Общая и неорганическая химия.
М е т о д и ч е с к и е    у к а з а н и я
Учебные занятия по курсу «Общая и неорганическая химия» состоят из лекций, семинаров, лабораторных работ, курсовой работы и домашней работы.
В первом семестре даются те начальные сведения об основах химической термодинамики, основах   химии растворов и основах строения вещества, без которых невозможно понимание свойств веществ и реакций между ними.
На семинарских и лабораторных занятиях студенты приобретают навыки решения конкретных задач и закрепляют свои знания наиболее важных разделов курсов.
При подготовке к семинарским и лабораторным занятиям студент должен проработать соответствующие разделы курса по конспекту лекций и учебникам [1] [2] [3] [4] [5] из библиографического списка (страницы приведены в соответствующем разделе «Лекции») и решить задачи, указанные в домашнем задании.
При подготовке к лабораторным работам в лабораторном журнале следует написать: 1) название лабораторной работы и дату ее выполнения; 2) цель лабораторной работы;   3) схему установки или прибора; 4) порядок выполнения работы; 5) уравнения реакций;      6) схему протокола работы. При недостаточной подготовке и (или) невыполнении домашней работы студент к лабораторной работе не допускается.
Суммарный рейтинговый балл за семестр по курсу «Общая и неорганическая химия» (максимально 60 баллов) составляется из баллов, полученных за:
а) четыре рубежные контрольные работы –        максимально 32 балла;
б)  выполнение и защита 8 лабораторных работ –            от 8 до 16 баллов;
в) выполнение индивидуальной домашней работы (8 заданий) – от 8 до 12 баллов.
Изучение курса “Общая и неорганическая химия” завершается экзаменом (максимально 40 баллов). До экзамена не допускаются студенты: а) не выполнившие лабораторный практикум, б) набравшие в семестре менее 35 баллов.
                                            Библиографический список.
[1]  Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1981. 630 с.
[2]  Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1992--2004.
[3]  Соловьев С.Н. Начала химии. Элементы строения вещества (конспект лекций, задачи, упражнения). М РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 г. 108 с.
[4]  Соловьев С.Н. Начала химии. Теоретические основы химии (конспект лекций, задачи, упражнения). М РХТУ им. Д.И.Менделеева, 2004 г. 148 с.
[5]  Общая и неорганическая химия: в 2 т./ Под ред. А.Ф. Воробьева. Том 1 Теоретические основы химии.- М.: ИКЦ «Академкнига», 2004.-371 с.
[6]  Практикум по неорганической химии /Под ред. А.Ф. Воробьева и С.И. Дракина. М.: Химия, 1983.-246 с.
[7] Сборник задач с решениями по курсу “Теоретические основы химии” / Под ред.
 А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1984. -48 с.
[8] Задачи по общей химии / Под ред. А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1982.- 48 с.                                                                          «2532»
[9]  Задания для программированного контроля   по курсу “Теоретические основы химии”    (основные законы и понятия химии, растворы, равновесие, основы термодинамики) / Под ред. А.Ф. Воробьева; М.:МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1986. -48 с.                «3263»
[10] Задания для программированного контроля   по курсу “Теоретические основы    химии”(периодический закон, строение молекул, химическая связь) / Под. ред. 
А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1986. -48 с.                               «3219»
[11] Задания к курсовой работе по курсу “Теоретические основы химии” / Под. ред.
 А.Ф. Воробьева; М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1988.- 64 с.                              «3445»
ЛЕКЦИИ.
		Лекции 1-2. Строение атома.
Волновые свойства материальных объектов. Уравнение де Бройля. Соотношение неопределенностей Гейзенберга. Понятие о квантовой механике и уравнении Шредингера. Волновая функция. Электронная плотность. Характеристика состояния электронов квантовыми числами.  Формы электронных облаков для s-, p- и d- состояний электронов в атомах. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и оболочках. Правило Хунда. Последовательность энергетических уровней электронов в многоэлектронных атомах.
    	[1] - с.7-33, [2] - с.7-35, [3] – с.4-26, [5] – с.128-144. 
	Лекции 3-4. Периодический закон Д.И.Менделеева и строение атомов 				          элементов.
Современная формулировка периодического закона. Периодическая система и ее связь со строением атомов. Заполнение электронных слоев и оболочек атомов в периодической системе. Особенности электронного строения атомов в главных, побочных подгруппах, в семействах лантаноидов и актиноидов: s-, p-, d- и f-элементы.
Атомные и ионные радиусы. Условность этих понятии. Изменение радиусов атомов по периодической системе. Ионные радиусы и их зависимость от электронного строения атомов и степени окисления. Энергия ионизации и сродство к электрону. Закономерности в изменении энергии ионизации. 
Значение периодического закона. Предсказание свойств на основе периодического закона. Представление о методах сравнительного расчета М.Х.Карапетьянца. 
  	[I] - с.33-51, [2] - с.36-55, [3] – с.27-45, [5] – с.144-158.
   		Лекция 5. Окислительно-восстановительные реакции.
Степени окисления. Важнейшие окислители и восстановители. Важнейшие схемы превращения веществ в окислительно-восстановительных реакциях. Влияние температуры, концентрации реагентов, их природы, среды и других условий на глубину и направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
	[I] - с.202-210, [2] - с.216-224, [4] – с.118-128, [5] – с.205-217.
		Лекции 6-8. Химическая связь и строение молекул.
 Электроотрицательность.  Ковалентная и ионная  связи. Свойства ковалентной связи: направленность и насыщаемость. Полярная ковалентная связь. 
Характеристики ковалентной связи: длина, прочность, валентные углы. Длины одинарных и кратных связей.
Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольный момент. Дипольные моменты и строение молекул.
Понятие о квантовой химии. Основные положения метода валентных связей. Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.
Рассмотрение схем перекрывания атомных орбиталей при образовании связей в молекулах. Гибридизация волновых функций, примеры sp-, sp2-, sp3- гибридизаций. Гибридизация с участием d-орбиталей. Заполнение гибридных орбиталей неподеленными парами электронов (NH3, H2O, С1F3).
Образование кратных связей; - и -связи, их особенности. Делокализованные 
-связи. Метод Гиллеспи.[I] - с.57-61, 66-99, [2] - с.61-66, 71-105, [3] – с.46-73,[5] – с.162-176

	Лекция 9. Метод молекулярных орбиталей.
Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Связывающие, несвязывающие и разрыхляющие орбитали. Последовательность заполнения МО в двухатомных молекулах. Объяснение возможности существования двухатомных частиц при помощи метода МО.
Объяснение магнитных свойств молекул и ионов с позиций метода МО. Понятие о многоцентровой связи. Химическая связь в В2Н6. 
	[I] - с.99-110, [2] - с.105-117, [3] – с.97-104, [5] – с.177-181.

	Лекции 10-11. Химическая связь в  комплексных соединениях.
Общие сведения о комплексных соединениях. Комплексообразователь, лиганды, координационные числа, дентантность лигандов, внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения. Классификация комплексов по виду координируемых лигандов. Номенклатура комплексных соединений. Представление об изомерии комплексных соединений. Реакции образования  комплексных соединений.
 Квантово-механические трактовки природы химической связи в комплексных соединениях. Метод валентных связей. Понятие о теории кристаллического поля. Объяснение магнитных свойств и электронных спектров поглощения комплексных соединений. 	[I] - с.116-131, [2] - с.124-140, [3] – с.84-96, [4] – с.108-111, [5] – с.283-298. 			Лекция 12-13. 	Водородная связь.
Межмолекулярная и внутримолекулярная связь. Энергия и длина водородной связи. Влияние водородной связи на свойства веществ (температуры плавления и кипения, степень диссоциации в водном растворе и др.). 
		Ионная связь. 
Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Поляризация ионов. Зависимость поляризации ионов от типа электронной структуры, заряда и радиуса ионов. Влияние поляризации на свойства веществ.         		Межмолекулярное взаимодействие.
Общие представления о межмолекулярном взаимодействии: ориентационное, индукционное, дисперсионное взаимодействия.
	[I] - с.110-116, 131-137, [2] - с.117-124, 140-146, [5] – с.159-162, 181-187.
. 	Лекции 14-15. Элементы химической термодинамики,
Понятие о химической термодинамике. Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл. Понятие термодинамической системы. Изолированные системы. Термохимия. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Понятие о стандартном состоянии. Стандартные энтальпии образования, растворения и сгорания веществ. Закон Гесса и следствия из него. Использование закона Гесса для вычисления Н-реакции и Н-связи.
Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и строение вещества. Изменение энтропии в различных процессах. 	[I] - с.161-181, 59-61, [2] - с.172-193, 63-66, [3] – с.53-54, 					[4] – с.4-19, [5] – с.28-52, 165-166.
	Лекции 16-17. Химическое равновесие.
Химическое равновесие. Истинное и кажущееся равновесия, их признаки. Константа химического равновесия (Кс и Кр).
Энергия Гиббса, ее связь с энтропией и энтальпией. Физический смысл. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса. Связь G°т с константой равновесия. Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Критерий самопроизвольности процессов.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье - Брауна. Влияние температуры, давления, инертного газа и концентрации реагентов на химическое равновесие. 	[I] - с.174-176, 181-190,  195-202, [2] - с.185-187, 193-203, 208-216,                    		[4] – с.19-23, 43-55,  [5] – с.53-64.
	Лекция 18. Энергия Гиббса и ОВР.
Понятие об электродных потенциалах. Э.Д.С. окислительно-восстановительных реакций и критерий самопроизвольного протекания процессов. Вычисление G°298 и констант равновесия на основе величин стандартных электродных потенциалов.
Зависимость электродного потенциала от температуры и концентраций реагентов, уравнение Нернста. 
[I] - с.190-195, 210-212, [2] - с.203-208, 224-226, [4] – с.24-27, 37-42, [5] – с.218-231.
	Лекции 19-21. Растворы и равновесия в растворах.
Процессы, сопровождающие образование жидких истинных растворов неэлектролитов и электролитов. Краткая характеристика межчастичных взаимодействий в растворах. Представление о сольватации. Идеальные и реальные растворы. Активность; коэффициент активности как мера отклонения свойств компонента реального раствора от его свойств в идеальном растворе.

 Растворы электролитов.
Типы электролитов. Ассоциированные и неассоциированные электролиты. Степень диссоциации.  Константа диссоциации.  Зависимость  степени  электролитической диссоциации от разбавления (закон разбавления Оствальда). Состояние бесконечного разбавления растворов. Его особенности. Стандартное состояние растворов; специфики его определения. Ступенчатая диссоциация электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого электролита в растворе. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его кристаллов. Произведение растворимости, условия осаждения и растворения малорастворимого электролита. Понятие об определении ПР. Равновесие в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости. Реакции образования и реакции разрушения комплексных ионов.
 [I] - с.229-239, 245-254, 257-261, [2] - с.245-256, 262-272, 275-279,  [4] – с.56-68, 108-113, [5] – с.70-80, 82-84, 86-102, 104-106, 299-303.
.Лекции 22-23. Гидролиз солей.
Равновесие диссоциации в жидкой воде. Ионное произведение воды. Шкала рН. Способы определения рН. Буферные растворы. Поляризация ионов. Поляризующее действие ионов соли на молекулы воды.
Гидролиз солей. Гидролиз по катиону и аниону. Ступенчатый гидролиз. Полный гидролиз. Константа и степень гидролиза и связь между ними и концентрацией раствора. Способы усиления и подавления гидролиза. Понятие о сольволизе. 
[I] - с.254-257, 265-270, 110-116, [2] - с.272-275,283-288, 117-124, [4] – с.69-81, [5] – с.102-104, 106-115, 159-162.
Лекция 24. Теории кислот и оснований.
Недостаточность теории Аррениуса. Протонная теория кислот и оснований; константы кислотности и основности; шкала рКа и рКв. Константа автопротолиза растворителя. Дифференцирующие и нивелирующие растворители. Понятие об электронной теории кислот и оснований.  [I] - с.270-287, [2] - с.288-305, [5] – с.115-127.
Лекция 25. Скорость химических реакций и катализ.
Понятие  о  химической  кинетике.   Элементарные  (одностадийные)  и неэлементарные (сложные) реакции. Закон взаимодействия масс. Константа скорости реакции. Молекулярность и порядок реакции. Зависимость скорости реакции от температуры; энергия активации.
Понятие о цепных реакциях.
Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Примеры каталитических процессов в промышленности. [I] - с.212-229, [2] - с.229-245, [5] – с.249-283.

СЕМИНАРЫ.

Семинар 1. Способы выражения концентраций растворов I (массовая доля, массовый процент, молярность,  титр). Приготовление растворов. Решение задач с использованием уравнений материального баланса.
Семинар 2. Способы выражения концентраций растворов II (моляльность, мольная доля, мольное отношение). Взаимный пересчет концентраций.
Домашнее задание: [4] – с.56-59, 83-87, [7] – с.11-13, [9] - с.12-17, в.1-6.
Семинар 3. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Принцип Паули и правило Хунда. Форма электронных облаков. Энергетический ряд атомных орбиталей. Электронные формулы атомов и ионов (основное состояние).
