Кафедра АТО

Материалы для промежуточной аттестации по дисциплине  «Химия»  для студентов заочной формы обучения  профиля подготовки  27.03.02.01 – Управление качеством в производственно-технологических системах (2,3,4 семестры).

2 семестр

Форма контроля: контрольная работа*,  расчетно-графическая работа**, зачет.

1.*Химия. Контрольные задания для студентов заоч. формы обуч. : учеб.-метод. пособие / сост. , . – Ульяновск : УВАУ ГА(И), 2013. – 124 с.

2.**Химия. Программа, метод, указания и контр. задания: учеб.-метод. пособие для студ. ОЗО / сост. , . – Ульяновск: УВАУ ГА, 2002. – 67с.

Из данного пособия студентам выдаются 2 расчетно-графические работы (РГР) во втором (таблица №3) и четвертом (таблица №4) семестрах.

Примечание к контрольным и расчетно-графическим работам:

1*.  Таблицы вариантов контрольных заданий и номера задач  представлены в указанном издании на страницах 93 – 98(таблица – 2: контрольные работы №1-  второй семестр, контрольная работа №2- третий семестр).

2. Вариант контрольной работы определяется двумя последними цифрами учебного шифра (смотри зачетную книжку).

3. Контрольная работа выполняется в обычной школьной тетради, на лицевой стороне которой (на обложке) приводятся сведения по образцу (смотри  общую информацию по ФБФО).

4. Контрольная работа выполняется пастой синего, фиолетового или черного цвета. Для замечаний преподавателя на страницах тетради оставляется поле. Каждая следующая задача начинается с новой страницы. Условие задачи переписывается полностью без сокращений.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

5. Все уравнения реакций  нужно писать с указанием условий и режимов: 

температуры, давления катализатора и т. д.

6. Слова следует  прописывать полностью избегая сокращений, например, «реакция» вместо «р-ция» и т. д.

7.  Под формулами соединений необходимо писать их названия.

8. В конце контрольной работы необходимо указать в соответствии с государственными стандартами, какой учебной литературой и ресурсами информационно-телекоммуникационной сети «интернет» Вы пользовались при изучении курса химии.

9.  К выполнению контрольной работы следует приступать только после изучения материала, соответствующего программе данного курса.

Типовые  материалы, необходимые для оценки знаний, умений, навыков и (или) опыта деятельности, характеризующих этапы формирования компетенций в процессе освоения образовательной программы.

Методические рекомендации для обучающихся
по изучению разделов дисциплины

Раздел 1.Введение. Основные понятия и законы химии (2семестр)

Цель – изучить основные понятия и законы химии.

Учебные вопросы:

1. Для всех ли химических соединений справедлив закон постоянства состава?

2. Основные законы химии.

Изучив данный раздел, обучаемый должен:

знать способы определения атомной и молекулярной масс;

уметь извлекать информацию о веществе из его молекулярной формулы, решать задачи с применением законов химии.

При освоении темы необходимо:

– изучить материал из списка используемой литературы [8.Основная литература 1; дополнительная литература: 3, 5, 8, 10–20] по данному разделу.

– акцентировать внимание на следующих понятиях: вещество, молекула, атом, электрон, ион, элемент, химическая формула, моль, молярная масса.

– ответить на контрольные вопросы:

1. Основные положения атомно-молекулярного учения.

2. Чем различаются понятия «химический элемент» и «простое вещество»?

3. Какую информацию о веществе можно получить на основании его молекулярной формулы?

4. Объяснить основные законы химии с точки зрения атомно-молекулярного учения.

Раздел 2.Строение атома (2 семестр)

Цель – изучить строение атома.

Учебные вопросы:

1. Атомное ядро. Изотопы. Двойственная природа электронов. Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Атомные орбитали. Электронные конфигурации атомов в основном и возбуждённом состояниях. Принцип Паули. Правило Хунда.

2. Периодическая система элементов . s-, p-, d-, f - элементы. Физический смысл периодического закона. Валентность и степень окисления.

3. Типы химических связей в неорганических и органических веществах: ковалентная, ионная, металлическая, водородная. Механизм образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный. Параметры химической связи. Модель гибридизации орбиталей. Связь электронной структуры с их геометрическим строением. Понятие о молекулярныхорбиталях. Строение вещества.

4. Агрегатные состояния вещества и переходы между ними в зависимости от температуры и давления. Жидкости. Твёрдые тела. Кристаллические решётки.

Изучив данный раздел, обучаемый должен:

знать строение атома и модели атома, строение электронных оболочек атомов химических элементов, периодический закон и периодическую систему элементов , типы химических связей, механизмы образования и разрыва химических связей, методы ВС и МО, строение вещества.

уметь составлять электронные формулы атомов и ионов, устанавливать зависимость свойств элементов и образуемых ими соединений от положения элементов в периодической системе, уметь устанавливать связь электронной структуры молекул (комплексов) с их геометрическим строением и строением вещества.

При освоении темы необходимо:

– изучить материал из списка используемой литературы [8.Основная литература: 1; дополнительная литература: 3–5, 8, 10–20] по данному разделу;

– акцентировать внимание на следующих понятиях: атом, ядро, изотопы, модели атома, квантовое число, атомные орбитали, принцип Паули, правило Хунда, периодический закон, физический смысл периодического закона, электроотрицательность, химическая связь, виды кристаллических решёток, теория Гиллеспи;

– ответить на контрольные вопросы:

1. Как можно оценить полярность химической связи?

2. Как изменяются длина и прочность ковалентной связи с увеличением кратности связи?

3. Какую химическую связь называют ионной? Между атомами каких элементов она возникает?

4. По какой причине ионную связь называют предельным случаем ковалентной связи?

Раздел 3.Дисперсионные системы. Растворы. Электролитическая диссоциация

(2 семестр)

Цель – изучить теорию электролитической диссоциации.

Учебные вопросы:

1. Дисперсные системы. Классификация.

2. Общие свойства растворов. Способы выражения концентрации. Растворимость. Зависимость растворимости от природы растворителя и растворённого вещества, температуры и давления.

3. Растворы неэлектролитов. Закон Рауля. Криоскопия. Эбуллиоскопия.

4. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.

5. Степень диссоциации, её зависимость от температуры и концентрации.

6. Слабые электролиты. Константа электролитической диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

7. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

8. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.

Изучив данный раздел, обучаемый должен:

знать классификацию дисперсных систем, способы выражения концентрации растворов, теорию электролитической диссоциации (ТЭД), гидролиз солей;

уметь проводить расчёты для растворов сильных и слабых электролитов, проводить пересчёты в разные виды концентраций, писать уравнения гидролиза солей и определять рН растворов.

При освоении темы необходимо:

– изучить материал из

2. Какие свойства растворов называют коллигативными?

3. Что такое осмос? Осмотическоесписка используемой литературы [8.Основная литература: 1; дополнительная литература: 3, 5–6, 8, 10–20, 22] по данному разделу;

– акцентировать внимание на следующих понятиях: дисперсная система, концентрация растворов, закон Рауля, криоскопия, эбуллиоскопия, ТЭД, закон разбавления Оствальда, гидролиз солей, водородный показатель;

– ответить на контрольные вопросы:

1. Что такое растворы? Что такое идеальный раствор?

давление.

4. Что такое насыщенные растворы; ненасыщенные растворы; пересы-щенные растворы?

5. От каких факторов зависит растворимость веществ?

6. Что показывают кривые растворимости?

7. Что называется массовой долей растворенного вещества?

8. По каким формулам можно рассчитать массовую долю растворенного вещества; массу раствора?

9. Что показывает молярная концентрация раствора? Единица измерения.

10. По какой формуле можно рассчитать молярную концентрацию раствора?

11. Что показывает нормальная концентрация раствора? Единица измерения.

12. Что показывает моляльность раствора? Единица измерения.

13. Что показывает титр раствора? Единица измерения.

14. Что показывает мольная доля раствора? Единица измерения.

3 семестр

Форма контроля: контрольная работа*.

Раздел 4. Общие закономерности химических процессов. Химическая термодинамика  (3 семестр)

Цель – изучить общие закономерности химических процессов.

Учебные вопросы:

1. Энергетика химических процессов.

2. Тепловые эффекты химических реакций. Термохимические уравнения.

3. Закон Гесса и его следствия.

4. Энергия Гиббса.

5. Направленность химических реакций.

6. Химическая кинетика. Скорость химической реакции.

7. Обратимые реакции. Химическое и фазовое равновесие.

8. Принцип ЛеШателье.

9. Явление катализа. Энергия активации.

Изучив данный раздел, обучаемый должен:

знать общие закономерности протекания химических процессов;

уметь проводить простейшие термодинамические расчёты, расчёты с использованием закона действующих масс.

При освоении темы необходимо:

– изучить материал из списка используемой литературы [8.Основная литература: 1; дополнительная литература: 2, 3, 5–8, 10–20, 22] по данному разделу;

– акцентировать внимание на следующих понятиях: теплота образования химических соединений, закон Гесса, энтольпия, энтропия, энергия Гиббса, закон действия масс, принцип ЛеШателье, катализ.

– ответить на контрольные вопросы:

1. Что такое внутренняя энергия вещества? Происходит ли ее изменение в химических реакциях?

2. В результате каких процессов внутренняя энергия системы увеличивается? Какое различие между изменением внутренней энергии и энтальпии процесса? Какие параметры отражают это различие?

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