Передмова

Приєднання освіти України до Болонської декларації у травні 2005 року та введення кредитно-модульної системи організації навчального процесу вимагає повної реорганізації системи самостійної роботи студентів і в першу чергу з хімії, як однієї з фундаментальних дисциплін. Від рівня і глибини засвоєння студентами курсу хімії залежить, у значній мірі, ефективність засвоєння багатьох інженерних та спеціально орієнтованих дисциплін.

Кредитно-модульна система передбачає перерозподіл навчального навантаження між аудиторними формами занять і самостійною роботою студентів на користь останньої (до 50% від загального об’єму кредиту). Для обґрунтованого та об’єктивного застосування європейської кредитно-трансферної і акумулюючої системи (ЕСТS) оцінювання по закінченню вивчення як окремих змістових модулів, так і всієї дисципліни необхідно розробити методичне забезпечення самостійної роботи з урахуванням всебічного охоплення матеріалу змістових модулів.

Робоча програма з дисципліни «Хімія», що вивчається в університеті, розроблена з урахуванням вимог, які пред’явлені до знань з хімії для студентів будівельних вузів. Вона направлена на постійну самостійну роботу студента. Ця робота включає: самостійне вивчення лекційного матеріалу, підготовку до лабораторних занять, самостійне вирішення певної кількості задач, підготовку до модульних контрольних робіт, а також самостійне вивчення тем, що не входять до лекційного курсу.

Усі види самостійної роботи студентів можна поділити на вивчення теоретичних питань і підготовку до практичної складової дисципліни. Одним з найкращих методів засвоєння, перевірки і закріплення теоретичного матеріалу є розв’язання задач.

Даний навчальний посібник включає 640 задач з усіх розділів, передбачених робочою програмою дисципліни “Хімія” для навчальних напрямків “Водні ресурси” та “Будівництво”. Кожному розділу передує стислий теоретичний вступ і розв’язання типових задач. Весь матеріал посібника умовно поділено на три змістових модуля відповідно до робочої програми. Усього передбачено 60 варіантів індивідуальних завдань, які містять усі типи задач згідно з теоретичним курсом. Кожний студент отримує свій варіант контрольних завдань.

Крім того посібник вміщує робочу програму курсу “Хімія” за напрямком “Водні ресурси” і додатки у вигляді таблиць і теоретичного матеріалу за темою “Будова речовини”. На думку авторів все це сприятиме плідній самостійній роботі студентів.

Робоча програма

Робоча програма складена на основі освітньо-професійної програми вищої школи за професійним напрямком “Водні ресурси”.

ВСТУП

Предмет хімії та її зв’язок з іншими науками. Основні проблеми сучасної хімії. Значення хімії у формуванні світогляду, у вивченні природи і розвитку техніки. Хімія і охорона навколишнього середовища.

1. ОСНОВНІ ЗАКОНИ І ПОНЯТТЯ ХІМІЇ

Основні положення атомно-молекулярної теорії. Агрегатні стани речовин. Основні закони хімії. Стехіометричні розрахунки. Закони газового стану. Класифікація та номенклатура хімічних сполук. Основні класи неорганічних сполук.

2. ЗАГАЛЬНІ ЗАКОНОМІРНОСТІ ПЕРЕБІГУ ХІМІЧНИХ

РЕАКЦІЙ

2.1.Енергетика хімічних процесів

Основні поняття термодинаміки. Внутрішня енергія та ентальпія. Теплові ефекти хімічних реакцій. Теплоти утворення та згоряння хімічних сполук. Закони термохімії. Термохімічні розрахунки.

2. . Напрямленість перебігу хімічних реакцій

Ентропія та ії зміна при хімічних процесах і фазових перетвореннях. Енергія Гіббса і енергія Гельмгольца. Критерій можливості і напрямленості хімічних процесів. Термодинамічні умови хімічної рівноваги.

2.3. Хімічна кінетика

Швидкість хімічних реакцій та фактори, що на неї впливають. Закон діючих мас. Залежність швидкості реакції від температури. Енергія активації хімічної реакції.

2.4. Хімічна рівновага

Оборотні і необоротні реакції. Кінетичні уявлення про хімічну рівновагу. Константа рівноваги. Зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє.

3. РОЗЧИНИ. ДИСПЕРСНІ СИСТЕМИ

3.1. Розчини неелектролітів

Характеристика розчинів та способи вираження їхнього складу. Колігативні властивості розчинів.

3.2. Розчини електролітів

Електролітична дисоціація. Ступінь і константа дисоціації. Реакції в розчинах електролітів. Електролітична дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник. Поняття про індикатори. Гідроліз солей.

3.3. Гетерогенні дисперсні системи

Класифікація дисперсних систем. Стан речовини на межі поділу фаз. Адсорбція. Емульсії, суспензії, колоїдні розчини. Кінетична та агрегативна стійкість дисперсних систем. Коагуляція. Гелі.

4. БУДОВА АТОМІВ І ВИДИ ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ

4.1. Будова атома і систематика хімічних елементів

Квантово-механічна модель атома. Будова багатоелектронних атомів. Періодичний закон та періодична система елементів Д.І.Менделєєва.

4.2. Хімічний зв’язок і будова молекул

Основні види та характеристики хімічного зв’язку. Ковалентний та іонний зв’язки. Будова молекул. Міжмолекулярний зв’язок.

5. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ. ОСНОВИ ЕЛЕКТРОХІМІЇ

5.1. Окисно-відновні реакції

Окисно-відновні реакції, їхня класифікація. Найважливіші окисники та відновники. Методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій.

5.2. Електрохімічні процеси

Поняття про електродні потенціали. Стандартний водневий електрод і воднева шкала потенціалів.

Гальванічні елементи. Електрорушійна сила гальванічного елемента. Електроліз. Послідовність електродних процесів. Закони Фарадея.

5.3. Корозія металів

Основні види корозії. Хімічна корозія. Електрохімічна корозія. Методи захисту металів від корозії.

6. ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛІВ І НЕМЕТАЛІВ

6.1. Загальна характеристика неметалів

Залежність властивостей неметалів від їхнього положення в періодичній системі елементів Д.І.Менделєєва. Неметали як прості речовини. Хімічні властивості неметалів. Неорганічні сполуки Карбону. Карбонатна рівновага природних вод. Форми існування СО₂ у воді.

6.2. Загальна характеристика металів

Залежність властивостей металів від їхнього положення в періодичній системі елементів Д.І.Менделєєва. Метали як прості речовини. Хімічні властивості металів. Сплави. Поширення в природі й одержання металів.

7. СПЕЦІАЛЬНІ РОЗДІЛИ ХІМІЇ

7.1. Хімічні елементи і матеріали, які використовують у будівництві.

7.1.1. Метали підгрупи берилію та їхні сполуки.

Магній та його сполуки. Кальцій та його сполуки. Твердість природних вод. Вапняні та гіпсові в’яжучі.

7.1.2. Кремній та його сполуки

Оксиди Силіцію. Силікатні кислоти. Солі силікатних кислот: силікати, алюмосилікати. Портландцемент. Взаємодія мінералів цементного клінкеру з водою. Корозія бетону. Методи захисту бетону від корозії.

7.2. Хімія та екологія

Технічний прогрес і екологічні проблеми. Роль хімії у вирішенні екологічних проблем. Продукти горіння палива і захист повітряного басейну від забруднень. Охорона водного басейну. Характеристика стічних вод. Методи очищення вод.

IМОДУЛЬ

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ВИЗНАЧЕННЯ

Моль	кількість речовини, яка містить 6,02·1023 структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, електронів і т.і.).
Молярна маса	- маса одного моль речовини (кг/моль, г/моль) ν=, ν=, де ν – кількість речовини, моль; m – маса речовини, г; M – молярна маса, г/моль; V – об’єм газу, л; VМ - молярний об’єм газу, л/моль.
Еквівалент	реальна або умовна частинка, яка може заміщувати, приєднувати, звільняти чи якимось іншим чином відповідати одному іону водню Н+ в обмінних реакціях або одному електрону в окисно-відновних реакціях.
Молярні маси еквівалентів елементів та складних речовин
Закон еквівалентів	- хімічні елементи сполучаються один з одним, а речовини реагують між собою у кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам: або маси (об’єми) речовин, що реагують одна з одною, пропорційні до молярних мас (об’ємів) їхніх еквівалентів: або .
Закон Авогадро	- рівні об’єми різних газів за однакових умов (температура та тиск) містять однакову кількість молекул.
Перший наслідок із закону Авогадро	- один моль будь-якого ідеального газу (не враховуються міжмолекулярні взаємодії та розміри часточок) за певних умов (Р,Т) займає однаковий об’єм. За нормальних умов 1 моль будь-якого газу займає об’єм 22,4 л.
Другий наслідок із закону Авогадро	- відношення мас рівних об’ємів різних газів за однакових температур дорівнює відношенню їхніх молярних мас: або , де - маса газу, г; М - молярна маса газу, г/моль; - відносна густина одного газу за другим.
Число Авогадро (NА)	- число структурних одиниць, що містить у собі 1 моль речовини. = 6,02·1023 моль-1.
Рівняння Менделєєва-Клапейрона	або , де v – кількість речовини газу, моль; m – маса газу, г; V – об’єм газу; M – молярна маса газу, г/моль; Р – тиск газу; R –універсальна газова стала.
Закон парціального тиску газів (закон Дальтона)	- загальний тиск газової суміші дорівнює сумі парціальних тисків окремих газів, що утворюють суміш: = Р1+Р2+Р3 ... , де Рі – парціальний тиск і – того газу.
Парціальний тиск	- це та частина загального тиску, яка припадає на долю даного газу.