Домашнее задание:  [3] – с.24-26, 42-45, [7] – с.32-34,   [10] - с.8-12  и  с.12-17, в.1-6. 
Семинар 4. ОВР. Важнейшие окислители и восстановители. Классификация ОВР. Периодический закон и окислительно-восстановительная активность элементов и соединений. Влияние различных факторов на глубину и направление протекания ОВР. .
Домашнее задание:  [4] – с.118-128, [9] - с.35-41, в.1-6,  №№ 1-5.
Семинар 5. Эквиваленты веществ в реакциях обмена и окисления-восстановления. Фактор эквивалентности, молярная масса и молярный объем эквивалента. Нормальность раствора. Закон эквивалентов. Решение задач по теме эквивалент.
Домашнее задание: [4] – с.129-136,  [7] – с.13-14,  [9] - с.8-12, в.1-6.
Семинар 6. Основные положения метода валентных связей (ВС). Валентные возможности атомов в рамках метода ВС. Гибридные представления. Схемы перекрывания орбиталей при образовании связей в молекулах NCl3, NНз, Н2О, SCl2, РСl3, Н2S, ВеСl2, ВВг3, СH4, СВг4). Донорно-акцепторный механизм образования связи (Be2Cl4, Al2Br6, NН4+, BF4-, AlCl4-,CО).
Домашнее задание:  [3] – с.73-75,  [10] - с.23-30, в.1-6,  №№ 1, 6. 	  
              Семинар 7. Кратные связи (СО2, НСООН, COCl2, С2Н2, СНз-ССН).
Делокализованные -связи и процедура наложения валентных схем (С6Н6, НNОз, N03-, СО32-,SО42-, N2O, HN3).
Домашнее задание:  [3] – с.75-77, 82-83, [10] - с.23-30,  в.1-6,  №№ 2-5.
              Семинар 8. Геометрия молекул, метод Гиллеспи (BeF2;, ВFз, SnCl2, СВг4, NH3, H2O, С1Fз, PCl5, SF6. XeF6, XeF4, XeF2, СОз2-, S042-, JF5, IF7). Геометрия молекул и их дипольный момент (СS2, SnCl2, SnCl4, РСl5, H2O).
Домашнее задание: [3] – с.77-80, [7] – с.39-41,   [10], с.30-35, в.1-6, №№ 1-3.
          Семинар 9. Метод МО ЛКАО в применении к двухатомным частицам (атомы и ионы, состоящие из атомов элементов второго периода): О2, О2+, О2-,CN-, N2, В2, Не2+). 
Домашнее задание:  [3] – с.103-104,  [10] - с.30-35, в.1-6,  №№  4-6.
	 Семинар 10. Химическая связь в комплексных соединениях. Метод ВС
Fe(H2O)6]2+, Fe(CN)6]4-, NiF4]2-, Ni(CN)4]2-, AgCl2]-. Элементы теории кристаллического поля(Fe(H2O)6]2+, Fe(CN)6]4-, NiF4]2-, Ni(CN)4]2-.  Карбонилы как комплексные соединения:  Ni(CO)4, Fe(CO)5, Os(CO)6.
Домашнее задание: [3] – с.94-96,  [7] – с.42-48,   [10] - с.39-47, в.1-6,  №№  1, 6. 
Семинар 11. Тепловые эффекты химических реакций, энтальпии образования и   сгорания. Закон Гесса, следствия из закона Гесса, вычисление Н° реакций и энергий  (энтальпий) связи в молекулах.
Домашнее задание: [3] – с.80-81, [4] – с.28-32,   [7] – с.1-4, 6,   [9] - с.17-23, в.1-6                            [10] - с.18-23, в.1-6, № 2. 
Семинар 12. Понятие об энтропии, абсолютная энтропия веществ (S°т) и энтропии
процессов (S°т).Энергия Гиббса как мера химического сродства. Изменение энергии Гиббса в различных процессах, энтропийный и энтальпийный факторы. Вычисление G°298 и S °298 процессов по справочным данным.
Домашнее задание: [4] – с.32-42,  [7] – с.4-7,   [9] - с.23-28, в.1-6, №№ 1-3. 
Семинар 13. Химическое равновесие. Константа химического равновесия (Кр и Кс). Расчет равновесных концентраций. Смещение равновесия и принцип Ле-Шателье - Брауна. Связь G°т  с константой равновесия, связь G°т  с G°.
Домашнее задание: [4] – с.51-55,  [7] – с.7-8, 10-11,   [9] - с.23-28. в.1-6, №№  4-6. 
       Семинар 14. Свойства растворов электролитов. Константа и степень диссоциации. Ионное произведение воды, шкала рН. Расчет рН растворов кислот и оснований.
Домашнее задание: [4] – с.87-90,   [7] - с.15; [9] - с.28-34, в.1-6,  №№ 1-3. 
       Семинар 15. Расчет рН буферных растворов. Произведение растворимости, концентрация насыщенного раствора (растворимость). 
Домашнее задание:  [4] – с.93-103, [7] - с.15-18; [9] - с.28-34, в.1-6,  №№ 4-6.
        Семинар 16. Гидролиз солей. Ступенчатый гидролиз, полный гидролиз. Способы усиления и подавления гидролиза. Константа и степень гидролиза, их связь с концентрацией соли в растворе. Расчет рН водных растворов солей. 
Домашнее задание: [4] – с.103-107,  [7] -с.24; [9] - с.41-45, в.1-6.                
        Семинар 17. Реакции образования и разрушения комплексных  соединений. Равновесие в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости.    
Домашнее задание:  [4] – с.114-117,  [10] - с.35-47, в.1-6, №№ 2-5.
ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ.
Занятие 1. Информация об изучаемом курсе. Техника безопасности и правила работы в  лаборатории. Тестирование по школьному курсу химии.                                                                                     Домашнее задание: [6] - с.6-9.
Занятие 2. «Введение в химию». Простое и сложное вещество. Аллотропия. Смеси и химическое соединение. Химические формулы (простейшая, молекулярная). Катионы и анионы. Названия кислот, их солей, соответствующих анионов. Составление формул по названию и наоборот. Графические формулы оксидов, кислот, оснований, солей. Степень окисления атомов в соединении и ее вычисление.
Занятие 3. «Введение в химию». Основные понятия и законы химии. Моль – единица количества вещества. Молярная масса вещества. Основные положения атомно-молекулярного учения. Законы сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды. Закон кратных отношений. Закон Авогадро и следствия из него. Число Авогадро. Молярный объем газообразных веществ и газовых смесей. Относительная плотность газов. Объединенный газовый закон. Уравнение Клапейрона - Менделеева. Определение формул веществ по их элементному составу. Расчеты по химическим уравнениям (наличие примесей, избыток-недостаток, альтернативные продукты, выход реакции).
Домашнее задание:  [9] - с. 4-6,  в.1-6.
Занятие 4. «Введение в химию». Основные классы неорганических соединений. Металлы и неметаллы. Отношение металлов к  неметаллам, кислотам, щелочам, воде. Ряд активности металлов. Общие свойства неметаллов. Оксиды. Классификация, получение, химические свойства. Гидроксиды. Классификация, получение, химические свойства. Кислоты. Классификация, получение, химические свойства. Соли. Классификация, получение, химические свойства.
Домашнее задание:  [9] - с. 6-8,  в.1-6.
Занятие 5. 1-я рубежная контрольная работа.
Занятие 6. Определение молярной массы углекислого газа.
Домашнее задание: [6] - с.28-32.
Занятие 7. Приготовление раствора заданной концентрации.
	Домашнее задание: [6] - с.17-21, 243;  расчеты по работе.
Занятие 8. Определение концентрации раствора титрованием.
	Домашнее задание: [6] - с.21-25;  [9] - с.12-17, в.1-6.
Занятие 9. 2-я рубежная контрольная работа.
Занятие 10. Приготовление раствора заданной концентрации и титрование.
Домашнее задание: расчеты по работе.
Занятие 11. Изучение окислительно-восстановительных реакций. 
Домашнее задание: [6] - с.50-53;  [8] - с.24-25, уравнения 1-25. 
Занятие 12. Определение молярной массы эквивалента.
Домашнее задание: [6] - с.36-40, 42-48;  [8] - с.24-25, уравнения 26-50, 
[9] - с.8-12, в.1-6.
Занятие 13. 3-я рубежная контрольная работа.
Занятие 14. Получение и свойства комплексных соединений.
Домашнее задание: [6] - с.110-112;  [10] - с.35-47, в.1-6, №№ 2-5.
Занятие 15. Гидролиз солей.
Домашнее задание: [6] - с.94-98, 101-102;   [8] - с.23 - 24,  №№ 51, 53, 56, 57, 			          			58, 59 (1,4,9). 
Занятие 16. 4-я рубежная контрольная работа.
Занятие 17. Итоговое занятие.