Студопедия  
Главная страница | Контакты | Случайная страница

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины (модуля)

Читайте также:
  1. Cодержание дисциплины
  2. I Цели и задачи изучения дисциплины
  3. I. ПРИКЛАДНОЕ ПРОГРАМНОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ
  4. I. Рабочая программа дисциплины
  5. I. Цели и задачи изучения дисциплины
  6. I. ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ОСВОЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
  7. I. ЦЕЛЬ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ
  8. II. Компетенции, формируемые в результате освоения учебной дисциплины
  9. II. МЕСТО ДИСЦИПЛИНЫ В СТРУКТУРЕ ООП БАКАЛАВРИАТА ВПО
  10. II. Место дисциплины в структуре основной образовательной программы

 

а) основная литература:

 

· Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под ред. А.И. Ермакова. - изд. 28-е, перераб. и доп. - М.: Интеграл - Пресс, 2000. – 728 с.

· Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / Под ред. И.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. - М.: Интеграл -Пресс, 2001–240 с.

· Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направлений и специальностей вузов. изд. испр. и доп. - М.: Высшая школа, 2000, 2007.

· Кругляков П.М., Хаскова Т.Н. Физическая и коллоидная химия: Учебное пособие для вузов - М.: Высшая школа, 2005. - 319 с.

 

б) дополнительная литература:

 

· Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов/Н. С. Ахметов. – М.: Высш. шк., 2002. – 743 с.

· Кругляков П.М., Хаскова Т.Н. Физическая и коллоидная химия: Учебное пособие для вузов - М.: Высшая школа, 2005. - 319 с.

· Артеменко А.И. Органическая химия. (Учебное пособие для нехимических спец.вузов.) Изд-во"Высшая школа" 2005

· Гельфман М. И, Ковалевич О. В, Юстратов В. П. Коллоидная химия: Учебник. 4-е изд. Изд-во "Лань" 2008

· Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Высшая школа, 1976.

· Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие / Под ред. Н.В. Коровина - изд. 3-е, испр. - М.: Высшая школа, 2006. – 225 с.

· Ахметов Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии: Учебное пособие.- 4-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2002. – 368 с.

 

в) Интернет-ресурсы

 

· http://www.informika.su/text/database/chemy/Rus/in_.html

· http://www.maik.ru/cgi-bin/list.pl?page=nergkhim

· http://chemistry.narod.ru/himiya/default.html

· http://www.mmlab.ru/products/neorg/neorg.shtml

· http://www.chemistry.ssu.samara.ru/flash/link_f22.htm

· http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/index.html

· http://sci.informika.ru/text/database/chemy/Rus/Data/Text/Ch1_6-4.html

· http://www.chem.msu.su/rus/teaching/thermo/

· http://www.himhelp.ru/section25/section17/section97/

· http://techemy.com/

· http://www.biblus.ru/Default.aspx?book=9999j0a6

· http://www.centrmag.ru/book2140624.html

 

 

Приложение 1

 

Образцы тестовых заданий по химии по теме «Основные классы неорганических соединений»

1. Соединение KOH относится к классу:

 

2. Указать тип солеобразующего оксида (подчеркиванием): кислотный _______

основной - - - - -

амфотерный ⁓⁓⁓

N2O3; ВаО; SO2 ; Al2O3; NO

 

3. К классу солей относятся (подчеркнуть или обвести):

 

HClO4; Cr(NO3)3 ; Br2O5; K2Cr2O7; NO2

 

  1. Соединение H3PO4 относится к классу:

 

  1. Указать тип солеобразующего оксида (подчеркиванием): кислотный _______

основной - - - - -

амфотерный ⁓⁓⁓

BeO; CaO; Cl2O7; SO3; NO2

 

  1. К классу солей относятся (подчеркнуть или обвести):

 

NaCl; Mg(OH)2; HBr; Cr2O3; KNO2

 

  1. Соединение Al(OH)3 относится к классу:

 

  1. Указать тип солеобразующего оксида (подчеркиванием): кислотный _______

основной - - - - -

амфотерный ⁓⁓⁓

MgO; SiO2; Mn2O7; CO2; K2O

 

  1. К классу солей относятся (подчеркнуть или обвести):

Ca(OH)2; Mg(NO3)2; HCl; KMnO4; P2O5

Образец тестового задания по химии по темам: «Основы химической термодинамики», «Кинетика. Химическое равновесие»

1. Если для реакции ΔrHo =41,7 кДж/моль, а ΔSo =11,3 Дж/моль*К, то при стандартных условиях …

· реакция самопроизвольно будет протекать в обратном направлении

· реакция самопроизвольно будет протекать в прямом направлении

· система будет находиться в состоянии химического равновесия

 

2. Уравнение реакции, для которой энтропия увеличивается, имеет вид …

 

· O2 + 2H2 → 2H2O(газ)

· 2СН4 → С2H2(газ)+ 3H2

· 2NO + О2→ 2NО2

· С2Н2(газ) + 2H2 → С2H6(газ)

 

3. Самопроизвольное протекание реакции 4HCl (г.) + O2 (г.) → 2Cl2 (г.) + 2 H2O(ж.); ΔrHo <0 …

 

4. Температурный коэффициент реакции, скорость которой увеличилась в 64 раза при повышении температуры на 600, равен…

 

5. Если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза, то скорость реакции 2А + В → А2В (система гомогенная)...

 

 

6. Сместить равновесие в системе H2(г) + Cl2(г) 2HCl(г) ; ∆Hr<0 можно изменив …

 

 

Образец тестового задания по химии по темам: «Растворы», «Электрохимия»

  1. Нормальность раствора Pb(NO3)2с молярной концентрацией 2,5 моль/л равна ___ моль/л эквив-тов (г-экв/л)

 

  1. Масса кристаллогидрата CuSO4∙5Н2О, необходимая для приготовления 1000 граммов раствора с массовой долей безводной соли 8 %, равна …

 

  1. В растворе сульфата меди(II) объемом 0,5 л и концентрацией 0,5 моль/л содержится ___ г растворенного вещества.

 

  1. В 1 л раствора NaOH, имеющего рН 13, при 100% диссоциации содержится ____моль гидроксида.

 

  1. Раствор Na2СО3в воде имеет значение рН...

 

  1. Вещество, у которого отсутствует значение произведения растворимости, имеет формулу...

 

  1. В гальваническом элементе свинцовый электрод будет служить анодом в паре с _____ электродом. (Все растворы электролитов одномолярные.)

 

  1. При электролизе раствора нитрата меди (II) с инертным анодом на катоде выделяется…

 

  1. При электролизе раствора хлорида алюминия алюминий …

Приложение 2

 

Образцы индивидуальных заданий по химии

Образец 1. тема: Кинетика. Химическое равновесие.

Задание 1. данные эксперимента

Т (температура) (ось Х) V (скорость хим. реакции) (сек -1)
20ºС 0.96
32ºС 2.32
42ºС 3.05

Используя данные эксперимента, выполнить следующее:

· Вычислить три значения температурного коэффициента реакции

(используя 3 пары значений T u V)

· Вычислить γ средн.

· Вычислить скорость данной реакции при t = 80ºС, используя для расчета γ средн.

Задание 2.

Записать химическое уравнение гетерогенной реакции: мел + соляная к-та (обратимая или необратимая?) и математическое выражение скорости данной реакции.

Задание 3.

Закончить уравнение реакции; уравнять:

FeCl3 + KCNS ↔...

Написать математическое выражение константы равновесия данной системы. Ответить на вопрос: куда сместится хим. равновесие:

· при увеличении концентрации FeCl3?

· при увеличении концентрации одного из продуктов реакции?

 

Образец 2. тема: Концентрация растворов.

Задание 1

Рассчитать, какой объём концентрированного раствора соляной кислоты (плотность концентрированного раствора HCl (ρ) = 1,180 г/мл) необходимо взять для приготовления 70г 25 %-ного раствора HCl. Какой объём воды необходимо добавить? Вычислить нормальную концентрацию полученного раствора кислоты.

Задание 2

Рассчитать, какой объём концентрированного раствора щелочи (плотность концентрированного раствора NaOH (ρ) = 1,330 г/мл) необходимо взять для приготовления 200 мл 0,25н. раствора щелочи. Вычислить процентную концентрацию полученного раствора щелочи.

Задание 3

Рассчитать массу кристаллогидрата ZnSO4·7 Н2О, необходимую для приготовления 500 г 2,5%-го раствора соли ( концентрация раствора рассчитана по безводной соли). Какой объём воды необходимо добавить?

 

Образец 3. тема: Ионные реакции. Гидролиз солей.

Задание 1

Как изменится растворимость Ag2SO4 в растворе сульфата натрия по сравнению с растворимостью данной соли в воде? Объяснить.

Задание 2

Какова будет среда растворов следующих солей (кислотная, основная, нейтральная?)

Bi(NO3)3; BaCl2; Na2CO3; (NH4)2SiO3; NaNO2

Написать уравнения реакций гидролиза (ионно-молекулярная форма), если таковой протекает.

Задание 3

С помощью каких реакций можно доказать, что гидроксид цинка является амфотерным соединением? Написать уравнения реакций (ионно-молекулярная форма).

 

Образец 4. тема: ОВР

1. Определить степени окисления элементов в частице:

ClO4 -; Cr(NO3)3; O2

 

2. Определить тип ОВР, уравнять м-дом электронного баланса:

 

NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

 

3. Закончить, уравнять м-дом электронного баланса:

 

FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 =

 

Образцы экзаменационных задач и задач для самостоятельных работ

 

Образец 1. тема: Расчеты на основе стехиометрических и газовых законов.

 

Образец 2. тема: Способы выражения концентрации растворов

 

Образец 3. тема: Кинетика. Химическое равновесие.

