close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

код для вставкиСкачать
ФГОБУ ВПО «НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ
УНИВЕРСИТЕТ»
Кафедра химии
УТВЕРЖДАЮ:
Директор инженерного института
д.т.н., профессор Блынский Ю.Н.
______________________________
«_____» _____________ 20_____г.
Рег. № _________________
«____»__________20____г.
ФГОС 2009 г.
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ
Б.2.Б.3 ХИМИЯ
110800.62 Агроинженерия
Профили: Машины и оборудование в агробизнесе;
Технологическое оборудование для хранения и переработки с/х продукции;
Технический сервис в АПК;
Электрооборудование и электротехнологии в АПК
Курс: 1
Семестр: 1
Институт: инженерный
Очная
Вид занятий
Общая трудоемкость по учебному плану
В том числе:
Аудиторные занятия
Лекции
Лабораторно-практические (семинарские)
занятия
Самостоятельная работа, всего
В том числе:
Курсовой проект (курсовая работа)
Контрольная работа
Форма промежуточного контроля
Зачет
Объем занятий
(зачетных единиц - три)
очная
заочная
очнозаочная
108 (3)
Семестр
1
108
50
20
30
50
20
30
58
58
не предусм
1
1
1
1
Новосибирск 2011
2
Рабочая программа составлена на основании требований Федерального государственного
образовательного стандарта высшего профессионального образования к содержанию и уровню
подготовки выпускников по направлению подготовки 110800.62 Агроинженерия (утвержден
приказом Министерства образования и науки РФ от 09.11.2009 г. № 552), рабочего учебного
плана, утвержденного ученым советом НГАУ от «____»__________20___г. протокол №______ .
Программу разработал:
Доцент кафедры химии, к.п.н.
____________________
Медяков Е. Г.
Рабочая программа обсуждена и одобрена на заседании кафедры химии
Протокол № _____
от
«____» _______________ 20 ____г.
Заведующий кафедрой, д.б.н., профессор __________________
Бокова Т. И.
Программа рассмотрена и одобрена на заседании методического совета инженерного
института
Протокол № _____
от
«____» _______________ 20 ____г.
Зам. председателя методического
совета к.т.н., доцент
____________________
2
Тихонкин И.В.
РАЗДЕЛ 1. ОРГАНИЗАЦИОННО-МЕТОДИЧЕСКИЙ
1.1. Лист регистрации изменений
№
п/п
Информация о внесенных
изменениях*
№
протокола
заседания
кафедры
Дата
внесения
Подпись
Срок
введения
изменений
в действие
1
5
6
7
8
9
3
1.2. Внешние и внутренние требования
Внешние требования к освоению дисциплины регламентируются ФГОС ВПО по
направлению подготовки 110800 Агроинженерия. Дисциплина «Химия» входит в раздел «Б.2.
Математический и естественно-научный цикл. Базовая часть».
Внутренние требования определяются видами и задачами профессиональной деятельности и
формируемыми компетенциями.
1.3. Цели и задачи учебной дисциплины
Дисциплина «Химия» предназначена для подготовки бакалавров и поэтому ее особенность
состоит в более фундаментальном характере ее изложения, в формировании у студентов общего
химического мировоззрения и развития химического мышления. Опираясь на полученные в
средней школе химические знания, программа ставит своей целью дальнейшее углубление
современных представлений в области химии как одной из фундаментальных наук, без знания
основ которой невозможна подготовка бакалавров. В программе подчеркивается ведущая роль
химии как науки о веществе, составляющем основу материального мира.
Исходя из цели, в процессе изучения дисциплины решаются следующие задачи:
1) Изучение теоретических основ неорганической химии (состав, строение и химические
свойства простых основных веществ и химических соединений, связь строения вещества и
протекания химических процессов);
2) Овладение фундаментальными принципами и методами решения научно-технических
задач;
3) Формирование навыков по применению теоретических знаний для объяснения
результатов химических экспериментов;
4) Формирование у студентов основ естественнонаучной картины мира;
5) Ознакомление студентов с историей и логикой развития химии и основных ее открытий.
1.4. Особенности (принципы) построения дисциплины
Химия – одна из важнейших фундаментальных естественных наук, изучающая вещества, их
свойства и процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и
структуры.
Особенно велико значение химии в технике, развитие которой немыслимо без понимания
процессов превращения веществ. Глубокое знание законов химии и их применение позволяет
как совершенствовать существующие, так и создавать новые процессы, машины, установки и
приборы.
Мир завтрашнего дня – это химизированный мир. Знание химии (основных понятий,
закономерностей и законов) необходимо для формирования современного специалиста
сельского хозяйства. Химия является общетеоретической дисциплиной. Она призвана дать
студентам современное научное представление о веществе, как одном из видов движущейся
материи, о путях, механизмах и способах превращения одних веществ в другие. Знание
основных химических законов, владением техникой химических расчетов, пониманием
возможностей представляемых химией значительно ускоряет получение нужного результата в
различных сферах инженерной и научной деятельности. Особенностью химии как дисциплины
для студентов нехимических специальностей является то, что в небольшом по объему курсе
необходимо иметь сведения практически изо всех отраслей химии.
В связи с вышесказанным, специфика построения дисциплины заключается:
- в переходе от явления к сущности, от частного к общему, то простого к сложному;
- в переходе от общего к частному (такой путь познания отличается большим
информационным потоком, насыщенностью фактами, позволяет достаточно быстро проходить
этапы систематизации, классификации).
