, проведение
лабораторных работ и за отчет по каждой работе – 140 баллов.
4. Рейтинг рубежного контроля (РРК) учитывает оценки за рубежные контроли по
разделам программы – 200 баллов.
5. Рейтинг домашних заданий (РДЗ) учитывает оценки за индивидуальное домашнее
задание – 200 баллов.
6. Рейтинг итогового контроля – экзамена – 200 баллов.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 12 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
13
В конце семестра подсчитывается рейтинг семестра (РС), максимальное значение которого
800 баллов:
РС = РЛ+ РТК + РЛР + РДЗ + РРК = 100 + 160 + 140 + 200 + 200 = 800 б.
Студент допускается к сдаче экзамена, если он полностью выполнил учебный план и его
рейтинг (РС) составляет не менее 450 баллов.
Контролирующие материалы
В соответствии с рейтинговой системой при изучении курса «Общая и неорганическая
химии» проводится 4 рубежные контрольные работы. Рубежные контроли проводятся в часы
лабораторных занятий в письменной форме и включают задания по основным разделам
рабочей программы дисциплины. Экзамены проводятся в устной форме по билетам,
включающим теоретический вопрос и задачи по соответствующим разделам курса.
Экзаменационные билеты и билеты рубежных контрольных работ составлены лектором доц.
Г.А. Вороновой. Примеры билетов контрольных работ, экзаменационных билетов и варианта
ИДЗ приводятся в приложении.
6. УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
В каталоге НТБ ТПУ имеется около 50 наименований учебников и учебных пособий,
которые могут быть использованы для изучения дисциплины «Общая и неорганическая
химия». Кроме того, на кафедре ОНХ разработано комплексное методическое обеспечение
(КМО) дисциплины, которое включает:
1. Рабочую программу дисциплины , рейтинг-план и памятки для студентов.
2. Задания для самостоятельной аудиторной работы.
3. Задания для рубежных, зачетных, итоговых контролей.
4. Индивидуальные домашние задания.
5. Учебные пособия и методические указания.
ПЕРЕЧЕНЬ РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
Основная
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М.: ВШ, 1998. - 743 с.
2. Карпетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая неорганическая химия. - М.: Химия, 1993. - 588 с.,
1994. - 588 с.
3. Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.: ВШ, 1994.-608 с.
4. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: ВШ, 1997. - 527 с.
Учебные пособия, разработанные кафедрой
1. Г.Г. Савельев, Л.М. Смолова. Общая и неорганическая химия ч. 1. Общая химия. Томск,
изд. ТПУ, 1998 г.
2. Н.Ф. Стась Общая и неорганическая химия. Часть II. Неорганическая химия. Томск, Изд.
ТПУ, 2002 г.
3. Н.Ф. Стась Лекции по неорганической химии. Томск, Изд. ТПУ, 2003 г.
4. Н.Ф. Стась, В.Н. Лисецкий. Задачи, упражнения и вопросы по общей химии. Томск, изд.
ТПУ, 1998 г.
5. Н.Ф. Стась. Задачи, упражнения и вопросы по неорганической химии. Томск, изд. ТПУ,
Томск, 2002 г.
6. Н.Ф. Стась, Плакидкин А.А. Лабораторный практикум по общей химии. Томск, изд. ТПУ,
2002 г.
7. Е.М. Князева, Н.Ф. Стась. Лабораторный практикум по неорганической химии. Томск, изд.
ТПУ, Томск, 2001
8. Н.Ф. Стась. Общая химия. Задания для самостоятельной работы студентов. Томск, изд.
ТПУ, Томск, 1998 г.
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 13 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
14
9. Н.Ф. Стась, Т.А. Юрмазова. Неорганическая химия. Задания для самостоятельной работы
студентов. Томск, изд. ТПУ, 1998 г.
10. Стась Н.Ф. Справочник по общей и неорганической химии. - Томск: изд. ТПУ, 2000 г.
Дополнительная
1. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1987. - 702 с.
2. Гузей Л.С., Кузнецов В.Н., Гузей А.С. Общая химия. - М.: Изд. МГУ, 1999. - 333 с.
3. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. - М.: Мир, 1979. - 677 с.
4. Крестов Г.А. Теоретические основы неорганической химии. - М.: ВШ, 1982. - 295 с.
5. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. - М.: ВШ, 1991.-319 с.
6. Некрасов Б.В. Основы общей химии. В 3-х т. - М.: Химия, все годы издания.
7. Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. В 2-х. т. Пер. с рум., М.: Мир, 1971. - 560 с. (т.1);
1972. - 841 с. (т.2)
8. Спицын В.И., Мартыненко Л.И Неорганическая химия. В 2-х. ч. - М.: Изд-во МГУ, 1991. 532 с. (ч.I); 1994. - 624 с. (ч.II).
9. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - М.: Интеграл-Пресс, 1997. - 240 с.
10. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии. - М.: ВШ, 1997. - 384 с.
11. Ерохин Ю.М., Фролов В.И. Сборник задач и упражнений по химии. - М.: ВШ, 1998. - 304 с.
12. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Задачи по неорганической химии. - М.: ВШ,
1990. - 308 с.
13. Карапетьянц М.Х., Карапетьянц М.Л. Основные термодинамические константы
неорганических и органических веществ. - М.: Химия, 1968. - 471 с.
14. Лидин Р.А., Андреева Л.Л, Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. - М.:
Химия, 1987. - 320 с.
15. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. - Л.: Химия, 1991. - 432 с.
ПРИЛОЖЕНИЕ
ПРИМЕРЫ КОНТРОЛИРУЮЩИХ МАТЕРИАЛОВ
Пример варианта рубежного контроля № 1 по общей химии
1. Металл массой 3,47 г присоединяет 5,992 л водорода (объем измерен при 17 0С и 755 мм. рт.
ст.). Удельная теплоемкость металла 3,5564 Дж/г. Вычислить эквивалентную массу, валентность и
атомную массу металла. Какой это металл?
2. Составить электронные формулы атомов серы и меди. Состояние валентных электронов
показать электронно-графическим способом. Последний электрон охарактеризовать квантовыми
числами. Объяснить переменную валентность серы.
3. Молекула хлорида бора BCl3 неполярна ( = 0), а хлорида азота NCl3 полярна (  0).
Определить тип гибридизации АО атомов бора и азота, объяснить и изобразить строение молекул.
4. Объяснить изменение ионизационных потенциалов (эВ) атомов элементов II-го периода:
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
5,39 9,23 8,30 11,26 14,53 13,62 17,42 21,56
5. Na3[CrBr6], [Cu(NH3)2(H2O)2](NO3)2. Соединения назвать, определить заряды комплексов и
комплексообразователей, составить схемы электролитической диссоциации и выражения Кд и Кн. Для
первого соединения установить тип гибридизации АО комплексообразователя и магнитные свойства
комплекса.
Пример варианта рубежного контроля № 2 по общей химии
1. Вычислите стандартную энтальпию образования жидкого метилового спирта, воспользовавшись
следующими данными:
Н2 (г) + 1/2О2 (г) = Н2О (ж);
Н° = -285,8 кДж
С (к) + О2 (г) = СО2 (г);
Н° = -393,7 кДж
СН3ОН (ж) + 3/2О2 (г) = СО2 (г) + 2Н2О (ж); Н° = -715,0 кДж
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 14 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
15
2. Реакция протекает по схеме: Ca3(PO4)2(к) + C(графит) + SiO2(к)  CaSiO3(к) + CO(г) + P(г). Оцените
возможность её протекания при стандартных условиях и при 1000С.
3. Определите равновесные концентрации веществ COCl2(г) ⇄ CO(г) + Cl2(г),если Kc = 1,23, исходная
концентрация фосгена 2 моль/л.
4. Константа скорости простой реакции 2F2O = 2F2 + O2 при 250С равна 1,410-2 л/мольс, а при 270С –
5,710-2 л/мольс. Запишите кинетическое уравнение реакции, определите энергию активации
реакции.
5. Сколько граммов глюкозы С6Н12О6 следует растворить в 260 г воды для получения раствора,
температура кипения которого превышает температуру кипения чистого растворителя на 0,05С?
6. Расставьте коэффициенты методом полуреакций, укажите окислитель и восстановитель, тип ОВР,
эквивалентную массу окислителя: NaClO + KI + H2SO4  NaCl + I2 + K2SO4 + H2O
Пример варианта рубежного контроля № 1 по неорганической химия
1. Гидролиз какого соединения протекает полнее: FeCl2 или FeCl3; AlCl3 или SiCl4; BeCl2
или MnCl2?
2. Какой объем 60%-ной HNO3 ( = 1,245) потребуется для реакции с 118,7 г олова, если
олово окисляется максимально, а азотная кислота восстанавливается до NO?
3. Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций, в последнем
уравнении определить коэффициенты методом полуреакций:
1) Cl2 + MnO2 + NaOH =
2) F2 + I2 + H2O =
3) HCl + HClO3 =
4) HI + HClO3 =
4. Написать продукты или недостающие вещества окислительно-восстановительных
реакций:
1) SO2 + Cl2 + H2O =
3) Sb2S3 + HNO3 =
2) … + Br2 + KOH = KNO3 + …
4) SnCl2 + KBrO4 + HCl =
5. Завод вырабатывает в сутки 100 тонн аммиачной селитры. Какова ежесуточная
потребность завода в аммиаке (в м3 при н.у.) и 60 %-ной HNO3 (в тоннах)?
6. Написать названия соединений:
CaC2, KCN, Na2SiO3, Na2SiO4, Pb(HSO4)2, SnOHCl, CS2, K2GeO3.
Пример варианта рубежного контроля № 2 по неорганической химии
1. Уравнениями реакций показать кислотные свойства оксида бора, амфотерные –
оксида алюминия и основные – оксида таллия (III).
2. Описать амальгамный (ртутный) метод получения гидроксида натрия. Вычислить
массовую долю натрия в амальгаме, 100 г которой при обработке водой дают такое
количество NaOH, на нейтрализацию которого затрачивается 500 мл 0,5 н. соляной кислоты.
3. Написать уравнения реакций:
1) BaO2 + KMnO4 + H2SO4 =
2) BaO2 + FeSO4 + H2SO4 =
3) BaO2 + H2SO4 =
4. Вычислить температуру, при которой возможно получение вольфрама методом
водородного восстановления:
Уравнение реакции: WO3 + 3H2 = W + 3H2O(г)
Н0обр, кДж/моль:
-842,7
–
–
-241,8
S0, Дж/(моль·К):
75,9
130,5 32,7 188,7
5. Объяснить, почему карбонилы железа, кобальта и никеля имеют разный состав:
Fe(CO)5, Co2(CO)8, Ni(CO)4.
6. Назвать металлы: самый плотный, самый тугоплавкий, самый легкоплавкий, самый
активный и неактивный (как восстановители).
Пример экзаменационного билета
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 15 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.
16
1. Основные типы и характеристики химической связи. Свойства ковалентной связи.
Гибридизация атомных орбиталей.
2. При достижении равновесия в системе 2NO+O22NO2 концентрации веществ равны
[NO2]=0,12; [NO]=0,48; [O2]=0,24 моль/л. Вычислите константы равновесия Кс, Кр и
исходные концентрации оксида азота (II) и кислорода.
3. Оксиды и кислоты серы (общий обзор). Серная кислота: способы получения,
физические и химические свойства. Взаимодействие с металлами, неметаллами,
оксидами, основаниями и солями. Применение серной кислоты.
4. Провести расчет термодинамических характеристик реакции: N2 + O2 = 2NO. Оценить
техническую осуществимость проведения этой реакции.
5.
Определить водородный и гидроксильный показатели раствора, полученного при
растворении 2,24 л аммиака в 1л воды. Константа диссоциации гидроксида аммония
равна 1,8·10-5
6. Написать продукты окислительно-восстановительных реакций, основно-кислотных
реакций, реакций гидролиза и комплексообразования:
Bi(NO3)3 + Cl2 + KOH =
H3PO3 + NaOH =
Al2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O =
ИДЗ по неорганической химии
AgCN + KCN =
Вариант 31
выполняется по учебному пособию: Н.Ф. Стась, Задачи, упражнения и вопросы
по неорганической химии. Томск: изд. ТПУ, 2006
Общие закономерности неорганической химии (12, 40, 44, 70, 93). Водород и галогены
(112, 134, 178, 212, 256). Халькогены (343, 366, 400, 447, 471, 500). Главная подгруппа пятой
группы (545, 567, 604, 624, 701, 742). Главная подгруппа четвертой группы (794, 811, 875,
889). Главная подгруппа третьей группы (925, 984, 1012). s-Элементы (1062, 1071, 1108, 1158).
Переходные элементы (1163, 1193, 1222, 1250, 1267, 1296, 1328, 1368, 1391, 1454, 1483, 1491,
1554, 1576, 1602, 1615). Благородные газы (1638).
Рабочая программа по дисциплине
«Общая и неорганическая химия»
составитель:
Воронова Гульнара Альфридовна
\ Рабочая программа Химия. doc / стр. 16 из 16
Дата разработки: 5.02.09 5:26
Разработчик: Воронова Г.А.