Рабочая программа по дисциплине химия
Скачать 0.61 Mb.
|
7. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины а) основная литература 1. Слесарев, В.И. Химия: основы химии живого : учебник для вузов / В.И. Слесарев. - СПб. : Химиздат, 2009. - 784 с. 2. Практикум по общей и биоорганической химии : учеб.пособие для студентов вузов / [И.Н. Аверцева и др.] ; под ред. В.А. Попкова. - М.: Академия, 2008. - 240 с. б) дополнительная литература
в) программное обеспечение и Интернет-ресурсы 1. IQlib – электронная Интернет-библиотека образовательных и просветительских изданий, в коллекции которой собраны электронные учебники, справочные и учебные пособия, образовательные и научные издания. 2. www. twirpx/com/ file/ 18897/ 3. http:// www. Webelement.narod.ru 4. Alhimik. http:// www. alhimik.ru 8. Материально-техническое обеспечение дисциплины Базы данных, информационно-справочные и поисковые системы 1. Химия и жизнь–ХХ1 век: научно-популярный журнал. http://www.hij.ru 2. Alhimik. http://www.alhimik.ru 3. Химия для всех. Электронный справочник за полный курс химии. http://www.informika.ru/text/database/chemy/START.html 4. Репетитор по химии. http://www. chemistry.nm.ru 5. http://www.Webelement.narod.ru 6. Сhemlib.ru, Chemist.ru, ACD Labs, MSU.Chem.ru. 3.6. Материально-техническое обеспечение учебной дисциплины
7.1. Материалы, устанавливающие содержание и порядок проведения текущего контроля Модуль 1 « Основы химической термодинамики, химической кинетики и равновесия» 1. Основные понятия химической термодинамики: система (определение, классификации), основные параметры системы (экстенсивные, интенсивные), функции состояния системы (внутренняя энергия, энтальпия, энтропия). 2. Энтальпия системы, стандартная энтальпия образования, сгорания. Энтальпия химической реакции. Закон Гесса и следствия из него, применение в термохимических расчетах. 3.Сущность первого закона термодинамики. Математическое выражение его для закрытой и изолированной систем. Понятие о внутренней энергии, работе, теплоте. Биологическая роль первого закона т/д и закона Гесса. 4. Термодинамические критерии самопроизвольного протекания процесса. Энтропия системы, факторы, влияющие на энтропию. Энтропия химической реакции. II закон термодинамики, его значение. 5. Энергия Гиббса. Решение вопроса о возможности и пределе протекания процесса. Общая формулировка II закон термодинамики для любых систем. 6. Особенности протекания биохимических процессов в живых организмах как открытых системах: принцип энергетического сопряжения, многостадийность, обратимость. Особенности живых организмов как открытых систем: стационарное состояние, принцип Пригожина, поддержание состояния гомеостаза. 7. Основные понятия химической кинетики: реакции (гомогенные, гетерогенные, простые, сложные, обратимые, необратимые); скорость реакции (истинная, средняя), константа скорости химической реакции, катализ (положительный, отрицательный, гомо-, гетерогенный, ферментативный). 8. Основные понятия химической кинетики: реакции гомогенные, гетерогенные, обратимые, необратимые (примеры). Реакции простые и сложные (последовательные, параллельные, циклические, примеры). Понятие о молекулярности и порядке реакции. Примеры. 9. Понятие о скорости химической реакции (истинная, средняя, единицы измерения). Факторы, влияющие на скорость гомогенных реакций: природа, концентрация реагентов, температура, катализаторы. 10. Закон действия масс, кинетические уравнения реакций, физический смысл константы скорости реакции. 11. Энергия активации, её значение, факторы , влияющие на величину энергии активации, связь с константой скорости реакции, уравнение Аррениуса. 12. Влияние температуры на скорость реакции. Особенности для биохимических процессов. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент. 13. Катализ, виды катализа (гомо-, гетерогенный, отрицательный, положительный). Особенности механизма гомо- и гетерогенного катализа. Примеры. 14. Ферментативный катализ, его особенности: активность, специфичность, размер, условия протекания. Уравнение Михаэлиса-Ментен, его значение для кинетики ферментативных реакций. 15. Химическое равновесие и его смещение. Принцип Ле-Шателье. Константа химического равновесия. Модуль 2. «Учение о растворах. Протолитические и ионные равновесия». 1. Дать определение понятиям раствор, растворитель. Классификация растворов по агрегатному состоянию, степени дисперсности растворенного вещества,типу растворителя. 2. Понятие о растворимости. От каких факторов зависит растворимость твердых, жидких, газообразных веществ. Термодинамика процессов растворения. 3. Вода как растворитель и её роль в жизнедеятельности организма. 4. Термодинамика процесса растворения (изменение энтальпийного и энтропийного факторов). 5. Коллигативные свойства растворов. Понятие о диффузии и осмосе. Осмотическое и онкотическое давление, экзо- и эндоосмос, осмомолярная концентрация, явления плазмолиза и гемолиза. Значение осмотических явлений для жизнедеятельности организма 1.Дать определение понятиям электролит, неэлектролит, электролитическая диссоциация, катион, анион, степень диссоциации. 2. Объяснить причину и механизм диссоциации молекул электролитов. 