Химия 1.2

УТВЕРЖДАЮ:
Директор института
А.Ю. Дмитриев
ИПР
2013 г.
«ХИМИЯ 1.2»
(название дисциплины)
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ДЛЯ НАПРАВЛЕНИЯ
05.03.06 – Экология и природопользование
(номер и название направления, специальности, специализации)
Институт
Институт физики высоких технологий (ИФВТ)
(полное название и сокращенное обозначение)
Обеспечивающая кафедра
Общей и неорганической химии (ОНХ)
Курс
1
Семестр 1
Учебный план набора 2013 года с изменениями ________года
Распределение учебного времени
Лекции
Лабораторные занятия
Практические (адаптационные) занятия
16
24
8
час (ауд.)
час (ауд.)
час (ауд.)
Всего аудиторных занятий
Самостоятельная (внеаудиторная) работа
Общая трудоемкость
Экзамен в 1 семестре
48
60
108
час
час
час
2013
ПРЕДИСЛОВИЕ
1. Рабочая программа составлена на основе ГОС по направлению
05.03.006 – Экология и природопользование
(обозначение или наименование другого документа университетского уровня
направлению, специальности, специализации)
по
РАССМОТРЕНА и ОДОБРЕНА на заседании обеспечивающей кафедры
общей и неорганической химии (ОНХ)
« »
(дата)
2013 г.
2. Разработчик(и)
Доцент кафедры ОНХ
(наименование кафедры)
протокол № ,2
_________________Стась Н.Ф.
3. Зав. обеспечивающей кафедрой общей и неорганической химии
______________Галанов А.И.
4. Рабочая программа согласована с институтом, выпускающей кафедрой,
соответствует действующему плану.
Зав. выпускающей кафедрой геоэкологии и геохимии_______Язиков Е.Г.
Зав. кафедрой общей и неорганической химии_____________Галанов А.И.
АННОТАЦИЯ
Химия
Кафедра ОНХ ИФВТ
Доцент, к.т.н. Стась Николай Фёдорович
Тел. 563-474, E-mail: xsx@mail2000.ru.
Цель: Формирование знаний, умений и навыков в описании, оценке свойств и
реакционной способности химических систем и дальнейшее их использование в изучении
специиальных дисциплин и в профессиональной деятельности.
Содержание: Значение химии в изучении природы и разработке технологических
процессов. Основные классы неорганических веществ. Химические системы и
закономерности их превращений. Строение вещества и периодическая система элементов.
Растворы и электрохимические процессы. Идентификация химических систем.
Курс 1 (1 сем. - экзамен)
Всего 108 ч., в т.ч. лк. 16 ч, лб. 24, пр. 8 ч.
SUMMARY
Chemistry
Department of General and Inorganic Chemistry
Associate Professor Stas Nicolay Fedorovitch
Phone 563-474, E-mail: xsx@mail2000.ru.
Purpose: Acquirement of knowledge, habits and skills, necessary for study of other general
and special chemical subjects and their application in the professional activity.
Contents: The role of chemistry in the investigation of nature and in development of technology. Chemical systems and regularities of their transformation. Structure of matter and the Periodical
System of chemical elements. Solutions and electrochemical processes. Identification of chemical
systems.
Year of study 1 (2nd semester - examination).
Total class hours 108 hrs; including: lectures 16 hrs; labs 24 hrs; solving study problems - 8
hrs.
ЦЕЛИ ПРЕПОДАВАНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
В результате изучения дисциплины «Химия» студенты ИПР данного направления
должны владеть такой совокупностью химических знаний и умений, которые достаточны
для дальнейшего изучения других общенаучных, общетехнических и специальных
дисциплин и для решения профессиональных задач, связанных с применением химических
знаний.
Целью изучения курса «Химия» является формирование современного химического
мировоззрения и навыков самостоятельной работы, необходимых для использования
химических знаний при изучении специальных дисциплин и при дальнейшей практической
деятельности.
В области химии специалист должен иметь представление:
федеральные требования
- об основных объектах химии и химических процессах;
- о взаимосвязи состава, структуры, свойств и реакционной способности химических
веществ;
- о методах химической идентификации и определения веществ;
- об основных закономерностях эволюции химических систем;
- о термодинамических системах и параметрах, практическом использовании основных
законов термодинамики, основах термодинамических процессов в энергетических
установках и аппаратах;
- о новейших открытиях естествознания, перспективах их использования для построения
технических устройств;
- о глобальных проблемах экологии и путях их решения, об основных методах защиты
окружающей среды;
- об экологических принципах охраны природы и рациональном природопользовании,
перспективах создания неразрушающих природу технологий;
- о последствиях своей профессиональной деятельности с точки зрения единства биосферы и
биосоциальной природы человека;
региональные требования
-о химической и электрохимической коррозии и методах защиты материалов;
-университетские требования
- о химических загрязнениях и его последствиях в Западно-Сибирском регионе,
Результаты освоения дисциплины
Формируемые
компетенции в
соответствии с
ООП*
ОК-1, ОК-2,
ОК-3, ОК-13
ПК2
Результаты освоения дисциплины
Выпускник должен обладать следующими общекультурными компетенциями (ОК):
- владеть культурой мышления, способностью к обобщению, анализу, восприятию
информации, постановке цели и выбору путей ее достижения (ОК-1);
- уметь логически верно, аргументированно и ясно строить устную и письменную речь
(ОК-2);
- понимать социальную значимость своей будущей профессии, обладать высокой
мотивацией к выполнению профессиональной деятельности (ОК-3);
- владеть основными методами, способами и средствами получения, хранения,
переработки информации, иметь навыки работы с компьютером как средством
управления информацией (ОК-13).
Выпускник
должен
обладать
следующими
профессиональными
компетенциями (ПК):
- обладать базовыми знаниями фундаментальных разделов физики, химии и
биологии в объеме, необходимом для освоения физических, химических и
биологических основ в экологии и природопользовании; владеть методами химического
анализа, а также методами отбора и анализа геологических и биологических проб; иметь
навыки идентификации и описания биологического разнообразия, его оценки
современными методами количественной обработки информации (ПК-2);
Код
результата
Р1
Результат обучения
(выпускник должен быть готов)
Владеть культурой мышления, глубокими базовыми и
специальными
знаниями
отечественной
истории,
философии, экономики, правоведения, уметь использовать
их в области экологии и природопользования; иметь
ясные представления о здоровом образе жизни
Р2
Демонстрировать
глубокие
естественнонаучные,
математические
знания,
необходимые
для
владения
математическим аппаратом экологических
наук, для обработки информации и анализа
данных по экологии и природопользованию,
применять профессиональные знания в
области экологии и природопользования,
практической географии, физики, химии и
биологии и способны использовать их в
области экологии и природопользования
Р3
Уметь применять экологические методы исследований
при решении типовых профессиональных задач, владеть
методами поиска и обмена информаций в глобальных и
локальных компьютерных сетях
Р5
Использовать теоретические знания, методы
обработки, анализа и синтеза полевой и
лабораторной геоэкологической информации на
практике; самостоятельно учиться и непрерывно
повышать квалификацию в течение всего
периода профессиональной деятельности
Знание
1.2
Умение
1.2
Владение
1.1; 1.2
2.1; 2.2
3.2
5.2
ЗАДАЧИ ИЗЛОЖЕНИЯ И ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
Для достижения целей при совместной и индивидуальной познавательной
деятельности студентов используется полный набор методического материала: лекции,
методические разработки для проведения практических занятий, методические указания к
лабораторным работам, методические разработки к самостоятельной работе студентов по
отдельным темам, сборник задач и упражнений по химии для индивидуальных домашних
заданий студентов, справочник по общей и неорганической химии, контрольные задания для
проверки знаний студентов и другие методические разработки кафедры общей и
неорганической химии.
Неотъемлемой частью курса является лабораторный практикум, при прохождении
которого студентами приобретаются навыки самостоятельного проведения химического
эксперимента. Для закрепления теоретических знаний, полученных на лекциях,
предусмотрено проведение практических занятий в совместной и индивидуальной
(самостоятельной) формах и решение индивидуальных домашних заданий каждым
студентом.
СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
МОДУЛЬ I.
СОСТАВ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
лекции
-8ч
практические занятия
-8ч
лабораторные занятия
-6ч
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.
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 ЛеШателье.
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:
1. 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.
ПЕРЕЧЕНЬ РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
Основная
1. Коровин Н.С. Общая химия: Учебник для вузов. – М.: Высшая школа. 2012. – 558 с.
2. Стась Н.Ф., Лисецкий В.Н. Задачи и упражнения по общей химии.– Томск: ТПУ, 2012. – 125 с.
3. Стась Н.Ф., Коршунов А.В. Решение задач по химии. – Томск: ТПУ, 2012. – 180 с.