4
Требования к первоначальному уровню подготовки обучающихся: знать химическую
символику, важнейшие химические понятия, основные законы химии; уметь называть
химические элементы, соединения изученных классов; объяснять физический смысл атомного
(порядкового) номера химического элемента, номеров группы и периода, к которым элемент
принадлежит в периодической системе Д.И. Менделеева, закономерности изменения свойств
элементов в пределах малых периодов и главных подгрупп, сущность реакций и оного обмена;
составлять формулы неорганических веществ изученных классов, схемы строения атомов
первых 20 элементов периодической системы Д.И. Менделеева, уравнения химических
реакций; вычислять массовую долю химического элемента по форме соединения, массовую
долю вещества в растворе, количества веществ, объем или массу по количеству вещества,
объеме или массе реагентов или продуктов реакции.
Для изучения химии в университете необходимы знания химии, физики, математики,
биологии и экологии в объеме средней школы. Предварительно из курса математики должны
быть изучены следующие темы, используемые при прохождении курса химии:
- из курса элементарной математики (пропорция, знаки пропорциональности, бесконечности,
абсолютной величины, понятие разности, натуральный и десятичный логарифм, вычисление
десятичного логарифма, понятия процента, вычисление абсолютной и относительной ошибки
эксперимента, математическая запись логической зависимости, подлинной зависимости
(коэффициент пропорциональности);
- из курса высшей математики (понятие первой и второй производной).
1.5. Требования к уровню освоения учебной дисциплины
Дисциплина «Химия» в соответствии с требованиями ФГОС ВПО направлена на
формирование следующих компетенций:
а) общекультурные (ОК):
- владением культурой мышления, способностью к обобщению, анализу, восприятию
информации, постановке цели и выбору путей ее достижения (ОК-1);
- умением логически верно, аргументировано и ясно строить устную и письменную речь
(ОК-2).
б) профессиональные (ПК):
- способностью к использованию основных законов естественнонаучных дисциплин в
профессиональной деятельности, применение методов математического анализа и
моделирования;
- готовностью к обработке результатов экспериментальных исследований.
В результате изучения дисциплины студент должен:
Знать:
- фундаментальные и современные разделы химии;
- теоретические основы неорганической химии (состав, строение и химические свойства
основных простых веществ и химических соединений);
- связь свойств химических веществ с их электронным строением;
- основы химической термодинамики;
- основы химической кинетики;
- основы электрохимии и теории растворов-электролитов;
- основы учения о фазовых равновесиях;
- свойства основных классов неорганических веществ.
Уметь:
- исследовать химические процессы, идущие в природных явлениях и проводимых в
лабораторных условиях;
- определять термодинамическую вероятность протекания процесса;
- проводить стехиометрические расчеты;
- истолковывать смысл химических величин и понятий;
5
- эффективно использовать материалы и оборудование.
Владеть:
- основами теорий фундаментальных разделов химии;
- навыками химического эксперимента, основными синтетическими и аналитическими
методами получения и исследования химических веществ и реакций;
- навыками работы на современной учебно-научной аппаратуре при проведении химических
экспериментов;
- навыками описания свойств веществ на основе закономерностей, вытекающих из
периодического закона и Периодической системы элементов.
- приемами химического анализа;
- навыками пользования справочной химической литературы.
РАЗДЕЛ 2. СТРУКТУРА И СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
2.1. Тематический план учебной дисциплины (очная форма обучения)
№
п/п
Наименование разделов и тем
1
2
1.
1.1.
1.2.
1.3.
2.
2.1.
2.2.
2.3.
2.4.
3.
3.1.
4.
4.1.
Количество часов (зачетных единиц)
Лекции
Лабор. Самостоят Всего по
практич
работа
теме
занятия
3
4
1 семестр
ВВЕДЕНИЕ. Предмет и задачи химии.
2
2
Основные понятия и законы химии.
Основные
классы
неорганических
соединений.
Химическая термодинамика и кинетика
Энергетика химических процессов.
2
2
Скорость
реакции
и
методы
ее
2
2
регулирования. Катализ.
Химическое и фазовое равновесие.
2
2
Основы общей химии
Растворы.
2
4
Теория электролитической диссоциации.
2
4
Реакции ионного обмена.
Водородный показатель. Гидролиз солей.
2
4
Окислительно-восстановительные реакции.
2
4
Процессы коррозии и методы борьбы с
ними.
Химические системы
Периодическая система элементов и
2
2
строение атомов. Химическая связь и
строение молекул.
Химическая идентификация
Предмет и методы
качественного и
2
4
количественного анализа.
Общая трудоемкость, (час)
20
30
Зачетных единиц
6
5
6
4
8
4
4
8
8
4
8
6
6
12
12
6
8
12
14
4
8
12
18
58
108
3
Содержание отдельных разделов и тем
Введение. Предмет и задачи химии
Предмет и задачи химии. Связь химии с биологией, физикой, специальными
дисциплинами. Основные законы химии. Основные классы неорганических соединений.
Современные тенденции, направления и перспективы развития науки.
РАЗДЕЛ 1. Химическая термодинамика и кинетика
Тема 1.1. Энергетика химических процессов.
Понятия химической термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса. Понятие энтропии.
Энергия Гиббса. Термодинамические расчеты по реакции.
Тема 1.2. Скорость реакции и методы ее регулирования. Катализ.
Определение скорости химической реакции. Закон действия масс. Влияние температуры
на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Катализ и катализаторы.
Тема 1.3. Химическое и фазовое равновесие.
Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия.
Принцип Ле Шателье. Фазовое равновесие.
РАЗДЕЛ 2. Основы общей химии.
Тема 2.1. Растворы.
Классификация растворов по агрегатному состоянию и содержанию растворенного
вещества. Растворы концентрированные и разбавленные. Растворимость веществ. Способы
выражения концентрации растворов.
Тема 2.2. Теория электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена.
Свойства растворов электролитов. Кислоты, основания, соли. Теория электролитической
диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
Тема 2.3. Водородный показатель. Гидролиз солей.
Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидролиз солей. Основные типы
гидролиза. Уравнения гидролиза. Реакции осаждения и растворения.
Тема 2.4. Окислительно-восстановительные реакции.
Основные понятия. Степень окисления. Электронный баланс. Виды ОВР. Окислители и
восстановители. Процессы коррозии и методы борьбы с ними.
РАЗДЕЛ 3. Химические системы.
Тема 3.1. Периодическая система элементов и строение атомов. Химическая связь и строение
молекул.
Периодический закон и периодическая система. Изменение металлических и
неметаллических свойств элементов. Современное строение атомов. Основные положения и
понятия квантовой механики. Запрет Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского.
Электронные формулы.
Природа химической связи. Метод валентных связей. Метод молекулярных орбиталей.
Ковалентная связь и ее виды. Ионная связь. Водородная связь.
РАЗДЕЛ 4. Химическая идентификация.
Тема 4.1. Предмет и методы качественного и количественного анализа.
Качественные реакции. Аналитический сигнал. Дробный и систематический анализ.
Аналитические группы катионов и анионов. Физико-химические методы.
7
Классификация методов количественного анализа. Характеристики основных методов
анализа. Физико-химические методы.
Междисциплинарные связи с обеспечиваемыми (последующими) дисциплинами
№
п/п
1.
2.
3.
Наименование
обеспечиваемых
дисциплин
Математика
Физика
Биология
с
основами
экологии
№№ разделов (тем) данной дисциплины, необходимых для изучения
последующих дисциплин
1.1.
1.2.
1.3.
2.1.
2.2.
2.3.
2.4.
3.1.
4.1.
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
2.2. Учебная деятельность
Лабораторная работа (16 часов):
1. Установление зависимости скорости химической реакции от к концентрации
реагирующих веществ.
2. Определение смещения химического равновесия.
3. Приготовление раствора с заданной концентрацией.
4. Реакции ионного обмена.
5. Определение вида гидролиза солей.
6. Окислительно-восстановительные реакции.
7. Метод нейтрализации.
8. Метод перманганатометрии.
Практические занятия (14 часов).
ОБРАЗЕЦ ЗАДАНИЙ
Лабораторная работа
Гидролиз солей. Реакции в растворах электролитов
Цель: изучить процесс взаимодействия ионов растворенной соли с ионами воды,
сопровождающийся изменением рН раствора.
Опыт 1. Влияние растворов кислот и щелочей на окраску индикаторов
Все кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотные остатки. Все
гидроксиды в водных растворах диссоциируют на ионы гидроксила и металла. Водородные (Н+) и
гидроксильные (ОН–) ионы обнаруживаются индикаторами.
В три пробирки налить по 2 мл дистиллированной воды. В первую внесите три капли раствора
лакмуса, во вторую – три капли фенолфталеина, в третью – три капли метилоранжа.
Наблюдать окраску индикатора в воде.
Результат записать в табл.
В три пробирки налить по 2 мл хлороводородной кислоты. В первую пробирку внесите три капли
раствора лакмуса, во вторую – три капли фенолфталеина, а в третью – три капли метилоранжа.
Наблюдать окраску индикатора в кислоте. Результат запишите в таблицу.
В три пробирки налить по 2 мл щелочи. В первую пробирку внести три капли раствора лакмуса, во
вторую – три капли фенолфталеина, а в третью – три капли метилоранжа.
Наблюдать окраску индикатора в щелочи. Результат запишите в таблицу.
Таблица
Окраска индикаторов в зависимости от среды раствора
8
Индикатор
Цвет индикатора
в дистил. воде
в кислоте
в щелочи
Лакмус
Фенолфталеин
Метилоранж
Опыт 2. Зависимость степени диссоциации от природы электролита
Об относительной силе электролита можно судить по электропроводности его раствора или по
химической активности в реакциях.
В пробирку налить 2 мл 0,1 н. раствора уксусной кислоты, в другую – 2 мл 0,1 н. раствора соляной
кислоты. В каждую пробирку опустить по одинаковому кусочку цинка. Обе пробирки поместить в стакан
с горячей водой.
Наблюдать выделение водорода. С какой кислотой реакция идет более энергично? Объяснить
наблюдаемое.
Выполнить задание.
Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 3. Ионные реакции
В четыре пробирки налить по 1 мл раствор сульфата натрия, сульфата магния, сульфата цинка и
сульфата алюминия. Прибавить в каждую пробирку по 1 мл раствора хлорида бария.
Наблюдать образование осадков.
Выполнить задание.
Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Написать общую ионную реакцию
обнаружения сульфат-иона.
Опыт 4. Смещение химического равновесия в растворах электролитов
1. Налить в две пробирки по 2 мл раствора уксусной кислоты и по три капли метилоранжа. Добавить в
одну пробирку немного кристаллического CH3COONa. Хорошо перемешать. Сравнить цвет растворов в
пробирках.
Выполнить задание.
Объяснить, почему изменился цвет раствора. Для объяснения воспользоваться законом действия
масс. Что необходимо ввести в раствор кислоты для смещения равновесия в сторону образования
малодиссоциирующих молекул?
2. В две пробирки налить по 2 мл раствора гидроксида аммония и по три капли фенолфталеина.
Добавить в одну пробирку немного кристаллического хлорида аммония. Хорошо перемешать
содержимое пробирок. Сравнить цвет растворов в пробирках.
Выполнить задание.
Объяснить наблюдаемое изменение окраски. Что надо ввести в раствор основания для смещения
равновесия в сторону образования малодиссоциированных молекул? Какие вещества относятся к слабым
электролитам?
Опыт 5. Определение характера гидролиза (влияние природы соли на реакцию среды)
Взять четыре пробирки. В одну налить 1 мл дистиллированной воды, во вторую – 1 мл раствора
карбоната натрия, в третью – 1 мл хлорида натрия, в четвертую раствор сульфата алюминия. Прилить в
каждую пробирку по 2 капли фиолетового (нейтрального) лакмуса.
Выполнить задание.
Какие из этих солей подвергаются гидролизу? Написать уравнения реакций в молекулярной и оной
формах.
Опыт 6. Влияние температуры на степень гидролиза
1. В пробирку налить 2 мл раствора ацетата натрия и две капли фенолфталеина. Нагреть содержимое
пробирки до кипения и наблюдать усиление окраски раствора.
Выполнить задание.
Написать уравнение реакции гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной формах. Объяснить,
почему окраска при нагревании усиливается, а при охлаждении исчезает.
2. Смешать в пробирке 1 мл раствора хлорида железа и 2 мл раствора уксусно-кислого натрия,
прибавив 3 мл дистиллированной воды. Нагреть жидкость до кипения и несколько минут кипятить.
Наблюдать выпадение бурого осадка основных уксусно-кислых солей железа.
9
Выполнить задание.
Написать уравнения реакций между хлорным железом, уксусно-кислым железом и водой. Объяснить,
почему при нагревании выпадает осадок.
Опыт 7. Необратимый гидролиз (гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты)
Налить в пробирку 1 мл раствора сульфата алюминия и 1 мл раствора карбоната натрия. Наблюдать
выделение пузырьков углекислого газа и образования осадка.
Выполнить задание.
Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций: а) образования карбоната алюминия;
б) гидролиза карбоната алюминия. Почему гидролиз карбоната алюминия практически идет до конца?
Контрольные вопросы и задания к лабораторной работе
1. Значение рН раствора NaHCO3 растет при нагревании. Почему?
2. Какие вещества называются электролитами, неэлектролитами? Приведите примеры. Изотонический
коэффициент.
3. Дайте определение понятиям «степень диссоциации», «константа диссоциации».
4. Дайте определение понятию «гидролиз».
5. С какой целью применяют такие вещества, как индикаторы?
6. Что такое ионное произведение воды и как математически его можно получить?
7. Что какой целью в химии был введен водородный показатель и что он показывает?
8. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:
а) Ca2+ + CO3 2− → CaCO3;
б) Fe3+ + 3OH− → Fe(OH)3;
в) H+ + OH− → H2O;
г) Cu2+ + 2OH− → Cu(OH)2;
д) Pb2+ + 2I− → PbI2;
е) Ba2+ + CO3 2− → BaCO3;
ж) Fe(OH)3 + 3H+ → Fe3+ + 3H2O;
з) NO2− + H+ → HNO2;
и) Mg2+ + 2OH− → Mg(OH)2.
9. Величина рН = 4. Что следует добавить к раствору – раствор кислоты или щелочи, чтобы увеличить
рН до 6?
Задания для самостоятельного выполнения
1. Установлено, что в растворе Na2CO3 рН = 11, в растворе NaHCO3 рН = 8. Почему?
2. Объясните, почему насыщенный раствор гидроксида магния не окрашивается фенолфталеином в
малиновый цвет, но после кипячения раствора окраска появляется.
3. Составьте уравнения обратимого гидролиза солей CH3COONa, (NH4)2SO4, Cu(NO3)2, FeSO4.
4. Готовят водный раствор ацетата алюминия и измеряют рН. Получают значение, близкое к 7.
Кипятят раствор. Появляется осадок дигидроксида-ацетата алюминия. Объясните результат опыта.
5. Раствор аммиака при 25оС имеет рН > 7. При добавлении мелкими порциями в этот раствор
хлорида аммония среда становится менее щелочной, затем нейтральной и, наконец, кислой. Как
объяснить результаты данного опыта?
6. Раствор хлорида железа (III) имеет рН < 7 при комнатной температуре. После длительного
кипячения из раствора выпадает осадок состава FeO(OH), среда становится почти нейтральной.
Объясните все результаты данного опыта.
7. Раствор Na3PO4 имеет сильно щелочную среду, а раствор NaH2PO4 – слабокислую. Дайте этому
объяснение.
8. Известно, что, например, угольная кислота в свободном состоянии не существует. Откуда же знают,
что эта кислота слабая и в справочниках даже приведены обе ее константы диссоциации?
9. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: Na2S, CrCl3, Cu(NO3)2.
10. Какие из солей подвергаются гидролизу: K2SiO3, FeCl3, K2SO4, NaNO3, ZnSO4?
Содержание и организация самостоятельной работы
Самостоятельная работа студентов рассматривается как одна из форм обучения, которая
предусмотрена ФГОС и рабочим учебным планом по направлению подготовки 110800
10
Агроинженерия. Целью самостоятельной (внеаудиторной) работы студентов является обучение
навыкам работы с учебной и научной литературой и практическими материалами,
необходимыми для изучения курса «Химии» и развития у них способностей к
самостоятельному анализу полученной информации.
В процессе изучения дисциплины студент выполняет следующие виды самостоятельной
работы:
- подготовка к устному опросу – 10 часов;
- самостоятельное изучение тем – 18 часов;
- подготовка к коллоквиуму – 10 часов;
- подготовка к контрольной работе – 10 часов;
- подготовка к зачету – 10 часов;
Химия. Методическое пособие для самостоятельной работы / М.С. Чемерис, Г.А.
Маринкина, Г.П. Юсупова, Н.А. Кусакина, Т.И. Бокова / Мин-во сел. хоз-ва РФ.
Новосиб.гос.аграр.ун-т. – Новосибирск, 2001. – 74 с.
2.3. Контролирующие материалы для аттестации по дисциплине
Список вопросов для подготовки к зачету
1. Современная теория строения атома.
2. Основные положения протекания химических реакций с точки зрения термодинамики.
3. Написать уравнения реакций гидролиза солей по 1 ступени в молекулярном и ионном
виде: - сульфата алюминия, - К2S.
4. Качественный анализ.
5. Температурный коэффициент реакции равен 2. На сколько градусов необходимо
повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 8 раз.
6. Планетарная и квантово-механическая модель строения атома.
7. Понятие энтальпии.
8. Определить объем 0,5 н серной кислоты, необходимый для нейтрализации 150 мл 0,1
н раствора КОН?
9. Какие вещества могут являться окислителями: перманганат калия, соляная кислота,
перекись водорода, серная кислота.
10. Водородный показатель.
11. Дробный и систематический анализ.
12. Постулаты Бора.
13. Закон Гесса.
14. Водородный показатель раствора равен 3, определить концентрацию ионов гидроксила
в растворе.
15.
Укажите, где окисление, а где восстановление: КК+, F  F2.
16.
Влияние различных факторов на гидролиз.
17. Количественный анализ.
18. Дисперсные системы.
19. Определить объем 0,5 н серной кислоты, необходимый для нейтрализации 150 мл
0,1 н раствора КОН?
20. Квантовые числа.
21. Основные понятия термодинамики.
22. Вычислить процентную концентрацию 1 н раствора хлорида натрия (плот. 1,2 г/мл).
23. Написать и уравнять методом электронного баланса реакцию: взаимодействие
водорода с азотом.
24. Ионное равновесие воды.
25. Общие принципы и виды количественного анализа.
11
26. Водородный показатель раствора равен 3, определить концентрацию ионов гидроксила
в растворе.
27. Физический смысл квантовых чисел и их цифровых значений.
28. Понятие энтропии.
29. Найти массу щелочи (кон), необходимую для полной нейтрализации 10 г серной
кислоты.
30. К какому типу реакций относится реакция взаимодействия меди с серной кислотой:
написать ее и аргументировать ответ.
31. Виды гидролиза.
32. Гравиметрический метод анализа.
33. Написать и уравнять методом электронного баланса реакцию: взаимодействие
водорода с азотом.
34. Описание электронной структуры набором квантовых чисел.
35. Энергия Гиббса.
36. Рассчитать Мэ окислителя и восстановителя для реакции: цинк + азотная кислота.
37. Написать уравнения гидролиза по первой ступени: хлорида калия, ацетата натрия.
Указать характер среды.
38. Найти массу щелочи (кон), необходимую для полной нейтрализации 10 г серной
кислоты.
39. Титриметрический анализ.
40. Полимеры и олигомеры.
41. Комплементарность.
42. К какому типу реакций относится реакция взаимодействия меди с серной кислотой:
написать ее и аргументировать ответ.
43. Принцип Паули и запрет Паули.
44. Понятие скорости химической реакции.
45. Сколько литров воды необходимо добавить к 1,5 л 0,5 н раствора хлорида натрия,
чтобы получить 0,1 н раствор.
46. Окисление и восстановление. Привести примеры.
47. Написать реакции гидролиза по первой ступени: KCN, - сульфата цинка.
48. Найти массу щелочи (кон), необходимую для полной нейтрализации 10 г серной
кислоты.
49. Правила квантовой механики.
50. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
51. Определить число молей и число моль эквивалентов: 10 г серной кислоты, и 50 г
сульфата хрома (III).
52. Гидролиз солей.
53. Укажите, какие вещества могут являться восстановителями: хлор молекулярный,
анион хлора, перекись водорода, серная кислота.
54. Закон эквивалентов для реагирующих веществ.
55. Химическое и фазовое равновесие.
56. Сколько литров воды необходимо добавить к 1,5 л 0,5 н раствора хлорида натрия,
чтобы получить 0,1 н раствор.
57. Принцип минимума энергии и правило Хунда.
58. Закон действующих масс для гомогенных реакций.
59. Какое количество осадка образуется при взаимодействии 100 г нитрата серебра с 50 г
соляной кислоты?
60. Порядок уравнивания ОВР.
61.
Концентрация ионов водорода в растворе 10-3 моль/л. Рассчитайте гидроксильный
показатель.
62. Метод нейтрализации.
63. Понятие о высокомолекулярных соединениях.
12
64. Написать реакции гидролиза по первой ступени: KCN, - сульфата цинка.
65. Правило Клечковского и получение энергетического ряда Клечковского.
66. Закон действующих масс для гетерогенных реакций.
67. Условия образования и растворения осадков.
68. Укажите окислитель и восстановитель в реакции: взаимодействие железа с серной
кислотой.
69. Напишите гидролиз, укажите характер среды: хлорид натрия, хлорид аммония.
70. Точка эквивалентности.
71. Основные понятия качественного и количественного анализа.
72. Какое количество осадка образуется при взаимодействии 100 г нитрата серебра с 50 г
соляной кислоты?
Темы контрольных работ
1. Виды концентраций растворов. Решение расчетных задач.
2. Химическая кинетика и термодинамика.
3. Окислительно- восстановительные реакции.
4. Теория электролитической диссоциации.
5. Расчеты в аналитической химии.
6. Физико-химические методы анализа.
7. Оптические методы анализа.
8. Электрохимические методы анализа.
9. Хроматографические методы анализа.
10. Химические и физические методы анализа. Сравнительная характеристика.
11. Полимеры и олигомеры.
12. Дисперсные системы.
Варианты контрольных работ:
ВАРИАНТ №1
1. Найти простейшую формулу вещества, содержащего (по массе) 43,4 % натрия, 11,3 % углерода и
45,3 % кислорода.
2. Рассчитайте, сколько молей и моль- эквивалентов составляют 9,8 грамма серной кислоты.
3. Карбонат кальция разлагается при нагревании на СаО и СО2. Какая масса природного
известняка, содержащего 90% (масс.) СаСО3, потребуется для получения 7,0 т негашеной извести?
4. Рассчитайте, сколько молей и моль- эквивалентов составляют 30 г сульфата магния MgSO4.
5. Рассчитайте, сколько молей и моль- эквивалентов составляют 126 г азотной кислоты НNO3.
6. Рассчитайте, сколько молей и моль–эквивалентов составляют 20,125 г сульфата цинка ZnSO4.