а) 2 NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г)

б) 4 HCl(г) + O2(г) ↔ 2 Н2О(ж) + 2 Cl2(г)

в) Н2(г) + S(тв.) ↔ Н2S(г)

 

Образец 4. тема: Электролитическая диссоциация. рН. ПР.

Образец 5. тема: Основы химической термодинамики

 

· Определить направление возможного самопроизвольного протекания процесса в данных условиях:

NO+ ½ O2 ↔ NO2 при t0 = 200 0С

· Определить принципиальную возможность самопроизвольного протекания процесса в прямом направлении при нормальных условиях:

3 + 2,5 O2 → 2 NO + 3 Н2О(ж)

 

Приложение 3

Вопросы к семестровому экзамену по дисциплине «Химия»

1. Основные стехиометрические законы и их применение.

2. Строение атомов. Квантовые числа.

3. Принцип Паули. Его применение.

4. Правило Клечковского. Его применение.

5. Правило Хунда.

6. Электронные и электронные графические формулы элементов (на примере хлора и марганца).

7. Периодический закон и система элементов Д.И. Менделеева. Структура периодической системы.

8. Положение металлов и неметаллов в периодической системе элементов.

9. Электроотрицательность как характеристика свойств элемента.

10. Химическая связь. Механизмы валентной связи.

11. Химическая связь. Характеристики связи.

12. Химическая связь. Возбуждение и гибридизация электронных орбиталей.

13. Полярные и неполярные молекулы. Связь полярности со строением молекул.

14. Метод молекулярных орбиталей. Его применение.

15. Водородная связь. Ее особенности. Комплексные соединения.

16. Основы термодинамики химических реакций. Термодинамические функции.

17. Расчет тепловых эффектов химических реакций.

18. Термодинамический метод определения возможности протекания химических реакций.

19. Кинетика химических реакций. Понятие скорости реакции. Факторы влияющие на скорость реакции.

20. Влияние температуры на скорость реакции. Теория активных столкновений. Правило Вант - Гоффа. Уравнение Аррениуса.

21. Влияние катализаторов на скорость реакции. Виды катализа.

22. Химическое равновесие. Закон действующих масс для равновесия.

23. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Примеры его действия.

24. Растворы. Их классификация.

25. Растворы. Методы выражения их концентрации.

26. Коллигативные свойства идеальных растворов. Осмос. Закон Вант - Гоффа.

27. Закон Рауля и его следствия. Кипение и кристаллизация растворов.

28. Растворы электролитов. Диссоциация электролитов. Степень диссоциации.

29. Факторы влияющие на величину степени диссоциации электролитов.

30. Сильные и слабые электролиты (привести примеры).

31. Типы ионных реакций в растворах (привести примеры).

32. Равновесие в растворах электролитов. Понятие активности.

33. Равновесие в растворах слабых электролитов. Ступенчатая диссоциация.

34. Диссоциация воды. Понятие кислотности и щелочности растворов.

35. Водородный показатель растворов. Методы его измерения.

36. Гидролиз солей. Его особенности. Количественные показатели гидролиза.

37. Гидролиз соли сильного основания и слабой кислоты (на примере карбоната натрия).

38. Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты (на примере сульфата цинка).

39. Взаимный гидролиз (на примере цианида аммония).

40. Комплексные соединения. Их особенности, структура и классификация.

41. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа неустойчивости.

42. Окислительно-восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Метод электронного баланса.

43. Типы окислительно-восстановительных реакций (привести примеры).

44. Типичные окислители (привести примеры).

45. Типичные восстановители (привести примеры).

46. Окислительно-восстановительная амфотерность.

47. Галогены. Строение атомов, природные соединения, получение, физические свойства. Применение галогенов и их соединений.

48. Галогены. Их химические свойства.

49. Водородные соединения галогенов. Их химические свойства.

50. Кислородные соединения галогенов. Их химические свойства.

51. Подгруппа азота. Строение атомов. Обзор химических свойств.

52. Азот. Его химические свойства.

53. Водородные соединения азота. Их химические свойства.

54. Кислородные соединения азота. Их химические свойства.

55. Металлы. Положение в периодической системе. Распространение в природе. Методы получения металлов из руд.

56. Электрохимические свойства металлов. Ряд активности металлов.

57. Гальванические элементы. Принцип их действия (на примере элемента Якоби - Даниэля).

58. Электродный потенциал металла. Его сущность. Уравнение Нернста.

59. Кислотные и щелочные аккумуляторы. Принцип их действия.

60. Процессы электролиза. Их особенности. Порядок восстановления катионов и окисления анионов.

61. Примеры процессов электролиза.

62. Количественные показатели процесса электролиза. Законы Фарадея.

63. Коррозия металлов. Ее разновидности.

64. Методы защиты металлов от коррозии.

65. Обзор методов химического анализа. Весовой и объемный методы анализа.

66. Физико-химические методы анализа.




Дата добавления: 2015-01-05; просмотров: 44 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав




lektsii.net - Лекции.Нет - 2014-2024 год. (0.031 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав