Document 4048929

Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 1 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи
РАЗДЕЛ 1. ВВЕДЕНИЕ
I.Цели изучения дисциплины «Общая и неорганическая химия»
Целями изучения дисциплины общая и неорганическая химия являются:
 Изучение студентами основных понятий и законов химии;
 Освоение основного материала по строению атомов, химической связи
и закономерностям, связанным с Периодическим Законом и Периодической
системой элементов Д. И. Менделеева.
 Изучение основ химической термодинамики и кинетики химических
процессов.
 Получение глубоких знаний по теории растворов и теории
электрохимических процессов.
 Изучение способов получения химических элементов и их соединений;
рассмотрение
основных
процессов,
связанных
с
химическими
превращениями элементов и их соединений в конкретных ситуациях.
 Выяснение возможных областей применения химических элементов и
их соединений.
В результате освоения данной дисциплины студент формирует и
демонстрирует следующие общекультурные (ОК) и профессиональные
компитенции (ПК):
Знать:
 Принципы
классификации и номенклатуру неорганических
соединений (ПК-3).
 Основные типы химических связей (ПК-2).
 Основы современной теории строения атома (ПК-2, ПК-3).
 Теорию комплексных соединений (ПК-3).
 Основы энергетики и кинетики химических процессов (ПК-2, ПК-3).
 Теорию растворов неэлектролитов и электролитов (ПК-2, ПК-3).
 Основы электролитических процессов (ПК-2, ПК-3).
 Характеристику отдельных групп s-, p-, d- и f- элементов на основе
строения их атомов (ПК-3).
 Способы получения основных соединений химических элементов, их
свойства и области применения (ПК-3).
 Основные
принципы
проведения
конкретных
химических
экспериментов и обработку полученных результатов (ПК-4).
Уметь:
 Находить связь между строением вещества и его химическими
Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 2 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи
возможностями (ПК-4).
 Решать любые химические задачи, опираясь на теоретический
материал основ химии (ПК-5).
 Проводить простейшие расчёты по окислительно-восстановительным
реакциям, энергетическим и кинетическим процессам, теории растворов (ПК3).
 Работать
в
лаборатории
с
использованием
простейшего
лабораторного оборудования (ПК-7).
 Писать химические реакции любых химических процессов и
выполнять на их основе необходимые расчеты (ПК-8).
Владеть:
 Методикой проведения химического эксперимента в лабораторных
условиях (ПК-6).
 Умением правильного объяснения результатов эксперимента, если
даже результат отрицательный (ПК-8).
 Методами оказания первой помощи при несчастных случаях в
химической лаборатории (ПК-9).
Взаимосвязь с другими дисциплинами ООП
Дисциплина «Общая и неорганическая химия» изучается в цикле
математических и естественнонаучных дисциплин.
Перечень дисциплин с указанием разделов (тем), усвоение
которых
студентами необходимо для изучения дисциплины «Общая и неорганическая
химия»:
Математика (дифференциалы и интегралы).
Физика (поляризованный свет, квантовая теория и теория
относительности).
Начертательная геометрия (теория симметрии и антисимметрии).
Философия (категории и законы материалистическом диалектики,
теории познания).
Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 3 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи
РАЗДЕЛ 2. ОБЪЕМ ДИСЦИПЛИНЫ, ВИДЫ УЧЕБНОЙ РАБОТЫ, ФОРМЫ
КОНТРОЛЯ
Вид учебной работы
Всего
Аудиторные занятия:
- лекции
-лабораторные занятия
68
34
34
Самостоятельная работа
студентов:
Всего
Формы итогового контроля
76
144
Число учебных часов
1 семестр
68
34
34
76
144
Экзамен
РАЗДЕЛ 3. ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
1. Введение
Основные понятия и законы химии. Атомная единица массы. Атомная и
молекулярная массы. Моль. Мольная масса. Валентность. Степень окисления. Эквивалент.
Мольная масса эквивалента. Определения химического эквивалента элемента, кислоты,
гидроксида, соли, оксида. Закон стехиометрии. Газовые законы. Эквивалент.Закон
эквивалентов. Посуда и оборудование химических лабораторий.
2.Строение атома. Периодический закон и периодическая система элементов
Д.И. Менделеева. Химическая связь.
Основные этапы развития представлений о существовании и строении атомов.
Спектр атомов как источник информации об их строении.
Квантово-механическая модель строения атомов. Электронные формулы и
электронно-структурные схемы атомов.
Периодический закон (ПЗ) Д.И. Менделеева и его трактовка на основе квантовомеханической теории строения атомов.
Структура Периодической системы элементов (ПСЭ): периоды, группы, семейства,
s-, p-, d-, f-классификация элементов (блоки). Длиннопериодный и короткопериодный
варианты ПСЭ. Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус,
энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность
(ОЭО). Определяющая роль внешних электронных оболочек для химических свойств
элементов. Периодический характер изменения свойств простых веществ, оксидов и
водородных соединений элементов.
Типы химических связей и физико-химические свойства соединений с
ковалентной, ионной и металлической связью. Экспериментальные характеристики
связей: энергия связи, длина, направленность. Экспериментальная кривая потенциальной
Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 4 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи
энергии молекулы водорода (двухэлектронная химическая связь по Гайтлеру - Лондону на
примере молекулы водорода).
Описание молекулы методом валентных связей (МВС). Механизм образования
ковалентной связи. Насыщаемость ковалентной связи. Направленность ковалентной связи
как следствие условия максимального перекрывания орбиталей. Сигма и пи-связи и их
образование при перекрывании s-, p- и d-орбиталей. Кратность связей в методе валентных
связей. Поляризуемость и полярность ковалентной связи. Эффективные заряды атомов в
молекулах. Полярность молекул.
Гибридизация атомных орбиталей. Устойчивость гибридизированных состояний
различных атомов. Пространственное расположение атомов в молекулах. Характерные
структуры трех-, четырех-, пяти- и шестиатомных молекул.
Описание молекул методом молекулярных орбиталей (ММО). Связывающие,
разрыхляющие и несвязывающие МО, их энергия и форма. Энергетические диаграммы
МО. Заполнение МО электронами в молекулах, образованных атомами и ионами
элементов 1-го и 2-го периодов ПСЭ. Кратность связи в ММО.
Межмолекулярные взаимодействия и их природа. Энергия межмолекулярного
взаимодействия. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие.
Водородная связь и ее разновидности. Биологическая роль водородной связи.
Молекулярные комплексы и их роль в метаболических процессах.
3. Основы теории химических процессов
3.1 Энергетика, направление и глубина протекания химических реакций.
Химическое равновесие.
Основные понятия химической термодинамики. Поглощение и выделение
различных видов энергии при химических превращениях. Теплота и работа.
Внутренняя энергия и энтальпия индивидуальных веществ и многокомпонентных
систем. Стандартные состояния веществ и стандартные значения внутренней энергии и
энтальпии. Теплоты химических реакций при постоянной температуре и давлении или
объеме. Термохимические уравнения. Стандартные энтальпии образования и сгорания
веществ.
Закон Гесса. Расчеты изменения стандартных энтальпий химических реакций и
физико-химических превращений (растворение веществ, диссоциация кислот и
оснований) на основе закона Гесса.
Понятие об энтропии как мере неупорядоченности системы (уравнение
Больцмана).
Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца как критерий самопроизвольного
протекания процесса и термодинамической устойчивости химических соединений.
Таблицы стандартных энергий Гиббса образования веществ.
Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического
равновесия. Качественная характеристика состояния химического равновесия и его
отличие от кинетически заторможенного состояния системы.
Закон действующих масс. Константа химического равновесия и ее связь со
стандартным изменением энергии Гиббса и энергии Гельмгольца процесса. Определение
направления протекания реакции в системе при данных условиях путем сравнения
соотношения произведений концентраций в данных условиях и значения константы
равновесия.
Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 5 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи
Зависимость энергии Гиббса процесса и константы равновесия от температуры.
Принцип Ле Шателье-Брауна.
3.2 Учение о растворах
Основные определения: раствор, растворитель, растворенное вещество.
Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Вода как один из
наиболее распространенных растворителей. Роль водных растворов в жизнедеятельности
организмов. Неводные растворители и растворы.
Процесс растворения как физико-химическое явление (Д.И.Менделеев,
Н.С.Курнаков). Термодинамика процесса растворения.
Растворы газов в жидкостях. Законы Генри.
Растворы твердых веществ в жидкостях. Понятие о коллигативных свойствах
растворов. Зависимость “свойство раствора - концентрация”. Закон Вант-Гоффа об
осмотическом давлении. Теория электролитической диссоциации (С.Аррениус, И.А.
Каблуков). Понятие осмоса.
Теория
растворов
сильных
электролитов.
Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита.
Произведение растворимости. Условия растворения и образования осадков.
Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. рН
растворов сильных кислот и оснований.
Растворы слабых электролитов. Применение ЗДМ к ионизации слабых
электролитов. Константа диссоциации.
Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури). Константы
кислотности и основности.
3.3 Окислительно-восстановительные реакции
Электронная теория окислительно-восстановительных (ОВ) реакций .
Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в
зависимости от положения элемента в Периодической системе элементов и степени
окисления элементов в соединениях.
Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная
двойственность.Электрохимические процессы.
3.4 Комплексные соединения
Современное содержание понятия “комплексные соединения” (КС). Структура КС:
центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сфера,
координационное число центрального атома, дентатность лигандов.
Способность атомов различных элементов к комплексообразованию. Природа
химической связи в КС. Образование и диссоциация КС в растворах, константы
образования и нестойкости комплексов.
3. 5 «Обзор химии элементов: свойства химических элементов и их
соединений» (в т.ч. биогенных)
Общая характеристика элементов. Формы нахождения и распространенность в
природе.
Водород. Положение в периодической системе, общая характеристика, физические и
химические свойства. Галогены. Общая характеристика, получение, физические и
химические свойства. Изменение окислительной активности в подгруппе. Изменение
окислительных свойств в ряду кислородных кислот хлора, брома, иода. Общая
Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 6 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи
характеристика элементов VI группы, нахождение в природе, методы получения,
физические и химические свойства. Кислород – лабораторные и промышленные способы
получения, физические и химические свойства, оксиды. Пероксид водорода, строение,
методы получения. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Сера.
Сероводород. Соединения серы с кислородом: оксиды серы(IV) и (VI). Серная кислота,
получение, свойства. Взаимодействие серной кислоты с металлами. Соли серной
кислоты. Общаяхарактеристика элементов V группы. Азот нахождение в природе,
химические и физическиесвойства. Аммиак: лабораторные и промышленные способы
получения. Реакционная способность аммиака, реакции окисления, присоединения,
замещения, взаимодействие с водой и кислотами. Соли аммония. Азотная кислота и ее
взаимодействие с металлами и неметаллами; зависимость окислительных свойств от
концентрации. Нитраты, их термическое разложение. Применение азота и его
соединений. Фосфор. Общая характеристика элемента, нахождение в природе. Общая
характеристика элементов IV группы. Углерод. Строение и свойства графита, алмаза,
карбина, графена, фуллеренов.
Соединения углерода. Кремний нахождение в природе, способы получения. Силикаты и
алюмосиликаты. Кремниевые кислоты. Силикагель. Общая характеристика элементов III
группы (Al, Ga, In, Tl) Строение атомов, возможные степени окисления в соединениях.
Простые вещества: физические и химические свойства. Щелочные и щелочноземельные
металлы. Строение электронных оболочек атомов, потенциалы ионизации, сродство к
электрону. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Щелочи. Соли
щелочных металлов,
их растворимость.
Общая характеристика d-элементов.
Электронные конфигурации атомов. Характеристика элементов, нахождение их в
природе и получение. Общие представления о химии f-элементов.
РАЗДЕЛ 4. ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЕ ВОПРОСЫ
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЕ ВОПРОСЫ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ»
для студентов направления подготовки 022000.62 – Экология и природопользование
ОБЩАЯ ХИМИЯ
1. Тепловые эффекты химических реакций в системах различного вида.
2. Понятие о внутренней энергии (U), энтальпии (Н) и энтропии (S) в химических
системах.
3. Химические реакции в гомогенных и гетерогенных средах.
4. Скорость химической реакции.
5. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Химические и
биологические системы.
6. Константы равновесия. Принцип Ле-Шателье. Применение к химическим и
биологическим системам.
7. Понятие о катализе. Катализаторы.
8. Периодический закон Д.И.Менделеева и строение атома.
Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 7 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи
9. Порядковый номер элементов. Закономерности изменения свойств элементов в
периодах и группах.
10. Квантово-механическая модель атома.
11. Периодичность изменения радиусов атомов и ионов, энергий ионизации и сродства к
электрону, электроотрицательности элементов.
12. Ковалентная связь.
13. Метод валентных связей.
14. Понятие о методе молекулярных орбиталей.
15. Водородная связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь. Роль
водородной связи в процессах ассоциации, растворения и в биохимических процессах.
16. Окислительно-восстановительные реакции и их роль в жизненных процессах.
17. Окислительно-восстановительный потенциал как мера окислительной и
восстановительной способности систем.
18. Эквивалент окислителя и восстановителя.
19. Дисперсные системы и их классификация. Молекулярные (истинные) растворы.
Дисперсные системы живого организма.
20. Гидратная теория растворов Д.И.Менделеева.
21. Вода - универсальный растворитель. Строение молекулы воды. Свойства воды. Роль
воды в биологических процессах.
22. Способы выражения концентраций растворов.
23. Диссоциация электролитов. Современные представления о кислотах, гидроксидах,
амфотерных электролитах.
24. Закон разбавления Оствальда. Теория сильных электролитов. Электролиты в живом
организме.
25. Ионное произведение воды. Концентрация водородных и гидроксильных ионов в
кислых, нейтральных и щелочных растворах, растворах живого организма.
Водородный показатель.
26. Произведение растворимости. Условия одностороннего протекания ионных реакций.
Ионное и гетерогенное равновесие в растворах.
27. Гидролиз солей. Степень гидролиза. Зависимость степени гидролиза от концентрации
и температуры. Расчет рН водных растворов солей.
28. Основные положения координационной теории А.Вернера.
29. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Комплексные нелектролиты.
Константа нестойкости комплексных соединений.
30. Метод титриметрии. Измерение объемов растворов. Титрование. Вычисления в методе
титрометрии. Метод нейтрализации.. Определение концентрации соляной кислоты по
щелочи.
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
33. Водород. Строение атома и молекулы. Физические и химические свойства. Водород в
природе. Пероксид водорода. Физические и химические свойства. Применение
пероксида водорода в медицине. Пероксид водорода в организме человека.
34. Щелочные металлы. Их общая характеристика и сравнительная активность. Свойства
щелочных металлов. Физиологическая активность соединений щелочных металлов.
35. Общая характеристика элементов: структура атомов, степень окисления,
сравнительная химическая активность. Важнейшие соединения элементов и
применение их в технике и медицине.
36. Подгруппа кальция: кальций, стронций, барий и радий. Свойства щелочноземельных
металлов. Жесткость воды и ее устранение. Физиологическая активность соединений
щелочноземельных металлов.
Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 8 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи
37. Бор и алюминий. Свойства бора. Важнейшие соединения бора (бура и борная кислота).
Физические, химические и физиологические свойства буры и борной кислоты. Их
применение. Применение соединений бора в медицине.
38. Алюминий. Важнейшие минералы. Свойства и применение: оксида, гидроксида и
солей. Двойные соли алюминия - квасцы. Алюмосиликатное производство и
физиологическая активность алюмосиликатов.
39. Углерод и кремний. Распространение в природе. Аллотропия углерода. Понятие об
активированном угле как адсорбенте, его медицинское применение. Кислородные
соединения углерода. Получение, свойства и применение оксида и диоксида углерода.
Угольная кислота и ее соли (карбонаты и гидрокарбонаты), их свойства и применение.
Цианистые соединения. Синильная кислота и ее соли - цианиды.
40. Кремний и его соединения. Распространенность кремния в природе. Свойства.
Кислородные соединения. Кремниевый ангидрид. Кремниевая кислота, ее свойства.
41. Азот. Распространенность азота в природе. Свойства азота, его применение. Значение
азота для жизнедеятельности живых организмов. Водородные соединения азота.
Аммиак. Физические, химические и физиологические свойства аммиака. Аммонийные
соли. Применение аммиака.
42. Кислородные соединения азота. Оксиды азота в степенях окисления I, П, Ш, IV, V.
Свойства (физические, химические и физиологические). Азотистая кислота и ее соли нитриты. Азотная кислота. Свойства азотной кислоты и ее применение. Соли азотной
кислоты - нитраты. Их свойства и применение, особенно в медицине, пищевой
промышленности.
43. Фосфор. Распространенность фосфора в природе. Значение фосфора для
жизнедеятельности живых организмов. Аллотропия фосфора. Белый и красный
фосфор. Физические и химические свойства фосфора. Кислородные соединения
фосфора (III) и фосфора (V). Фосфорная кислота и ее соли. Применение фосфора и его
соединений. Биологическая роль фосфора и его соединений.
44. Подгруппа кислорода. Кислород, озон, пероксид водорода. Применение в медицине и
технике.
45. Соединение серы с водородом. Сероводород, его физические и химические свойства.
Применение природных сероводородных вод в медицине. Кислородные соединения
серы. Сернистый ангидрид. Сернистая кислота и ее соли - сульфиты.
46. Галогены: фтор, хлор, бром и йод. Общая характеристика элементов. Распространение
элементов в природе.
47. Хлор. Физические, химические, токсические свойства хлора. Применение хлора
(хлорирование питьевой воды). Хлористый водород и его свойства. Соляная кислота и
ее свойства. Соли соляной кислоты - хлориды. Применение соляной кислоты и ее солей
в промышленности.
План ответа на вопросы “Химия элементов”
1. Электронная конфигурация атома элемента. Характерные степени окисления элемента.
2. Привести примеры соединений, указать их основные свойства: характер оксидов и
гидроксидов, устойчивость кислот, их окислительную способность и кислотные
свойства. Примеры реакций.
3. Важнейшие соединения элемента.
Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 9 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи
РАЗДЕЛ 5. УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ
ПРОГРАММЫ
I. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины
1) Основная литература:
1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов/Н. С. Ахметов. –
М.: Высш. шк., 2002. – 743 с.
2. Глинка Н.Л. Общая химия М.: Высшая школа, 1990. – 704 с.
3. Я.А. Угай Общая химия и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 2002г
4. Общая химия. Биофизическая химияю Химия биогенных элементов: учебник для
студ.вузов /Ершов, Юрий алексеевич и др. под ред. Ю.А. Ершова.- М.: Высшая
школа, 2002г
2) Дополнительная литература
1. Суворов А. В. Общая химия: учебное пособие для высш. учеб. заведений/А. В.
Суворов, А. Б. Никольский. – СПб.: химия, 1995. – 624 с.
2. Лидин Р. А. Реакции неорганических веществ: справочник/Р. А. Лидин. – 2-е изд.,
перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2007. – 638 с.
3. Рабинович В. А. Краткий химический справочник/В. А. Рабинович, З. Я. Хавина. –
СПб .:Химия, 1994. – 432 с.
4. Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии/Ю. Ю. Лурье. – М.: Химия,
1967. – 390 с.
5. Реестр электронных библиотечных ресурсов
6. Ссылка на ПТК «УМКа»
3) Программное обеспечение и Интернет-ресурсы
1. http://c-books.narod.ru/pryanishnikov1_2_1.html
2. http://alhimic.ucoz.ru/load/26
3. http://www.chem.msu.su/rus/teaching/org.html
4. http://www.xumuk.ru
5. http://chemistry.narod.ru
6. http://www.media.ssu.samara.ru/lectures/deryabina/index/html
Название документа: Программа учебной дисциплины «Химия»
Разработчик доцент кафедры Лябин М.П.
стр. 10 из 10
Версия 1
Копии с данного оригинала при распечатке недействительны без заверительной надписи