3. Изложить основные положения теории электролитической диссоциации . 4. Какие факторы и как влияют на степень электролитической диссоциации? Как связаны константа и степень диссоциации? Сформулируйте закон разбавления Оствальда. 5. В чем состоят основные положения протолитической теории кислот и оснований? Привести примеры сопряженных кислотно-основных равновесий. 6. Типы протолитических реакций: кислотно-основные взаимодействия, автопротолиз, гидролиз. 7. Роль протолитических реакций в биохимических процессах. 8. Суть электронной теории кислот и оснований Льюиса. 9. Понятие о теории «жестких и мягких» кислот и оснований (ЖМКО) Пирсона. Биологическая роль. 10. Перечислить основные положения теории сильных электролитов. 11. Что такое ионная сила раствора, активность, коэффициент активности иона? В каких случаях коэффициент активности можно принять за единицу? 12.Автопротолиз воды. Водородный показатель (рН). рН биологических жидкостей. 13. Понятие о потенциальной и общей кислотности растворов. 14. Способы определения рН. Кислотно- основные индикаторы. 15. Роль электролитов в организме человека. 16. . Что такое гидролиз? Какие вещества могут подвергаться гидролизу? 17. Какие соли подвергаются гидролизу? В чем причина гидролиза солей? 18. Что такое степень гидролиза? Привести формулы для расчета степени гидролиза различных типов солей, подвергающихся гидролизу. 19. Константа гидролиза соли. Её связь со степенью гидролиза. 20. Какие факторы влияют на гидролиз? Как можно усилить или ослабить гидролиз? 21. Что называется гидролизом по аниону, гидролизом по катиону? Приведите примеры. как протекает гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и слабыми многокислотными основаниями? Приведите примеры. 22. Как вычисляются величины рН и рОН в растворах гидролизующихся солей? Модуль 3 «Гетерогенные равновесия и процессы. Комплексные соединения». 1. Основные понятия: Комплексные соединения, комплексообразователь, лиганд, дентантность, координационное число, внутренняя сфера. 2. Какие соединения относятся к комплексным? Классификация комплексных соединений. 3.Основные положения координационной теории Вернера. 4.Структурные элементы комплексных соединений: внешняя и внутренняя координационные сферы; центральный атом (ион) и лиганды. 5. Дентантностьлигандов. Хелатные соединения. 6.Характер связей в комплексных соединениях с точки зрения метода валентных связей. 7. Представление о номенклатуре комплексных соединений. 8.Понятие об особых классах комплексных соединений: макроциклические, полиядерные. 10.Устойчивость комплексных соединений, их диссоциация, константа нестойкости, её роль. 11. Лигандообменные равновесия: изолированные и совмещенные (конкурирующие). Понятие о металлолигандном гомеостазе. 12. Биокомплексы. Гемоглобин как хелатное комплексное соединение. Строение молекулы гемоглобина, его физиологическая роль. 13. Принципы хелатотерапии 14. Комплексообразующая способность s-,p-,d- элементов. 15. Растворимость веществ (S). Количественное выражение растворимости (единицы измерения). 16. Зависимость растворимости твердых, жидких и газообразных веществ от различных факторов. 17. Растворы насыщенные, ненасыщенные, перенсыщенные. Условия существования гетерогенных равновесий. Константа гетерогенного равновесия (КS). Условия образования и растворения осадков. 18.Изолированные и совмещенные гетерогенные равновесия. Условия смещения гетерогенного равновесия. 19. Конкуренция за общий катион , за общий анион, солевой эффект, явление высаливания. 20. Гетерогенные равновесия в живом организме, химизм образовании я костной и зубной ткани. Изоморфизм. 21. Понятие о химизме патологических гетерогенных процессов (образование конкрементов: оксалатов, карбонатов, фосфатов, уратов). Применение гипса, сульфата бария и других малорастворимых веществ в медицине. Модуль 4. «Основы строения и реакционной способности органических соединений». Модуль 1. Контрольная работа Тема: Химическая кинетика. Химическое равновесие. Вариант 1 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс. Примеры написания кинетических уравнений для гомогенных и гетерогенных реакций. 2. При состоянии равновесия в системе N2(Г) +3 Н2(Г)↔2NH3(Г) ∆Н0= - 92,4 кДж /моль Концентрации реагирующих веществ равны: N2 = 3 моль/л; Н2 = 9 моль/л; NH3 = 4 моль/л. Определить: а) исходные концентрации Н2 и N2; б) в каком направлении сместится равновесие при уменьшении реакционного сосуда ( повышении давления); в) в каком направлении сместится равновесие с ростом температуры? 3. Каково значение энергии активации реакции , скорость которой при 300К в 10 раз больше, чем при 280К? 4. Понятие о катализе. Виды катализа. Свойства катализаторов. 5.Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N2 + ЗН2<± 2NH3. Как изменится скорость прямой реакции — образования аммиака, если увеличить концент рацию водорода в три раза? 6.Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80°С? Температурный коэффициент скорости реакции 3. 7. Параллельные, последовательные, сопряженные и цепные реакции. Вариант 2
H2(Г) + О2(Г) ↔ 2Н2О(Г) ∆Н0= - 483,6 кДж /моль; СаСО3(К) ↔ СаО(К) + СО2(Г) ∆Н0= +179 кДж /моль; а) повышение давления; б) повышение температуры?
