II семестр

Недели семестра	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17
формы контроля	рз	рз	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	рз, олр	кр

Условные обозначения: рз – решение задач, олр – отчет по лабораторной работе, кр – контрольная работа, стм – самостоятельное изучение теоретического материала.

6. Образовательные технологии

При проведении занятий и организации самостоятельной работы студентов используются технологии сообщающего обучения, предполагающие передачу информации в готовом виде, формирование учебных умений по образцу: лекция, демонстрационный эксперимент, лабораторный практикум.

В условиях существующей системы занятий традиционные технологии наиболее легко вписываются в учебный процесс, не затрагивают содержание обучения, которое определено учебными циклами и формируемыми компетенциями образования и не подлежит каким бы то ни было серьезным коррективам. Образовательные технологии позволяют, интегрируясь в реальный образовательный процесс, достигать поставленные программой образования целей по конкретному учебному предмету. Отличительной чертой большинства технологий является особое внимание к индивидуальности человека, его личности. Использование традиционных технологий обеспечивает достижение поставленной учебно-познавательной.

В процессе изучения разделов курса используются инновационные коммуникативные и информационные технологии. Данные технологии позволяют развить навыки работы с компьютерной техникой и методику применения компьютера как средства обучения, ориентироваться в возросшем потоке информации, уметь ее находить, перерабатывать и использовать. Компьютер имеет смысл применять лишь в случае необходимости: контроль домашнего задания, презентаций.

7. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости, промежуточной аттестации по итогам освоения дисциплины

Оценка качества освоения дисциплины включает текущий контроль успеваемости, промежуточную аттестацию обучающихся. Промежуточная аттестация по итогам освоения дисциплины проводится в форме экзамена и зачета.

Примерный перечень вопросов к экзамену:

Неорганическая химия

1. Атомно-молекулярное учение.

2. Основные понятия стехиометрии: атом, молекула, химический элемент, простое и сложное вещество, аллотропная модификация химического элемента, моль, атомная масса, относительная атомная масса, молекулярная масса, относительная молекулярная масса, молярная масса, молярный объем газа, химическая формула вещества (простейшая, истинная), химические уравнения.

3. Основные законы стехиометрии: закон сохранения массы; общий закон сохранения массы и энергии; закон кратных отношений, закон объемных отношений, закон постоянства состава, закон эквивалентов (понятие эквивалента, фактора эквивалентности, молярной массы эквивалента, количества эквивалента вещества), закон Авогадро, газовые законы (Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля, универсальный газовый закон, уравнение Менделеева-Клайперона).

4. Строение атома:

   2. Представления о сложном строении атома, первые модели строение атома (модель Джозефа Джона Томсона, модель Резерфорда, теория Бора). Квантовая модель строения атома.

   3. Квантовые числа электронов.

   4. Распределение электронов в атомах: принцип Паули, правило Хунда, принцип наименьшей энергии.

5. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева, основные этапы их развития. Современная формулировка периодического закона. Периодические свойства атомов элементов и их изменение в периодах и группах (атомный радиус, ионный радиус, потенциал ионизации, энергия сродства к электрону).

6. Химическая связь:

   2. Электроотрицательность как свойство атомов в молекуле.

   3. Интерпретация химической связи с точки зрения теории валентной связи:

      1. Ковалентная связь (полярная и неполярная), механизмы образования ковалентной связи. Полярность молекул. Свойства ковалентной связи (энергия и длина связи, направленность и насыщаемость связи). Понятие валентности и степени окисления.

      2. Ионная связь, ее свойства.

      3. Металлическая связь, ее свойства.

      4. Координационная связь.

      5. Водородная связь.

      6. Ван-дер-Ваальсовая связь.

7. Метод молекулярных орбиталей, основные положения, молекулярные диаграммы

   2. простых веществ на примере двухатомных молекул, образованных элементами второго периода ПСХЭ.

8. Строение и свойства веществ. Агрегатное состояние вещества:

   2. Газообразное;

   3. Жидкое;

   4. Твердое:

      1. аморфные, кристаллические вещества;

      2. Типы кристаллических решеток: металлические, молекулярные, ионные, макромолекулярные.

9. Решение задач:

10. Химическая кинетика:

    2. Скорость химических реакций, ее зависимость от различных факторов.

    3. Катализ.

    4. Химическое равновесие, принцип Ле Шателье.

11. Энергетика и направление химических реакций:

    2. Первое начало термодинамики.

    3. Закон Гесса.

    4. Второе начало термодинамики.

    5. Понятия о самопроизвольном, обратимом и необратимом процессах.

    6. Энтропия.

    7. Свободная энергия Гиббса.

12. Растворы.

    2. Основные понятия. Значение растворов в жизнедеятельности организмов. Вода как растворитель.

    3. Классификация растворов.

    4. Способы выражения концентрации растворов.

    5. Теории растворов. Гидраты и кристаллогидраты. Тепловые эффекты процесса растворения.

    6. Растворимость, влияние на растворимость природы компонентов раствора, растворимость твердых и жидких веществ в жидкостях, растворимость газов в жидкостях. Закон Генри.

    7. Коллигативные свойства разбалвенных растворов. Осмос, осматическое давление. Отклонение свойств разбавленных растворов солей, кислот и оснований от законов Рауля и Вант-Гоффа.

13. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации (ионизации). Теория растворов слабых электролитов. Константа диссоциации. Закон разведения Освальда. Теория растворов сильных электролитов. Обменные реакции в растворах.

14. Диссоциация воды. Водородный показатель (рH). Роль электролитов в процессах жизнедеятельности.

15. Равновесия в гетерогенных системах. Произведение растворимости. Растворимость малорастворимых соединений.

16. Гидролиз. Виды гидролиза.

17. Общие сведения о комплексных соединениях. Теория А. Вернера. Основные типы и номенклатура комплексных соединений, изомерия комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений в растворе. Константы устойчивости комплексных соединений. Природа химической связи в комплексных соединениях с точек зрения ТВС и ТКП.

18. Электрохимические свойства растворов. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Подбор стехиометрических коэффициентов в уравнениях ОВР методами электронного баланса и полуреакций.

19. Стандартный электродный потенциал, его зависимость от различных факторов, уравнение Нернста. Электрохимический ряд напряжения металлов. Определение направления протекания ОВР, электродвижущая сила окислительно-восстановительного процесса.

20. Гальванические элементы: устройство, принцип действия, ЭДС гальванического элемента. Электролиз, законы электролиза.

21. Распространенность элементов в земной коре и биосфере. Классификация элементов по их распространенности. Органогенные макро- и микроэлементы и их значение. Способы выделения простых веществ из природного сырья.

22. Общая характеристика р-элементов.

    2. Водород. Свойства, получение и применение водорода.

    3. Общая характеристика галогенов. Способы получения галогенов. Физические и химические свойства свободных галогенов. Галогены как окислители. Значение гаогенов в природе.

    4. Галогеноводороды, способы их получения. Восстановительные способности галогеноводородов.

    5. Кислородные соединения галогенов. Их получение, устойчивость и окислительно-восстановительные свойства.

    6. Кислород, способы получения. Свойства оксидов в связи с положением в периодической системе и степенью окисления. Пероксид водорода: кислотные и окислительно-восстановительные свойства.

    7. Сера. Аллотропные видоизменения серы. Сероводород: получение, свойства. Сероводородная кислота, сульфиды, полисульфиды.

    8. Сернистый газ: получение, свойства. Сернистая кислота и ее соли. Окислительно-восстановительные свойства сульфит-иона. Тиосерная кислота и ее соли.

    9. Серный ангидрид. Серная кислота и ее соли. Квасцы. Серная кислота, как окислитель. Основные области использования серной кислоты и ее солей.

23. Общая характеристика р-элементов.

    2. Азот: получение, свойства. Аммиак. Водный раствор аммиака. Свойства солей аммония. Биологическая роль азота. Азотные удобрения.

    3. Оксиды азота (I), (II), (IV): получение, свойства. Азотистая кислота и ее соли. Окислительно-восстановительные свойства нитрит-иона.

    4. Оксид азота (V), азотная кислота и ее соли. Азотная кислота, как окислитель.

    5. Фосфор: получение, свойства. Аллотропия. Оксиды фосфора. Фосфорные кислоты, фосфаты, фосфиты. Биологическая роль фосфора. Фосфорные удобрения.

    6. Углерод. Водородные соединения. Оксиды углерода. Угольная кислота и ее соли. Роль и значение углерода в природе.

    7. Кремний. Кислородные соединения кремния. Кремниевая кислота, силикаты.

24. Общая характеристика s- и p-металлов.

    2. Общая характеристика элементов I-й группы главной подгруппы. Получение и свойства щелочных металлов. Оксид, гидроксид, пероксид и соли натрия и калия. Роль натрия и калия в биологии и экологии.

    3. Магний. Получение и свойства. Характеристические соединения.

    4. Общая характеристика щелочноземельных металлов, соединения щелочноземельных металлов и их свойства. Оксид, гидроксид, соли кальция. Временная и постоянная жесткость воды, способы ее устранения. Закономерности в изменении свойств гидроксидов элементов II-й группы главной подгруппы. Биологическая роль элементов II-й группы главной подгруппы.

    5. Алюминий: получение и свойства. Оксид, гидроксид, соли алюминия. Общая характеристика элементов подгруппы алюминия.

25. Общая характеристика d-металлов.

    2. Хром: получение, свойства. Соединения хрома(III): оксид, гидроксид, соли. Восстановительные свойства соединений хрома(III). Соединения хрома(VI) как окислители.

    3. Соединения марганца(II), (IV), (VI), (VII), их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

    4. Медь: получение, свойства. Соединения меди(I) и (II). Комплексные соединения меди.

    5. Цинк: получение, свойства. Комплексные соединения меди.

26. Общая характеристика d-металлов.

    2. Железо. Физические и химические свойства. Соединения железа(II), (III), (VI): оксиды, гидроксиды, соли. Комплексные соединения железа.

    3. Физические и химические свойства никеля и кобальта. Соединения кобальта и никеля в степенях окисления (+2) и (+3). Комплексные соединения кобальта и никеля.

Примерный перечень вопросов к зачету:

Аналитическая химия

27. Предмет и задачи аналитической химии. Значение аналитической химии.

28. Основные этапы развития аналитической химии. Краткий исторический очерк развития.

29. Методы аналитической химии. Классификация методов анализа.

30. Периодический закон Д. И. Менделеева и аналитическая химия. Связь аналитической классификации катионов с периодическим законом.

31. Аналитические реакции, условия их выполнения. Чувствительность, избирательность и специфичность реакций. Способы повышения чувствительности аналитических реакций. Групповые, избирательные и специфические реагенты.

32. Разделение катионов на аналитические группы. Групповой реагент. Сероводородная, аммиачно-фосфатная и кислотно-щелочная схемы классификации катионов. Классификация анионов.

33. Кислотно-основное равновесие. Теории кислот и оснований.

34. Роль растворителя в кислотно-основных взаимодействиях. Амфипротные (амфотерные) растворители. Константа автопротолиза. Состояние протолитов в амфипротных растворителях.

35. Ионное состояние элементов в растворах. Идеальные и реальные системы. Межионные взаимодействия в растворах. Ионная сила раствора.

36. Химическое равновесие. Закон действующих масс в применении к химическому равновесию.

37. Выражения констант равновесия в идеальных и реальных системах. Факторы, влияющие на положения равновесия.

38. Сильные протолиты. Вычисление рН растворов сильных протолитов.

39. Слабые протолиты. Расчет рН водных растворов слабых протолитов.

40. Значение кислотности среды в химическом анализе.

41. Гидролиз, механизм гидролиза. Количественные характеристики процесса гидролиза. Гидролиз в химическом анализе.

42. Факторы, влияющие на кислотно-основное равновесие. Буферные растворы. Классификация буферных систем. Механизм буферного действия. Характеристики буферных растворов: рН, буферная емкость. Ацетатная буферная смесь. Механизм действия смеси при добавлении сильной кислоты и щелочи. Аммонийная буферная смесь. Механизм действия смеси при введении сильной кислоты или щелочи. Область рН работы аммонийной буферной системы.

43. Равновесия в гетерогенных системах. Произведение растворимости. Растворимость малорастворимых соединений. Влияние одноименных ионов на растворимость. Солевой эффект. Образование осадков. Влияние различных факторов на полноту осаждения: растворимость осаждаемого соединения, количество прибавляемого осаждающего реагента, значение рН раствора (осаждение малорастворимых гидроксидов металлов, осаждение малорастворимых солей слабых кислот, осаждение малорастворимых солей сильных кислот, регулирование значения рН раствора). Дробное осаждение. Растворение осадков. Превращение одних малорастворимых соединений в другие. Конкурирующая реакция комплексообразования в гетерогенной системе (система раствор - осадок). Увеличение растворимости осадка.

44. Реакции комплексообразования. Строение, классификация комплексных соединений. Внутрикомплексные соединения. Механизм реакций, количественные характеристики. Факторы, определяющие устойчивость комплексных соединений. Значение комплексных соединений в качественном химическом анализе.

45. Окислительно-восстановительное равновесие. Реакции окисления-восстановления. Водородный электрод. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, направление протекания окислительно-восстановительных реакций; влияние различных факторов (концентрация взаимодействующих веществ, кислотность среды, температуры, комплексообразования, осаждения) на величину ОВ потенциала, уравнение Нернста; константы равновесия окислительно-восстановительных реакций. Скорость и механизм ОВР.

46. Основные направления использования органических реагентов в анализе.

47. Количественный анализ. Методы количественного анализа.

48. Сущность титриметрического (объемного) анализа. Классификация титриметрических методов анализа: по типу реакции, лежащей в основе определения, по способу фиксирования конечной точки титрования, по способу титрования. Растворы в титриметрическом анализе, их стандартизация. Требования, предъявляемые к реакциям в титриметрии. Расчеты в титриметрии.

49. Кислотно-основное титрование (протолитометрии). Теоретические и практические возможности метода. Рабочие растворы в кислотно-основном титровании. Кривые титрования в кислотно-основном титровании: титрование сильных кислот сильными основаниями и наоборот. Факторы, определяющие величину скачка на кривой титрования в протолитометрии. Индикаторы в методе кислотно-основного титрования, теории индикаторов (ионная, ионно-хромофорная), интервал перехода окраски индикаторов, выбор индикатора. Индикаторная ошибка титрования. Обратное титрование и титрование заместителя в кислотно-основном титровании.

50. Комплексометрия. Теоретические и практические возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в комплексометрии. Комплексонометрия (хелатометрия). Преимущества метода в сравнении с комплексометрическим титрованием. Комплексоны. Этилендиаминтетрауксусная кислота и ее производные как лиганды. Структура комплексных соединений катионов металлов с комплексонами. Влияние кислотности среды на комплексонометрическое титрование. Способы фиксирования конечной точки титрования, индикаторы хелатометрического титрования. Способы хелатометрического титрования. Практическое применение хелатометрии.

51. Окислительно-восстановительное титрование (редоксметрия). Возможности метода. Обратимость и необратимость ОВР. Требования, предъявляемые к реакциям в редоксметрии. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Способы фиксирования конечной точки титрования в редоксметрии. Индикаторы окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия: рабочие растворы, индикаторы в перманганатометрии, установление нормальности и титра перманганата калия по щавелевой кислоте; применение перманганотометрии для определения восстановителей прямым титрованием, окислителей обратным титрованием или титрованием заместителя, индифферентных веществ обратным титрованием или титрованием заместителя. Бихроматометрия: рабочие растворы, индикаторы в бихроматометрии, практическое применение метода. Йодометрия: рабочие растворы (растворы йода и тиосульфата натрия), установление титра раствора тиосульфата натрия, индикаторы в йодометрии, практическое применение йодометрии: определение окислителей, определение содержания меди (II) йодометрией.

52. Седиметрия. Возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в седиметрии. Классификация методов. Рабочие растворы в седиметрии. Способы установления конечной точки титрования в седиметрии.

53. Гравиметрический (весовой) анализ, его сущность. Требования к осадкам, выбор осадителя, полнота осаждения. Осаждаемая и гравиметрическая формы в весовом анализе. Процесс образования осадков и их свойства. Условия, механизм образования и свойства кристаллических осадков (на примере BaSО4). Условия образования и свойства аморфных осадков (на примере гидроксида алюминия). Загрязнение осадков. Совместное осаждение. Последующее осаждение. Соосаждение: адсорбция, окклюзия, механический захват растворителя и примесей. Очищение осадков от примесей. Вычисления в гравиметрическом (весовом) анализе. Практическое применение гравиметрии на примере определения кристаллизационной воды.

Основной технологией оценки уровня сформированности компетенций является балльно-рейтинговая система оценки успеваемости студентов:

Общее количество баллов в семестре – 100 баллов.

Количество рубежных контролей в семестре – 2.

Текущая работа студента оценивается в 50 баллов и включает в себя следующие виды работ:

• подготовку к выполнению лабораторных работ (изучение теоретического материала и оформление лабораторного журнала производится студентом до проведения лабораторного занятия);

• выполнение лабораторной работы и сдача отчета по ее результатам;

• выполнение контрольных работ;

• выполнение домашнего задания (самостоятельное изучение теоретического материала, решение задач)

Промежуточная аттестация по итогам освоения дисциплины предполагает 50 баллов.