4. Стась Н.Ф., Плакидкин А.А., Князева Е.М. Лабораторный практикум по общей и
неорганической химии. – Томск: ТПУ, 2013. – 190 с.
Дополнительная
1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебник для вузов. Все годы издания, начиная с 2000 г.
2. Стась Н.Ф. Введение в химию: Учебное пособие. – Томск: ТПУ, 2010. – 130 с.
3. Савельев Г.Г., Смолова Л.М. Общая химия. – Томск: ТПУ, 2003. – 230 с.
4. Гельфман М.И., Юстратов В.П. Химия: Учебник для вузов. – СПб.: Лань. 2000. – 480 с.
5. Стась Н.Ф. Справочник по общей и неорганической химии. – Томск: ТПУ, 2013. – 72 с.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Экзамен по химии для студентов общетехнических направлений и специальностей
проводится Центром оценки качества обучения (ЦОКО) объективным независимым
методом. Результаты выполнения заданий проверяются с помощью компьютера без участия
преподавателей. Экзаменационные задания составлены обеспечивающей кафедрой общей и
неорганической химии в соответствии с перечнем учебных достижений, который приводится
ниже.
ПЕРЕЧЕНЬ ЗНАНИЙ, УМЕНИЙ И НАВЫКОВ
(учебные достижения)
МОДУЛЬ I.
СОСТАВ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Тема 1
Атомно-молекулярное учение и стехиометрия
1. Показывать знание законов атомно-молекулярного учения (сохранения массы,
постоянства состава, кратных отношений, простых объемных отношений, Авогадро).
2. Проводить расчеты по соотношениям, которые связывают массу, объем (для газов),
количество, молярную массу и молярный объем (для газов) вещества, вычислять состав
вещества по его формуле.
3. Выполнять расчеты по газовым уравнениям, по уравнению Клапейрона–Менделеева,
приводить объем газообразного вещества к нормальным условиям.
4. Устанавливать простейшие и истинные формулы газообразных соединений по их
составу и относительной плотности по другому газу.
5. Проводить простые стехиометрические расчеты по уравнениям реакций: по
известной массе (объему) одного вещества вычислять массы (объемы) остальных веществ,
участвующих в реакции.
6. Проводить сложные стехиометрические расчеты: при избытке или недостатке
вещества, при наличии примесей в веществе, при неполном выходе реакции вследствие её
обратимости.
7. Знать закон эквивалентов, проводить расчеты по закону эквивалентов: вычислять
эквивалентную и атомную массу химического элемента, используя закон эквивалентов и
правило Дюлонга и Пти; вычислять эквивалентные массы кислот, оснований, солей и
оксидов по уравнениям реакций.
8. Определять стехиометрическую валентность элементов по формулам соединений и
записывать формулы соединений по известной стехиометрической валентности элементов.
Тема 2.
Классификация, свойства и номенклатура неорганических соединений
1.(9). Владеть международной номенклатурой неорганических соединений и ионов,
знать тривиальные названия распространенных неорганических (HCl, NaOH, NH3, CaO,
Ca(OH)2, Na2CO3, NaHCO3, KClO3, NaСl,) и органических (СН4, С2Н6, С2Н4, С2Н2, С6Н6,
С2Н5ОН, СН3СООН) соединений.
2.(10). Знать основные признаки классификации неорганических соединений (по
составу, по свойствам), приводить примеры: оксидов (основных, кислотных, амфотерных,
несолеобразующих), оснований (типичных, амфотерных; растворимых, нерастворимых),
кислот (безкислородных и кислородсодержащих; одноосновных, двухосновных,
трехосновных, сильных и слабых), солей (нормальных, кислых, основных, оксосолей).
3.(11). Показывать знание характерных химических свойств соединений основных
классов.
4.(12). Устанавливать формулу ангидрида кислоты и кислоты, соответствующей
данному ангидриду.
5.(13). Знать наиболее распространенные способы получения соединений основных
классов.
6.(14). Показывать знание генетической связи между основными классами
неорганических соединений (цепочки превращений).
Тема 3.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
1.(15). Определять степень окисления элементов в любом соединении, отличать ОВР от
реакций, протекающих без изменения степени окисления элементов.
2.(16). Находить в ОВР окислитель, восстановитель и среду.
3.(17).
Устанавливать
тип
ОВР:
межмолекулярная,
внутримолекулярная,
диспропорционирования, конпропорционирования.
4.(18). Определять стехиометрические коэффициенты методом электронного баланса.
5.(19). Вычислять эквивалентные массы восстановителей и окислителей.
Тема 4.
Строение атома, периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева
1.(20). Знать названия, обозначения, заряд и относительную массу частиц, входящих в
состав атома.
2.(21). Объяснять, чем отличаются изотопы одного и того же химического элемента,
записывать символы изотопов, вычислять атомную массу химического элемента по его
изотопному составу.
3.(22). Понимать теоретические основы (принцип квантования, корпускулярноволновая двойственность, принцип неопределенности) и знать экспериментальные факты, на
которых основана современная модель строения атома.
4.(23). Объяснять понятие «атомная орбиталь» и знать наглядные формы её
представления, изображать формы граничной поверхности s-, p- и d-орбиталей.
5.(24). Знать квантовые числа: названия, обозначения, физический смысл, значения,
взаимосвязь.
6.(25). Знать закономерности формирования электронных оболочек многоэлектронных
атомов: принцип наименьшей энергии, правила Клечковского, принцип Паули, правило Хунда.
7.(26). Записывать электронную формулу атома по атомному номеру элемента и
указывать в атоме валентные электроны; для валентных электронов уметь записывать
графическую формулу.
8.(27). Определять значения квантовых чисел для любого электрона в электронной
оболочке атома.
9.(28). Знать формулировку периодического закона, структуру двух основных форм
периодической системы (8- и 18-клеточной), разделение элементов на семейства s-, p-, d- и fэлементов.
10.(29). Объяснять физический смысл атомного номера, периода и группы, знать
отличия побочной подгруппы от главной в 8-клеточной форме периодической системы.
11.(30). Знать и объяснять закономерности изменения в периодах и группах
характеристик атомов (радиус и ионизационный потенциал) и свойств элементов и простых
веществ (металлические и неметаллические свойства, электроотрицательность,
окислительно-восстановительные свойства).
12.(31). Объяснять по электронному строению атома и месту элемента в периодической
системе химические свойства элемента, а также состав и свойства его оксидов и гидроксидов.
Тема 5.
Химическая связь и строение вещества
1.(32). Объяснять содержание основных характеристик химической связи (длина,
энергия, валентный угол, дипольный момент) и закономерности изменения длины и энергии
связи в однотипных молекулах: неорганических (HF–HCl––HBr–HI, H2O–H2S–H2Se–H2Te) и
органических (C2H6–C2H4–C2H2).
2.(33). Объяснять причину образования ковалентной связи и её свойства
(направленность, насыщаемость, полярность, неполярность).
3.(34). Изображать схемами метода валентных связей обменный механизм образования
химической связи в молекулах H2, N2, F2, HF, H2O, H2O2, NH3, CO2.
4.(35). Различать в молекулах N2 и CO2  -связь и  -связь, определять в них кратность
химической связи; на примере молекул C2H6–C2H4–C2H2 и H2–N2 объяснять влияние
кратности связи на ее энергию.
5.(36). Знать простейшие молекулы (CO) и ионы (NH 4 ), в которых химическая связь
образуется по донорно-акцепторному механизму; определять в них степень окисления,
стехиометрическую и электронную валентность элементов.
6.(37). Знать и иллюстрировать примерами основные типы гибридизации (sp, sp2, sp3,
sp3d2); определять тип гибридизации по геометрическому строению молекулы (иона) и
значению валентного угла и, наоборот, знать геометрическое строение молекул (ионов),
соответствующее определённому типу гибридизации (при отсутствии несвязывающих
орбиталей).
7.(38). Объяснять влияние несвязывающих орбиталей на строение молекул аммиака и
воды.
8.(39). Объяснять методом молекулярных орбиталей образование и свойства
двухатомных молекул и молекулярных ионов, содержащих элементы первого и второго
периодов периодической системы.
9.(40). Объяснять природу ионной связи; знать, между какими элементами она
возникает и как она влияет на свойства веществ; объяснять закономерность изменения
степени ионности в рядах однотипных соединений.
10.(41). Объяснять металлическую связь и её свойства теорией электронного газа.
11.(42). Знать, между какими молекулами образуется водородная связь и как она влияет
на свойства соединений (температуру и энтальпию кипения, растворимость).
12.(43). Знать, между какими молекулами имеет место ориентационное, индукционное
и дисперсионное взаимодействия и как они влияют на свойства соединений.
13.(44). Знать агрегатные состояния вещества (твердое, жидкое, газ, плазма) и как они
отличаются по виду частиц и энергии связи между ними.
14.(45). Для твердого состояния знать классификацию кристаллов по виду частиц в
узлах кристаллической решетки и типу взаимодействия межу ними (атомные, ионные,
металлические, молекулярные) и характерные физико-химические свойства веществ с тем
или иным типом кристаллов.
МОДУЛЬ II.
ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИЙ
Тема 6.
Основы химической термодинамики
1.(46). Знать предмет химической термодинамики и параметры стандартного состояния,
объяснять понятие «химическая система» и знать типы систем (открытая, закрытая,
изолированная).
2.(47). Знать классификацию реакций в химической термодинамике (экзотермические и
эндотермические, изохорные и изобарные, самопроизвольные и несамопроизвольные).
3.(48). Объяснять понятия внутренней энергии и энтальпии системы (вещества) и знать
их взаимосвязь (первый закон термодинамики).
4.(49). Уметь записывать термохимические уравнения реакций, знать их особенности.
5.(50). Определять, не проводя вычислений, тип реакции (экзотермическая или
эндотермическая) при известном и неизвестном значении энтальпии этой реакции.
6.(51). Знать определение понятия «стандартная энтальпия образования вещества»; уметь
вычислять её, если известны масса (объем – для газа) простого вещества, взаимодействующего
без остатка с другим простым веществом, и количество выделяющегося при этом тепла.
7.(52). По энтальпии образования вещества вычислять количество тепла, которое
выделяется или поглощается при получении любой массы (объема – для газа) этого
вещества.
8.(53). Знать закон Гесса; вычислять энтальпию реакции по следствию закона Гесса.
9.(54). Вычислять количество тепла, которое выделяется или поглощается при
получении известной массы (объема – для газа) продукта или при израсходовании известной
массы или объема (для газов) реагента.
10.(55). Объяснять физико-химический смысл энтропии системы и стандартной
энтропии вещества; определять по уравнению реакции, не проводя расчетов, как изменяется
энтропия (увеличивается, уменьшается) при её протекании.
11.(56). Вычислять энтропию реакции и по полученному результату определять
направление её протекания в изолированной системе (второй закон термодинамики).
12.(57). Вычислять энергию Гиббса химической реакции при стандартной и
нестандартной температуре и делать выводы о возможности и направлении её
самопроизвольного протекания в неизолированной системе.
13.(58). Определять, не проводя вычислений, направление реакции по знакам энтальпии
и энтропии этой реакции.
14.(59). Сравнивать термодинамическую устойчивость соединений по справочным
значениям их стандартной энергии Гиббса образования.
Тема 7.
Химическое равновесие
1.(60). Знать термодинамические признаки химического равновесия; объяснять
состояние химического равновесия с позиций химической кинетики, приводить примеры
обратимых реакций.
2.(61) Записывать выражение закона действующих масс для равновесия обратимых
гомо- и гетерогенных реакций.
3.(62). Вычислять исходную концентрацию реагентов при известных равновесных
концентрациях реагентов и продуктов; вычислять равновесную концентрацию всех веществ
при известной исходной концентрации реагентов и степени их превращения в продукты.
4.(63). Вычислять константу равновесия при известных равновесных концентрациях
реагентов и продуктов или вычисленных по п. 3.
5.(64). Вычислять температуру, при которой константа равновесия равна единице.
6.(65). Устанавливать по принципу Ле Шателье направление смещения химического
равновесия при изменении условий проведения реакции.
Тема 8.
Основы химической кинетики
1.(66). Объяснять предмет химической кинетики и его отличие от химической
термодинамики.
2.(67). Знать принципы классификации реакций на гомогенные и гетерогенные; простые
и сложные; последовательные, параллельные и цепные; моно-, би- и тримолекулярные;
приводить примеры соответствующих реакций.
3.(68). Знать закон действующих масс для скорости реакций, записывать кинетические
уравнения реакций; для сложных реакций различать кинетический порядок и
молекулярность реакции.
4.(69). Устанавливать кинетический порядок реакции по зависимости её скорости от
концентрации реагентов, вычислять константу скорости реакции по данным о зависимости
её скорости от концентрации реагентов.
5.(70). Объяснять физический смысл энергии активации и причину увеличения
скорости реакции при повышении температуры; знать правило Вант-Гоффа и уравнение
Аррениуса, проводить по ним прямые и обратные расчёты.
6.(71). Объяснять сущность катализа, приводить примеры каталитических реакций,
вычислять увеличение скорости или константы скорости реакции при использовании
катализаторов (при известных значениях энергии активации реакции без катализатора и при
использовании катализатора).
МОДУЛЬ III.
РАСТВОРЫ И ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Тема 9.
Способы выражения концентрации растворов
1.(72). Знать названия, обозначения, определения и соответствующие определениям
формулы шести способов выражения концентрации растворов: массовая доля, молярная,
эквивалентная, титр, моляльность и мольная доля.
2.(73). Проводить расчеты на переход от одного способа выражения концентрации к
другому.
3.(74). Проводить расчеты параметров раствора (концентрация, масса, объем,
плотность), полученного методом растворения чистого вещества (твердого, жидкого,
газообразного), разбавления водой данного раствора или выпариванием воды из раствора.
4.(75). Вычислять концентрацию раствора, получаемого смешиванием двух растворов с
известной концентрацией.
5.(76). Вычислять массу вещества или объем раствора, необходимые для проведения
реакции с другим раствором и массу (объем) вещества полученную при проведении данной
реакции.
6.(77). Знать закон эквивалентов для реакций в растворах, вычислять концентрацию
раствора кислоты или щёлочи по результатам основно-кислотного титрования.
7.(78). Проводить вычисления, связанные с коэффициентом растворимости вещества.
Тема 10.
Образование и свойства растворов неэлектролитов и электролитов
1.(79). Знать сущность химической теории растворения, проводить вычисления,
связанные с энтальпией растворения и гидратацией вещества.
2.(80). Приводить примеры растворов неэлектролитов, вычислять свойства растворов
неэлектролитов: понижение давления пара, повышение и понижение температур кипения и
замерзания, осмотическое давление.
3.(81). Вычислять молекулярную массу неэлектролита по температурам кипения и
замерзания его раствора.
4.(82). Приводить примеры растворов электролитов, объяснять механизм их
электролитической диссоциации, записывать схемы диссоциации кислот, оснований, солей
(средних, кислых, основных).
5.(83). Объяснять смысл константы и степени диссоциации электролита, уметь
записывать выражения для константы диссоциации слабых электролитов.
6.(84). Знать закон разбавления Оствальда и проводить по нему расчеты.
7.(85). Вычислять водородный показатель растворов сильных и слабых электролитов.
8.(86). По справочным значениям произведения растворимости вычислять
концентрацию насыщенного раствора данного малорастворимого вещества и объем воды,
необходимый для растворения данной массы малорастворимого вещества.
Тема 11.
Реакции в растворах электролитов
1.(87). Записывать в молекулярном и ионном виде уравнения ионообменных реакций с
участием и образованием нерастворимого вещества, газа, слабого электролита, перевода
кислых и основных солей в нормальные.
2.(88). Устанавливать направление ионообменной реакции, если в левой и правой
частях её уравнения имеются нерастворимые вещества или слабые электролиты.
3.(89). Определять по формуле соли тип её гидролиза и среду её раствора.
4.(90). Записывать молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей.
5.(91). Сравнивать соли по полноте их гидролиза (без расчетов).
6.(92). Устанавливать, что происходит с гидролизом данной соли (усиление,
ослабление, изменений нет) при разбавлении раствора и введении в её раствор других
веществ.
7.(93). Вычислять водородный показатель раствора соли, если известна концентрация
H+- или OH–-ионов в этом растворе; вычислять концентрацию H+- и OH–-ионов в растворах
солей, если известен водородный показатель этих растворов.
Тема 12.
Электрохимические процессы
1.(94). Объяснять физико-химический смысл электродного потенциала металла, знать
свойства ряда напряжений и его условного разделения на три части, знать приблизительное
расположение наиболее известных металлов (Na, Mg, Al, Zn, Fe, Cu, Au) в ряду напряжений.
2.(95). Записывать электрохимические схемы гальванических и концентрационных
элементов, катодные и анодные полуреакции и токообразующие реакции.
3.(96). Вычислять ЭДС гальванических и концентрационных элементов при
стандартных и нестандартных условиях.
4.(97). Записывать катодные и анодные полуреакции и суммарные реакции электролиза
расплавов и растворов солей в электролизёре с инертным и активным анодом.
5.(98). Проводить количественные расчеты по законам Фарадея.
6.(99). Приводить примеры и описывать применение электролиза в химической
промышленности (получение водорода и щелочей), в металлургии (получение и
рафинирования металлов) и при нанесении покрытий.
7.(100). Знать закономерности протекания электрохимической коррозии металлов и
способы их защиты от коррозии.
ХИМИЯ
Рабочая программа дисциплины
Разработчик Николай Фёдорович Стась