Вариант 3 1. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ, температуры, давления. 2. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы СО(г) + Н2О(г) <± СО2(г) + Н2(г) если равновесие концентрации реагирующих веществ (моль/л): [СО]Р= = 0,004; [Н2О]Р = 0,064; [СО2]Р = 0,016; [Н2]р = 0,016. 3. Энергия активации некоторой реакции составляет 10 кДж /моль. Во сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры от 27 до 370С? 4. Кинетика ферментативных процессов. Уравнение Михаэлиса-Ментен, его анализ. 5. В гомогенной системе СО + С12 ↔СОС12 равновесные концентрации реагирующих веществ (моль/л): [СО] = 0,2; [С12] =0,3; [СОС12] = 1,2. Вычислите константу равновесия системы. 6. При 1000С реакция, для которой температурный коэффициент равен 2,4, заканчивается за 30 мин. За какое время завершится эта реакция при 800С? 7. Понятие о сложных и простых реакциях. Что такое молекулярность реакции Модуль 2. Контрольная работа Вариант 1 1. Протолитические реакции. Основные положения протолитической теории кислот и оснований: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара, амфолиты. Привести примеры. 2. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно - восстановительной реакции методомэлектронного баланса, определить окислитель, восстановитель, тип окислительно-восстановительной реакции: KMnO4 + NaNO2+ Ba(OH)2→ BaMnO4+ NaNO3+........... 3. Определить рН буферного раствора, полученного смешиванием 100 мл раствора муравьиной кислоты с концентрацией 0,1М и 200 мл раствора формиата натрия с концентрацией 0,1М. (рКа = 3,76). 4.Понятие о гетерогенных процессах. Константа растворимости. Гетерогенные равновесия в живых организмах. Вариант 2 1. Электролитическая диссоциация и ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН). Способы определения рН растворов. 2. Особенности биохимических окислительно-восстановительных процессов в организме. 3. Определить ёмкость буферного раствора по кислоте, если при добавлении к 100 мл этого раствора 4 мл соляной кислоты с концентрацией 0,6 моль/л рН изменилась на 0,5. 4. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно - восстановительной реакции методом электронного баланса, определить окислитель, восстановитель, тип окислительно-восстановительной реакции: NaCrO2+ PbO2 + NaOH+ H2O→ Na2CrO4+ Pb(OH)2 |
Похожие:
 | Рабочая программа по дисциплине б пищевая химия Ооп впо направления 260100. 62 Продукты питания из растительного сырья. Дисциплина преподается в 5 семестре и методически взаимосвязана... |  | Рабочая программа по дисциплине с физическая и коллоидная химия Она имеет логические и содержательно-методические связи с дисциплинами базовой части математического и естественнонаучного цикла... |
| Рабочая программа по дисциплине ен ф04 «Химия» 151001. 65 «Технология машиностроения» Химия относится к фундаментальным наукам, формирующим инженерное мышление. Химия является одной из базовых естественно научных дисциплин... | | Рабочая программа дисциплины Химия. Модуль «Аналитическая химия» Особенностью программы по дисциплине «Химия» является фундаментальный характер её содержания, необходимых для формирования у бакалавров... |
| Рабочая программа дисциплины Химия. Модуль «Аналитическая химия» Особенностью программы по дисциплине «Химия» является фундаментальный характер её содержания, необходимых для формирования у специалистов... | | Учебно-методический комплекс рабочая программа для студентов очного... Рабочая программа для студентов очного обучения по направлению 020100. 62 «Химия», профили подготовки: «Неорганическая химия и химия... |
| Аналитическая химия учебно-методический комплекс «Химия», профили подготовки: «Неорганическая химия и химия координационных соединений», «Физическая химия», «Химия окружающей среды,... | | Высокомолекулярные соединения учебно-методический комплекс «Химия», профили подготовки: «Неорганическая химия и химия координационных соединений», «Физическая химия», «Химия окружающей среды,... |
| Рабочая программа по дисциплине Е. