министерство образования и науки российской федерации

ФГБОУ ВПО "ОРЛОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ"

МЕДИЦИНСКИЙ ИНСТИТУТ

Задания к лабораторному практикуму

по общей и неорганической химии

специальность «Фармация»

вечернее отделение

2013

МИ ОГУ, специальность «Фармация», вечернее

Общая и неорганическая химия

ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛЕКЦИЙ И ЛАБОРАТОРНЫХ ЗАНЯТИЙ

(2013-2014 уч. год, 1 семестр)

Дата		Тема лекции (2 час)	Дата		Тема занятия (3 часов)
Дисциплинарный модуль 1. Основные законы и понятия неорга­нической химии. Техника лабораторных работ. Элементы химической термодинамики (6/12).
05.09 06.09 13.09		1. Цель и задачи курса в медицинском ВУЗе. Энергетика химических реакций. Закон Гесса. 2. Направление химических реакций. Химическое равновесие. 3. Окислительно-восстанови­тельные реакции	12.09 13.09 17.09 24.09		1. Вводное занятие. Проверка остаточных знаний за школь­ный курс. Основные законы и понятия неорга­нической химии. Лабораторная работа 1 «Правила по технике без­опасности при работе в хими­ческой лаборато­рии. Химическая посуда». Способы выражения концент­рации растворов. Решение задач. 2. Лабораторная работа 2 «Определение теплоты нейтрализации». Лабораторная работа 3 «Влияние различных факторов на положение равновесия химической реакции». С.Р. № 1. 3. Термодинамика окислительно-восстановительных процессов. Лабораторная работа 4 «Окислительно-восстановительные процессы». С.Р.№ 2. 4. Защита модуля 1. Обобщение материала по ДМ 1 по разделам программы «Введение», 1.1 - 1.2. Контрольная работа № 1.
Дисциплинарный модуль 2. Учение о растворах (4/9).
17.09 24.09		4, 5. Учение о растворах.	01.10 08.10 15.10		5. Лабораторная работа 5 «Ионные равновесия и реакции в растворах электролитов. Образование и растворение осадков». 6. Лабораторная работа 6 «Равновесия в водных растворах электролитов». С.Р.№ 3. 7. Защита модуля 2. Обобщение материала по ДМ 2 по разделу программы 1.3. Контрольная работа № 2.
Дисциплинарный модуль 3. Строение вещества. Химия s-элементов (8/12).
01.10 08.10 15.10 22.10		6. Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева. 7.Химическая связь и строение химических соединений. 8. Комплексные соединения. 9. Химия элементов, s-элементы.	22.10 29.10 05.11 12.11		8. Строение атома. Химическая связь. С.Р.№ 4. 9. Лабораторная работа 7 «Изучение реакций комплексообразования». С.Р.№ 5. 10. Лабораторная работа 8 «Химия s-элементов ПСЭ». С.Р.№ 6. 11. Защита модуля 3. Обобщение материала по ДМ 3 по разделам программы 2 – 3. Контрольная работа № 3.
Дисциплинарный модуль 4. Химия d- и p-элементов (14/17).
22.10 29.10 05.11 12.11 19.11 26.11	10-12. Химия элементов, d-эле­менты. 13-14. Химия элементов, p-элементы. Элементы III A - V А групп. 15-16. Элементы VI А – VIII А групп. Развитие химической и фармацев­тической промышленности и охрана окружающей среды.			19.11 26.11 03.12 10.12 17.12		12 Лабораторная работа 9 «Химия d-элементов V – VII групп ПСЭ». 13. Лабораторная работа 10 «Химия d-элементов VIII, I - IV групп ПСЭ». С.Р.№ 7. 14 Лабораторная работа 11 «Химия p-элементов III - V групп ПСЭ». 15. Лабораторная работа 12 «Химия p-элементов VI - VII групп ПСЭ». С.Р.№ 8. 16. Защита модуля 4. Обобщение материала по ДМ 4 по разделам программы 4 – 5. Контрольная работа № 4.
				24.12		17. Итоговое обобщающее занятие. Защита рефератов (2 часа).
	Всего 32 часов					50 часов
	Форма контроля Экзамен

Зав. кафедрой Юшкова Е.Н.

Содержание разделов дисциплины Введение

Предмет, задачи и методы химии общей и неорганической, ее место в системе естественных наук и фармацевтического образования, значение для развития медицины и фармации.

Основные законы, положения и понятия химии общей и неорга­нической. Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса экви­валента, закон эквивалентов.

Номенклатура основных классов неорганических веществ.

Расчеты по химическим формулам и уравнениям.

Техника безопасности и правила работы в лабораториях хими­ческого профиля.

Обработка результатов наблюдений и измерений.

Основные способы выражения концентраций растворов.

1. Основные закономерности протекания химических процессов

1.1. Энергетика, направление и глубина протекания химических реакций.

Основные понятия химической термодинамики. Поглощение и выделение различных видов энергии при хи­мических превращениях. Теплота и работа.

1.2. Внутренняя энергия и энтальпия. Стандартные состояния веществ и стандарт­ные изменения внутренней энергии и энтальпии. Теплоты хи­мических реакций при постоянной температуре и давлении или объеме. Термохимические уравнения.

1.3. Закон Гесса. Расчеты изменения энтальпий химических реакций и физико-химических превращений (растворение ве­ществ, диссоциация кислот и оснований) на основе закона Гесса.

1.4. Понятие об энтропии как мере неупорядоченности сис­темы; уравнение Больцмана.

1.5. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца как критерий самопроизвольного про­текания процесса и достижения состояния равновесия. Таблицы стандартных энергий Гиббса образования веществ.

1.6. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического равновесия. Качественная характерис­тика состояния химического равновесия. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье – Брауна.

1.7. Закон действующих масс (ЗДМ). Константа химического равновесия и ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса и энергии Гельмгольца про­цесса. Определение направления протекания реакции в системе при дан­ных условиях.

1.8. Зависимость энергии Гиббса процесса и константы рав­новесия от температуры.

2. Окислительно-восстановительные реакции

2.1. Электронная теория окислительно-восстановительных (ОВ) реакций.

2.2. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в Периодической системе элементов и степени окисления элементов в соединениях.

Сопряженные пары окислитель – восстановитель.

2.3. Стандартное изменение энергии Гиббса и Гельмгольца окислительно-вос­становительной реакции и стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (электродные потенциалы). Определение направления протекания ОВ реакций.

Влияние внешних условий на направление окислительно-восстановительных реакций и характер образующихся продуктов.

3. Учение о растворах

3.1. Основные определения: раствор, растворитель, растворен­ное вещество. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Вода как один из наиболее распространенных растворителей. Роль водных растворов в жизне­деятельности организмов. Неводные растворители и растворы.

3.2. Процесс растворения как физико-химическое явление. Термодинамика процесса растворения.

Растворы газов в жидкостях. Законы Генри, Дальтона, И.М.Сеченова.

3.3. Растворы твердых веществ в жидкостях. Понятие о коллигативных свойствах растворов. Осмос. Закон Вант – Гоффа об осмотическом давлении. Роль осмоса в биосистемах. Теория электролитической диссоциации (Аррениус С., Каблуков И.А.).

3.4. Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила раст­воров. Активность ионов и коэффициент активности.

3.5. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита. Произведение растворимости. Условия растворения и образования осадков.

3.6. Протолитические равновесия в воде. Ионное произведение воды. Водородный показатель. рН растворов сильных кислот и оснований.

3.7. Растворы слабых электролитов. Применение ЗДМ к процессам иони­зации слабых электролитов. Константа ионизации (диссоциации). Ступенчатый харак­тер ионизации.

3.8. Теории кислот и оснований (Аррениуса, Бренстеда–Лоури, Льюиса). Константы кислотности и основности. Процессы ионизации, гидролиза, нейтрализации с точки зрения различных теорий кислот и оснований. рН растворов слабых кислот, оснований, гидролизующихся солей.

Амфотерные электролиты (амфолиты).

Роль ионных, в том числе кислотно-основных, взаимодейст­вий при метаболизме лекарств, в анализе лекарственных препаратов, при приготовлении лекарственных форм. Химическая совместимость и несовместимость лекарственных веществ.