7. Найдите массы воды и медного купороса CuSO4*5 H2O, необходимые для приготовления
раствора, содержащего 8 % безводной соли. Плотность 8 % раствора CuSO4 равна 1,084 г/мл.
8. Константа диссоциации масляной кислоты С3Н7СООН 1,5∙10-5. Вычислить степень ее
диссоциации в 0,005 М растворе.
9. Степень диссоциации угольной кислоты Н2СО3 по первой ступени в 0,1 н растворе равна
2,11∙10-3. Вычислить Кд.
10. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию
малорастворимых осадков или газов: а) CuSO4 + NaOH; б) СаСО3 + HCI; в) Na2SO3 + H2SO4.
11. Вычислить [Н+] в 0,02 М растворе сернистой кислоты. Диссоциацией кислоты по второй
ступени пренебречь.
13
12. Как изменится скорость реакции С2Н4 (газ) + 3 О2 (газ) = 2 СО2 (газ) + 2 Н2О (газ) при
увеличении давления в 2 раза?
13. Написать уравнение закона действия масс для реакций: N2 + 3 Н2 = 2 NH3
С (твердый) + Н2О (пар) = СО + Н2
14. Дайте определение понятия «сродство к электрону». Мерой чего он является?
15. Составьте уравнения полуреакций окисления и восстановления для следующих реакций и
определить, в каких случаях водород служит окислителем и в каких – восстановителем:
а) 2 А1 + 6 НC1 = 2 А1С13 + 3 Н2,
б) 2 Н2 + О2 = 2 Н2О.
ВАРИАНТ № 2
1. К раствору, содержащему 0,20 моль FeCI3, прибавили 0,24 моль NaOH. Сколько молей Fe(OH)3
образовалось в результате реакции и сколько молей FeCl3 осталось в растворе?
2. Сколько граммов серной кислоты необходимо для приготовления 250 г 10 %- го раствора.
3. Вычислить массовую долю (в %) каждого из элементов в соединениях: a) Mg(OH)2; б) H2SO4;
в) (NH4)2SO4.
4. Какова процентная концентрация раствора, полученного растворением 40 г MgSO4 в 460 г воды?
5. Сколько граммов НNO3 содержится в 300 г 10 % раствора азотной кислоты?
6. К 300 г 16 % раствора ZnSO4 добавили 400 г воды. Какова процентная концентрация
полученного раствора?
7. Какой объем 96%-ной серной кислоты (плотность 1,84 г/мл) и какую массу воды необходимо
взять для приготовления 100 мл 15 % - го раствора с плотностью 1,10 г/мл?
8. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1 л 0,005 М раствора уксусной
кислоты добавить 0,05 моль ацетата натрия?
9. Раствор, содержащий 2,1 г КОН в 250 г воды, замерзает при –0,519°С. Найти для этого раствора
изотонический коэффициент.
10. В 0,1 Н растворе степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32∙10-2. При какой
концентрации азотистой кислоты HNO2 ее степень диссоциации будет такой же?
11. Кажущаяся степень диссоциации хлорида калия в 0,1 Н растворе равна 0,80. Чему равно
осмотическое давление этого раствора при 17°С?
12. Во сколько раз увеличится скорость процесса при увеличении температуры на 30С, если
температурный коэффициент равен 3?
13. Как изменится скорость вышеуказанных реакций при увеличении объема в 2 раза?
14. Определите, в каких соединениях связь ионная: NaCI, NF3, B2O3, CaS, NO.
15. Напишите уравнения реакций: а) растворения магния в растворе серной кислоты; б)
взаимодействия раствора бромида натрия с хлором. Какой элемент окисляется и какой
восстанавливается?
ВАРИАНТ № 3
1. Найти простейшую формулу вещества, в состав которого входят водород, углерод, кислород и
азот в соотношении масс 1: 3: 4: 7.
2. Определите молярную концентрацию раствора, содержащего в 100 мл 4,9 г серной кислоты.
3. При взаимодействии одного объема СО и одного объема С12 образуется один объем фосгена.
Установить формулу фосгена.
14
4. Определите эквивалентную концентрацию раствора, содержащего 12 г MgSO4 в 150 мл раствора.
5. Определите молярную концентрацию раствора в 3 л, которого находится 18,9 г НNO3.
6. В каком объеме 0,5 М раствора ZnSO4 содержится 16,1 г соли?
7. Какой объем воды необходимо прибавить к 200 мл 30 % - го раствора NaOH (плотность 1,33
г/мл) для получения 10 %-ого раствора?
8. Чему равна концентрация раствора уксусной кислоты, рН которого равен 5,2?
9. Как надо изменить концентрацию ионов водорода в растворе, чтобы рН раствора увеличился на
единицу: а) увеличить в 10 раз; б) увеличить на 1 моль/л; в) уменьшить в 10 раз; г) уменьшить на 1
моль/л? Ответ подтвердите расчетами.
10. В равных количествах воды растворено в одном случае 0,5 моль сахара, а в другом 0,2 моль
СаС12. Температуры кристаллизации обоих растворов одинаковы. Определить кажущуюся степень
диссоциации СаС12.
11. Вычислить рН следующих растворов слабых электролитов:
а) 0,02 М NH4OH; б) 0,1 М HCN; в) 0,01 М СН3СООН.
12. Вычислите константу равновесия системы 2 СО = СО2 + С, если в состоянии равновесия
концентрация [СО] = 0,04 моль/л, а концентрация [СО2] = 0,05 моль/л.
13. Вычислите константу равновесия системы N2 + 3 Н2 = 2 NH3, если в состоянии равновесия
концентрация [N2] = 0,08 моль/л, а концентрация [H2] = 0,03 моль/л, [NH3] = 0,01 моль/л.
14. Изотоп одного из элементов не содержит нейтронов. Назовите этот элемент.
15. Напишите уравнения реакций: а) между бромидом меди и хлором; б) между бромидом меди в
растворе и металлическим железом. Укажите, что является в той и другой реакции окислителем,
что - восстановителем.
ВАРИАНТ № 4
1. Сколько литров гремучего газа (условия нормальные) получается при разложении 1 моль воды
электрическим током?
2. Сколько граммов серной кислоты содержится в 2 л 0,5 н раствора.
3. Какую массу железа можно получить из 2 т железной руды, содержащей 94 % (масс.) Fe2O3?
4. Сколько граммов MgSO4 содержится в 40 мл 1,25 н раствора?
5. Сколько граммов азотной кислоты содержится в 200 мл 0,5 н раствора?
6. Определите эквивалентную концентрацию раствора, содержащего в 2 л, которого находится
80,5 г ZnSO4.
7. Найти моляльность и молярную концентрацию растворенного вещества в 67 % -ном растворе
сахарозы С12Н22О11.
8. В каком объеме насыщенного раствора Ag2S содержится 1 мг растворенной соли?
9. Для растворения 1,16 г РbI2 потребовалось 2 л воды. Найти произведение растворимости соли.
10 Вычислить рН 0,1 н раствора уксусной кислоты, содержащего, кроме того, 0,1 моль/л
CH3COONa. Коэффициенты активности ионов считать равными единице.
11. Как изменится кислотность 0,2 н раствора HCN при введении в него 0,5 моль/л KCN: а) возрастет; б) уменьшится; в) не изменится?
12. Определить ∆Н образования этилена, используя следующие данные:
С2Н4 (газ) + 3О2 (газ) = 2СО2 (газ) + 2Н2О (газ),
∆Н = –1323 кДж,
С (графит) + О2 (газ) = СО2 (газ), ∆Н = –393,5 кДж,
Н2 (газ) + 1/2 О2 (газ) = Н2О (газ), ∆Н = –241,8 кДж.
15
13. При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж. Рассчитать теплоту образования
сульфида железа.
14. Какому атому соответствует электронная формула 1S22S22P63S23P64S23d104P65S24d105P3?
Укажите валентные электроны и максимальную степень окисления. К какой группе, подгруппе,
периоду он относится, это металл или неметалл?
15. Чем – окислителем или восстановителем – являются атомы и ионы водорода в реакциях,
иллюстрируемых уравнениями: Fe2O3 + 3 Н2 = 2 Fe + 3 Н2О; Fе + 2 HC1 = FeCl2 + Н2
ВАРИАНТ № 5
1. Найдите простейшую формулу оксида ванадия, зная, что 2,73 г оксида содержат 1,53 г металла.
2. Сколько миллилитров 96 % раствора серной кислоты с плотностью 1,84 г/мл нужно взять для
приготовления 1 л 0,5 н раствора?
3. К раствору, содержащему 6,8 г А1С13, прилили раствор, содержащий 5,0 г КОН. Найти массу
образовавшегося осадка.
4. Какой процентной концентрации получится раствор соли MgSO4 , если к 500 мл 30 % -го
раствора с плотностью 1,019 г/мл прибавить 100 мл 10 % -го раствора с плотностью 1, 029 г/мл?
5. Сколько миллилитров 20% раствора НNO3 с плотностью 1,41 г/мл понадобится для
приготовления 1 л 2 н раствора.
6. Определите молярную концентрацию и титр 2 % раствора ZnSO4 с плотностью 1,019 г/мл.
7. Найти молярность, моляльность и нормальность 15% - го раствора серной кислоты (плотность
1,10 г/мл).
8. рН 0,1 М раствора натриевой соли некоторой одноосновной органической кислоты равен 10.
Вычислить константу диссоциации этой кислоты.
9. Вычислить константу гидролиза хлорида аммония, определить степень гидролиза этой соли в
0,01 М растворе и рН раствора.
10. Вычислить произведение растворимости РbВr2 при 25°С, если растворимость соли при этой
температуре равна 1,32∙10-2 моль/л.
11. К 50 мл 0,001 н раствора НС1 добавили 450 мл 0,0001 н раствора AgNO3. Выпадет ли осадок
хлорида серебра?
12. Почему при низких температурах критерием, определяющим направление самопроизвольного
протекания реакции, может служить знак ∆Н, а при достаточно высоких температурах таким
критерием является знак ∆S?
13. Объясните, почему процессы растворения веществ в воде могут самопроизвольно протекать не
только с экзотермическим (∆Н < 0), но и с эндотермическим (∆Н > 0) эффектом.
14. Ядро атома фтора (атомная масса 19) содержит 10 нейтронов. Укажите, не обращаясь к таблице
элементов, порядковый номер фтора.
15. Как назвать реакцию, происходящую при встряхивании ртути с раствором нитрата серебра?
Напишите уравнение данной реакции.
РАЗДЕЛ 3. УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ И ИНФОРМАЦИОННОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ
3.1. Учебно-методическое обеспечение
16
Основная литература
1. Глинка И.Л.Общая химия. Л.: Химия, 1983. − 704 с.
2. Князев Д.А. Неорганическая химия: учеб. для студ. с.-х. высш. учеб. заведений / Д.А.
Князев, С.Н. Смарыгин. – М.: Высшая школа, 1990. – 430 с.
Основная литература, рекомендованная рабочей программой, имеется в библиотеке
НГАУ.
Дополнительная литература
1. Химия: учеб. пособие для студ. нехимич. спец. вузов / В.В. Денисов, Т.И. Дрововозова,
И.Н. Лозаноская и др. – Ростов н/Д:МарТ, 2003. – 460 с.
2. Сумм Б.Д. Основы коллоидной химии: учеб. Пособие для вузов / Б.Д. Сумм. – 2-е изд.,
стер. – М.: Академия, 2007. – 240 с.
3. Цитович И.К. Курс аналитической химии. М.: Высшая школа, 1994. − 495с.
