Лабораторные работы

Занятие 1. Правила работы в химической лаборатории. Основные понятия и законы химии. Выдача ДЗ1.

ОЛ – 1, Гл. 9; МП - 14-17.

Занятие 2. Важнейшие классы химических соединений.

МП – 13, ч.2, с. 9-19.

Занятие 3. Окислительно-восстановительные реакции.

МП – 13 ч.2, с. 9-19.

Занятие 4. Строение атома. Химическая связь.

ОЛ – 1, Гл.3, 4; ОЛ – 2, Гл.1, 3-5; ОЛ- 3, Гл.1, 3-5; ОЛ – 4, Гл.1-3; ДЛ – 7-11; МП – 14, 17

Занятие 5. Определениежесткости воды.

ОЛ – 1, с.515-522; МП – 13, ч.2, с. 19-27.

Занятие 6. Химические свойства d – металлов – Fe, Со, Mn, Cu.

ОЛ -4, Гл.7, 8; ОЛ -6, с.60-79; МП -13, ч.2, с.36-52.

Занятие 7. Химические свойства p – элементов – Al, Sn, Pb.

ОЛ-4, Гл.7; ОЛ-6, с.92-109; МП-13, ч.2, с.28-35.

Занятие 8. Контроль выполнения модуля 1. Выдача ДЗ2.

Модуль 2: Общие закономерности протекания химических процессов

Лекции

Лекции 8-9. Элементы химической термодинамики. Первый закон термодинамики. Термодинамические функции: энтальпия и внутренняя энергия. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса. Термохимические расчеты. Второй закон термодинамики. Понятие об энтропии. Изменение энтропии в процессах. Третий закон термодинамики. Расчет абсолютных значений стандартных энтропий веществ. Объединенное уравнение первого и второго законов. Термодинамические критерии направленности химических процессов. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца. Химическое равновесие в гомогенной системе. Константа равновесия. Уравнения изотермы, изобары, изохоры химической реакции. Особенности равновесия в гетерогенных системах. Фазовые равновесия. Правило фаз.

ОЛ – 1, Гл. 3, 5; ОЛ – 2, Гл.6-9; ОЛ – 3, Гл.6-9; ОЛ – 4, Гл.4; ОЛ – 5, Гл.5-6.

Лекция 10-11. Элементы химической кинетики. Понятие о скорости реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции. Кинетические уравнения реакций нулевого, 1-го и 2-го порядков. Кинетические кривые. Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации. Энергетическая диаграмма реакции. Особенности кинетики гетерогенных процессов. Понятие о диффузии и адсорбции. Понятие о теории активированного комплекса. Гомогенный и гетерогенный катализ.

ОЛ – 1, Гл. 4; ОЛ – 2, Гл.10; ОЛ – 3, Гл.10; ОЛ – 4, Гл.5; ОЛ – 5, Гл.7.

Лабораторные работы

Занятие9. Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах.

ОЛ – 1, с.401-416; МП – 13, ч.1, с.89-97.

Занятие 10. Кинетика гомогенных химических реакций.

ОЛ – 1, с.305-309; МП – 13, ч.1, с.41-53.

Занятие 11. Закономерности протекания химических процессов.

ОЛ – 1, Гл. 3-5; ОЛ – 2, Гл.6-10; ОЛ – 3, Гл.6-10; ОЛ – 4, Гл.4-5; ОЛ – 5, Гл.5-7.

Занятие 12. Гетерогенные и каталитические реакции.

ОЛ – 1, с.309-320; МП – 11, ч.1, с.53-70.

Занятие 13. Контроль выполнения модуля 2.

Лекции 12-14. Растворы неэлектролитов и электролитов. Классификация растворов. Энергетика образования растворов. Понятие об идеальных растворах. Закон Рауля для неэлектролитов и электролитов. Понятие об осмосе. Слабые электролиты. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Степень и коэффициент диссоциации. Константа диссоциации. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели - pH, pOH. Понятие о сильных электролитах. Активность и коэффициент активности. Ионное равновесие в системе раствор – осадок. Произведение растворимости. Диссоциация комплексных ионов. Константа нестойкости. Реакции обмена в электролитах. Гидролиз солей. Электрохимические процессы в электролитах. Возникновение двойного электрического слоя на границе металл - электролит. Электродный потенциал. Уравнение Нернста для электродного потенциала и электродвижущей силы (ЭДС) электрохимической цепи. Стандартный водородный электрод. Ряд стандартных электродных потенциалов. Типы электродов. Гальванический элемент Даниэля-Якоби. Определение направления окислительно-восстановительных реакций. Электролиз. Законы Фарадея. Кинетика электрохимических процессов. Понятие о поляризации и перенапряжении. Применение электрохимических процессов в технике. Химические источники тока, первичные элементы и аккумуляторы.

ОЛ – 1, Гл. 6, 7; ОЛ – 2, Гл.11-14, 16-20; ОЛ – 3, Гл.11-14, 16-17; ОЛ – 4, Гл.6; ОЛ – 5, Гл.8-9.

Лекции 15-16. Коррозия и защита металлов. Классификация коррозионных процессов по виду разрушений и активности коррозионных сред. Типы коррозионных процессов. Показатели коррозии: глубинный, массовый, объемный, токовый. Химическая коррозия. Механизм высокотемпературной газовой коррозии. Кинетика окисления металлов. Защитные свойства пленок. Электрохимическая коррозия. Механизм электрохимической коррозии: анодное окисление металла, катодное восстановление окислителя. Водородная и кислородная деполяризация. Термодинамическая устойчивость металлов в водной среде. Понятие о диаграмме Пурбе. Влияние различных факторов на скорость коррозии. Примеры коррозионных процессов. Методы защиты металлов от коррозии: рационально конструирование, обработка коррозионной среды, создание защитных пленок, электрохимическая защита.

ОЛ – 1, Гл. 8; ОЛ – 2, Гл.21-22; ОЛ – 3, Гл.18; ОЛ – 5, Гл.10.

Лекция 17. Обзорная лекция. Некоторые представления о нанохимии.

ОЛ – 1, Гл. 7; ОЛ – 2, Гл.19; ОЛ – 3, Гл.17; ОЛ – 5, Гл.15.