Рабочая программа дисциплины общая и неорганическая химия для специальности: 250600 Технология переработки пластмасс и эластомеров направление: 655100 Химическая технология высокомолекулярных соединений и полимерных материалов icon

Рабочая программа дисциплины общая и неорганическая химия для специальности: 250600 Технология переработки пластмасс и эластомеров направление: 655100 Химическая технология высокомолекулярных соединений и полимерных материалов


Смотрите также:
Рабочая программа дисциплины «Поверхностные явления и дисперсные системы» для специальности...
Рабочая учебная программа по дисциплине “общая химическая технология полимеров “ для направления...
Рабочая программа по дисциплине «Автоматизированные системы управления технологическими...
Рабочая программа дисциплины математика для специальности 240502 Технология переработки...
Рабочая программа дисциплины «статистический анализ в научных исследованиях» для специальности...
Рабочая программа дисциплины "Синтетические клеи" для специальности 240502 "Технология...
Образовательный стандарт по направлению подготовки дипломированных специалистов 655100 [240500]...
Рабочая программа по дисциплине дс 02 «Химия и технология полимерных композиционных материалов»...
Рабочая программа дисциплины теоретическая механика для специальностей 240502 Технология...
Образовательный стандарт по специальности 250500 (240501) «Химическая технология...
Методические указания для студентов специальностей 240501...
Рабочая учебная программа факультет №2 (органической химии и технологии)...



Загрузка...
скачать


МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ВОРОНЕЖСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ ТЕХНОЛОГИЧЕСКАЯ АКАДЕМИЯ


УТВЕРЖДАЮ:

Декан факультета экологии и химической технологии

…………………………………………………………………

 ……  ….……………………200 г.


РАБОЧАЯ ПРОГРАММА

ДИСЦИПЛИНЫ




ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ




для специальности: 250600 Технология переработки пластмасс и эластомеров

направление: 655100 Химическая технология высокомолекулярных соединений

и полимерных материалов


Программа рассмотрена на заседании кафедры ОНХ,

протокол № ……. от  ……..………………………………….200 г.


Заведующий кафедрой ОНХ …………………………………….. Капитанов В.Ф.

на заседании методической комиссии факультета ЭХТ,

протокол № ….…. от  ……..………………………………….200 г.

Председатель методической комиссии

факультета ЭХТ ………………………………………….


Воронеж

2003 г


СОГЛАСОВАНО:


Зав. кафедрой технологии

и переработки полимеров проф. Шутилин Ю.Ф.


^ 1. Цели и задачи дисциплины


Курс общей и неорганической химии, основанный на учении о строении вещества, периодическом законе и периодической системе элементов Д.И. Менделеева, служит фундаментом и связующим звеном для других химических дисциплин: аналитической, органической, физической и коллоидной химии, различных спецкурсов. Неорганическая химия дает знания о свойствах неорганических веществ, необходимые студентам для работы с ними на старших курсах в спецпрактикумах, при выполнении курсовых и дипломных работ, а также в будущей практической деятельности инженера.

Особую важность приобретают эти знания при подготовке специалистов химической промышленности в связи с необходимостью разработки безотходных технологий, использования экологически безопасных материалов, освоения новых методов хранения и переработки сырья


^ 2.Требования к уровню освоения содержания дисциплины


После прохождения курса общей и неорганической химии студент

* должен иметь представление:

- об основных объектах химии и химических процессах;

- о взаимосвязи состава, структуры, свойств и реакционной способности химиче

ских веществ;

- об основных закономерностях эволюции химических систем.

* должен знать и уметь использовать:

- основные понятия и законы химии;

- свойства основных классов химических объектов;

- методы предсказания возможности протекания химических реакций;

* должен иметь опыт:

- численных оценок порядков величин, характерных для общей и неорганической

химии;

- безопасной работы с химическими объектами.


^ 3. Объем дисциплины и виды учебной работы

Виды учебной работы

Всего часов

1

Семестр

2

Семестр

Общая трудоемкость дисциплины

255

128

127

Аудиторные занятия

136

68

68

Лекции

68

34

34

Практические занятия (ПЗ)

17

17



Семинары (C)







Лабораторные работы (ЛР)

51

17

34

и (или) другие виды аудиторных

занятий

___

___

___

Самостоятельная работа

119

54

65

Проработка конспекта лекции

51∙0,5=25,5

13

12,5

Изучение материалов по учебникам

532/16 ∙ 2=66,5

33

33,5

Подготовка к аудиторным к.р./7

7∙1=7

3

4

Подготовка реферата

64/16∙2=8

__

8

Оформление текста реферата

10∙0,2=2

__

2

Домашние контрольные работы/2

2∙5=10

1∙5=5

1∙5=5

Вид итогового контроля

(зачет, экзамен)




зачет,

экзамен

зачет, экзамен




  1. ^ Содержание дисциплины




  1. Разделы дисциплины и виды занятий




№ п/п

Раздел дисциплины

Лекции

ПЗ

(С)

ЛР

1

Периодическая система и строение атомов

4

2

--

2

Химическая связь

6

3

--

3

Строение вещества в конденсированном

сос­тоянии

2

--

--

4

Скорость химических реакций, основные

понятия термодинамики

4

2

2

5

Растворы

2

2

--

6

Растворы электролитов

2

2

4

7

Равновесия в растворах, протолитическое равновесие, гидролиз солей

6

2

6

8

Окислительно-восстановительные реакции и

электрохимия

4

2

3

9

Химическая связь в комплексных соединениях

4

2

2

Химия элементов групп периодической системы элементов Д.И.Менделеева

10

I-II группы ПСЭ

4

--

4

11

III-IV группы ПСЭ

6

--

6

12

V группа ПСЭ

8

--

8

13

VI группа ПСЭ

8

--

8

14

VII-VIII группы ПСЭ

8

--

8



^ 4.2. Содержание разделов дисциплины

Тема 1. Периодическая система и строение атомов

Развитие представлений об электронном строении атомов (модели

Томсона, Резерфорда, постулаты Бора). Теория Планка. Волново-корпус-

кулярный дуализм микрообъектов. Понятие о квантовой механике, урав-

нение Шредингера. Волновые функции (орбитали). Квантовые числа, их

разрешенные значения. Типы атомных орбиталей. Заполнение атомных ор-

биталей электронами. Принцип Паули, правила Клечковского и Хунда.

Периодический закон Д.И. Менделеева как следствие периодичности

электронного строения атомов химических элементов. Структура перио-

дической системы, s-, p-, d- и f-элементы. Группа и ее внутренняя

организация (подгруппы, типические элементы). Зависимость свойств

элементов от заряда ядра и строения электронной оболочки атома. Вер-

тикальная, групповая, диагональная и горизонтальная аналогии. Атом-

ные радиусы, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрица-

тельность элементов, их изменение в периодах, главных и побочных

подгруппах. Условность деления элементов на металлы и неметаллы.

Тема 2. Химическая связь


Химическая связь (определение). Основные характеристики химической

связи - прочность, длина, полярность. Эффективные заряды атомов. Условное

деление химических связей на 4 типа. Смешанные типы связей. Влияние типа

химической связи на химические, физические и механические свойства мате

риалов.

Квантовая химия. Понятие о методе валентных связей (МВС). Спин-валентность элемента, насыщаемость и направленность ковалентной связи. Гибридизация атомных орбиталей. Влияние неподеленных элект ронных пар на валентные углы. Кратные связи в МВС.

Понятие о методе молекулярных орбиталей (ММО). Линейная комбинация атомных орбиталей, типы МО. Энергетические диаграммы двухатомных гомоядерных молекул и молекулярных ионов, их магнитные свойства. Порядок связи как критерий устойчивости частицы. Сравнительная характеристика МВС и ММО.

Тема 3. Строение вещества в конденсированном сос­тоянии


Две формы химической организации вещества: молекулярная и немо-

лекулярная. Строение вещества в конденсированном состоянии. Класси-

фикация кристаллов по характеру химической связи: ковалентные, ион-

ные, молекулярные и металлические кристаллы. Особенности ионной и

металлической связи.

Тема 4. Скорость химических реакций, основные понятия термодинамики

Понятие о термодинамической системе, параметрах и функциях сос-

тояния. Первое начало термодинамики. Термохимия. Энтальпия, стан-

дартные энтальпии образования и сгорания веществ. Закон Гесса. Рас-

четы тепловых эффектов процессов. Второе начало термодинамики. Поня-

тие об энтропии, вычисление стандартного изменения энтропии. Энергия

Гиббса и направление химических процессов. Термодинамическая возмож-

ность самопроизвольного протекания процессов в изолированных систе-

мах.

Основные понятия химической кинетики. Скорость гомогенной и ге-

терогенной реакции. Закон действующих масс. Порядок и молекулярность

реакции. Зависимость скорости реакции от температуры: правило

Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса. Понятие о теории активированного

комплекса. Энергия активации. Влияние катализаторов на скорость ре-

акции. Химическое равновесие. Константа равновесия, ее свойства.

Принцип Ле-Шателье.

Тема 5. Растворы

Дисперсные системы. Истинные растворы. Сольватация. Гидратная

теория растворов Д.И.Менделеева. Эквиваленты веществ. Число и фактор

эквивалентности. Молярная масса, молярный объем и количество эквива-

лента вещества. Закон эквивалентов, следствие из него.Способы выра-

жения содержания компонента в растворе: молярная концентрация, мо-

лярная концентрация эквивалента, массовая концентрация, титр, мо-

ляльность, массовая, молярная и объемная доли.

Коллигативные свойства растворов. Осмос, осмотическое давление,

формула Вант-Гоффа. Закон Рауля. Эбуллиоскопия. Криоскопия.


Тема 6. Растворы электролитов


Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации и изотони-

ческий коэффициент. Сильные электролиты, кажущаяся степень диссоциа-

ции. Активность, коэффициент активности. Равновесие в растворах сла-

бых электролитов. Константа диссоциации, закон разбавления Остваль-

да.


Тема 7 .Равновесия в растворах, протолитическое равновесие,

гидролиз солей


Равновесие в гетерогенных системах электролитов. Произведение

растворимости, условия образования и растворения осадков.

Автоионизация воды. Ионное произведение воды, водородный и гид-

роксильный показатели. Расчет pH растворов слабых и сильных кислот и

оснований.

Гидролиз солей по катиону слабого основания, по аниону слабой

кислоты, константа гидролиза. Расчет степени гидролиза и pH раство-

ров гидролизующихся солей, смещение равновесия гидролиза. Совместный

гидролиз.

Теории кислот и оснований: Аррениуса, Бренстеда, Льюиса, теория

сольвосистем.

Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции и

электрохимия

Окислительно-восстановительные реакции. Классификация окисли-

тельно-восстановительных реакций. Составление уравнений окислитель-

но-восстановительных реакций ионно-электронным методом.

Электрохимические процессы. Электродные потенциалы. Стандартный

водородный электрод. Уравнение Нернста. Гальванические элементы. ЭДС

гальванического элемента. Аккумуляторы. Коррозия металлов. Защита от

коррозии.

Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Законы

Фарадея. Применение электролиза.

Тема 9. Химическая связь в комплексных соединениях

Координационная теория Вернера. Комплексообразователи, харак-

терные координационные числа. Лиганды, дентантность. Номенклатура

комплексных соединений. Способы классификации комплексных соедине-

ний. Изомерия. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестой-

кости комплексного иона.

Описание химической связи в комплексах: электростатическая мо-

дель Косселя и Магнуса, МВС, элементы теории кристаллического поля.


Химия элементов групп периодической системы элементов Д.И.Менделеева


Тема 10. I-II группы ПСЭ

Щелочные металлы. Общая характеристика, особенности химии ли-

тия. Нахождение элементов в природе, получение, физические, биологи-

ческие и химические свойства, применение. Важнейшие соединения: гид-

риды, оксиды, пероксиды, надпероксиды, гидроксиды. Cоли щелочных ме-

таллов.

Подгруппа меди. Общая характеристика. Нахождение элементов в

природе, получение, физические, биологические и химические свойства.

Общая характеристика соединений меди (I). Важнейшие соединения се-

ребра (I): оксид, нитрат, галогениды, комплексные соединения. Поня-

тие о фотографических процессах. Важнейшие соединения меди (II):

гидроксид, сульфат, комплексные соединения.

Подгруппа бериллия. Общая характеристика, сравнение с подгруп-

пой лития. Нахождение элементов в природе, получение, физические,

биологические и химические свойства, применение. Важнейшие соедине-

ния: гидриды, оксиды, пероксиды, гидроксиды, комплексные соединения.

Важнейшие соли кальция: карбид, хлорид, карбонат, гидрокарбонат,

сульфат. Понятие о вяжущих материалах (портландцемент, магнезиальный

цемент, строительный гипс). Жесткость воды и способы ее устранения.

Подгруппа цинка. Общая характеристика, особенности химии ртути.

Нахождение элементов в природе, получение, физические, биологические

и химические свойства, применение. Важнейшие соединения цинка и кад-

мия: оксиды, гидроксиды, соли , комплексные соединения. Важнейшие

соединения ртути: оксиды, каломель, сулема, комплексы ртути (II).

Тема 11. III-IV группы ПСЭ

Общая характеристика элементов подгруппы бора. Нахождение в

природе, получение, физические, биологические и химические свойства,

применение. Важнейшие соединения бора: нитриды, бориды, бораны, кис-

лородные соединения (оксид, метаборная кислота, ортоборная кислота,

полибораты, полиметабораты). Взаимные превращения кислородных соеди-

нений бора. Важнейшие соединения алюминия: оксид, гидроксид, хлорид,

алюмокалиевые квасцы, гидроксокомплексы. Краткая характеристика ред-

коземельных элементов и актиноидов.

Подгруппа углерода. Общая характеристика, отличительные особен-

ности химии углерода. Нахождение элементов в природе, получение, фи-

зические, биологические и химические свойства, применение. Получе-

ние, свойства и применение важнейших соединений углерода: карбидов,

оксидов углерода, синильной кислоты и ее солей, дициана, четыреххло-

ристого углерода, тиоцианатов, карбамида, сероуглерода.

Бескислородные соединения кремния и олова: силициды, силаны,

хлориды олова, тетрафторид кремния, кремнефтористоводородная кислота

и ее соли. Оксиды и гидроксиды кремния, германия, олова и свинца.

Стекло, кварцевое стекло, ситаллы. Свинцовый аккумулятор. Природные

силикаты и алюмосиликаты. Сульфиды олова и свинца.

Характеристика подгруппы титана. Строение атомов, нахождение

элементов в природе, получение, физические и химические свойства,

применение. Важнейшие соединения: тетрахлорид титана, диоксиды тита-

на и циркония, гидроксид титана.

Тема 12. V группа ПСЭ

Азот. Отличие азота от других элементов подгруппы VА периоди-

ческой системы. Нахождение азота в природе, получение, свойства и

применение. Аммиак и его производные - аммины, соли аммония, амиды,

имиды, нитриды. Гидразин, гидроксиламин и их соли. Азотистоводород-

ная кислота. Оксиды азота. Азотистая кислота и ее соли. Азотная кис-

лота и нитраты. Особенности азотной кислоты как окислителя. Царская

водка.

Фосфор. Нахождение в природе, получение, аллотропные модифика-

ции, их физические, биологические и химические свойства, применение.

Фосфиды и фосфин. Фосфорноватистая кислота и ее соли. Трихлорид фос-

фора, оксид фосфора (III) и фосфористая кислота. Пентахлорид фосфо-

ра, оксид фосфора (V). Метафосфорная, полифосфорные кислоты и их со-

ли. Ортофосфорная кислота и ее соли.

Мышьяк, сурьма, висмут. Нахождение в природе, получение, физи-

ческие, биологические и химические свойства, применение. Соединения

с металлами и водородом. Соединения элементов : оксиды, гидрок-

сиды, соли, тиосоли, висмутаты.

Краткая характеристика подгруппы ванадия. Строение атомов, на-

хождение элементов в природе, получение, физические и химические

свойства, применение. Важнейшие соединения - оксид ванадия (V) и ме-

таванадат аммония.

Тема 13. VI группа ПСЭ

Подгруппа кислорода. Общая характеристика подгруппы, нахождение

элементов в природе, физические, биологические и химические свойс-

тва, применение. Вода. Пероксид водорода и пероксидные соединения.

Важнейшие соединения серы: сероводород, сульфиды, полисульфиды, тио-

сульфаты, тетратионаты, оксид серы (IV), сернистая и пиросернистая

кислоты, их соли, оксид серы (IV), олеум, серная и пиросерная кисло-

ты, соли серных и пероксосерных кислот. Важнейшие соединения селена

и теллура: соединения с водородом и металлами, оксиды, кислоты.

Подгруппа хрома. Общая характеристика элементов, нахождение в

природе, получение, физические, биологические и химические свойства,

применение. Соединения хрома (II). Важнейшие соединения хрома (III):

оксид, гидроксид, комплексные соединения, хромовые квасцы. Соедине-

ния элементов (VI): оксиды, кислоты.

Тема 14. VII-VIII группы ПСЭ

Водород и галогены. Общая характеристика элементов. Отличитель-

ные особенности химии водорода. Галогены в природе, их получение,

физические, биологические и химические свойства, применение. Водо-

родные соединения галогенов, соли галогеноводородных кислот. Полиио-

диды. Соединения галогенов (I), хлорная вода, жавелевая вода и хлор-

ная известь. Хлористая кислота и хлориты. Диоксид хлора. Хлорнова-

тая, бромноватая, иодноватая кислоты и их соли. Хлорная, бромная,

ортоиодная кислоты и их соли.

Подгруппа марганца. Общая характеристика, нахождение элементов

в природе, получение, физические, биологические и химические свойс-

тва, применение. Важнейшие соединения марганца (II), (III), (IV),

(VI) и (VII). Окислительно-восстановительные превращения соединений

марганца.

Семейство железа. Общая характеристика, нахождение элементов в

природе, получение, физические и химические свойства, применение.

Важнейшие соединения элементов (II): оксиды, гидроксиды, соли, циа-

нидные и роданидные комплексы. Реакция Чугаева. Важнейшие соединения

элементов (III): оксиды, гидроксиды, соли, цианидные и роданидные

комплексы. Ферриты и ферраты.

Общая характеристика платиновых металлов. Строение атомов, сте-

пени окисления, нахождение элементов в природе, физические и хими-

ческие свойства, применение. Важнейшие соединения: дихлорид палла-

дия, платинохлористоводородная кислота, оксиды рутения и осмия.

Краткая характеристика благородных газов. Строение атомов, сте-

пени окисления, нахождение в природе, получение, физические и хими-

ческие свойства, применение.



  1. ^ Лабораторный практикум






п/п

№ раздела дисциплины

Наименование лабораторных работ

Часы
















1

4

Кинетика и химическое равновесие

2













2

6

Электролитическая диссоциация

2













3

7

Произведение растворимости, водородный показатель

4













4

7

Гидролиз солей

2













5

8

Окислительно-восстановительные реакции

4













6

8

Гальванический элемент, электролиз водных растворов

2













7

9

Комплексные соединения

1













8

10

Соединения щелочных и щелочноземельных металлов

2













9

10

Цинк, кадмий

2













10

11

Бор, алюминий

2













11

11

Элементы IVА подгруппы периодической системы

4













12

12

Азот

4













13

12

Фосфор

4













14

13

Сера

4













15

13

Подгруппа хрома

4













16

14

Галогены

4













17

14

Марганец

2













18

14

Триада железа

2
















  1. ^ Формы и содержание текущего, промежуточного и итогового контроля


Текущий контроль (осуществляется по рейтинговой системе):

Отчет по лабораторной работе - темы разделов дисциплины №№ 4, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14.

Аудиторные контрольные работы - темы разделов дисциплины № №1, 2, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13,14.

^ Домашняя контрольная работа: 1к.р.- тема раздела №2, 2 к.р. – тема раздела №13,14

Реферат – тема раздела № 2

Итоговый контроль

Зачет, экзамен - курс лекций по дисциплине.


Вопросы к итоговому контролю в 1 семестре (зачет,экзамен)

1. Развитие представлений об электронном строении атомов (модели

Томсона, Резерфорда, постулаты Бора).

2.Теория Планка. Волново-корпус кулярный дуализм микрообъектов. Понятие о квантовой механике, уравнение Шредингера. Волновые функции (орбитали). 3.Квантовые числа, их разрешенные значения. Типы атомных орбиталей. Заполнение атомных орбиталей электронами. Принцип Паули, правила Клечковского и Хунда.

4. Периодический закон Д.И. Менделеева как следствие периодичности

электронного строения атомов химических элементов.

5. Химическая связь (определение). Основные характеристики химической

связи - прочность, длина, полярность. Эффективные заряды атомов. Условное

деление химических связей на 4 типа. Смешанные типы связей. Влияние типа

химической связи на химические, физические и механические свойства мате

риалов.

6.Квантовая химия. Понятие о методе валентных связей (МВС). Спин-валентность элемента, насыщаемость и направленность ковалентной связи. Гибридизация атомных орбиталей. Влияние неподеленных элект ронных пар на валентные углы. Кратные связи в МВС.

7.Понятие о методе молекулярных орбиталей (ММО).

8. Понятие о термодинамической системе, параметрах и функциях сос-

тояния. Первое начало термодинамики. Термохимия. Энтальпия, стан-

дартные энтальпии образования и сгорания веществ.

9. Закон Гесса. Расчеты тепловых эффектов процессов.

10.Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии, вычисление стандартного изменения энтропии.

11.Энергия Гиббса и направление химических процессов. Термодинамическая возможность самопроизвольного протекания процессов в изолированных систе-

мах.

12.Основные понятия химической кинетики. Скорость гомогенной и ге-

терогенной реакции. Закон действующих масс.

13. Зависимость скорости реакции от температуры: правило

Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса. Понятие о теории активированного

комплекса. Энергия активации. Влияние катализаторов на скорость ре-

акции.

14.Химическое равновесие. Константа равновесия, ее свойства.

Принцип Ле-Шателье.

15.Коллигативные свойства растворов. Осмос, осмотическое давление,

формула Вант-Гоффа. Закон Рауля. Эбуллиоскопия. Криоскопия.

16.Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации и изотони-

ческий коэффициент. Сильные электролиты, кажущаяся степень диссоциа-

ции. Активность, коэффициент активности.

17. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации, закон разбавления Оствальда.

18. Расчет pH растворов слабых и сильных кислот и оснований.

19.Гидролиз солей по катиону слабого основания, по аниону слабой

кислоты, константа гидролиза. Расчет степени гидролиза и pH раство-

ров гидролизующихся солей, смещение равновесия гидролиза. Совместный

гидролиз.

^ Вопросы к итоговому контролю во II семестре(зачет,экзамен)


1.Щелочные металлы. Важнейшие соединения: гидриды, оксиды, пероксиды, надпероксиды, гидроксиды. Cоли щелочных металлов.

2. Подгруппа меди. Общая характеристика. Нахождение элементов в

природе, получение, физические, биологические и химические свойства.

Общая характеристика соединений меди (I).

3.Важнейшие соединения серебра (I): оксид, нитрат, галогениды, комплексные соединения.

4.Подгруппа бериллия. Общая характеристика, сравнение с подгруп-

пой лития. Нахождение элементов в природе, получение, физические,

биологические и химические свойства, применение. Важнейшие соедине-

ния: гидриды, оксиды, пероксиды, гидроксиды, комплексные соединения.

5.Важнейшие соли кальция: карбид, хлорид, карбонат, гидрокарбонат,

сульфат.

Жесткость воды и способы ее устранения.

6.Подгруппа цинка. Общая характеристика, особенности химии ртути.

Нахождение элементов в природе, получение, физические, биологические

и химические свойства, применение. Важнейшие соединения цинка и кад-

мия: оксиды, гидроксиды, соли , комплексные соединения. Важнейшие

соединения ртути: оксиды, каломель, сулема, комплексы ртути (II).

7. Общая характеристика элементов подгруппы бора. Нахождение в

природе, получение, физические, биологические и химические свойства,

применение. Важнейшие соединения бора: нитриды, бориды, бораны, кис-

лородные соединения (оксид, метаборная кислота, ортоборная кислота,

полибораты, полиметабораты). д,

8.Подгруппа углерода. Общая характеристика, отличительные особен-

ности химии углерода. Нахождение элементов в природе, получение, фи-

зические, биологические и химические свойства, применение.

9.Получение, свойства и применение важнейших соединений углерода: карбидов, оксидов углерода, синильной кислоты и ее солей, дициана, четыреххло-

ристого углерода, тиоцианатов, карбамида, сероуглерода.

10. Бескислородные соединения кремния и олова: силициды, силаны,

хлориды олова, тетрафторид кремния, кремнефтористоводородная кислота

и ее соли. Оксиды и гидроксиды кремния, германия, олова и свинца.

Стекло, кварцевое стекло, ситаллы. Свинцовый аккумулятор. Природные

силикаты и алюмосиликаты. Сульфиды олова и свинца.

11.Азот. Отличие азота от других элементов подгруппы VА периоди-

ческой системы. Нахождение азота в природе, получение, свойства и

применение.

12.Аммиак и его производные - аммины, соли аммония, амиды,

имиды, нитриды. Гидразин, гидроксиламин и их соли. Азотистоводород-

ная кислота. Оксиды азота. Азотистая кислота и ее соли. Азотная кис-

лота и нитраты. Особенности азотной кислоты как окислителя. Царская

водка.

13.Фосфор. Нахождение в природе, получение, аллотропные модифика-

ции, их физические, биологические и химические свойства, применение.

Фосфиды и фосфин. Фосфорноватистая кислота и ее соли. Трихлорид фос-

фора, оксид фосфора (III) и фосфористая кислота. Пентахлорид фосфо-

ра, оксид фосфора (V). Метафосфорная, полифосфорные кислоты и их со-

ли. Ортофосфорная кислота и ее соли.

14.Мышьяк, сурьма, висмут. Нахождение в природе, получение, физи-

ческие, биологические и химические свойства, применение. Соединения

с металлами и водородом. Соединения элементов : оксиды, гидрок-

сиды, соли, тиосоли, висмутаты.

15. Подгруппа кислорода. Общая характеристика подгруппы, нахождение

элементов в природе, физические, биологические и химические свойс-

тва, применение. Вода.

16. Пероксид водорода и пероксидные соединения.

Важнейшие соединения серы: сероводород, сульфиды, полисульфиды, тио-

сульфаты, тетратионаты, оксид серы (IV), сернистая и пиросернистая

кислоты, их соли, оксид серы (IV), олеум, серная и пиросерная кисло-

ты, соли серных и пероксосерных кислот.

17. Подгруппа хрома. Общая характеристика элементов, нахождение в

природе, получение, физические, биологические и химические свойства,

применение. Соединения хрома (II). Важнейшие соединения хрома (III):

оксид, гидроксид, комплексные соединения, хромовые квасцы. Соедине-

ния элементов (VI): оксиды, кислоты.

18. Водород и галогены. Общая характеристика элементов. Отличитель-

ные особенности химии водорода. Галогены в природе, их получение,

физические, биологические и химические свойства, применение. Водо-

родные соединения галогенов, соли галогеноводородных кислот. Полиио-

диды.

19.Соединения галогенов (I), хлорная вода, жавелевая вода и хлор-

ная известь. Хлористая кислота и хлориты. Диоксид хлора. Хлорнова-

тая, бромноватая, иодноватая кислоты и их соли. Хлорная, бромная,

ортоиодная кислоты и их соли.

20.Подгруппа марганца. Общая характеристика, нахождение элементов

в природе, получение, физические, биологические и химические свойс-

тва, применение.

21.Семейство железа. Общая характеристика, нахождение элементов в

природе, получение, физические и химические свойства, применение.


Учебно-методическое обеспечение дисциплины

  1. Основная литература

  1. Ахметов Н.С. "Общая и неорганическая химия": Учебник для студентов химико-технологич. спец. вузов. - М. : Высш. шк. 1998, 743 с.

  2. Суворов А.В., Никольский А.Б. "Общая химия" : Учебник для студентов вузов, - СПб, Химия. 1997, 624 с.

  3. Коровин Н.В. "Общая химия": Учебник для студентов вузов, обуч. по техническим направлениям и спец. - М.: Высш.шк., 1998, 559 с.

  4. Угай Я.А. "Общая и неорганическая химия": Учебник для вузов.- М.: Высш.шк., 1997, 527 с.

5. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1988,

256 с.

^ 7.2. Дополнительная литература


6. Капитанов В.Ф. "Химия". Воронеж, ВГТА, 1999, 143 с.

  1. 7. Ахметов Н.С., Азизова М.К., Бадыгина Л.И. "Лабораторные и семинар

ские занятия по общей и неорганической химии" : Учебное пособие для

студ.университетов, хим.- технол. и пед. вузов: - М.: Высш.шк.; Академия:

1999, 368с.

8. Михилев Л.А, Пассет Н.Ф., Федотова Н.Н. "Задачи и упражнения по неор-

ганической химии" - СПб.: Химия, 1997 - 208 с.

9. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. "Сборник задач и упражнений по химии" :

Учеб. пособие для студ. вузов - М.: Высш. шк., 1997 - 384c.

10. Коттон Ф., Уилкинсон Д. Основы неорганической химии. М.: Мир,1979.

11. Глинка Н. Л. Общая химия. Л.: Химия, 1983.

12. Васильева З. Г., Грановская А. А., Таперова А. А. Лабораторные

работы по общей и неорганической химии. Л.: Химия, 1986.

13. Назаренко И.Н. Составление уравнений окислительно-восстановитель-

ных реакций. Метод. указания для спец 320700 и 250600. Воронеж:

ВГТА, 1996.



  1. Методические материалы преподавателю

  1. Перегудов Ю.С., Капитанов В.Ф., Дубянская А.А., Иванова М.Г. Задания для входного контроля знаний по неорганической химии. Для студентов специальности 060800 " " , Воронеж, ВГТА, 2000.




  1. Обучающие, контролирующие, расчетные компьютерные программы и другие средства освоения дисциплины


Перечень схем, таблиц и графиков, используемых при чтении лекций.


1.Растворы

  1. Механизм растворения соли

  2. Характер диссоциации в зависимости от заряда и радиуса

  3. Константы диссоциации оснований

  4. Области перехода окраски индикаторов

  5. Кривые растворимости

  6. Диаграмма состояния воды

2. Электрохимические системы

  1. Двойной электрический слой

  2. Схема гальванического элемента

  3. Схема электролиза раствора сульфата калия

  4. Схема работы свинцового аккумулятора

3. Химическая кинетика и равновесие

  1. Энергия активации

  2. Смещение химического равновесия

4. Периодическая система

  1. Кривая ионизационных потенциалов

  2. Кривая атомных радиусов

  3. Кривая плотностей

5. Химическая связь

  1. Полярность и энергия связи

  2. Относительная электроотрицательность

  3. Типы гибридизации

  4. Строение молекул



^
Перечень демонстрационных опытов и приборов




  1. Растворы

  1. Пересыщенные растворы

  2. Осмотическое давление водного раствора сахара

  3. Электропроводность растворов

  4. Тепловые эффекты при растворении

  5. Условия выпадения и растворения осадков

  1. Электрохимические системы

  1. Ряд напряжений металлов

  2. Гальванический элемент

  3. Электролиз, электролизер

  1. Химическая кинетика

  1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

  2. Влияние катализатора на скорость реакции

  3. Влияние температуры на смещение химического равновесия

  1. Кислотно-основные свойства веществ

  1. Амфотерность алюминия

  2. Взаимодействие натрия с водой

  3. Растворение аммиака в воде

  4. "Дым без огня"

  5. Взаимный переход: хромат - дихромат

  1. Окислительно-восстановительные свойства веществ

  1. Реакция "серебряного зеркала"

  2. Обугливание сахара серной кислотой

  3. Разложение дихромата аммония

  4. Окислительные свойства дихроматов

  5. Влияние среды на окислительные свойства перманганата калия

  6. "Химические спички"



Программа составлена в соответствии с Государственным образовательным стандартом высшего профессионального образования по специальности подготовки дипломированного специалиста:

250600 Технология переработки пластических масс и эластомеров

направление: 655100 Химическая технология высокомолекулярных соединений

и полимерных материалов


Программу составил: _____________ доцент Кузнецова И В


^ Вопросы к итоговому контролю в I семестре (экзамен)

Билет№1



1. Теории строения атома: модель Томсона, модель Резерфорда, модель Бора (постулаты). Этапы развития квантово-механических представлений: теория Планка, гипотеза де Бройля, уравнение Шредингера.

2. Растворы. Способы выражения концентрации растворов. Коллигативные свойства растворов: осмос, закон Рауля. Криоскопия и эбуллиоскопия.

3. Задача. К 50 мл раствора HCl (концентрация 10-3 моль/л) добавили 450 мл раствора AgNO3 (концентрация 10-4 моль/л). Выпадет ли осадок AgCl, если ПР(AgCl)=1,8.10-10 ?

Билет№2



1. Квантовые числа, их возможные значения. Какие параметры состояния электрона в атоме

ими определяются? Принцип Паули.

2. Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Теория

сильных электролитов.

3. Задача. Найдите степень диссоциации H3PO4 по первой ступени, если константа диссоциации H3PO4 по первой ступени равна 7.10-3, а концентрация раствора 0,7 моль/л.

Билет№3



1. Электронная орбиталь. Энергия орбитали. Правила Клечковского. Порядок заполнения орбиталей электронами. Правило Хунда.

2. Слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

3. Задача. Найдите массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 литре насыщенного раствора AgBr, если при этой температуре ПР(AgBr)=6.10-13 .

Билет№4



1. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Что является физической причиной явления периодичности?


2. Константа воды. Водородный и гидроксильный показатели. Способы определения кислотности среды.

3. Задача. Вычислить произведение растворимости PbCl2 , если растворимость этой соли равна 1,32.10-2 моль/л.

Билет№5



1. Периодическая система элементов. Деление элементов на 4 типа по электронному строению (s-элементы, p- элементы, d- элементы, f- элементы).

2. Гидролиз солей. Гидролиз по аниону (2 примера). Константа гидролиза. Степень гидролиза.

3. Задача. В 88 г воды растворено 12 г KOH (плотность раствора 1,2 г/мл). Рассчитайте pH раствора.

Билет№6



1. Энергия ионизации атома. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Валентность и степень окисления.

2. Гидролиз солей. Гидролиз по катиону (2 примера). Константа гидролиза. Степень гидролиза.

3. Задача. Один литр раствора азотной кислоты имеет pH=2. Сколько NaOH необходимо добавить в данный раствор, чтобы pH стал равным 7 ?


Билет№7



1. Химическая связь (определение). Основные типы химических связей (сравнительная характеристика).

2. Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями (2 примера).

3. Задача. Какова молярная концентрация раствора Ba(OH)2, если pH этого раствора

равен 13?

Билет№8



1. Ионная связь. Ковалентная связь. Способы образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).

2. Произведение растворимости. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Условия образования осадков.

3. Задача. Найти pH раствора соляной кислоты, если массовая доля HCl в растворе равна 0,05 (плотность раствора 1,03 кг/дм3).


Билет№9



1. Металлическая связь. Водородная связь. Какие особые физические свойства являются следствием наличия в веществе металлической (водородной) связи?

2. Теории кислот и оснований: теория сольвосистем, протонная теория (Бренстед), электронная теория (Льюис).

3. Задача. Чему равна концентрация CaF2 в насыщенном растворе, если ПР(CaF2)=4.10-11 ?

Билет№10



1. Квантовая химия. Основные положения метода валентных связей (МВС). Валентность в МВС.

2. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Окислитель, восстановитель. Метод электронного баланса (3 примера). Сравнение методов электронного баланса и полуреакций.

3. Задача. Рассчитайте pH раствора азотистой кислоты, если ее концентрация равна 10-2 моль/л, а константа диссоциации 4.10-4 .

Билет№11



1. Метод валентных связей (МВС). Валентность. Описание электронного и пространственного строения простейших молекул (H2, CO, CO2). –связи, –связи.

2. Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронно-ионного баланса (полуреакций): теория метода и 2 примера применения.

3. Задача. Чему равна концентрация раствора гидроксида натрия, если pOH этого раствора равен 4 ?

Билет№12



1. Основные положения теории гибридизации. Типы гибридизации (шесть наиболее распространенных). Привести примеры.

2. Электрохимические процессы. Анод, катод. Активные и инертные электроды. Электродный потенциал.

3. Задача. В 10 литрах раствора содержится 0,63 г азотной кислоты. Найдите pH раствора.

Билет№13



1. Метод молекулярных орбиталей. Пример образования двухатомных молекул.

2. Зависимость величины электродного потенциала от различных факторов, уравнение Нернста. Стандартный электродный потенциал.

3. Задача. В 0,5 л раствора содержится 0,03 моль фтороводорода. Рассчитайте концентрацию фторид-анионов в этом растворе, если константа диссоциации HF равна 6,6.10-4.

Билет№14



1.. Сравнительная характеристика МВС и ММО.Примеры.

2. Гальванический элемент Даниэля-Якоби (устройство и принцип действия). Свинцовый аккумулятор.

3. Задача. Какой объем хлороводорода, измеренного при нормальных условиях, следует растворить в 240 г воды для получения 25-процентного раствора HCl ?


Билет№15



1. Энергетические диаграммы (ММО) гомоядерных двухатомных молекул на примере молекул азота и кислорода.

2. Электролиз. Электролиз расплавов солей. Электролиз воды. Законы электролиза (Фарадей).

3. Задача. Какую массу буры Na2B4O7 .10H20, необходимо взять для приготовления 2 л раствора с концентрацией 0,05 моль/л ?

Билет№16



1. Химическая термодинамика. Первое начало термодинамики. Энтальпия.

2. Электролиз водных растворов электролитов. Катодный и анодный процессы.

3. Задача. Чему равен pH раствора, полученного при смешивании 1 л раствора HCl c pH=1 и 9 л раствора HCl c pH=4 ?

Билет№17



1. Энтропия. Энергия Гиббса. Определение термодинамической возможности самопроизвольного протекания процесса.

2. Комплексные соединения. Основные понятия координационной теории Вернера. Номенклатура комплексных соединений. Классификация комплексных соединений.

3. Задача. Сколько воды потребуется для растворения 1 г BaSO4 , если его ПР=10-10 ?

Билет№18



1. Химическая кинетика. Скорость реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Зависимость скорости реакции от температуры (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса).

2. Комплексные соединения. Теория Вернера. Константа нестойкости комплексного иона в растворе.

3. Задача. В 1 литре воды растворили 1 литр аммиака (объем NH3 был определен при н.у.). Вычислите мольную долю NH3 в полученном растворе.

Билет№19



1. Энергия активации. Активированный комплекс. Катализ. Механизм влияния катализатора на скорость химической реакции.

2. Комплексные соединения. Координационное число. Координационная емкость. Химическая связь в комплексах: электростатические представления, МВС.

3. Задача. В каком объеме 25%-ного раствора уксусной кислоты CH3COOH (плотность раствора 1,04 кг/дм3) содержится 1 моль этой кислоты ?

Билет№20



1. Обратимые процессы. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

2. Химическая связь в комплексах: МВС, теория кристаллического поля.

3. Задача. Какой объем хлороводорода, измеренного при нормальных условиях, следует растворить в 240 г воды для получения 25-процентного раствора HCl ?


Вопросы к итоговому контролю во II семестре ( экзамен)

Билет№1



1. Водород. Уникальность водорода. Получение в промышленности и лаборатории, физические и химические свойства. Изотопы водорода.

2. Азот. Степени окисления азота. Молекулярный азот. Соединения азота с водородом (аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотистоводородная кислота и азиды).

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

Na2S2O3 + Cl2 + H2O  H2SO4 + HCl + NaCl

Билет№2



1. Литий. Его особенности как элемента. Физические и химические свойства. Гидрид лития. Гидроксид лития.

2. Оксиды азота. Азотистая кислота.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

KNO2 + KMnO4 + H2SO4  KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Билет№3



1. Щелочные металлы. Физические и химические свойства. Получение и хранение. Применение их соединений.

2. Азотная кислота. Особенности ее взаимодействия с различными веществами.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

Au + HCl + HNO3  HAuCl4 + NO + H2O

Билет№4



1. Подгруппа меди. Физические и химические свойства простых веществ, промышленные способы их получения.

2. Фосфор. Аллотропия фосфора. Соединения фосфора.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

NH2OH + I2 + KOH  N2 + KI + H2O

Билет№5



1. Соединения меди, серебра, золота. Химические свойства. Комплексные соединения элементов подгруппы меди.

2. Мышьяк, сурьма, висмут и их соединения. Окислительные свойства висмутатов.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

H2SeO4 + HCl + Pt  H2PtCl6 + SeO2 + H2O

Билет№6


1. Общая характеристика элементов II (второй) группы периодической системы. Бериллий и его соединения.

2. Элементы подгруппы ванадия и их соединения.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

NH2OH + FeSO4 + H2SO4  (NH4)2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

Билет№7



1. Магний и его соединения.

2. Кислород. Аллотропия кислорода. Соединения кислорода: оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. Деление оксидов на 4 типа (по химическим свойствам).

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

W + HF + NNO3  H2WF8 + NO + H2O

Билет№8



1. Щелочноземельные металлы и их соединения. Жесткость воды и способы ее устранения.

2. Сера. Соединения серы с водородом, кислородом. Сернистая, тиосерная и серная кислоты.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

As + NNO3 + H2O H3AsO4 + NO




Билет№9



1. Подгруппа цинка. Особенности химии ртути.

2. Концентрированная серная кислота как окислитель. Пероксокислоты (надкислоты) серы и их свойства.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

K2Cr2O7 + HCl  KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

Билет№10



1. Общая характеристика III (третьей) группы ПСЭ. Бор, его особенности. Соединения бора с водородом. Борная кислота. Бура.

2. Селен и теллур, их соединения. Селеновая и теллуровая кислоты.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

Si + HNO3 + HF  H2SiF6 + NO + H2O

Билет№11



1. Соединения бора с азотом. Комплексные соединения бора. Качественная реакция на бор.

2. Подгруппа хрома. Соединения хрома, молибдена и вольфрама; их окислительно-восстановительные свойства. Переходы хромат  дихромат.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

FeSO4 + KClO3 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + KCl + H2O

Билет№12



1. Алюминий и его соединения. Комплексы алюминия.

2. Фтор. Отличия химии фтора от химии других галогенов.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

K2MnO4 + H2O  KMnO4 + MnO2 + KOH

^

Билет№13




1. Галлий, индий, таллий и их соединения. Особенности химии таллия.


2. Хлор, бром, иод. Простые вещества. Соединения с водородом. Комплексы иодид-аниона.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

KСrO2 + PbO2 + KOH  K2CrO4 + K2PbO2 + H2O

Билет№14



1. Углерод. Особенности химии углерода. Оксиды углерода. Угольная кислота. Карбонилы металлов. Сероуглерод.

2. Оксиды галогенов. Кислородсодержащие кислоты галогенов.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

Билет№15



1. Соединения углерода с азотом: дициан, циановодород, циановая, изоциановая и гремучая кислоты. Роданиды. Карбиды.

2. Подгруппа марганца. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

KI + H2O2 + H2SO4  I2 + K2SO4 + H2O

Билет№16



1. Кремний и его соединения. Стекла. Силаны.

2. Благородные газы и их соединения.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

Na2S + Na2MnO4 + H2O  S + MnO2 + NaOH

Билет№17



1. Германий, олово, свинец и их соединения. Свинцовый аккумулятор.

2. Общая характеристика элементов побочной подгруппы VIII группы ПСЭ. Триада железа.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Билет№18



1. Подгруппа титана (общая характеристка). Соединения титана, циркония, гафния. Гидролиз катионов Ti+4, Zr+4, Hf+4.

2. Семейство платиновых металлов. Комплексные соединения платиновых металлов.

3. Методом полуреакций (электронно-ионного баланса) получить уравнение реакции,

протекающей по схеме:

P + NaIO3 + NaOH  Na3PO4 + NaI + H2O





Скачать 391,9 Kb.
оставить комментарий
Дата27.09.2011
Размер391,9 Kb.
ТипРабочая программа, Образовательные материалы
Добавить документ в свой блог или на сайт

Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rudocs.exdat.com

Загрузка...
База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2017
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Анализ
Справочники
Сценарии
Рефераты
Курсовые работы
Авторефераты
Программы
Методички
Документы
Понятия

опубликовать
Загрузка...
Документы

Рейтинг@Mail.ru
наверх