СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ

МОДУЛЬ I.

СОСТАВ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

лекции                        - 8 ч

практические занятия        - 8 ч

лабораторные занятия        - 6 ч

Цели изучения модуля

Знать основные понятия и законы атомно-молекулярного учения, стехиометрии, строения атомов и молекул и применять их для решения практических задач. Знать периодический закон и периодическую систему химических элементов, объяснять закономерности изменения свойств химических элементов при возрастании их атомного номера.

Студент должен уметь:

1. Проводить вычисления масс веществ по уравнениям химических реакций.

2. Вычислять эквивалентные массы элементов и соединений.

3. Составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.

4. Объяснять закономерности изменения свойств химических элементов при возрастании их атомного номера.

5. Объяснять образование и свойства молекул с различным типом химической связи.

Содержание лекционного материала

Предмет химии, её место в системе наук. Основные понятия и законы химии. Типы химических веществ и химических реакций. Строение атомов, периодический закон и периодическая система  химических элементов. Химическая связь, строение молекул. Межмолекулярные взаимодействия. Строение вещества в различном агрегатном состоянии.

Содержание практических занятий

1. Основные классы и номенклатура неорганических соединений.

2. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

3. Строение атомов, периодический закон и периодическая система элементов.

4. Химическая связь и строение молекул.

Лабораторные работы

1. Основные классы неорганических соединеий.

2. Определение эквивалентной и атомной массы металла.

3. Комплексные соединения.

Типовые задачи

1. Вычисление количества вещества при известной массе или объёму (для газов).

2. Стехиометрические расчёты по уравнения реакций.

3 Вычисление эквивалентных масс элементов и соединений.

4. Написание электронных формул атомов.

5. Объяснение химической связи по методам валентных связей и молекулярных орбиталей.

Задачи для самостоятельной работы

1. Номенклатура неорганических веществ.

2. Классы неорганических веществ.

3. Классификация и номенклатура комплексных соединений.

МОДУЛЬ II.

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИЙ

лекции                         - 6 ч.

практические занятия         - 8 ч.

лабораторные занятия         - 4 ч.

Цели изучения модуля

Объяснить законы термохимии: закон Гесса и его следствие. Определять направление протекания реакции. Знать факторы, влияющие на скорость химических реакций, и способы управления химическим равновесием.

Студент должен уметь:

1. Вычислять энтальпию химической реакции и её тепловой эффект при различном количестве взаимодействующих веществ.

1. Вычислять энтропию и энергию Гиббса химической реакции и определять направление её самопроизвольного протекания.

3. Рассчитывать температуру равновесного состояния обратимой реакции.

4. Рассчитывать константу равновесия, исходные и равновесные концентрации реагирующих веществ.

5. Вычислять скорость химической реакции в зависимости от концентрации и температуры.

Содержание лекционного материала

Основные понятия химической термодинамики. Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Термохимические законы и уравнения. Энтальпия образования химических соединений. Стандартное состояние. Энтропия и её изменение при химических процессах. Условия самопроизвольного протекания реакций.

Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакций от концентрации и температуры. Энергия активации. Физические методы ускорения химических реакций. Скорость гетерогенных химических реакций. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие с позиций химической кинетики. Константа равновесия и равновесные концентрации веществ. Принцип Ле-Шателье.

Содержание практических занятий

1. Термохимические и термодинамические расчёты.

2. Скорость химических реакций и химическое равновесие.

Лабораторные работы

1. Определение энтальпии химической реакции.

2. Исследование скорости химической реакции, определение энергии активации.

Типовые задачи

1. Вычисление энтальпии и теплового эффекта реакции.

2. Расчёт энтропии и энергии Гиббса реакции.

4. Определение константы химического равновесия.

5. Анализ направления смещения равновесия при изменении условий проведения реакции.

6. Вычисление скорости реакции при различных концентрациях реагентов.

7. Определение температурного коэффициента и энергии активации реакции.

Задачи для самостоятельной работы

3. Вычисление температуры химического равновесия обратимой реакции.

МОДУЛЬ III.

РАСТВОРЫ И ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

лекции                        - 8 ч.

практические занятия        - 8 ч.

лабораторные занятия        - 6 ч.

Цели изучения модуля

Усвоить закономерности образования, классификацию и способы выражения концентрации растворов. Знать коллигативные свойства растворов-неэлектролитов. Объяснять теорию электролитической диссоциации, закономерности ионообменных реакций и гидролиза солей. Усвоить теорию электродных процессов, механизм токообразования в гальванических элементах, закономерности электролиза в расплавах и растворах солей. Объяснять механизм электрохимической коррозии металлов и способы их защиты от коррозии

Студент должен уметь:

Решать типовые задачи на способы выражения концентрации растворов.

2. Решать задачи с использованием законов Рауля для растворов неэлектролитов.

3. Записывать схемы электролитической диссоциации и уравнения ионообменных реакций.

4. Записывать уравнения гидролиза солей, определять pH их растворов.

5. Объяснять процессы, протекающие на аноде и на катоде гальванического элемента и при электролизе растворов и расплавов солей.

6. Проводить расчеты по электрохимическим процессам.

7. Объяснять электрохимическую коррозию металлов и знать методы защиты от коррозии.

Содержание лекционного материала

Определение и классификация растворов. Закономерности образования и способы выражения концентрации растворов. Растворы неэлектролитов, их коллигативные свойства. Водные растворы электролитов, теория электролитической диссоциации. Особенности воды как растворителя. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель среды. Ионные реакции в растворах. Гидролиз. Теория кислот и оснований.

Электродные потенциалы и электрохимические системы. Ряд напряжений металлов. Гальванические, концентрационные и топливные элементы. Электролиз.

Содержание практических занятий

1. Концентрация растворов.

2. Свойства растворов.

3. Электрохимические процессы.

Содержание лабораторных занятий

1. Приготовление раствора и определение его концентрации.

2. Ионообменные реакции в растворах электролитов.

3. Гидролиз солей.

Типовые задачи

1. Расчёт массы вещества и растворителя, необходимых для приготовления раствора заданной концентрации.

2. Пересчёт одного способа выражения концентрации в другой.

3. Уравнения гидролиза.

4. Расчёт электродвижущей силы гальванического элемента.

5. Вычисление массы вещества, образующейся при электролизе.

Задачи для самостоятельной работы

1. Стехиометрические расчёты для реакций в растворах.

2. Схемы электролитической диссоциации и уравнения ионообменных реакций.

ИЗБРАННЫЕ РАЗДЕЛЫ ХИМИИ

(предлагаются для самостоятельного изучения по согласованию с выпускающей кафедрой)

Химическая идентификация. Вещество и его чистота. Аналитический сигнал. Химические и физико-химические методы анализа.

Химия воды. Строение молекулы и свойства воды. Природные воды и их состав. Сточные воды и их состав. Основные способы водоподготовки и очистки сточных вод. Охрана водного бассейна.

Химия и охрана окружающей среды. Технический прогресс и экологические проблемы. Роль химии в решении экологических проблем. . Охрана воздушного и водного бассейнов Методы малоотходной технологии.

РЕЙТИНГ ПРИ ИЗУЧЕНИИ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Максимальная рейтинговая оценка дисциплины составляет 100 баллов. В неё входят рейтинг лекций, лабораторных и практических занятий, рубежного контроля, домашнего задания и рейтинг экзамена.

Рейтингом лекций учитывается посещаемость лекций и качества конспекта, его проработка по учебным пособиям. Рейтинг лабораторной работы учитывает подготовку к работе, самостоятельность её выполнения, ответы на вопросы при защите отчёта. Рейтинг практических занятий учитывает подготовку к занятию, работу у доски или самостоятельную работу, наличие или отсутствие ошибок при решении задач и упражнений. Рейтинг домашнего задания - это оценки за решение 30 задач домашнего задания (учитываются сроки предъявления заданий и показатели самостоятельности их решения).

Два рубежных контроля оцениваются повышенными бальными оценками, так как они являются промежуточными итоговыми показателями приобретённых знаний и умений.

Рейтинг поощряет активных студентов дополнительными баллами за участие в химических олимпиадах, досрочную сдачу домашнего задания, занятия на курсах дополнительной химической подготовки, выполнение заданий повышенной сложности.

В конце семестра подсчитывается рейтинг семестра, максимально возможное значение которого составляет 60 баллов: Студент допускается к экзаменам, если он полностью выполнил учебный план (домашнее задание сдано, пропущенные занятия отработаны) и если его семестровый рейтинг составляет не менее 33 баллов.

Максимальный рейтинг экзамена равен 40 баллам. Баллы экзамена суммируются с рейтингом семестра и подсчитывается общий рейтинг, который переводится в оценку по соотношению: более 85 баллов - отлично, от 70 до 85 баллов - хорошо, от 55 до 70 баллов - удовлетворительно.

Если оценка экзамена менее 22 баллов, то экзамен считается не сданным, и студент теряет рейтинг семестра. Он имеет право сдавать экзамен повторно два раза, при этом его знания и компетенции оценивает комиссия.

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4