4. Артеменко А.И. Органическая химия: учеб. для строит. спец. вузов / А.И. Артеменко. –
5-е изд., испр. – М.: Высшая шк., 2000. – 559 с.
5. Неорганическая и аналитическая химия: Метод. пособие для выполнения контр. и
самост. работ/ Новосиб. гос. аграрн. ун-т; сост. Г.А. Маринкина, И.В. Васильцова.−
Новосибирск, 2007. − 61с.
6. Задачи и упражнения для выполнения контрольных работ по неорганической и
аналитической химии/Новосиб. гос. агарн. ун-т; сост.: Ю.И. Коваль, Т.И. Бокова, Н.П.
Полякова, И.В. Васильцова.− Новосибирск, 2007.− 93с.
7. Химия. Методические указания по выполнению лабораторных работ и
самостоятельных заданий/ Новосиб. гос. аграрн. ун-т.; Сост.: Т.И. Бокова, Г.П. Юсупова, Н.А.
Кусакина, Г.А. Маринкина, М.С. Чемерис.-Новосибирск, 2008. − 70с.
Дополнительная литература, рекомендованная рабочей программой, имеется в библиотеке
НГАУ.
3.2. Информационное обеспечение
Интернет-ресурсы: www.xumuk.ru, www.chem.msu.ru, www.himhelp.ru.
3.3. Перечень наглядных пособий и оборудования
Реализация учебной дисциплины осуществляется в специализированных аудиториях и
лабораториях (№ 303, 308, 313, 315).
Демонстрационные материалы аудитории: периодическая система
Д.И. Менделеева,
ряд стандартных электродных потенциалов металлов, таблица растворимости кислот, солей
и оснований, таблица относительной электроотрицательности элементов (по Полингу);
схемы кривые титрования (метод нейтрализации) – 4 случая, таблица аналитические группы
катионов, таблица деление электролитов по силе.
Технические средства обучения: мультимедийное оборудование.
17
Оборудование лаборатории и рабочих мест лаборатории: штативы с реактивами и
пробирками, сушильные шкафы, вытяжные шкафы, электронные весы, электрические
плитки, рН-метр, спектрофотометр, фотоколориметр.
РАЗДЕЛ 4. МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ
4.1. Образовательные технологии
Организационные формы обучения: семинар, консультация, самостоятельная работа.
Методы обучения: лекция, беседа, решение задач.
Лекция – системный подход, проблемное обучение.
Лабораторно-практическое занятие – эвристическое обучение, интерактивный подход.
Интерактивное обучение − это специальная форма организации познавательной
деятельности. Она подразумевает вполне конкретные и прогнозируемые цели. Одна из таких
целей состоит в создании комфортных условий обучения, при которых студент или слушатель
чувствует свою успешность, свою интеллектуальную состоятельность, что делает
продуктивным сам процесс обучения. Использование интерактивной модели обучения
предусматривают моделирование жизненных ситуаций, использование ролевых игр,
совместное решение проблем. Исключается доминирование какого-либо участника учебного
процесса или какой-либо идеи. Из объекта воздействия студент становится субъектом
взаимодействия, он сам активно участвует в процессе обучения, следуя своим индивидуальным
маршрутом. Учебный процесс, опирающийся на использование интерактивных методов
обучения, организуется с учетом включенности в процесс познания всех студентов группы без
исключения. Совместная деятельность означает, что каждый вносит свой особый
индивидуальный вклад, в ходе работы идет обмен знаниями, идеями, способами деятельности.
Организуются индивидуальная, парная и групповая работа, используется проектная работа,
ролевые игры, осуществляется работа с документами и различными источниками информации.
Интерактивные методы основаны на принципах взаимодействия, активности обучаемых, опоре
на групповой опыт, обязательной обратной связи. Создается среда образовательного общения,
которая характеризуется открытостью, взаимодействием участников, равенством их
аргументов, накоплением совместного знания, возможность взаимной оценки и контроля.
4.2. Порядок аттестации студентов по дисциплине
Для аттестации студентов по дисциплине используется балльно-рейтинговая система.
№
п/п
Формы контроля
Кол-во
Кол-во баллов за
единицу позиции
Максим. колво баллов
(позиции)
1
Посещение лекций
9
1
9
2
Конспекты лекций
9
1
9
3
Посещение лабораторно-
15
1
15 14
18
практических занятий
4
Выполнение лабораторных работ с
оформлением и защитой
5
5
Внутрисеместровый контроль
(проверочные работы)
6
5
По количеству
выполненных
заданий:
25 15
30 18
«1» - 1; «2» - 2
«3» - 3; «4» - 4
«5» - 5
6
Выполнение и защита
индивидуальной контрольной
работы
1
1
15
(15 задач)
Максимальное количество баллов
103
Примечание: допуск до зачета при наличии не менее 52 баллов в течение семестра.
Критерии выставления итогового зачета
Получение зачета без ответа на контрольные
вопросы
75 - 103 баллов
Система контроля за ходом и качеством усвоения студентами содержания данной
дисциплины включает следующие виды:
Текущий контроль – проводится систематически с целью установления уровня
овладения студентами учебным материалом. В течение 1 семестра в соответствии с рабочим
учебным планом выполняются 8 лабораторных и 10 практических работ и контрольные задания
к ним, а также одна итоговая контрольная работа. Выполнение этих работ является
обязательным для всех студентов, а результаты являются основанием для выставления оценок
текущего контроля.
Итоговый контроль – для контроля усвоения данной дисциплины учебным планом
предусмотрен в первом семестре зачет. Зачет является итоговой формой контроля знаний по
дисциплине и проставляется в приложении к диплому на основании выписки из зачетной
книжки. Зачет проводится в устной (или письменной) форме.
Промежуточный контроль (остаточных знаний) – проводится с целью установления
остаточных знаний по дисциплине при самоаттестации университета (контрольные вопросы,
тесты).
19
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа