Разделы дисциплины и междисциплинарные связи с обеспечиваемыми (последующими) дисциплинами

№ п/п	Наименование обеспечиваемых (последующих) дисциплин	Темы дисциплины необходимые для изучения обеспечиваемых (последующих) дисциплин
	Экология	+	+	+	+	+	+	+
	Химия почв и удобрений				+	+	+	+
	Агрохимия	+			+	+	+	+
	Физиология растений			+	+			+
	Основы биохимии растений				+	+		+

5. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ

Тема 1: Стехиометрия. Основные понятия и законы стехиометрии. Классы химических соединений.

Основные химические понятия. Материя и вещество. Химическая форма движения материи и ее место среди других форм. Атом. Молекула. Химический элемент. Валентность элемента. Простое и сложное вещество. Атомная и молекулярная масса. Химическая реакция. Моль. Атомно-молекулярное учение. Стехиометрические законы, условия их применимости. Строгость законов сохранения. Химический эквивалент элемента и соединения. Молярная масса эквивалента и молярный эквивалентный объем. Классы неорганических соединений. Роль химии в современном обществе. Проблемы защиты окружающей среды. Место химии в ряду других естественных гуманитарных наук.

Тема 2: Основы химической кинетики.

Элементы химической кинетики. Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость гомогенных химических реакций. Основной закон химической кинетики. Факторы, определяющие скорость реакции: природа вещества, концентрация (давление), температура. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса. Скорость гетерогенных химических реакций, их особенности. Катализ (гомогенный, гетерогенный). Автокатализ. Особенности ферментативного катализа. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье, условия применимости.

Тема 3: Растворы. Растворы неэлектролитов.

Растворы как многокомпонентные системы. Способы выражения состава растворов. Растворы (твердые, жидкие, газообразные). Растворимость. Условия образования растворов и влияние на растворимость веществ их природы и внешних факторов. Роль сольватации. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов: осмос, понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов. Закон Вант-Гоффа и законы Рауля. Эбуллиоскопия и криоскопия.

Тема 4: Равновесия в растворах электролитов.

Процесс электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент. Самоионизация. Физическая и химическая теория растворов. Современная теория растворов. Степень диссоциации. Закон действия масс в растворах электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Ионная атмосфера. Активность ионов. Концентрационная константа равновесия. Кажущаяся степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Протолитические равновесия. Вода как растворитель. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. рН. Гидролиз солей. Типы гидролиза. Количественные характеристики гидролиза. Необратимый гидролиз. Расчет рН растворов солей. Буферные растворы. Равновесие осадок – раствор. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.

Тема 5: Химия металлов и неметаллов.

Положение металлов в Периодической системе. Особенности строения атомов металлических элементов. Особенности кристаллической структуры металлов. Физические и химические свойства металлов. Важнейшие способы получения металлов. Области применения металлов.

Положение неметаллов в Периодической системе. Общая характеристика подгрупп неметаллов. Физические и химические свойства неметаллов. Способы получения неметаллов. Области применения неметаллов.

ПЛАНЫ СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЙ

Темы семинаров:

Тема 1. Стехиометрия. Основные понятия и законы стехиометрии. Классы химических соединений.

Атом. Молекула. Элемент. Вещество. Химический эквивалент. Моль. Стехиометрические коэффициенты. Стехиометрические законы.

Примерные вопросы и задачи:

1. Дайте понятия атому, молекуле, веществу.

2. Какое вещество является простым, а какое сложным?

3. Дайте определения основные понятиям стехиометрии.

4. Сформулируйте основные законы стехиометрии.

5. Всегда ли справедливы законы стехиометрии?

6. Какие основные классы веществ Вы знаете, приведите примеры?

7. Какие из оксидов - CO₂, CaO, P₂O₅, NO₂, SO₂ способны к солеобразованию: а) с кислотами, б) со щелочами? Ответ проиллюстрировать уравнениями реакций. Назвать оксиды.

8. Закончить уравнения реакций:

NaOH + Cl₂O₇ ® Zn + H₂SO₄ (конц.) ®

Zn + H₂SO₄ (разб.) ® Al + H₂SO₄ (разб.) ®

Cr(OH)₃ + H₃AsO₄ ® Cr(OH)₃ + NaOH ®

ZnOHCl + H₂SO₄ ® BiOCl + H₂SO₄ ®

PBr₃ + H₂O ® Cl₂ + H₂O ®

9. Осуществить превращения:

Na₂CO₃ ® NaHCO₃ Zn ® ZnSO₄

NaHCO₃ ® Na₂CO₃ ZnSO₄ ® Zn

10. Предложить не менее пяти различных способов получения ZnSO₄.

11. Получить нитрат аммония из воды и воздуха.

12. В каком направлении и почему будет смещаться равновесие:

2H⁺ + 2CrO₄^2- Û Cr₂O₇^2- + H₂O

при добавлении щелочи и кислоты.

Тема 2: Основы химической кинетики.

Система. Фаза. Скорость реакции. Энергия активации. Активированный комплекс. Температурный коэффициент скорости реакции. Катализатор. Ингибитор. Равновесие.

Примерные вопросы и задачи:

1. Какая реакция называется самопроизвольной? Должна ли самопроизвольная реакция обязательно быть быстропротекающей?

2. Какие реакции называются практически необратимыми (односторонними)? Приведите примеры обратимых реакций.

3. Дать определение и математическое выражение скорости химической реакции.

4. Что называется константой скорости химической реакции и от каких факторов она зависит?

5. Сформулировать закон действующих масс и привести примеры.

6. Каков физический смысл константы химического равновесия и от каких факторов она зависит?

7. Написать уравнение закона действующих масс для следующих обратимых процессов:

а) Cl₂ + H₂O Û Cl^- + H⁺ + HClO;

б) mA + nB Û pC

8. Каким образом константа равновесия связана с константами скорости прямой и обратной реакции?

9. Вычислить константу химического равновесия реакции:

NaCl + H₂SO₄ Û NaHSO₄ + HCl,

если равновесные концентрации [NaCl] и [H₂SO₄] составляют по 1 моль/л, а [NaHSO₄] и [HCl] - по 0,4 моль/л.

10. Сформулировать принцип Ле-Шателье.

11. Как сместить равновесие вправо:

а) 3H₂ + N₂ Û 2NH₃; DH^o < 0

б) H₂ + I₂ Û 2HI; DH^o < 0

в) 3O₂ Û 2O₃; DH^o > 0

г) CN^- + H₂O Û HCN + OH^-

д) Zn²⁺ + H₂S Û ZnS + 2H⁺

12. Что называется фактором эквивалентности, молярной массой эквивалента? Сформулируйте закон эквивалентов.

13. Как определяется фактор эквивалентности соединения?

14. Какие элементы имеют переменные значения фактора эквивалентности?

15. Определить фактор эквивалентности фосфорной кислоты в реакции с гидроксидом калия, если в результате реакции образуется гидрофосфат калия.

16. Определить фактор эквивалентности металла в следующих соединениях: MnCl₂, MnO₂, Mn₂O₇, Cr₂O₃, H₂CrO₄.

17. Определить фактор эквивалентности следующих соединений: Al₂O₃, CaO, H₃PO₄, Cr(OH)₃, K₂Cr₂O₇, NO, SO₃, AlCl₃.

18. Предложите несколько способов определения молярной массы эквивалента металла.

19. Вычислить атомную массу эквивалента серы, если известно, что при горении 3 г серы получилось 6 г оксида.

20. 2 г магния вытесняют 0,164 г водорода, 17,7 г серебра и 10,5 г меди из соединений этих элементов. Найти фактор эквивалентности и молярные массы эквивалентов этих металлов.

21. Вычислить процентное содержание металла в его оксиде, если молярная масса эквивалента металла равна 31,8 г/моль.

22. Сколько водорода при нормальных условиях выделится при взаимодействии с кислотой 5 г металла, молярная масса эквивалента которого равна 20 г/моль?

23. Ток силой в 6 А в течение 1 ч выделяет из раствора соли 7,16 г двухвалентного металла. Найти атомную массу металла.

Тема 3: Растворы. Растворы неэлектролитов.

