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