Рабочая программа дисциплины «Неорганическая химия» Модуль «Общая химия»

Вид материала

Рабочая программа

Содержание 2. Место дисциплины в структуре ООП бакалавриата 3 Компетенции обучающегося, формируемые в результате 4. Структура и содержание дисциплины «Неорганическая химия», модуля «Общая химия» 4.1. Объём дисциплины и виды учебной работы (в часах) 4.1.2. Разделы базового обязательного модуля дисциплины и трудоемкость по видам занятий (в часах) Виды учебной работы, включая самостоятельную работу студентов и трудоемкость (в часах) 4.2 Содержание дисциплины Наименование раздела дисциплины Лабораторные занятия 5. Образовательные технологии Контрольные вопросы к экзамену Образцы экзаменационных билетов Неорганическая химия Неорганическая химия Неорганическая химия 7. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины «Неорганическая химия» модуль «Общая химия». 8. Материально-техническое обеспечение дисциплины «Неорганическая химия» модуль «Общая химия».

Подобный материал:

• Рабочая программа дисциплины (модуля) «математический анализ», 424.74kb.
• Рабочая программа дисциплины (модуля) «Уравнения математической физики», 266.58kb.
• Рабочая программа дисциплины (модуля) «Линейная алгебра и аналитическая геометрия», 275.82kb.
• Рабочая программа дисциплина ‹‹Неорганическая химия›› опд. Ф. 02 Специальность 020101, 343.5kb.
• Рабочая программа учебной дисциплины ф тпу 1 21/01 утверждаю, 218.97kb.
• Аннотация дисциплины «Общая и неорганическая химия» Общая трудоемкость дисциплины составляет, 19.38kb.
• Общая и неорганическая химия, 271.35kb.
• Программа дисциплины по кафедре «Химия» общая и неорганическая химия, 433.07kb.
• Общая и неорганическая химия, 261.98kb.
• Общая и неорганическая химия, 441.8kb.

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ


ГОУ ВПО «Кемеровский государственный университет»

Химический факультет


«Утверждаю»

Декан химического факультета


______________ В.Я. Денисов

«___»_______________2011 г.


Рабочая программа дисциплины

«Неорганическая химия»

Модуль «Общая химия»


Направление подготовки

020100-химия, Б3.Б.1


Профиль подготовки

Неорганическая химия


Квалификация выпускника

Бакалавр


Форма обучения

очная


Кемерово

2011


1. Цели освоения дисциплины «Неорганическая химия» модуль «Общая химия»

Целью освоения модуля является:

1. Рассмотрение основ современных представлений о строении вещества; изучение важнейших законов и теорий неорганической химии, количественных характеристик явлений и процессов, условий осуществления химических реакций, возможности управления глубиной их протекания;

2. Формирование научного мышления, навыков практического использования теоретических знаний для решения конкретных химических задач;


Задачи изучения дисциплины:

• заложить основы профессиональной подготовки по химии, осуществить переход от качественного описательного подхода изучения предмета к количественным представлениям в химии;
  
• рассмотреть основные законы и представления химии;
  
• освоить теорию и научиться применять на практике учение о веществе и химических процессах.
  

2. Место дисциплины в структуре ООП бакалавриата

Дисциплина «Неорганическая химия» относится к базовой части Профессионального цикла Б.3 ФГОС ВПО третьего поколения подготовки бакалавра по направлению 020100- Химия.

Дисциплина «Неорганическая химия» включает модуль «Общая химия», отражающий систему химии как науки, показывающий связи между основными ее учениями: о строении вещества; периодическом изменении свойств элементов; направленности химических процессов (химической термодинамике) и скорости химических процессов (химической кинетике).

Для успешного освоения дисциплины, обучающиеся должны иметь базовые знания по школьной дисциплине «Химия», включающие фундаментальные понятия и наиболее важные современные представления о строении вещества; химическом процессе; свойствах элементов и их соединений и периодичности изменения свойств.

Дисциплина «Неорганическая химия» является основой в цепи дисциплин по направлению «Химия» по принципу «от простого к более сложному».

Изучение дисциплины «Неорганическая химия» создает основу для дальнейшего освоения как других разделов химии (аналитической, физической, органической химии, химической технологии), так и профильных дисциплин, а также усвоения дисциплин учебного цикла Б.2 «Математический и естественнонаучный цикл».

В результате освоения дисциплины обучающиеся приобретают навыки профессиональной подготовки по химии, грамотно и творчески ориентируются в многообразии системы преподавания и научно-исследовательской работы.


3 Компетенции обучающегося, формируемые в результате

освоения дисциплины


способен понимать и анализировать мировоззренческие, социально и личностно значимые философские проблемы (ОК-2);

использует основные законы естественнонаучных дисциплин в профессиональной деятельности, применяет методы математического анализа и моделирования, теоретического и экспериментального исследования (ОК-6);

понимает сущность и социальную значимость профессии, основных перспектив и проблем, определяющих конкретную область деятельности (ПК-1);

владеет основами теории фундаментальных разделов химии (прежде всего неорганической, аналитической, органической, физической, химии высокомолекулярных соединений, химии биологических объектов, химической технологии) (ПК-2);

способен применять основные законы химии при обсуждении полученных результатов, в том числе с привлечением информационных баз данных (ПК-3);

владеет навыками химического эксперимента, основными синтетическими и аналитическими методами получения и исследования химических веществ и реакций (ПК-4);

владеет навыками работы на современной учебно-научной аппаратуре при проведении химических экспериментов (ПК-6);

владеет методами регистрации и обработки результатов химических экспериментов (ПК 8);

владеет методами отбора материала для теоретических занятий и лабораторных работ (ПК-11).


В результате освоения дисциплины «Неорганическая химия» и конкретно ее модуля «Общая химия» обучающийся должен знать:

• роль химии в естествознании, ее связь с другими естественными науками, значение в жизни современного общества;
  
• важнейшие химические понятия и основные учения: о строении атомов и молекул; о химической связи в разных ее проявлениях, периодическом изменении свойств элементов; химическом процессе (химической термодинамике и химической кинетике), биологическую роль элементов и их соединений.
  

Обучающийся должен уметь:

• использовать знания теоретических основ химии на практике при решении конкретных расчетных задач, при постановке лабораторных методов изучения веществ и химических процессов;
  
• прогнозировать направление протекания обратимых химических процессов, экспериментально изучать влияние различных факторов на скорость химической реакции;
  
• самостоятельно осуществлять основные приемы работы в химической лаборатории.
  

Обучающийся должен владеть:

• важнейшими элементами техники лабораторного эксперимента: пользоваться посудой и приборами, проводить операции взвешивания, нагревания, фильтрования, центрифугирования, сушки, получения и собирания газов;
  
• математическими расчетами и представлением экспериментальных результатов в графическом виде;
  
• поиском химической информации с использованием различных источников (справочных, научных и научно-популярных изданий, компьютерных баз данных, ресурсов Интернета).
  

4. Структура и содержание дисциплины «Неорганическая химия», модуля «Общая химия»

Дисциплина «Неорганическая химия», модуль «Общая химия» включает в себя разделы: Основные понятия и законы химии, строение вещества, закономерности химических процессов, свойства растворов, основные положения химии координационных соединений, электрохимических процессов.


Общая трудоемкость дисциплины составляет 10,2 зачетные единицы, 216 часов аудиторных занятий, 115 часов самостоятельной работы.


4.1. Объём дисциплины и виды учебной работы (в часах)


4.1.1. Объём и виды учебной работы (в часах) по дисциплине в целом

Вид учебной работы	Всего часов
Общая трудоемкость базового модуля дисциплины	367
Аудиторные занятия (всего)	216
В том числе:
Лекции	36
Семинары
Лабораторные работы	180
Самостоятельная работа	115
В том числе:
Творческая работа (курсовая работа)
И (или) другие виды самостоятельной работы
Вид промежуточного контроля	Защита лабораторных работ индивидуальные расчетные задания, коллоквиум
Вид итогового контроля	36 Экзамен

4.1.2. Разделы базового обязательного модуля дисциплины и трудоемкость по видам занятий (в часах)

№ п/п	Раздел Дисциплины	Семестр	Неделя семестра	Общая трудоёмкость (часах)	Виды учебной работы, включая самостоятельную работу студентов и трудоемкость (в часах)				Формы текущего контроля успеваемости (по неделям семестра) Форма промежуточной аттестации (по семестрам)
					Учебная работа		В.т.ч. активных форм	Самостоятельная работа
				всего	Лекции	Лабор.
	Общая химия	1	1-18	331	36	180		115
1	Вводная лекция Лаб. занятия: Техника безопасности, техника лаб. работ. Классы неорганических соединений.	1	1 1-2		1	8 14	4	8	Отчет, индивидуальные задания
2	Строение атома, периодический закон Лаб. занятия: Основные законы химии	1	1-4 2-4		6	14	3	8	Отчет, индивидуальные задания
3	Химическая связь Лаб. занятия: Очистка веществ	1	4-7 3		6	4	2	4	Отчет, индивидуальные задания
4	Лаб. занятия: Определение эквивалентов	1	4			4	2	4	Отчет, индивидуальные задания
5	Лаб. занятия: Определение молярной и атомной массы. Концентрация растворов.	1	5 5-6			4 10	2 4	4 8	Отчет, индивидуальные задания
6	Лаб. занятия: Приготовление растворов	1	6			4	2	4	Отчет, индивидуальные задания
7	Строение ядра атома Лаб. занятия: Окислительно-восстановительные реакции. Строение атома.	1	7 7-8 8		1	13 5	2 2	2 6 6	Отчет, индивидуальные задания
8	Учение о химических процессах Лаб. занятия: Химическая связь	1	8-9 9		5	14	2	8	Отчет, индивидуальные задания
9	Коллоквиум Строение атома. Химическая сыязь.	1	10			5		12
10	Лаб. занятия: Основы термодикамики. Скорость химических реакций.	1	11 12			9 13	3 4	4 4	Отчет, индивидуальные задания
11	Свойства растворов. ТЭД.	1	10-13		7
12	Лаб. занятия: Свойства растворов. ТЭД.	1	13-14			9 9	2 2	4 8	Отчет, индивидуальные задания
13	Лаб. занятия: ПР. Гидролиз. Доработка	1	14-15			9 5	3 2	5 4	Отчет, индивидуальные задания
14	Комплексные соединения Лаб. занятия: Комплексные соединения.	1	14-16 16		5	9	3	4	Отчет, индивидуальные задания
15	Основы электрохимии Лаб. занятия: Основы электрохимии.	1	16-17 17		5	9	4	4	Отчет, индивидуальные задания
16	Доработка	1	18			9		4
17	Экзамен	1							В сессию 19-21 неделя

4.2 Содержание дисциплины

Таблица 2.


Содержание разделов базового обязательного модуля дисциплины

№	Наименование раздела дисциплины	Содержание раздела дисциплины	Результат обучения, формируемые компетенции
1	Вводная лекция	Химия как раздел естествознания. Связь химии с другими естественными науками (биологией, математикой, физикой, геологией и др.). Общая химия и ее соотношение с неорганической, физической, органической, коллоидной химией, биохимией. Содержание курса общей химии и его структура. Формы занятий и виды контроля. Литература и работа с ней. Лекционный курс. Работа на лекционных занятиях, приемы конспектирования. Работа с записями лекций и литературой	ОК-2, ОК-6 ПК-1, ПК-8, ПК-11 Знать: значение неорганической химии в системе химических наук. Уметь: Работать с литературой и др. источниками Владеть: Конспектированием лекций Методикой подготовки к лаб.занятиям
2	Строение атома, периодический закон	Доказательства сложной структуры атома (катодные и каналовые лучи, радиоактивность). Опыты Резерфорда. Первые модели атомов. Планетарная модель. Строение атома водорода по Бору. Постулаты Бора. Радиусы стационарных орбит и скорости движения электронов. Главное квантовое число и объяснение спектра атома водорода. Теория Бора-Зоммерфельда. Побочное квантовое число, магнитное квантовое число, спиновое квантовое число. Корпускулярные и волновые свойства частиц. Соотношение де Бройля. Явление дифракции электронов как доказательства их корпускулярно-волнового дуализма. Принцип неопределенности Гейзенберга. Уравнение Шредингера, стандартные условия. Вид решений уравнения Шредингера в простейших случаях. Понятие орбитали. Понятие угловой и радиальной составляющей функции Y. Квантовые числа в современном представлении. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Понятие уровня, подуровня, их емкость. Правило Гунда. Принцип Клечковского. Попытки классификации химических элементов до Д.И. Менделеева. Основные положения периодического закона в формулировке Д.И. Менделеева. Дальнейшее развитие периодического закона и его табличное выражение - периодические системы. Рентгеновские спектры, их объяснение. Структура периодической системы, объяснение структуры с точки зрения принципов Паули, Гунда, Клечковского. Малые и большие периоды, s-, p-, d-, f- элементы. Группы. Периодичность радиусов (ковалентных, металлических). Потенциал ионизации. Влияние заряда ядра, радиуса атомов, экранизирующего действия внешних электронов, глубины проникновения внешних электронов на потенциал ионизации. Понятие эффективного заряда ядра атомов. Сродство к электрону.	ОК-2 ПК-2 Знать: основные положения теории строения атома, периодического закона состояние электорнов в многоэлектронных атомах Уметь: Объяснять изменение свойств элементов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе. Владеть: электронных формул атомов элементов.
3	Химическая связь	Учение о химической связи как одна из центральных проблем современной химии. Перекрывание валентных орбиталей при образовании связи. -, -, - связи. Метод валентных связей (МВС). Характеристика образования связи в молекуле водорода (Гейтлер, Лондон). Обменный механизм образования связи, возбуждение атомов при образовании связи. Угловые и пирамидальные молекулы. Гибридизация орбиталей центрального атома. Структуры молекул с sp-, sp2-, sp3-, sp2d-, sp3d2- гибридными орбиталями. Структуры молекул с кратными связями. Участие в гибридизации неподеленных пар центрального атома и объяснение конфигурации молекул. Насыщаемость ковалентной связи. Донорно-акцепторный механизм образования связи, дативный механизм и максимальная валентность. Степень окисления. Полярность ковалентной связи. Электроотрицательность (по Поллингу, Малликену). Дипольный момент связи. Дипольный момент молекулы. Поляризация химической связи. Делокализованная химическая связь. Резонансные структуры и кратность связи. Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Ее ненасыщаемость и ненаправленность. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Виды молекулярных орбиталей для двухатомных молекул (ионов), состоящих из элементов I и II периодов. Трехатомные молекулы (BeHg2, BeF2, H2O). Сравнение методов валентных связей и молекулярных орбиталей. Агрегатное состояние веществ. Твердое состояние, ионные. атомные и молекулярные металлические решетки. Межмолекулярные силы взаимодействия, водородная связь и вандер-вальсовые силы (ориентационные, индукционные, дисперсионные). Представление о зонной теории. Металлическая связь. Полупроводники, изоляторы. Дифракционные методы. Спектроскопические методы. Резонансные методы. Изучение дипольных моментов, магнитной восприимчивости.	ПК-2 ПК-3 Знать: типы химической связи, основы МВС и ММО, зонной теории, виды межмолекулярных сил, их влияние на свойства веществ. Уметь: применять теорию химической связи для объяснения и прогнозирования химических и физических свойств веществ. Владеть: Навыками: по определению конфигурации, полярности, поляризуемости молекул, построения диаграмм МО для простых молекул.
4	Строение ядра атома	Протонно-нейтронная теория строения ядер. Массовое число. Изотопы, изобары, изотоны. Дефект массы. Магические числа и периодическая система атомных ядер. Природная и искусственная радиоактивность. Радиоактивные ряды. Правило Содди-Фаянса.	ПК-2 ПК-3 Знать: Основы протонно-нейтронной теории строения ядра. Уметь: Писать уравнения термоядерных реакций пользуясь правилом Содди-Фаянса. Владеть: Расчетом атомной массы элемента по изотопному составу.
5	Учение о химических процессах	Энергетика химических процессов. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимическое уравнение. Внутренняя энергия, первый принцип термодинамики. Понятие энтальпии, стандартный тепловой эффект. Закон Гесса. Составление цикла Борна-Габера для определения тепловых эффектов различных процессов. Теплота и энтальпия образования. Следствие из закона Гесса. Вычисление тепловых эффектов по теплотам образования и сгорания. Направленность химических процессов. Принцип Бертло. Понятие энтропии, изобарного потенциала, применение этих характеристик для определения направленности процесса. Понятие скорости реакций. Влияние природы веществ, растворителя, состояния реагирующих веществ на скорость химических реакций. Влияние диффузии в гетерогенных процессах. Влияние концентрации реагентов на скорость реакции. Константа скорости. Порядок реакции, понятие о лимитирующей стадии и механизме реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Понятие об активированном комплексе. Влияние катализаторов на скорость реакции. Селективность при каталитических процессах. Гомогенный и гетерогенный катализ. Роль диффузии и адсорбции в гетерогенном катализе. Каталитические яды. Понятие о теории активных центров. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Исходные и равновесные концентрации реагентов. Константа химического равновесия. Условия сдвига химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.	ПК-2 ПК-3 Знать: Основные положения химической термодинамики, химического равновесия (константа равновесия, смещение равновесия). Влияние разных факторов на скорость реакции. Уметь: Решать практические задачи, связанные с тепловым эффектом, направлением и скоростью реакции, смещением равновесия. Владеть: Навыками расчета тепловых эффектов, изменения потенциала Гиббса, равновесных концентраций.
6	Свойства растворов. Теория электролитической дисссоциации	Растворы. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Способы выражения концентраций. Физическая и химическая теория растворов. Растворимость газа в жидкости. Закон Генри. Растворимость жидкости в жидкости. Растворимость твердого вещества в жидкости. Влияние внешних условий на растворимость. Распределение вещества между двумя несмешивающимися жидкостями. Свойства растворов: давление насыщенного пара над раствором. Закон Рауля. Отклонение от закона Рауля. Идеальные и неидеальные растворы. Понижение давления над раствором нелетучего вещества. Криоскопия, эбуллиоскопия, осмотическое давление и определение молекулярной массы растворенного неэлектролита. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Изотонический коэффициент. Степень диссоциации, роль электролитической постоянной растворителя и сольватация ионов. Тепловые эффекты при растворении. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. рН. Слабые электролиты. Закон разбавления Освальда. Буферные растворы, их свойства. Кислотно-основные индикаторы. Сильные электролиты. Понятие активности, коэффициенты активности, ионная сила. Произведение растворимости, условие выпадения осадков. Направление обменных реакций в растворах. Обратимые и необратимые ионные реакции. Гидролиз как обменно-ионная реакция. Степень гидролиза, константа гидролиза, рН раствора. Примеры гидролиза солей. Классификация веществ с точки зрения электролитической диссоциации Аррениуса. Влияние заряда центрального атома на характер диссоциации гидроксида. Понятие протонной теории кислот и оснований (Бренстед, Лоури, сольвосистем, теория Льюиса).	ПК-2 ПК-3 ПК-4 Знать: Коллегативные свойства растворов, Понятие констант диссоциации, гидролиза, ИП и ПР. Уметь: Качественно и количественно описывать диссоциацию электролитов, гидролиз, гетерогенное равновесие с участием трудно растворимого вещества. Владеть: Навыками расчетом рН в растворах электролитов при гидролизе солей, расчетом растворимости с использованием ПР.
7	Комплексные соединения	Основные положения внутренней и внешней сферы. Центральный атом, его степень окисления и координационное число. Лиганды и их дентатность. Классификации лигандов, заряд комплексного иона. Метод валентных связей, объяснение конфигураций комплексов. Теория кристаллического поля. Расщепление d-подуровня в октаэдрическом и тетраэдрическом полях. Спектрохимический ряд. Понятие о методе молекулярных орбиталей в химии комплексных соединений. Система молекулярных орбиталей для октаэдрического комплекса с - связями. Типы комплексных соединений.	ПК-2 ПК-3 ПК-6 Знать: Основные положения координационной химии, типы лигандов и комплексов, Связь по МВС, ТПК и ММО, Поведение комплексов в растворе. Уметь: Объяснять конфигурацию комплексов, спектральные и магнитные свойства. Владеть: Расчетом по диссоциации внутренней сферы с использованием константы неустойчивости.
8	Основы электрохимии	Электродные потенциалы. Водородный электрод и другие газовые электроды. Влияние природы металла, растворителя, концентрации иона металла, присутствие анионов в растворе, температуры на электродный потенциал. Стандартное состояние и стандартные электродные потенциалы. Уравнение Нернста. Ряд напряжения. Гальванические элементы. Окислительно-восстановительные потенциалы и направление окислительно-восстановительных реакций. Константа равновесия окислительно-восстановительной реакции. Электролиз. Коррозия металлов и способы защиты от коррозии.	ПК-2 ПК-3 ПК-4 Знать: Понятие электродного и окислительно-восстановительного потенциалов, процессы электролиза. Уметь: Определять направление ОВР, объяснять работу гальванического элемента. Владеть: расчетом константы равновесия ОВР, расчетами по закону Фарадея, написание электродных реакций при электролизе.
		Лабораторные занятия
1	Техника безопасности, техника лабораторных работ	Приборы, посуда, их назначение. Взвешивание, растворение, нагревание, фильтрация, высушивание, измельчение. Приемы и методы работы в химической лаборатории.	ПК-2, ПК-3, ПК-4, ПК-6, ПК-8, ПК-11 Знать: -правила работы в химической лаборатории, техники безопасности, -правилами пользования химическим оборудованием, посудой, реактивами. Уметь: -планировать проведение химических экспериментов на основе теоретических представлений, -правильно оформлять экспериментальные данные, в том числе в виде графиков при количественных измерениях, -пользоваться справочными и литературными данными необходимыми для выполнения работы
2	Классы неорганических соединений	Классификация неорганических соединений. Номенклатура. Гидриды. Оксиды. Соли.
3	Основные законы химии	Химический эквивалент. Газовые законы. Закон Авагадро.
4	Методы очистки веществ	Перекристаллизация, перегонка, возгонка, очистка газов от примесей.
5	Определение эквивалентов простых и сложных веществ	Определение эквивалента цинка, карбоната калия.
6	Определение молярной и атомной массы	Определение атомной массы свинца, молярной массы диоксида углерода.
7	Способы выражения концентрации растворов	Понятие массовой доли, молярной и молярной концентрации эквивалента вещества.
5	Приготовление растворов.	Расчеты и приготовление растворов с заданной массовой долей, молярных и молярных концентраций эквивалента вещества, титрование.
6	Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)	Окислители. Восстановители. Типы ОВР. Метод составления электронно-ионного баланса ОВР. Лабораторные опыты по важнейшим окислителям и восстановителям.
7	Строение атома	Современная модель строения атома.	Владеть: -навыками выполнения операций по приготовлению растворов, взвешиванию, сушке, фильтрации, прокаливанию, перегонки и др. первоначальных приемов техники лабораторных работ.
6	Химическая связь	Механизмы образования химической связи. Типы химической связи. Метод валентной связи.
7	Коллоквиум	Строение атома. Химическая связь. ОВР.
8	Основы термодинамики	Тепловые эффекты химических реакций. Энергия Гиббса.
9	Кинетика химических реакций	Влияние концентрации, температуры, катализатора на скорость реакции. Направление протекания реакций.
10	Свойства растворов.	Явление осмоса, давление насыщенного пара, криоскопия, эбуллиоскопия.
11	Реакции в растворах электролитов. ТЭД, ИП.	Электролитическая диссоциация. Расчет рН раствора. Определение константы диссоциации.
12	Произведение растворимости, гидролиз.	рН растворов солей, труднорастворимые соли.
13	Комплексные соединения	Определение координационного число и константы нестойкости комплексного соединения.
14	Основы электрохимии	Ряд напряжений. Электролиз растворов. Коррозия металлов.

5. Образовательные технологии

Для эффективной реализации целей и задач ФГОС ВПО, для воплощения компетентностного подхода в преподавании используются следующие образовательные технологии и методы обучения (табл.3).

Таблица 3.

Вид занятия	Технология	Цель	Формы и методы обучения
1	2	3	4
Лекции	Технология проблемного обучения	Усвоение теоретических знаний, развитие мышления, формирование профессионального интереса к будущей деятельности	Лекция-объяснение, лекция-визуализация, лекция-объяснение с частичным привлечением формы дискуссии, беседы.
Лабораторные работы	Технология проблемного и активного обучения, деловой игры	Организация активности студентов в условиях, близких к будущей профессиональной деятельности, обеспечение личностно деятельного характера усвоения знаний, приобретения навыков, умений.	Репродуктивные, творчески репродуктивные методы активного обучения.
Самостоятельная работа	Технологии концентрированного, модульного, дифференцированного обучения	Развитие познавательной самостоятельности, обеспечение гибкости обучения, развитие навыков работы с различными источниками информации, развитие умений, творческих способностей.	Индивидуальные, групповые

6. Учебно-методическое обеспечение самостоятельной работы студентов. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости, промежуточной аттестации по итогам освоения дисциплины.

Таблица 4.

№	Виды самостоятельной работы	Формы контроля	Сроки контрольно-зачетных мероприятий, неделя семестра	Учебно-методическое обеспечение*
1	Подготовка к выполнению лабораторных работ	Отчет и защита лабораторных работ	1-7, 11-17	1-7
2	Подготовка и выполнение индивидуальных расчетных заданий	12 индивидуальные расчетные задания	3,4,6,8,9,11-17	1-6
3	Подготовка к сдаче коллоквиумов	Коллоквиум	10	1-3, 8, 10
4	Подготовка к сдаче экзамена	Экзамен	19-21	1-3,7,10

* список литературы


Контроль знаний обучающегося осуществляется проведением коллоквиума, выполнение индивидуальных заданий и сдачи экзамена.


Темы индивидуальных заданий:

1. Основные законы химии.
   
2. Концентрации растворов.
   
3. Окислительно-восстановительные реакции.
   
4. Строение атома.
   
5. Химическая связь.
   
6. Основы термодинамики.
   
7. Скорость реакций, равновесие.
   
8. Свойства растворов.
   
9. Диссоциация.
   
10. Гидролиз. Произведение растворимости.
    
11. Комплексные соединения.
    
12. Основы электрохимии.
    

Вопросы индивидуальных заданий разработаны и изданы отдельным пособием.


Контрольные вопросы коллоквиуму по теме «Строение атома. Химическая связь»

Строение атома и химическая связь

1. Первые теории строения атома. Радиоактивность. Атомные спектры.
   
2. Строение атома по Бору. Постулаты Бора. Главное квантовое число и объяснение спектра атома водорода. Теория Бора-Зоммерфельда.
   
3. Корпускулярные и волновые свойства частиц. Соотношение де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.
   
4. Уравнение Шрёдингера. Виды решений уравнения Шрёдингера в простейших случаях. Понятие орбитали.
   
5. Многоатомные атомы. Принцип Паули, Гунда, Клечковского.
   
6. Периодический закон Д.И. Менделеева, современное формулирование закона. Структура периодической системы. Объяснение структуры с точки зрения принципов Паули, Гунда, Клечковского. Периоды, группы, s-, p-, d-, f-элементы.
   

Периодичность свойств элементов – радиусов, потенциалов ионизации. Влияние заряда ядра, радиуса атома, экранизирующего действия внутренних электронов, глубины проникновения внешних электронов на потенциал ионизации. Сродство к электрону.


Химическая связь

1. Природа химической связи. Виды химической связи.
   
2. Перекрывание валентных орбиталей при образовании химической связи. Виды перекрывание.
   
3. Характеристика образования ковалентной связи в молекуле водорода по Гейтлеру – Лондону.
   
4. Насыщаемость ковалентной связи: возбуждение атомов при образовании связи, максимальная валентность и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
   
5. Направленность ковалентной связи (σ-, π-, δ- связи). Пространственная конфигурация молекул (линейная, угловая, пирамидальная).
   
6. Теория гибридизации, структуры молекул с гибридными орбиталями.
   
7. Участие в гибридизации неподеленных электронных пар (теория Гиллеспи). Взаимодействие различных электронных пар центрального атома и объяснение конфигурации молекул.
   
8. Структура молекул с кратными связями.
   
9. Делокализация химической связи. Электроотрицательность. Дипольный момент связи, молекул.
   
10. Метод МО. Виды молекулярных орбиталей. Система МО для двухатомных молекул (ионов), состоящих из элементов I и II периодов. Трёхатомные молекулы.
    
11. Ионная связь. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Металлическая связь.
    

Межмолекулярные силы взаимодействия. Водородная связь и Ван-дер-ваальсовы силы.


Примеры билетов для проведения коллоквиума:

Коллоквиум «Строение атома»

Вариант 1.

1. Строение атома по Бору. Постулаты Бора. Главное квантовое число и объяснение спектра атома водорода. Теория Бора-Зоммерфельда.
   
2. Ионная связь (ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи). Металлическая связь.
   
3. Определить по правилу Клечковского последовательность заполнения электронами подуровней в атомах, если (n+l) равно 7. На основании принципа Паули найти максимальное число электронов в атоме с n=3.
   
4. Объяснить характер изменения потенциала ионизации в ряду:
   

	Li	Be	B	N	O	C	Ne
П.И., эВ	5,39	9,38	8,30	14,53	13,61	17,42	21,56

Почему потенциал ионизации возрастает неравномерно?


Вариант 2.

1. Корпускулярные и волновые свойства частиц. Соотношение де-Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.
   
2. Полярность связи. Электроотрицательность. Дипольный момент связи, молекул.
   
3. Написать электронные конфигурации атомов в возбужденном состоянии, предшествующем образованию связей в молекулах PCl₅, GaCl₃, SiH₄, Cl₂O₇.
   
4. Составить значения квантовых чисел для валентных электронов у элемента № 48.
   

Коллоквиум «Химическая связь»

Вариант 1.

1. Как изменяются длины связей в ряду молекул (ионов):
   

O₂ – O₂^- (в KO₂) – O₂^2- (в Na₂O₂).

2. Учитывая возможность образования связи по донорно-акцепторному механизму, решить следующие задачи:
   

А) почему в молекуле SO₂ кратность связи сера-кислород меньше двух?

Б) почему в молекулах BCl₃, SiCl₄ связь центрально атома с хлором более чем одинарная?

Вариант 2.

1. Сравните длины связей в молекулах: IN₂ и IN, IO₂ и IO.

2.Определить конфигурацию молекул (с учетом и без учета неподеленных пар) Cl₂O, N₂H₄, Cl₂O₇. Определить полярность молекул.


Контрольные вопросы к экзамену

1. Основные законы химического взаимодействия. Закон постоянства состава. Закон кратных отношений. Закон эквивалентов. Эквиваленты простых и сложных веществ. Закон сохранения массы и энергии. Соотношение Эйнштейна. Пределы их применимости. Газовые законы. Закон объемных отношений, закон Авогадро. Определение молекулярной массы газообразных веществ.

2. Доказательства сложной структуры атома (катодные и каналовые лучи, радиоактивность). Опыты Резерфорда. Первые модели атомов. Планетарная модель. Строение атома водорода по Бору. Постулаты Бора. Радиусы стационарных орбит и скорости движения электронов. Главное квантовое число и объяснение спектра атома водорода. Теория Бора-Зоммерфельда. Побочное квантовое число, магнитное квантовое число, спиновое квантовое число.

3. Корпускулярные и волновые свойства частиц. Соотношение де Бройля. Явление дифракции электронов как доказательства их корпускулярно-волнового дуализма. Принцип неопределенности Гейзенберга. Уравнение Шредингера, стандартные условия. Вид решений уравнения Шредингера в простейших случаях. Понятие орбитали. Понятие угловой и радиальной составляющей функции. Квантовые числа в современном представлении.

4. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Понятие уровня, подуровня, их емкость. Правило Гунда. Принцип Клечковского.

5. Попытки классификации химических элементов до Д.И. Менделеева. Основные положения периодического закона в формулировке Д.И. Менделеева. Дальнейшее развитие периодического закона и его табличное выражение - периодическое системы. Рентгеновские спектры, их объяснение. Структура периодической системы, объяснение структуры с точки зрения принципов Паули, Гунда, Клечковского.

6. Малые и большие периоды, s-, p-. d-, f- элементы. Группы. Периодичность радиусов (ковалентных, металлических). Потенциал ионизации. Влияние заряда ядра, радиуса атомов, экранизирующего действия внешних электронов, глубины проникновения внешних электронов на потенциал ионизации. Понятие эффективного заряда ядра атомов. Сродство к электрону.

7. Ковалентная связь - - - связи. Метод валентных связей (МВС). Характеристика образования связи в молекуле водорода (Гейтлер, Лондон). Обменный механизм образования связи, возбуждение атомов при образовании связи.

8. Угловые и пирамидальные молекулы. Гибридизация орбиталей центрального атома. Структуры молекул с sp-, sp²-, sp³-, sp²d-, sp³d²- гибридными орбиталями.

9. Структуры молекул с кратными связями. Участие в гибридизации неподеленных пар центрального атома и объяснение конфигурации молекул.

10. Насыщаемость ковалентной связи. Донорно-акцепторный механизм образования связи, дативный механизм и максимальная валентность. Степень окисления. Полярность ковалентной связи. Электроотрицательность (по Поллингу, Малликену). Дипольный момент связи. Дипольный момент молекулы. Поляризация химической связи.

11. Делокализованная химическая связь. Резонансные структуры и кратность связи.

12. Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Ее ненасыщаемость и ненаправленность.

13. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Виды молекулярных орбиталей для двухатомных молекул (ионов), состоящих из элементов I и II периодов.

15. Межмолекулярные силы взаимодействия, водородная связь и вандер-вальсовые силы (ориентационные, индукционные, дисперсионные).

16. Представление о зонной теории. Металлическая связь. Полупроводники, изоляторы.

17. Энергетика химических процессов. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимическое уравнение. Внутренняя энергия, первый принцип термодинамики. Понятие энтальпии, стандартный тепловой эффект. Закон Гесса. Теплота и энтальпия образования. Следствие из закона Гесса.

18. Направленность химических процессов. Принцип Бертло.

19. Понятие энтропии, изобарного потенциала, применение этих характеристик для определения направленности процесса.

20. Понятие скорости реакций. Константа скорости. Порядок реакции, понятие о лимитирующей стадии и механизме реакции.

21. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Понятие об активированном комплексе. Влияние катализаторов на скорость реакции. Селективность при каталитических процессах. Гомогенный и гетерогенный катализ.

22. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Исходные и равновесные концентрации реагентов. Константа химического равновесия. Условия сдвига химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

23. Растворы. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Способы выражения концентраций. Физическая и химическая теория растворов. Растворимость газа в жидкости. Закон Генри. Растворимость жидкости в жидкости. Растворимость твердого вещества в жидкости. Влияние внешних условий на растворимость. Распределение вещества между двумя несмешивающимися жидкостями.

24. Свойства растворов: давление насыщенного пара над раствором. Закон Рауля. Отклонение от закона Рауля. Идеальные и неидеальные растворы. Понижение давления над раствором нелетучего вещества.

25. Криоскопия, эбуллиоскопия, осмотическое давление и определение молекулярной массы растворенного неэлектролита.

26. ТЭД Аррениуса. Изотонический коэффициент. Степень диссоциации, роль электролитической постоянной растворителя и сольватация ионов. Тепловые эффекты при растворении.

27. ЭД воды. Ионное произведение воды. рН.

28. Слабые электролиты. Закон разбавления Освальда. Буферные растворы, их свойства. Кислотно-основные индикаторы.

29. Сильные электролиты. Понятие активности, коэффициенты активности, ионная сила. Произведение растворимости, условие выпадения осадков.

30. Гидролиз как обменно-ионная реакция. Степень гидролиза, константа гидролиза, рН раствора. Примеры гидролиза солей.

31. Классификация веществ с точки зрения электролитической диссоциации Аррениуса. Влияние заряда центрального атома на характер диссоциации гидроксида. Теории кислот и оснований.

32. Основные положения: внутренняя и внешняя сферы, центральный атом, его степень окисления и координационное число, лиганды и их деятельность, классификация лигандов, заряд комплексного иона. Номенклатура.

33. Теория кристаллического поля. Расщепление d-подуровня в октаэдрическом и тетраэдрическом полях. Спектрохимический ряд.

34. Понятие о методе молекулярных орбиталей в химии комплексных соединений. Система молекулярных орбиталей для октаэдрического комплекса с ?-связями.

35. Типы комплексных соединений.

36. Электродные потенциалы. Водородный электрод и другие газовые электроды. Стандартное состояние и стандартные электродные потенциалы. Уравнение Нернста. Ряд напряжения.

37. Окислительно-восстановительные потенциалы и направление окислительно-восстановительных реакций. Константа равновесия окислительно-восстановительной реакции.

38. Электролиз. Коррозия металлов и способы защиты от коррозии.
    

Примерные задачи, включенные в экзаменационные билеты

1. Задачи на основные законы химии (расчет по стехиометрии, газовые законы).
   
2. Написание электронных формул элементов Периодической системы.
   
3. Определение конфигураций простейших молекул, определение полярности связей в молекуле.
   
4. Задачи на приготовление растворов (с использованием понятий процентной, молярной и нормальной концентраций).
   
5. Задачи на вычисление тепловых эффектов реакций.
   
6. Задачи по кинетике реакций, связанные с использованием закона действия масс, правила Вант - Гоффа.
   
7. Задачи по равновесию реакций (определение констант равновесия, расчет равновесных концентраций). Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.
   
8. Написание реакций гидролиза и определение среды раствора.
   
9. Написание окислительно - восстановительных реакций по методу полуреакций.
   

Образцы экзаменационных билетов:

ГОУ ВПО Кемеровский Государственный университет «Утверждаю» Зав. кафедрой ____________________ «____»________________20___г НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Учебная дисциплина___________________ ОБЩАЯ ХИМИЯ Экзаменационный билет №1 Система МО для двухатомных молекул, состоящих из элементов второго периода (на примере О2, СО). Почему можно без расчета указать, что в растворе Na2SO3 среда щелочная, а для раствора NaHSO3 без расчета нельзя указать какая среда? 5,6л (н.у.) смеси N2 и CO2 весят 8 г. определите: а) молярную массу смеси, б) состав смеси, массовую долю по молям (обьему).

ГОУ ВПО Кемеровский Государственный университет «Утверждаю» Зав. кафедрой ____________________ «____»________________20___г НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Учебная дисциплина___________________ ОБЩАЯ ХИМИЯ Экзаменационный билет № 2 Скорость химической реакции. Влияние разных факторов на скорость реакции. Влияние концентрации на скорость, константа скорости. Понятие о механизме реакции, порядке реакции. Определить конфигурацию молекулы NOCl с учетом и без учета неподеленных пар центрального атома. рН раствора H2SO4 равен 2. Определить процентную концентрацию H2SO4 (ρ=1г/мл).

ГОУ ВПО Кемеровский Государственный университет «Утверждаю» Зав. кафедрой ____________________ «____»________________20___г НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Учебная дисциплина___________________ ОБЩАЯ ХИМИЯ Экзаменационный билет № 3 Давление насыщенного пара над раствором. Понижение пара над раствором, содержащим нелетучий компонент, мольная доля как способ выражения концентрации. Осмотическое давление. Учитывая неподеленные пары электронов центрального атома, определите конфигурацию молекулы H3IO4 или SeOF2. As2O3 + O2 = As2O5 + 270 кДж 3As2O3 + 2O3 = 3As2O5 + 1090 кДж Определите ΔН°(О3) и тепловой эффект реакции.