Химия

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«УДМУРТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Биолого-химический факультет

Кафедра неорганической и аналитической химии

УТВЕРЖДАЮ

_______________________

«______» ________________2011 г.

РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ДИСЦИПЛИНЫ

ХИМИЯ

Направление подготовки

280100 Природообустройство и водоотведение

Профиль подготовки

280110 Природоохранное обустройство территории

Степень выпускника

БАКАЛАВР

Форма обучения

очная

Ижевск 2011
2. Место дисциплины в структуре ООП бакалавриата

Дисциплина входит в Математический и естественнонаучный цикл ООП бакалавриата.

Дисциплина адресована студентам направления подготовки 280100 Природобустройство и водоотведение по профилю подготовки 280110 Природоохранное обустройство территории.

Для успешного освоения дисциплины должна быть сформированы компетенции ОК-1, ОК-2 и ОК-3 на пороговом уровне.

3. Компетенции обучающегося, формируемые в результате освоения дисциплины

ОК-1	владение культурой мышления, способностью к обобщению, анализу, восприятию информации, постановки цели и выбору путей ее достижения
ПК-1	способность использовать основные законы естественнонаучных дисциплин … при решении профессиональных задач
ПК-16	способность обеспечивать требуемое качество выполняемых работ

В результате освоения дисциплины обучающийся должен:

·  знать: основные понятия и законы химии, состав, строение, свойства и способы получения основных простых веществ и химических соединений; принципы строения вещества и протекания химических процессов; принципы химического анализа веществ.

·  уметь: применять законы и понятия при изучении фактического материала, количественно описывать реакции превращения веществ, рассчитывать кинетические и термодинамические параметры реакций, проводить химический анализ веществ, математическую обработку экспериментальных данных с последующей их интерпретацией.

·  владеть: основными химическими методами исследования химических соединений.

5. Содержание дисциплин

5.1. Темы лекций и их аннотации

Тема 1. Основные понятия и законы химии. Классификация и номенклатура неорганических веществ. (2 часа)

Атомно-молекулярное учение.

Основные законы стехиометрии: закон сохранения массы; общий закон сохранения массы и энергии; закон эквивалентов (понятие эквивалента, фактора эквивалентности, молярной массы эквивалента, количества эквивалента вещества).

Классификация и номенклатура неорганических веществ.

Тема 2. Строение вещества (4 часа)

Строение атома.

Представления о сложном строении атома. Квантовая модель строения атома. Квантовые числа электронов. Распределение электронов в атомах: принцип Паули, правило Хунда, принцип наименьшей энергии.

Периодический закон и периодическая система . Современная формулировка периодического закона. Периодические свойства атомов элементов и их изменение в периодах и группах (атомный радиус, ионный радиус, потенциал ионизации, энергия сродства к электрону).

Химическая связь. Электроотрицательность как свойство атомов в молекуле.

Интерпретация химической связи с точки зрения теории валентной связи. Ковалентная связь (полярная и неполярная), механизмы образования ковалентной связи. Полярность молекул. Свойства ковалентной связи (энергия и длина связи, направленность и насыщаемость связи). Понятие валентности и степени окисления.

Основные виды химической связи и их характеристика. Ионная связь. Металлическая связь. Координационная связь. Водородная связь. Ван-дер-Ваальсовая связь.

Тема 3. Основы химической термодинамики. Кинетика химических процессов.
Катализ (4 часа)

Химическая кинетика. Скорость химических реакций, ее зависимость от различных факторов. Катализ. Химическое равновесие, принцип Ле Шателье.

Энергетика и направление химических реакций. Первое начало термодинамики. Закон Гесса. Второе начало термодинамики. Понятия о самопроизвольном, обратимом и необратимом процессах. Энтропия. Свободная энергия Гиббса.

Тема 4. Основы химии растворов (6 часов)

Растворы. Основные понятия. Классификация растворов. Способы выражения концентрации растворов. Теории растворов. Гидраты и кристаллогидраты. Тепловые эффекты процесса растворения.

Растворимость, влияние на растворимость природы компонентов раствора, растворимость твердых и жидких веществ в жидкостях, растворимость газов в жидкостях. Закон Генри.

Коллигативные свойства разбавленных растворов. Осмос, осматическое давление. Отклонение свойств разбавленных растворов солей, кислот и оснований от законов Рауля и Вант-Гоффа.

Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации (ионизации). Теория растворов слабых электролитов. Константа диссоциации. Закон разведения Освальда. Теория растворов сильных электролитов. Обменные реакции в растворах.

Диссоциация воды. Водородный показатель (рH). Роль электролитов в процессах жизнедеятельности.

Равновесия в гетерогенных системах. Произведение растворимости. Растворимость малорастворимых соединений.

Индикаторы. Определение рН среды. Гидролиз солей.

Тема 5. Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические аспекты процессов окисления–восстановления. Понятие о гальваническом элементе.
Электролиз ( 4 часа)

Электрохимические свойства растворов. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Подбор стехиометрических коэффициентов в уравнениях ОВР методами электронного баланса и полуреакций.

Стандартный электродный потенциал, его зависимость от различных факторов, уравнение Нернста. Электрохимический ряд напряжения металлов. Определение направления протекания ОВР, электродвижущая сила окислительно-восстановительного процесса.

Гальванические элементы: устройство, принцип действия, ЭДС гальванического элемента.

Тема 6. Химия комплексных соединений (2 часа)

Общие сведения о комплексных соединениях. Вернера. Основные типы и номенклатура комплексных соединений, изомерия комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений в растворе. Константы устойчивости комплексных соединений. Природа химической связи в комплексных соединениях с точек зрения ТВС и ТКП.

Тема 7. Дисперсные системы (4 часа)

Дисперсные системы, их характеристика и классификация. Способы получения, свойства и применение дисперсных систем. Устойчивость дисперсных систем.

Тема 8. Биологическая роль химических элементов и их соединений (2 часа)

Распространенность (кларки) химических элементов в природе. Макро - и микроэлементы в среде и организме человека. Топография важнейших биогенных элементов в организме человека. Биологическая роль химических элементов в организме человека.

Тема 9 Химические свойства элементов-неметаллов и их соединений (5 часов)

Общая характеристика элементов, способы получения простых веществ: промышленные, лабораторные. Физические свойства. Химические свойства элементов-неметаллов: взаимодействие с простыми веществами (реакции с кислородом, водородом и др. неметаллами, реакции с металлами), со сложными веществами (реакции с водой, кислотами, щелочами и пр.).

Тема 10. Химические свойства s-, p-металлов и их соединений (3 часа)

Общая характеристика элементов, промышленные способы получения простых веществ. Физические свойства металлов. Химические свойства: взаимодействие с простыми веществами (реакции с кислородом, водородом и др. неметаллами), со сложными веществами (реакции с водой, кислотами, щелочами и пр.).

Тема 11. Химические свойства d-металлов и их соединений (4 часа)

Общая характеристика элементов, промышленные способы получения простых веществ. Физические свойства металлов. Химические свойства: взаимодействие с простыми веществами (реакции с кислородом, водородом и др. неметаллами), со сложными веществами (реакции с водой, кислотами, щелочами и пр.). Гидратно-гидролитические равновесия в растворах ионов d-металлов. Комплексообразующие свойства ионов d-металлов.

Тема 12. Основные понятия аналитической химии. Общая характеристика аналитических реакций в растворе (5 часа)

Введение в аналитическую химию. Классификация методов аналитической химии. Характеристика аналитических реагентов.

Равновесные химические процессы в аналитической химии: понятия степени и константы диссоциации, реальные и идеальные системы, активность, коэффициент активности, ионная сила раствора.

Расчет pH в водных растворах кислот и оснований. Влияние растворителя на кислотно-основные свойства вещества. Значение рН в химическом анализе

Буферные растворы. рН буферных растворов, буферная емкость. Значение буферных растворов в химическом анализе.

Гетерогенные химические равновесия в аналитической химии. Условия образования осадка. Факторы, влияющие на растворимость: ионная сила, pH, комплексообразование, окисление-восстановление, температура, растворитель. Применение реакций осаждения в химическом анализе

Гидролиз в химическом анализе. Количественные характеристики процесса гидролиза: расчет pH в водных растворах гидролизующихся солей, константа и степень гидролиза. Значение гидролиза в химическом анализе.

Реакции комплексообразования в химическом анализе. Равновесие в растворах комплексных соединений. Использование комплексных соединений для обнаружения, маскирования, разделения, концентрирования. Константы устойчивости (нестойкости) комплексных соединений. Факторы, влияющие на комплексообразование: концентрация лиганда, pH, наличие постороннего лиганда (конкуренция), растворитель.

ОВР в химическом анализе. Уравнение Нернста. Факторы, влияющие на окислительно-восстановительный потенциал: соотношение концентраций окисленной и восстановленной форм, комплексообразование, осаждение, pH, температура.

Тема 13. Качественный химический анализ. Классификация ионов. Систематический и дробный методы анализа (3 часа)

Качественный анализ. Аналитические классификации ионов: сероводородная, кислотно-основная, аммиачно-фосфатная. Чувствительность аналитических реакций. Способы повышения чувствительности аналитических реакций. Дробный и систематический методы анализа, основные принципы. Составление схем проведения дробного и систематического анализа на примере различных групп ионов.

Тема 14. Количественный химический анализ (6 часов)

Сущность титриметрического (объемного) анализа. Классификация титриметрических методов анализа: по типу реакции, лежащей в основе определения, по способу фиксирования конечной точки титрования, по способу титрования. Растворы в титриметрическом анализе, их стандартизация. Требования, предъявляемые к реакциям в титриметрии. Расчеты в титриметрии.

Кислотно-основное титрование (протолитометрии). Теоретические и практические возможности метода. Рабочие растворы в кислотно-основном титровании. Кривые титрования в кислотно-основном титровании: титрование сильных кислот сильными основаниями (и наоборот). Индикаторы в методе кислотно-основного титрования, теории индикаторов (ионная, ионно-хромофорная), интервал перехода окраски индикаторов, выбор индикатора. Обратное титрование и титрование заместителя в кислотно-основном титровании.

Комплексометрия. Теоретические и практические возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в комплексометрии. Комплексонометрия (хелатометрия). Преимущества метода в сравнении с комплексометрическим титрованием. Комплексоны. Этилендиаминтетрауксусная кислота и ее производные как лиганды. Структура комплексных соединений катионов металлов с комплексонами. Влияние кислотности среды на комплексонометрическое титрование. Способы фиксирования конечной точки титрования, индикаторы хелатометрического титрования. Способы хелатометрического титрования. Практическое применение хелатометрии.

Окислительно-восстановительное титрование (редоксметрия). Возможности метода. Обратимость и необратимость ОВР. Требования, предъявляемые к реакциям в редоксметрии. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Способы фиксирования конечной точки титрования в редоксметрии. Индикаторы окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия: рабочие растворы, индикаторы в перманганатометрии, установление нормальности и титра перманганата калия по щавелевой кислоте; применение перманганатометрии для определения восстановителей прямым титрованием, окислителей обратным титрованием или титрованием заместителя, индифферентных веществ обратным титрованием или титрованием заместителя. Бихроматометрия: рабочие растворы, индикаторы в бихроматометрии, практическое применение метода. Йодометрия: рабочие растворы (растворы йода и тиосульфата натрия), установление титра раствора тиосульфата натрия, индикаторы в йодометрии, практическое применение йодометрии.

Седиметрия. Возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в седиметрии. Классификация методов. Рабочие растворы в седиметрии. Седиметрия. Способы установления конечной точки титрования в седиметрии.

Гравиметрия. Сущность гравиметрического (весового) анализа. Осаждаемая и весовая форма в гравиметрии. Требования к осадкам. Выбор осадителя. Техника операций в весовом анализе.

5.2. Планы практических занятий

В учебном плане не предусмотрены

5.3. Планы лабораторного практикума

Лабораторные работы проводятся в специализированных лабораториях неорганической и аналитической химии с соблюдением правил техники безопасности, предусмотренных инструкцией (инструктаж по технике безопасности проводится на первом занятии в химической лаборатории с обсуждением основных особенностей работы с потенциально опасными веществами перед соответствующей лабораторной работой).

Лабораторные работы обеспечивают формирование порогового уровня компетенций ПК-1, ПК-16.

Лабораторные работы помогают овладеть методикой проведения аналитических реакций,

Тема 1. Основные понятия и законы химии (2 часа)

Решение задач[1] по теме "Основные понятия и законы химии". Вычисления по химическим формулам. Определение химической формулы вещества. Вычисление с применением понятий "количество вещества", "молярная масса", "молярный объем". Законы газового состояния. Закон эквивалентов.

№ 1, 5, 9, 17, 36, 66, 73, 86, 91, 99, 104, 121

Тема 2. Строение вещества (4 часа)

Решение задач по теме "Строение атома. ПСХЭ и Периодический закон": № 000, 183, 185, 188, 193, 209, 211

Решение задач по теме "Химическая связь. Строение вещества": № 000, 232, 235, 238, 260, 263, 279

Тема 3. Основы химической термодинамики. Кинетика химических процессов. Катализ (4 часа)

Лабораторная работа № 1. Химическая кинетика. Влияние различных факторов на скорость химической реакции

Опыт № 1. Зависимость скорости химических реакций от концентрации взаимодействующих веществ.

Опыт № 2. Зависимость скорости химических реакций от температуры.

Опыт № 3. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.

Решение задач по теме "Химическая кинетика": № 000, 328, 330, 331, 333, 336, 341-343

Лабораторная работа № 2. Катализ и катализаторы

Опыт № 1. Изучение гомогенного катализа на примере разложения пероксида водорода.

Опыт № 2. Изучение гетерогенного катализа на примере разложения пероксида водорода.

Лабораторная работа № 3. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия.

Опыт № 1. Влияние концентрации веществ на состояние химического равновесия.

Опыт № 2. Влияние температуры на состояние химического равновесия.

Решение задач по теме "Химическое равновесие": № 000, 359, 364, 366

Решение задач по теме "Энергетика и направление химических реакций": № 000, 285, 289, 292, 296, 300, 303, 308

Тема 4. Основы химии растворов (6 часов)

Решение задач по теме "Способы выражения концентрации растворов": № 000, 394, 399, 410, 414, 429, 439, 448, 451

Решение задач по теме "Коллигативные свойства разбавленных растворов": № 000, 465, 470, 477, 481, 485, 489,

Решение задач по теме "Электролитическая диссоциация": № 000, 505, 511, 514, 518-520, 530, 533, 540, 545

Лабораторная работа № 4. Электролитическая диссоциация.

Опыт № 1. Электропроводность растворов некоторых веществ.

Опыт № 2. Влияние концентрации раствора слабого электролита на степень его диссоциации.

Опыт № 3. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов.

а) Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию кислоты;

б) Влияние соли слабого основания на диссоциацию основания.

Решение задач по теме "Гетерогенные равновесия": № 000-562, 567-570

Решение задач по теме "Гидролиз": № 000-587

Лабораторная работа № 5 Индикаторы. Определение рН среды. Гидролиз солей.

Опыт № 1. Кислотно-основные индикаторы. Визуально-колориметрический метод определения рН раствора.

а) Окраска некоторых индикаторов в различных средах;

б) Определение рН раствора при помощи универсальной индикаторной бумаги.

Опыт № 2. Определение рН растворов некоторых солей.

Опыт № 3. Случаи полного (необратимого) гидролиза.

Опыт № 4. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей.

а) Влияние температуры на степень гидролиза солей;

б) Влияние разбавление раствора на степень гидролиза солей.

в) Влияние изменения концентрации ионов водорода на гидролиз солей.

Тема 5. Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические аспекты процессов окисления–восстановления. Понятие о гальваническом элементе.
Электролиз (4 часа)

Решение задач по теме "Составление уравнений ОВР. Электродный потенциал, гальванические элементы, электролиз": № 000, 626, 633, 639, 641, 651, 654, 658, 673, 685, 687, 688, 698, 702, 706,708

Лабораторная работа № 6. Окислительно-восстановительные реакции

Опыт № 1. Восстановительные свойства металлов:

а) Взаимодействие магния с водой;

б) Взаимодействие железа с водными растворами сульфатов меди и цинка.

Опыт № 2. Влияние кислотности среды на протекание ОВР.

а) Окислительные свойства бихромат-иона в кислой среде;

б) Влияние кислотности среды на характер восстановления перманганат-иона.

Опыт № 3. Окислительно-восстановительные свойства соединений неметаллов.

а). Восстановительные свойства галогенид-ионов.

б). Окислительно-восстановительная двойственность перекиси водорода.

Тема 6. Химия комплексных соединений (2 часа)

Решение задач по теме "Комплексные соединения": № 000-722, 723-726

Лабораторная работа № 7. Реакции комплексообразования.

Опыт № 1. Образование и диссоциация соединений с комплексным катионом: получение и исследование сульфата тетраамминмеди(II).

Опыт № 2. Образование и диссоциация соединений с комплексным анионом: получение и исследование тетрайодовисмутата(III) калия.

Опыт № 3. Различие между простыми и комплексными ионами.

а) Определение катиона Fe(III) роданид-ионами в виде простого иона и в виде гексацианоферрат(III)-иона;

б) Взаимодействие ионов Fe(III) и гексацианоферрат(III)-ионов с сульфатоми железа(II) и меди(II).

Тема 7. Дисперсные системы, их классификация. Получение и свойства дисперсных систем (4 часа)

Решение задач по теме "Дисперсные системы" (методические разработки кафедры)

Тема 8. Биологическая роль химических элементов и их соединений (2 часа)

Решение задач по теме "Биологическая роль химических элементов и их соединений" (методические разработки кафедры)

Тема 9. Химические свойства р-элементов и их соединений (4 часа)

Решение задач по теме "Химические свойства элементов-неметаллов VIA, VIIA групп и их соединений" № 000, 771, 773, 775; № 000, 795, 811, 828, 831(а, в, е, и); № 000, 841, 856.

Лабораторная работа № 8. Химия элементов-неметалов.

Опыт № 1. Получение неметаллов в виде простых и сложных веществ:

а) получение хлора и соляной кислоты;

б) получение диоксида серы и сернистой кислоты;

в) получение аммиака и растворение его в воде.

Опыт № 2. Окислительно-восстановительные свойства соединений неметаллов:

а) хлорная вода и ее свойства;

б) окислительные и восстановительные свойства сульфит-иона;

в) окислительные свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты;

г) окислительные свойства азотной кислоты.

Тема 10. Химические свойства s-, p-металов и их соединений (2 часа)

Решение задач по теме "Химические свойства элементов-металлов I-IIIA групп и их соединений": № 000, 970, 978, 1008, 1029, 1052, 1053, 1055.

Лабораторная работа № 9. Химия s- и p-металлов.

Опыт № 1. Взаимодействие металлов с разбавленными и концентрированными растворами кислот и щелочей.

Опыт № 2. Получение гидроксидов металлов и их свойства (растворение в кислотах, щелочах, солях аммония).

Тема 11. Химические свойства d-металлов и их соединений (4 часа)

Решение задач по теме "Химические свойства d-металлов": № 000, 1086, 1092, 1094, ; № 000, 986, 996, , 1028(а, б).

Лабораторная работа № 10. Химия d-металлов.

Опыт № 1. Взаимодействие металлов с разбавленными и концентрированными растворами кислот и щелочей.

Опыт № 2. Получение гидроксидов металлов и их свойства (растворение в кислотах, щелочах, солях аммония).

Опыт № 4. Комплексные соединения d-металлов.

Тема 12. Основные понятия аналитической химии. Общая характеристика аналитических реакций в растворе (8 часов)

Решение задач по теме "Чувствительность аналитических реакций"

1.  Открываемый минимум ионов натрия дигидроантимонатом калия равен 0,3 мкг, минимальный объем исследуемого раствора – 9,9×10–4 см3. Вычислите предельное разбавление раствора для этой реакции.

2.  Открываемый минимум ионов Ag+ хроматом калия равен 0,15 мкг. Предельное разбавление раствора 6500 мл/г. Вычислить минимальный объем исследуемого раствора.

3.  Микрокристаллоскопическая реакция открытия ионов Ва2+ с раствором серной кислоты удается с раствором объемом 0,001 см3. Предельное разбавление равно 20000 см3/г. Вычислить открываемый минимум.

Решение задач по теме "Сильные и слабые электролиты":

4.  Определить и сопоставить концентрации ионов водорода в растворах 0,1 М HCl и 0,1 М уксусной кислоты.

5.  Вычислить рН и рОН 0,001 М раствора соляной кислоты без учета ионной силы.

Решение задач по теме "Буферные растворы"

6.  Вычислите рН буферной смеси, содержащей 0,01 моль уксусной кислоты и 0,5 моль ацетата натрия.

7.  Вычислите рОН и рН буферной смеси, содержащей 0,1 моль гидроксида и 0,01 моль хлорида аммония.

8.  При приготовлении формиатной буферной смеси 100 см3 23 н. раствора муравьиной кислоты смешали с 30 см3 15 н. раствора формиата калия. Вычислите рН полученной смеси.

Решение задач по теме "Гетерогенные равновесия"

9.  Рассчитать произведение растворимости, если в 100 мл воды растворимость составляет:

а) 0,058 г Hg2SO4; б) 2,33×10–4 г BaSO4;

в) 3,2×10–3 г Ag2СO3; г) 6,8×10–16 г Ag2S.

10.  Вычислить растворимость Hg2Cl2 в воде по значению его произведения растворимости.

11.  Вычислить растворимость Ca3(PO4)2 в воде по ПР.

12.  Вычислить и сравнить растворимость (моль/дм3) AgCl в воде и в 0,01 М КCl.

13.  Какая из двух сравниваемых солей более растворима в воде: BaSO4 или СaSO4.

14.  Вычислить и сравнить растворимость (моль/дм3) PbCrO4 в воде, в 0,1 М К2CrO4 и в 0,2 М Pb(NO3)2.

Решение задач по теме "Гидролиз. Количественные характеристики гидролиза"

15.  Привести по одному примеру солей, растворы которых имеют: а) кислую; б) щелочную, в) нейтральную среду. Ответ подтвердить расчетами.

16.  Рассчитайте константу гидролиза, степень гидролиза и рН в 0,1 М растворе ацетата натрия.

17.  Рассчитайте константу гидролиза, степень гидролиза и рН в 0,1 М растворе хлорида аммония.

Решение задач по теме "Комплексные соединения"

18.  Вычислить концентрацию каждого продукта диссоциации в 0,1 М растворе [Zn(NH3)4]Cl2.

19.  Вычислите концентрацию ионов Co2+ в 0,01 М растворе хлорида кобальта(II), содержащем 1 М H3N×H2O.

Решение задач по теме "Окислительно-восстановительные процессы"

20.  Определить молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя в реакциях:

а). ; б). .

в). ; г). .

21.  Рассчитать окислительно-восстановительный потенциал в растворе, содержащем:

а). [MnO4–]= 1 моль/дм3, [Mn2+] = 0,1 моль/дм3, [H+] = 1·10–3 моль/дм3;

б). [MnO4–]= 0,2 моль/дм3, [Mn2+] = 0,1 моль/дм3, рH = 5.

в). [Cr2O72–]= 1 моль/дм3, [Cr3+] = 0,1 моль/дм3, pH = 2;

г). 0,1 моль/дм3 КMnO4, 0,01 моль/дм3 NaOH и MnO2(тв).

22.  Определить молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя в реакциях:

а). ; б). .

в). ; г). .

Тема 13. Качественный химический анализ. Классификация ионов. Систематический и дробный методы анализа (10 часов)

Лабораторная работа № 11. Техника выполнения аналитических реакций.

Лабораторная работа № 12. Реакции комплексообразования в качественном химическом анализе.

Лабораторная работа № 13. Реакции осаждения в качественном химическом анализе.

Лабораторная работа № 14. Окислительно-восстановительные реакции в качественном химическом анализе.

Лабораторная работа № 15. Анализ сухого вещества.

Тема 14. Количественный химический анализ Общая характеристика аналитических реакций в растворе (12 часов)

Решение задач по теме "Способы выражения концентрации растворов. Вычисления по результатам прямого титрования".

23.  В 500 см3 раствора содержится 2,6578 г Na2CO3. Вычислите Т(Na2CO3) и молярную концентрацию эквивалента карбоната натрия при нейтрализации этого раствора до СО2.

24.  Вычислить молярную концентрацию раствора гидроксида натрия, Т(NaOH), если на титровании 20,00 см3 его израсходовали 19,20 см3 0,1000 М раствора соляной кислоты, приготовленной из фиксанала.

25.  Какую массу щавелевой кислоты Н2С2О4×2Н2О нужно взять для приготовления раствора, на титровании которого расходуется 20,00 см3 0,1 М раствора гидроксида натрия?

Лабораторная работа № 16. Стандартизация раствора гидроксида натрия по соляной кислоте.

Решение задач по теме "Комплексообразование и применение реакций комплексообразования в количественном химическом анализе. Расчеты по результатам комплексонометрического титрования".

26.  Какая масса ЭДТА (Na2H2C10H12O8N2×2H2O) потребуется для приготовления 500 см3 0,01 М раствора?

27.  Какую массу бромида натрия, содержащего 10% индифферентных примесей, следует взять для анализа, чтобы на титрование ее потребовалось 15,00 см3 0,1 н. раствора нитрата ртути(II) (fэкв. = 1/2)?

28.  На титрование 20,00 см3 раствора хлорида никеля(II) израсходовали 21,22 см3 0,02065 М раствора ЭДТА. Определить концентрацию (г/дм3) раствора соли никеля.

Лабораторная работа № 17. Определение общей жесткости воды.

Решение задач по теме "Окислительно-восстановительные реакции в количественном химическом анализе. Расчеты по результатам окислительно-восстановительного титрования".

29.  Какую массу КMnO4 надо взять для приготовления 500,0 см3 0,05 н. раствора, используемого для титрования в кислой среде.

30.  Рассчитать массу H2C2O4·2H2O, которую надо взять для приготовления раствора объемом 500,0 см3, чтобы на титрование 25,00 см3 полученного раствора израсходовалось 20,25 см3 раствора КMnO4 с концентрацией 3,2800г/дм3.

31.  Вычислить массовую долю (%) H2C2O4·2H2O в техническом препарате щавелевой кислоты, если 0,2003 г ее оттитровали 29,30 см3 раствора КMnO4 с концентрацией 0,1076 н.

Лабораторная работа № 18. Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой кислоте.

Лабораторная работа № 19. Определение содержания ионов железа(II) в растворе соли Мора перманганатометрическим титрованием.

Решение задач по теме "Реакции осаждения в количественном химическом анализе. Расчеты по результатам осадительного титрования".

32.  Какая масса кристаллогидрата потребуется для приготовления 500 см3 0,05000н. раствора.

33.  Какое вещество (NaBr или KBr) было взято для анализа, если на титрование 0,2332 г его по методу Мора было израсходовано 18,77 см3 0,1044 М раствора нитрата серебра?

34.  Какой объем рассола, содержащего 60 г/дм3 хлорида натрия, следует взять для приготовления 200,0 см3 раствора, чтобы на титрование 25,00 см3 его расходовалось 20,00 см3 0,05000 н. раствора нитрата ртути(I)?

7. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости,
промежуточной аттестации по итогам освоения дисциплины

Оценка качества освоения дисциплины включает текущий контроль успеваемости, промежуточную аттестацию обучающихся. Промежуточная аттестация по итогам освоения дисциплины проводится в форме экзамена и зачета.

Примерный перечень вопросов к зачету и экзамену

Неорганическая химия

1.  Атомно-молекулярное учение.

2.  Основные понятия стехиометрии: атом, молекула, химический элемент, простое и сложное вещество, аллотропная модификация химического элемента, моль, атомная масса, относительная атомная масса, молекулярная масса, относительная молекулярная масса, молярная масса, молярный объем газа, химическая формула вещества (простейшая, истинная), химические уравнения.

3.  Основные законы стехиометрии: закон сохранения массы; общий закон сохранения массы и энергии; закон кратных отношений, закон объемных отношений, закон постоянства состава, закон эквивалентов (понятие эквивалента, фактора эквивалентности, молярной массы эквивалента, количества эквивалента вещества), закон Авогадро, газовые законы (Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля, универсальный газовый закон, уравнение Менделеева-Клайперона).

4.  Строение атома:

4.2.  Представления о сложном строении атома, первые модели строение атома (модель Джозефа Джона Томсона, модель Резерфорда, теория Бора). Квантовая модель строения атома.

4.3.  Квантовые числа электронов.

4.4.  Распределение электронов в атомах: принцип Паули, правило Хунда, принцип наименьшей энергии.

5.  Периодический закон и периодическая система , основные этапы их развития. Современная формулировка периодического закона. Периодические свойства атомов элементов и их изменение в периодах и группах (атомный радиус, ионный радиус, потенциал ионизации, энергия сродства к электрону).

6.  Химическая связь:

6.2.  Электроотрицательность как свойство атомов в молекуле.

6.3.  Интерпретация химической связи с точки зрения теории валентной связи:

6.3.1.  Ковалентная связь (полярная и неполярная), механизмы образования ковалентной связи. Полярность молекул. Свойства ковалентной связи (энергия и длина связи, направленность и насыщаемость связи). Понятие валентности и степени окисления.

6.3.2.  Ионная связь, ее свойства.

6.3.3.  Металлическая связь, ее свойства.

6.3.4.  Координационная связь.

6.3.5.  Водородная связь.

6.3.6.  Ван-дер-Ваальсовая связь.

7.  Метод молекулярных орбиталей, основные положения, молекулярные диаграммы

7.2.  простых веществ на примере двухатомных молекул, образованных элементами второго периода ПСХЭ.

8.  Строение и свойства веществ. Агрегатное состояние вещества:

8.2.  Газообразное;

8.3.  Жидкое;

8.4.  Твердое:

8.4.1.  аморфные, кристаллические вещества;

8.4.2.  Типы кристаллических решеток: металлические, молекулярные, ионные, макромолекулярные.

9.  Химическая кинетика:

9.2.  Скорость химических реакций, ее зависимость от различных факторов.

9.3.  Катализ.

9.4.  Химическое равновесие, принцип Ле Шателье.

10.  Энергетика и направление химических реакций:

10.2.  Первое начало термодинамики.

10.3.  Закон Гесса.

10.4.  Второе начало термодинамики.

10.5.  Понятия о самопроизвольном, обратимом и необратимом процессах.

10.6.  Энтропия.

10.7.  Свободная энергия Гиббса.

11.  Растворы.

11.2.  Основные понятия. Значение растворов в жизнедеятельности организмов. Вода как растворитель.

11.3.  Классификация растворов.

11.4.  Способы выражения концентрации растворов.

11.5.  Теории растворов. Гидраты и кристаллогидраты. Тепловые эффекты процесса растворения.

11.6.  Растворимость, влияние на растворимость природы компонентов раствора, растворимость твердых и жидких веществ в жидкостях, растворимость газов в жидкостях. Закон Генри.

11.7.  Коллигативные свойства разбалвенных растворов. Осмос, осматическое давление. Отклонение свойств разбавленных растворов солей, кислот и оснований от законов Рауля и Вант-Гоффа.

12.  Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации (ионизации). Теория растворов слабых электролитов. Константа диссоциации. Закон разведения Освальда. Теория растворов сильных электролитов. Обменные реакции в растворах.

13.  Диссоциация воды. Водородный показатель (рH). Роль электролитов в процессах жизнедеятельности.

14.  Равновесия в гетерогенных системах. Произведение растворимости. Растворимость малорастворимых соединений.

15.  Гидролиз. Виды гидролиза.

16.  Общие сведения о комплексных соединениях. Вернера. Основные типы и номенклатура комплексных соединений, изомерия комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений в растворе. Константы устойчивости комплексных соединений. Природа химической связи в комплексных соединениях с точек зрения ТВС и ТКП.

17.  Электрохимические свойства растворов. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Подбор стехиометрических коэффициентов в уравнениях ОВР методами электронного баланса и полуреакций.

18.  Стандартный электродный потенциал, его зависимость от различных факторов, уравнение Нернста. Электрохимический ряд напряжения металлов. Определение направления протекания ОВР, электродвижущая сила окислительно-восстановительного процесса.

19.  Гальванические элементы: устройство, принцип действия, ЭДС гальванического элемента. Электролиз, законы электролиза.

20.  Распространенность элементов в земной коре и биосфере. Классификация элементов по их распространенности. Органогенные макро - и микроэлементы и их значение. Способы выделения простых веществ из природного сырья.

21.  Общая характеристика элементов, способы получения простых веществ: промышленные, лабораторные. Физические свойства. Химические свойства элементов-неметаллов: взаимодействие с простыми веществами (реакции с кислородом, водородом и др. неметаллами, реакции с металлами), со сложными веществами (реакции с водой, кислотами, щелочами и пр.).

22.  Общая характеристика элементов, промышленные способы получения простых веществ. Физические свойства металлов. Химические свойства: взаимодействие с простыми веществами (реакции с кислородом, водородом и др. неметаллами), со сложными веществами (реакции с водой, кислотами, щелочами и пр.).

23.  Общая характеристика элементов, промышленные способы получения простых веществ. Физические свойства металлов. Химические свойства: взаимодействие с простыми веществами (реакции с кислородом, водородом и др. неметаллами), со сложными веществами (реакции с водой, кислотами, щелочами и пр.). Гидратно-гидролитические равновесия в растворах ионов d-металлов. Комплексообразующие свойства ионов d-металлов.

Аналитическая химия

24.  Предмет и задачи аналитической химии. Значение аналитической химии.

25.  Основные этапы развития аналитической химии. Краткий исторический очерк развития.

26.  Методы аналитической химии. Классификация методов анализа.

27.  Периодический закон и аналитическая химия. Связь аналитической классификации катионов с периодическим законом.

28.  Аналитические реакции, условия их выполнения. Чувствительность, избирательность и специфичность реакций. Способы повышения чувствительности аналитических реакций. Групповые, избирательные и специфические реагенты.

29.  Разделение катионов на аналитические группы. Групповой реагент. Сероводородная, аммиачно-фосфатная и кислотно-щелочная схемы классификации катионов. Классификация анионов.

30.  Кислотно-основное равновесие. Теории кислот и оснований.

31.  Роль растворителя в кислотно-основных взаимодействиях. Амфипротные (амфотерные) растворители. Константа автопротолиза. Состояние протолитов в амфипротных растворителях.

32.  Ионное состояние элементов в растворах. Идеальные и реальные системы. Межионные взаимодействия в растворах. Ионная сила раствора.

33.  Химическое равновесие. Закон действующих масс в применении к химическому равновесию.

34.  Выражения констант равновесия в идеальных и реальных системах. Факторы, влияющие на положения равновесия.

35.  Сильные протолиты. Вычисление рН растворов сильных протолитов.

36.  Слабые протолиты. Расчет рН водных растворов слабых протолитов.

37.  Значение кислотности среды в химическом анализе.

38.  Гидролиз, механизм гидролиза. Количественные характеристики процесса гидролиза. Гидролиз в химическом анализе.

39.  Факторы, влияющие на кислотно-основное равновесие. Буферные растворы. Классификация буферных систем. Механизм буферного действия. Характеристики буферных растворов: рН, буферная емкость. Ацетатная буферная смесь. Механизм действия смеси при добавлении сильной кислоты и щелочи. Аммонийная буферная смесь. Механизм действия смеси при введении сильной кислоты или щелочи. Область рН работы аммонийной буферной системы.

40.  Равновесия в гетерогенных системах. Произведение растворимости. Растворимость малорастворимых соединений. Влияние одноименных ионов на растворимость. Солевой эффект. Образование осадков. Влияние различных факторов на полноту осаждения: растворимость осаждаемого соединения, количество прибавляемого осаждающего реагента, значение рН раствора (осаждение малорастворимых гидроксидов металлов, осаждение малорастворимых солей слабых кислот, осаждение малорастворимых солей сильных кислот, регулирование значения рН раствора). Дробное осаждение. Растворение осадков. Превращение одних малорастворимых соединений в другие. Конкурирующая реакция комплексообразования в гетерогенной системе (система раствор - осадок). Увеличение растворимости осадка.

41.  Реакции комплексообразования. Строение, классификация комплексных соединений. Внутрикомплексные соединения. Механизм реакций, количественные характеристики. Факторы, определяющие устойчивость комплексных соединений. Значение комплексных соединений в качественном химическом анализе.

42.  Окислительно-восстановительное равновесие. Реакции окисления-восстановления. Водородный электрод. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, направление протекания окислительно-восстановительных реакций; влияние различных факторов (концентрация взаимодействующих веществ, кислотность среды, температуры, комплексообразования, осаждения) на величину ОВ потенциала, уравнение Нернста; константы равновесия окислительно-восстановительных реакций. Скорость и механизм ОВР.

43.  Основные направления использования органических реагентов в анализе.

44.  Количественный анализ. Методы количественного анализа.

45.  Сущность титриметрического (объемного) анализа. Классификация титриметрических методов анализа: по типу реакции, лежащей в основе определения, по способу фиксирования конечной точки титрования, по способу титрования. Растворы в титриметрическом анализе, их стандартизация. Требования, предъявляемые к реакциям в титриметрии. Расчеты в титриметрии.

46.  Кислотно-основное титрование (протолитометрии). Теоретические и практические возможности метода. Рабочие растворы в кислотно-основном титровании. Кривые титрования в кислотно-основном титровании: титрование сильных кислот сильными основаниями и наоборот. Факторы, определяющие величину скачка на кривой титрования в протолитометрии. Индикаторы в методе кислотно-основного титрования, теории индикаторов (ионная, ионно-хромофорная), интервал перехода окраски индикаторов, выбор индикатора. Индикаторная ошибка титрования. Обратное титрование и титрование заместителя в кислотно-основном титровании.

47.  Комплексометрия. Теоретические и практические возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в комплексометрии. Комплексонометрия (хелатометрия). Преимущества метода в сравнении с комплексометрическим титрованием. Комплексоны. Этилендиаминтетрауксусная кислота и ее производные как лиганды. Структура комплексных соединений катионов металлов с комплексонами. Влияние кислотности среды на комплексонометрическое титрование. Способы фиксирования конечной точки титрования, индикаторы хелатометрического титрования. Способы хелатометрического титрования. Практическое применение хелатометрии.

48.  Окислительно-восстановительное титрование (редоксметрия). Возможности метода. Обратимость и необратимость ОВР. Требования, предъявляемые к реакциям в редоксметрии. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Способы фиксирования конечной точки титрования в редоксметрии. Индикаторы окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия: рабочие растворы, индикаторы в перманганатометрии, установление нормальности и титра перманганата калия по щавелевой кислоте; применение перманганотометрии для определения восстановителей прямым титрованием, окислителей обратным титрованием или титрованием заместителя, индифферентных веществ обратным титрованием или титрованием заместителя. Бихроматометрия: рабочие растворы, индикаторы в бихроматометрии, практическое применение метода. Йодометрия: рабочие растворы (растворы йода и тиосульфата натрия), установление титра раствора тиосульфата натрия, индикаторы в йодометрии, практическое применение йодометрии: определение окислителей, определение содержания меди (II) йодометрией.

49.  Седиметрия. Возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в седиметрии. Классификация методов. Рабочие растворы в седиметрии. Способы установления конечной точки титрования в седиметрии.

Основной технологией оценки уровня сформированности компетенций является балльно-рейтинговая система оценки успеваемости студентов:

Общее количество баллов в семестре – 100 баллов.

Количество рубежных контролей в семестре – 2.

Текущая работа студента оценивается в 50 баллов и включает в себя следующие виды работ:

−  подготовку к выполнению лабораторных работ (изучение теоретического материала и оформление лабораторного журнала производится студентом до проведения лабораторного занятия);

−  выполнение лабораторной работы и сдача отчета по ее результатам;

−  выполнение контрольных работ;

−  выполнение домашнего задания (самостоятельное изучение теоретического материала, решение задач)

Промежуточная аттестация по итогам освоения дисциплины предполагает 50 баллов.

8. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины

Основная литература:

1.  Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М.: Высш. шк., 20с.

2.  . Общая химия. М.: Высш. шк., 1985.

3.  . Аналитическая химия. Аналитика. Ч. 1. Общие теоретические вопросы. Качественный анализ. – М.: Высщ. шк., 2005.

4.  . Курс качественного химического полумикроанализа. – М.: Химия, 1973.

5.  . Количественный анализ. – М.: Химия, 1972.

6.  . Аналитическая химия. Т. 1, 2. – М.: Высш. шк., 2002.

7.  , , . Аналитическая химия. Лабораторный практикум. – М.: Дрофа, 2004.

Дополнительная литература:

8.  , . Общая химия. С.-Пб.: Химия, 1995.

9.  , , . Общая химия. МГУ, 1999.

10.  , . Неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1004.

11.  , . Неорганическая химия. М.: Высш. шк., 19с.

12.  . Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1998.

13.  , , . Аналитическая химия. – М.: Просвещение, 1979.

14.  и др. Аналитическая химия. Т. 1, 2, 3. – М.: Высш. шк., 1983.

15.  . Аналитическая химия. – М.: Высш. шк., 1993.

16.  Основы аналитической химии. / Под ред. . Т. 1, 2. – М.: Высш. шк., 2001.

17.  , . Практикум по аналитической химии. – Воронеж: Воронеж. гос. технол. акад., 2002.

Сборники задач и методических материалов.

18.  . Задачи и упражнения по общей химии. М.: "Интеграл-пресс", не ранее 1985 г.

19.  , , . Аналитическая химия. Сборник вопросов, упражнений и задач. – М.: Дрофа, 2004.

20.  и др. Сборник задач и упражнений по качественному анализу. – М.: Просвещение, 1976.

21.  и др. Сборник задач и вопросов по аналитической химии. – М.: Высш. шк., 1985.

[1] . Задачи и упражнения по общей химии. М.: "Интеграл-пресс", не ранее 1985 г.