Раствор, вещество, смесь. Истинный раствор. Концентрация. Насыщенный раствор. Растворимость. Сольватация. Осмос. Давление пара раствора. Температура кипения. Температура замерзания.

Примерные вопросы и задачи:

1. Дайте понятие истинного раствора. Чем истинный раствор отличается от коллоидного?

2. Дайте понятие растворителя и растворяемого вещества. Приведите примера.

3. По каким признакам можно классифицировать растворы? Приведите классификацию растворов. Приведите примеры.

4. Дайте определение массовой доли, молярной доли, молярной концентрации, молярной концентрации эквивалента, моляльной концентрации. Поясните на примерах.

5. Что такое осмос, осмотическое давление? Приведите примеры осмоса в природе. Где можно использовать явление осмоса?

6. Сформулируйте законы Вант-Гоффа и Рауля.

7. Что такое эбуллиоскопия и криоскопия?

8. Давление насыщенного водяного пара водного раствора неэлектролита при 100^оС равно 720 мм рт.ст. Определить, сколько молей воды приходится на 1 моль растворенного вещества в этом растворе.

9. Определить, при какой температуре замерзает 0,1 моляльный раствор уксусной кислоты, если a = 0,014.

10. При какой температуре будет кристаллизоваться 4-% раствор этилового спирта?

11. Определить давление насыщенного пара при 65^оС раствора 34,2 г сахара (С₁₂Н₂₂О₁₁) в 130 мл воды.

12. Давление насыщенного пара для раствора 27 г глюкозы в 108 г воды равно 741 мм рт.ст. при 100^оС. Найти молекулярную массу глюкозы.

Тема 4: Равновесия в растворах электролитов.

Слабый электролит. Сильный электролит. Изотонический коэффициент. Диссоциация. Сольватация. Аналитическая концентрация и активность ионов. Степень диссоциации. Кажущаяся степень диссоциации. Коэффициент активности. Ионная сила. рН. ПР.

Примерные вопросы и задачи:

1. Чем объясняется различная электропроводность водного и спиртового раствора одной и той же соли при равенстве концентраций?

2. Что называется степенью диссоциации? От каких факторов она зависит? Написать математическое выражение закона разбавления Оствальда.

3. От каких факторов зависит степень электролитической диссоциации? Как ее увеличить? Как уменьшить?

4. Почему для характеристики диссоциации сильных электролитов применяют термин "кажущаяся степень диссоциации"?

5. Какой физический смысл имеет изотонический коэффициент Вант-Гоффа? Как связан изотонический коэффициент со степенью диссоциации?

6. Что называется ионным произведением воды и отчего оно зависит?

7. Что такое рН?

8. Как влияют температура и разбавление на гидролиз солей?

9. Почему не все соли гидролизуются? Какие соли не подвергаются гидролизу?

10. Вычислить водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН) децинормального раствора азотной кислоты.

11. Вычислить рН 3,12 %-ного раствора соляной кислоты, плотность которого равна 1,015.

12. Вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов, если рН раствора равен 0,3.

13. Объяснить, почему растворы солей могут иметь: а) кислую; б) щелочную; в) нейтральную реакцию. Привести примеры.

14. Написать молекулярные и сокращенно-ионное уравнения гидролиза солей: а) (NH₄)₂CO₃; б) Na₃PO₄.

15. Написать уравнения следующих реакций (с учетом возможности необратимого гидролиза образуемых солей):

a) Fe₂(SO₄)₃ + K₂CO₃ =

б) Al₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂S =

16. Какая из двух солей сильнее гидролизуется: Na₂S или Al₂S₃? Почему?

17. Почемы растворы солей NaF и NaClO имеют щелочную реакцию? Написать уравнения гидролиза этих солей.

18. Вычислить значение рН 0,1М раствора СН₃СООNа.

19. Что называется буферным раствором? Какими свойствами он обладает?

20. Объяснить, почему рН буферного раствора при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи практически не меняется?

21. Как влияет разбавление на буферную емкость раствора?

22. Вычислить рН смеси растворов: а) 0,1н. NH₄OH и 1н. NH₄Cl; б) 0,1н. NH₄OH и 2н. NH₄Cl.

23. Что называется произведением растворимости?

24. Что нужно сделать для достижения более полного осаждения Zn²⁺ в виде ZnS?

25. Что нужно сделать, чтобы растворить осадок Fe(OH)₃?

26. Произведение растворимости CaCO₃ при некоторой температуре равно 2,25×10^-8. Вычислить: а) концентрацию ионов кальция в насыщенном растворе этой соли; б) растворимость карбоната кальция.

27. Растворимость сульфата бария в воде равна 1 : 428000. Вычислить произведение растворимости сульфата бария.

28. Вычислить произведение растворимости Ag₂CrO₄, если растворимость этой соли равна 0,025 г/л.

29. Вычислить, какие минимальные концентрации растворов CuSO₄ и (NH₄)₂S следует взять, чтобы при смешении их равных объемов выпал осадок СuS.

30. При каком рН начнет осаждаться гидроксид магния из 2н. раствора хлорида? Произведение гидроксида магния равно 5×10^-12.

31. Выпадет ли осадок сульфида железа (II) из 0,01н. раствора сульфата железа (II), содержащего 0,1 моль/л соляной кислоты, при пропускании в него сероводорода до насыщения? Концентрация насыщенного раствора сероводорода составляет 0,1 моль/л. Произведение растворимости сульфида железа (II) равно 3×10^-9.

32. Сколько процентов цинка будет осаждено в виде сульфида из 0,1М раствора хлорида цинка сероводородом в присутствии формиатной буферной смеси, поддерживающей рН равным двум? Произведение растворимости сульфида цинка равно 1,2×10^-23. Концентрация насыщенного раствора сероводорода составляет 0,1 моль/л.

33. Определить, будет ли выпадать осадок хлорида серебра при смешении 10 мл 1×10^-6 н. раствора нитрата серебра с 10 мл 1×10^-5 н. раствора хлорида натрия.

34. Смешивают 20 мл 0,01н. раствора KCl с 5 мл 0,001н. раствора AgNO₃. Определить, выпадает ли в этих условиях осадок AgCl?

Тема 5: Химия металлов и неметаллов.

Металлы. Металлическая связь. Активный металл. Неактивный металл. Энергия ионизации. Электрохимический ряд металлов. Неметаллы. Валентность. Сродство к электрону. Аллотропные модификации. Водородные соединения. Солеобразующий, несолеобразующий оксид.

Примерные вопросы и задачи:

1. Какова связь между положением металла в Периодической системе и электрохимическим рядом напряжений?

2. Как взаимосвязаны физические свойства металлов и металлическая связь?

3. Чем можно объяснить, что металлы легко взаимодействуют с неметаллами и другими веществами и значительно труднее друг с другом?

4. Смесь порошков магния, железа, меди и цинка массой 2.09 г обработали раствором NaOH. При этом выделилось 0.224 л водорода. Такая же масса смеси, взаимодействуя с кислотой, вытесняет 0.672 л водорода, а масса непрореагировавшего остатка составляет 0.640 г. Определить состав смеси по массе.

5. Железную пластинку массой 100 г опустили в раствор CuCl₂.Через некоторое время пластинку вынули, высушили и вновь взвесили. Масса оказалась равной 102 г. Какая масса FeCl₂ образовалась?

6. Какая масса алюминия потребуется для получения 1.56 г хрома из оксида Cr₂O₃ путем алюмотермии?

7. Какие закономерности наблюдаются в изменениях свойств неметаллов, относящихся к определенному из периодов?

8. Как изменяются окислительные свойства неметаллов внутри периода и внутри группы?

9. Объясните закономерности изменения строения наружных электронных оболочек на примере неметаллов второго периода.

10. Перечислите важнейшие физические свойства неметаллических элементов и объясните их, исходя из строения атомов.

11. Напишите уравнения соответствующих реакций, характеризующих свойства разбавленной и концентрированной серной и азотной кислот.

12. Элемент, высший солеобразующий оксид которого отвечает формуле Э₂О₃, образует водородное соединение, содержащее 3.85 % водорода. Назовите этот элемент. Ответ подтвердить расчетами.

13. Определить объем газообразного азота, измеренного при 22 ^оС и давлении 101325 Па, полученного при разложении 3.26 г нитрита аммония.