- •Технологическая (рабочая) карта дисциплины общая и неорганическая химия
- •Кафедра: общей и неорганической химии
- •Условия накопления баллов и критерии оценки
- •Условия накопления баллов за текущую работу студентов в 1 семестре:
- •Учебно-методическая карта дисциплины «общая и неорганическая химия» на 1-й семестр 2011-12 уч.Г.
- •Основная литература:
- •Дополнительная литература:
Технологическая (рабочая) карта дисциплины общая и неорганическая химия
(2011-12уч.г.)
Кафедра: общей и неорганической химии
Специальность: 060301 Фармация
Дисциплина: ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Количество кредитов: 6
Статус дисциплины (по учебному плану): Математический и естественнонаучный цикл С2.Б.4
Семестр: 1, 2
Лекции: 18 + 16 часов.
Лабораторные занятия 56 + 50 часов.
Самостоятельная работа 20 + 20 час.
Преподаватель: доцент кафедры общей и неорганической химии, к.х.н.
КУБАЛОВА ЛЮДМИЛА МУРАТОВНА
Условия накопления баллов и критерии оценки
Обязательные условия:
1-я рубежная аттестация (компьютерный тест) 9-ая неделя семестра: 0-30 баллов
2-я рубежная аттестация (компьютерный тест) 18-ая неделя семестра: 0-30 баллов
Условия накопления баллов за текущую работу студентов в 1 семестре:
Текущая работа студентов в течение 1-8 недели семестра: 0-20 баллов
Подготовка и выполнение лабораторных работ (8) – 1 б ● 8 = 8 б
Выполнение письменных домашних заданий по темам лабораторных занятий и самостоятельной работы (8) – 1 ● 8 = 8 б
Сдача практических навыков по пройденному материалу - 4 б
Текущая работа студентов в течение 10-17 недели семестра: 0-20 баллов
Подготовка и выполнение лабораторных работ, выполнение письменных домашних заданий по темам лабораторных занятий и самостоятельной работы 2● 7= 14 баллов
Выполнение и сдача 15 уравнений окислительно-восстановительных реакций, выполненных методом ионно-электронным –2 балла
Сдача практических навыков по пройденному материалу (Итоговое занятие) - 4 балла
Учебно-методическая карта дисциплины «общая и неорганическая химия» на 1-й семестр 2011-12 уч.Г.
Номер недели |
Наименование тем (вопросов), изучаемых по данной дисциплине |
Занятия |
Самостоятельная работа студентов |
Формы контроля |
Максимальное количество баллов |
||||||
Лекции |
Лабораторные занятия |
Содержание |
Часы |
||||||||
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
9 |
||||
10
31октября -5 ноября |
Основы теории химических процессов.
|
Понятие об энтропии, как мере неупорядоченности системы и ее термодинамической вероятности. Зависимость величин энтальпии и энтропии от положения элемента, образующего химическое соединение в ПС. Термодинамические потенциалы (энергии Гиббса и Гельмгольца.)
|
Окислительно-восстановительные реакции. Метод полуреакций. Выполнение индивидуального задания. Окислительно-восстановительные процессы, определение возможности самопроизвольного осуществления химической реакции. |
Электронная теория окислительно-восстановительных реакций (ОВ) (Писаржевский). ОВ - свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в ПС. Изменение степени окисления атомов элементов в ОВ-реакциях. Сопряженные пары окислитель-восстановитель. |
2 |
Выполнение лаб. Работы,
Конспект,
Коллоквиум,
решение задач |
2 |
||||
11
7-12 ноября |
Основы теории химических процессов.
|
------- |
Элементы термодинамики: решение ситуационных задач. Лабораторная работа Определение теплоты реакции нейтрализации |
Система и внешняя среда. Типы систем. Состояние системы и функции состояния. Внутренняя энергия системы. Тепловые эффекты реакции. Понятие о термохимии. Закон Гесса и следствия из него. Понятие об энтальпии. Критерий самопроизвольного протекания химической реакции. Таблицы стандартных изменений термодинамических величин. Определение направления самопроизвольного протекания химической реакции.
|
2 |
Выполнение лаб. Работы,
Конспект,
Коллоквиум,
решение задач |
2 |
||||
12
14-19 нояб ря |
Основы теории химических процессов.
|
Химическая кинетика. Молекулярная и формальная кинетика, скорость химической реакции. Реакции простые и сложные. Механизм химических реакций. Средняя и мгновенная скорость реакции. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Зависимость энергии активации от типа реагирующих частиц. Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора. Ферментативный катализ. |
Химическая кинетика. Зависимость скорости реакции от температуры, концентрации. Лабораторная работа Исследование зависимости скорости реакции разложения тиосульфата натрия от концентрации Лабораторная работа Исследование зависимости скорости реакции разложения тиосульфата натрия от температуры
|
Зависимость скорости простой реакции от концентрации. Закон действующих масс. Порядок реакции. Константа скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. |
2 |
Выполнение лаб. Работы,
Конспект,
Коллоквиум,
решение задач |
2 |
||||
13
21-26 нояб |
Основы теории химических процессов.
|
Комплексные соединенияУстойчивость комплексных соединений; факторы, от которых она зависит. Работы Чугаева, Черняева. Классификация и изомерия комплексных соединений. Биологическая роль комплексных соединений, металлоферменты, химические основы применения комплексных соединений в фармации и медицине. Природа химической связи в комплексных соединениях. Основы теории цветности КС.
|
Химическое равновесие. Сдвиг равновесия. Лабораторная работа Исследование смещения химического равновесия |
Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия. Отличие состояния химического равновесия от кинетически заторможенного состояния системы. Условия химического равновесия в гомогенных и гетерогенных системах. Кинетическая трактовка химического равновесия. Закон действующих масс для химического равновесия. Концентрационная константа равновесия, ее физический смысл. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье-Брауна.
|
2 |
Выполнение лаб. Работы,
Конспект,
Коллоквиум,
решение задач |
2 |
||||
14
28нояб-3 декабря |
Комплексные соединения |
Равновесные процессы в растворах электролитов. Константа ионизации (диссоциации) – Ка, Кb. Диссоциация молекул воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Равновесные процессы в растворах малорастворимых электролитов. Произведение растворимости или константа растворимости. |
Получение и устойчивость комплексных соединений. Лабораторная работа Изучение реакций комплексообразования с неорганическими лигандами |
Определение понятия - комплексное (координационное) соединение (КС). Строение комплексного соединения: центральный атом, лиганды, внутренняя и внешняя сфера КС, координационное число центрального атома (иона). Типы центральных атомов по строению электронных оболочек. Типы лигандов по донорному атому, дентатность лигандов, номенклатура КС. |
2 |
Конспект,
Коллоквиум, решение задач |
2 |
||||
15
5-10 декабря |
Равновесные процессы в растворах электролитов
|
------ |
Равновесные процессы в растворах электролитов. Решение ситуационных задач. Выполнение индивидуального задания. Лабораторная работа Исследование среды растворов электролитов с помощью набора индикаторов Лабораторная работа Исследование среды растворов электролитов с помощью универсального индикатора Лабораторная работа Определение рН растворов уксусной кислоты
|
Основные положения теории электролитической диссоциации. Процессы ионизации и диссоциации, влияние на них природы растворителя и растворенного вещества. Термодинамический анализ процесса диссоциации. Степень диссоциации и её зависимость от температуры, одноименных ионов, концентрации. Сильные и слабые электролиты. Понятие об индикаторах. кислот и оснований. |
2 |
Конспект,
Коллоквиум,
решение задач |
2 |
||||
16
12-17 декабря |
Коллигативные свойства растворов. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Роль осмотического давления в биологии, медицине, фармации. Изотонические в гипертонические растворы.
|
Равновесные процессы в растворах электролитов. Гидролиз солей. Теории кислот и оснований |
Теории кислот и оснований. Гидролиз солей. Лабораторная работа Гидролиз солей Лабораторная работа Гетерогенные равновесия в растворах электролитов |
Гидролиз солей. Механизм гидролиза по катиону и аниону с позиции поляризационного взаимодействия ионов соли с молекулами воды. Термодинамический анализ процесса гидролиза. Теории кислот и оснований: недостатки теории кислот и оснований Аррениуса. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда - Лоури. Основные определения. Типы протолитических реакций. Электронная теория кислот и оснований. Кислоты и основания Льюиса. Представление о жестких и мягких кислотах и основаниях (концепция Пирсона). Процессы ионизации (диссоциации), гидролиза, реакции нейтрализации, амфотерности гидроксидов с точки зрения различных теорий. |
2 |
Выполнение лаб. Работы,
Конспект,
Коллоквиум,
решение задач |
2 |
|
|||
17 19-24 дека |
Обзорное занятие по разделу «Основы теории химических процессов» и «Учение о растворах. Равновесные процессы в растворах электролитов ». Роль и значение вопросов этих разделов для фармации. Коллоквиум. Прием практических навыков. Выполнение 15 уравнений окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом. – 2 балла
|
2 |
Письменная и экспериментальная работа |
4 + 2 |
|
||||||
18
26-31 дек |
2-ая РУБЕЖНАЯ АТТЕСТАЦИЯ (КОМПЬЮТЕНРНЫЙ ТЕСТ) |
|
|
||||||||
Зав. кафедрой общей и неорганической химии Л.М. Кубалова
|
|