• A
  • A
  • A
  • АБB
  • АБB
  • АБB
  • А
  • А
  • А
  • А
  • А
Обычная версия сайта
Бакалавриат 2018/2019

Химия

Направление: 11.03.02. Инфокоммуникационные технологии и системы связи
Когда читается: 1-й курс, 1, 2 модуль
Формат изучения: без онлайн-курса
Преподаватели: Нерето Марина Олеговна
Язык: русский
Кредиты: 4

Программа дисциплины

Аннотация

Задачей курса «Химия» является изучение химических систем и фундаментальных законов химии с позиций современной науки с целью формирования у студентов навыков экспериментальных исследований. В текущий контроль входят работа на лекциях и практических занятиях, лабораторные работы и домашние задания, а также экзамен.
Цель освоения дисциплины

Цель освоения дисциплины

  • Целями освоения дисциплины «Химия» являются изучение химических систем и фундаментальных законов химии с позиций современной науки, а также формирование навыков экспериментальных исследований для изучения свойств веществ и их реакционной способности.
Планируемые результаты обучения

Планируемые результаты обучения

  • знать: основные химические понятия и законы.
  • уметь: применять химические законы для решения практических задач.
  • владеть: навыками практического применения законов химии
Содержание учебной дисциплины

Содержание учебной дисциплины

  • Раздел 1. Введение в дисциплину «Химия». Химическая систематика: основные законы, типы систем и процессов.
    Химия для инженеров. Основные законы химии 1.1 Химия: ее предмет и место в системе фундаментальных теоретических дисциплин. Ее наиболее важные приложения в электронике. 1.2 Основополагающие методы теоретической химии: квантовомеханической, термодинамической, молекулярно-кинетической. 1.3 Физическая химия  теоретический базис наук химического профиля. 1.4 Основные цели и задачи учебного курса «Химия» по направлению 11.03.02. 1.5 Общая структура учебного курса. Основные разделы: химическая и электрохимическая термодинамика, аналитическая и структурная химия, химическая кинетика и катализ, электрохимическая кинетика и коррозия металлов. 1.6 Универсальные для естествознания законы сохранения (массы, энергии, заря-да) и периодичности (строения и свойств вещества)  основополагающие законы химии, их квантовая природа. 1.7 Стехиометрические законы химии: постоянства состава низкомолекулярных соединений, эквивалентности, кратных отношений (масс и объемов) реагирующих веществ. Закон Авогадро. Объединенный закон газового состояния. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций.
  • Раздел 2. Реакционная способность веществ (химическое сродство) и Периодическая система элементов Д. И. Менделеева
    2.1 Концепция периодичности. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева как их естественная классификация по электронным структурам. 2.2 Современные представления об электронной структуре атомов: теоретические моде-ли атома водорода и многоэлектронных атомов. Принципы и порядок формирования электронных оболочек атомов по методу одноэлектронного приближения. Электронные конфигурации атомов в виде электронных формул и систем квантовых ячеек (атомных орбиталей). 2.3 Структура Периодической системы: периоды, группы, подгруппы и семейства химических элементов. Зависимость свойств химических элементов, определяющих их активность в реакциях, от положения элементов в Периодической системе: изменения энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности, окислительно-восстановительных и кислотно-основных свойств атомов химических элементов  периодические функции их порядкового номера. 2.4 Зависимость термодинамических свойств веществ от положения образующих их эле-ментов в Периодической системе: значения энтропии простых веществ, теплоты образования и химического сродства образования однотипных соединений, значений стандартных электродных потенциалов  периодические функции порядкового номера у соответствующего химического элемента. 2.5 Связь реакционной способности (химического сродства) со свойствами химических элементов и их соединений: корреляционная зависимость химической активности веществ от их кислотно-основных свойств и склонности к проявлению различной степени окисления от положения соответствующих элементов в подгруппах и периодах.
  • Раздел 3. Теоретические методы описания строения молекул с ковалентными химическими связями
    3.1 Основные типы химической связи (ковалентная, ионная и металлическая связь) и характер распределения (локализации) электронной плотности между связанными атомами. Универсальный характер ковалентной связи. Квантовомеханические методы (теории), использующиеся для описания ковалентной химической связи. 3.2 Основные положения теории (метода) валентных связей на примере молекулы водорода, их распространение на более сложные молекулы. Представление о перекрывании атомных спин-орбиталей (электронных облаков) как специфическом квантовом взаимодействии, которое приводит к образованию между ядрами атомов области с повышенной электронной плотностью, связывающей положительные ядра. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной химической связи. 3.3 Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность (сигма-, пи- и дельта-связывание). Представление о гибридизации атомных орбиталей центральных атомов сложных молекул, тип гибридизации и пространственная конфигурация молекулы. Полярность ковалентной связи. Дипольные моменты молекул. 3.4 Основные положения теории (метода) молекулярных орбиталей. Орбитальное строение молекул. Образование молекулярных орбиталей из атомных орбиталей в приближении линейной комбинации последних – метод ЛКАО МО: связывающие, разрыхляющие и не связывающие молекулярные орбитали - и -типов; распределение электронов в системе молекулярных орбиталей в соответствии с принципами минимальности энергии, Паули и максимальной мультиплетности. Энергетические диаграммы и электронные конфигурации гомоядерных и гетероядерных двухатомных молекул, порядок химической связи, магнитные свойства молекул. Теоретическое описание химических связей ионного и металлического типов. Строение комплексных соединений. Межмолекулярное взаимодействие, водородная связь 3.5 Теоретическое описание химических связей ионного типа. Природа и свойства ионной связи: ненасыщенность, ненаправленность; координационные свойства ионов. Типы решеток у ионных кристаллов; энергия ионной связи, энергия кристаллической решетки по Борну и Капустинскому. 3.6 Теоретическое описание химических связей металлического типа. Природа и свойства металлической связи: ненасыщенность, ненаправленность. Представление о металлической связи как о предельно делокализованной ковалентной связи, осуществляемой за счет ограниченного числа коллективизированных валентных электронов между много-численными атомами, расположенными в узлах кристаллической решетки. Металлическая связь с позиций теории молекулярных орбиталей – представление об энергетической зоне в металле. 3.7 Теоретическое описание строения комплексных соединений. Особенности строения комплексных соединений: координационные сферы – внутренняя и внешняя; ионное (ионно-дипольное) и донорно-акцепторное взаимодействия между центральным ком-плексообразующим ионом и лигандами, приводящие к возникновению координационных (ковалентных) связей. Электронная и пространственная структура комплексных соединений с позиции теории валентных связей. Спектрохимический ряд лигандов, высокоспиновые и низкоспиновые комплексы. Устойчивость комплексных соединений, применение в гомогенном катализе. 3.8 Представления о межмолекулярном электростатическом взаимодействии, его составляющих (ориентационной, индукционной и дисперсионной). Представление о дополнительной, водородной, связи между молекулами, ее влияние на реакционную способность молекул.
  • Раздел 4. Энергетика химических процессов: предмет и метод равновесной химической термодинамики, термодинамические законы и их приложения, термодинамические критерии реакционной способности систем
    4.1 Первый закон термодинамики и его приложения. Термохимия 4.1.1 Предмет и метод равновесной химической термодинамики. Основные термодинамические понятия. 4.1.2 Внутренняя энергия и энтальпия системы. 4.1.3 Первый закон термодинамики. 4.1.4 Основной закон термохимии  закон Гесса. . 4.1.5 Зависимость энтальпии вещества от температуры и давления. Тепло¬емкость – функция температуры. 4.1.6 Уравнение зависимости теплового эффекта химической реакции от температуры (уравнение Кирхгофа). Методы расчета изобарных тепловых эффектов реакций при заданной температуре по справочным данным. 4.2 Второй закон термодинамики. Критерий самопроизвольности и равновесия для химических процессов в изолированной системе. Третий закон термодинамики (постулат Планка). Приложения второго и третьего законов термодинамики 4.2.1 Содержание и энтропийная формулировка второго закона термодинамики. Энтропия – функция состояния системы. Изменение энтропии как критерий самопроизвольности процессов и равновесия в изолированных системах. 4.2.2 Статистический смысл энтропии и второго закона термодинамики. Постулат План-ка (третий закон термодинамики) о равенстве нулю энтропии правильного кристалла при нуле Кельвина и его статистическое обоснование. 4.2.3 Зависимость энтропии от температуры, объема и давления. Изменение энтропии при фазовом переходе. Нахождение стандартной абсолютной энтропии при заданной температуре для индивидуальных веществ. 4.3 Термодинамические потенциалы. Критерии самопроизвольности и равновесия для химических процессов в неизолированных системах 4.3.1 Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики. Термодинамические потенциалы: энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. 4.3.2 Изменение термодинамического потенциала – критерий самопроизвольности процессов и равновесия в неизолированных химических системах. 4.3.3 Уравнение ГиббсаГельмгольца как концентрированное выражение первого и второго закона термодинамики. Химический потенциал индивидуального вещества и компонента смеси. 4.3.4. Стандартные значения энергии Гиббса для процессов образования индивидуальных веществ, « ». 4.3.5 Нахождение изменения энергии Гиббса в химических процессах при заданной температуре по справочным данным. 4.4 Термодинамическое описание процессов в гомогенных и гетерогенных химических си-стемах: химическое сродство, химическое равновесие. Основные характеристики и зависимости 4.4.1 Термодинамические условия: осуществимости химического процесса, достигнутого в нем равновесия. Уравнение изотермы химической реакции Гиббса - Вант-Гоффа. Химическое сродство и стандартное химическое сродство. Закон действующих масс для гомогенных систем. Особенности равновесия в гетерогенных системах. 4.4.2 Константа химического равновесия, ее выражения через равновесные давления, концентрации, активности. 4.4.3 Зависимость константы химического равновесия от температуры (уравнение изобары Вант-Гоффа). 4.4.4 Равновесный состав реакционной химической системы. Равновесный выход продуктов химической реакции. Принцип смещения равновесия Ле Шателье. Влияние условий проведения реакции (температуры, давления, соотношение чисел молей компонентов) на равновесный вы¬ход. 4.4.5 Экспериментальные и расчетные методы определения констант равновесия для химических реакций.
  • Раздел 5. Термодинамическое описание равновесных свойств растворов электролитов. Электролитическая диссоциация, равновесия в растворах электролитов
    5.1. Растворы электролитов как составные части электрохимических систем, обеспечивающие электрическую проводимость во внутренних цепях систем. Образование растворов электролитов. Основы теории электролитической диссоциации: закон разведения Аррениуса-Оствальда, сильные и слабые электролиты. 5.2. Равновесия в растворах слабых электролитов: термодинамическая константа диссоциации; ионное произведение воды. Элементы протолитической теории кислот и оснований Бренстеда; константы кислотности и основности. Равновесия в водных растворах сильных электролитов: произведение растворимости труднорастворимых соединений; гидролиз солей, степень и константа гидролиза 5.3. Термодинамическое описание растворов электролитов: межионное взаимодействие, представление об ионной атмосфере; активности и коэффициенты активности ионов; ионная сила растворов; уравнение (предельный закон) ДебаяГюккеля для расчета средних ионных коэффициентов активности в разбавленных растворах сильных электро¬литов. Нахождение полной активности вещества в растворе по справочным данным о среднем ионном коэффициенте активности.
  • Раздел 6. Основы химической кинетики и катализа. Кинетические критерии реакционной способности для химических систем
    6.1 Основные понятия и принципы химической кинетики. Описание реакций простого типа 6.1.1 Кинетическая характеристика реакционных химических систем: понятия скорость и механизм химической реакции, математические выражения скорости реакции для гомогенных и гетерогенных систем. Скорость химической реакции – кинетический критерий реакционной способности системы. 6.1.2 Основные положения формальной кинетики: основной закон кинетики, кинетическое уравнение скорости, константа скорости, порядок и молекулярность химической ре-акции. Кинетическая классификация химических реакций. 6.1.3 Кинетическое описание реакций простого типа в закрытых системах: уравнения кинетических кривых односторонних реакций первого и второго порядков; методы определения константы скорости и порядка реакции. 6.2 Основы теории элементарного химического акта 6.2.1 Зависимость константы скорости химической реакции от температуры: правило Вант-Гоффа; уравнение Аррениуса, энергия активации реакции; представления Аррениуса об активных молекулах в элементарном химическом акте. 6.2.2 Основные положения теории активных бинарных столкновений: активные соударения молекул, доля активных молекул в распределении Максвелла-Больцмана; нахождение числа активных соударений по молекулярным константам и экспериментальной энергии активации; предэкспоненциальный множитель и стерический фактор в кинетическом уравнении теории бинарных столкновений. 6.2.3. Основные положения теории активированного комплекса (переходного состояния): активированный комплекс как промежуточное образование из исходных частиц, предшествующее превращению в продукты реакции; равновесные характеристики активированного комплекса – константа равновесия процесса его образования и распада, энтальпия и энтропия образования; выражение для константы скорости, частотный и энтропийный факторы; подход к теоретической оценке энергии активации.
  • Раздел 7. Термодинамическое описание процессов и равновесия в электрохимических си-стемах. Особенности электрохимических систем. Гальванический элемент, его электродвижущая сила, электродные потенциалы
    7.1 Гальванический элемент, его электродвижущая сила, электродные потенциалы 7.1.1 Особенности электрохимических систем и процессов: электрохимическая система как гетерогенная система, состоящая из проводников с ионной и электронной проводимостью, в которой реакция окисления и восстановления протекают раздельно; электрохимическая система в роли гальванического элемента и электролизера. 7.1.2. Гальванический элемент – уникальная по своим возможностям термодинамическая система, позволяющая с высокой точностью измерять максимальную электрическую работу и эквивалентную ей максимальную полезную химическую работу, совершаемую окислительно-восстановительной реакцией. 7.1.3 Обратимые (равновесные) гальванические элементы: электродвижущая сила, относительные электродные потенциалы; выражения Нернста для электродвижущей силы и электродных потенциалов; стандартная электродвижущая сила, константа равновесия результирующей реакции. Стандартный электродный потенциал. Использование стандартных электродных потенциалов для определения направления протекания окислительно-восстановительных реакций в химических системах. 7.1.4 Основы термодинамической теории электродвижущих сил и электродных потенциалов: обратимые электроды; электрохимический потенциал иона; электрохимические равновесия на границе «металл-раствор» и возникновение скачков потенциала; уравнение электродного потенциала. 7.2 Типы электродов и электрохимических цепей 7.2.1 Классификация обратимых электродов, уравнения зависимости электродных потенциалов от активности компонентов электродных реакций: электроды первого рода, второго рода, окислительно-восстановительные электроды, газовые электроды и мембранные электроды; нернстовские выражения электродных потенциалов для перечисленных электродов; таблица стандартных электродных потенциалов в водных растворах. Зависимость стандартных электродных потенциалов от температуры. 7.2.2 Классификация гальванических элементов, выражения для электро¬движущей силы различных гальванических элементов: гальванические элементы химического типа и концентрационные гальванические элементы; электрохимические цепи с переносом и без переноса, сдвоенные электрохимические цепи; нернстовские выражения для электродвижу-щей силы гальванических элементов различного типа. 7.2.3 Уравнение Гиббса-Гельмгольца для гальванического элемента. Зависимость электро-движущей силы от температуры. Нахождение значений термодинамических функций для токообразующей реакции в гальваническом элементе. 7.2.4 Гальванические элементы в качестве химических источников тока: первичные источники (батареи, элементы питания), вторичные источники (кислотные и щелочные аккумуляторы); кислородно-водородный топливный элемент 7.3 Электролиз и его применение. Коррозия и защита металлов 7.3.1 Кинетика некоторых электродных процессов: катодное выделение водорода и анодное выделение кислорода; кинетика катодного вы¬деления и анодного растворения металлов. 7.3.2 Электролиз и его применение: электролиз расплавов и растворов; последовательность катодных и анодных процессов при электролизе; напряжение разложения; выход по току; применение электрохимических процессов в электронном машиностроении. 7.3.3 Понятие коррозии. Классификация коррозионных процессов: химическая коррозия; электрохимическая коррозия. Термодинамика и кинетика электрохимической коррозии металлов, коррозионные микрогальванические пары с водородной и кислородной деполяризацией. 7.3.4 Методы защиты металлов от коррозии: легирование металлов; защитные покрытия; электрохимическая защита; изменение свойств коррозионной среды; введение ингибиторов, типы ингибиторов, механизм их действия; способы повышения коррозионной стойкости элементов микросхем.
Элементы контроля

Элементы контроля

  • неблокирующий ответы на лекциях
  • неблокирующий практические занятия
  • неблокирующий лабораторные работы
  • неблокирующий защита лабораторных работ
  • неблокирующий домашнее задание
  • неблокирующий экзамен
Промежуточная аттестация

Промежуточная аттестация

  • Промежуточная аттестация (2 модуль)
    0.09 * домашнее задание + 0.1 * защита лабораторных работ + 0.07 * лабораторные работы + 0.06 * ответы на лекциях + 0.18 * практические занятия + 0.5 * экзамен
Список литературы

Список литературы

Рекомендуемая основная литература

  • Общая и неорганическая химия : учебник, Ахметов, Н. С., 2018

Рекомендуемая дополнительная литература

  • Общая химия : учебник для вузов, Коровин, Н. В., 2003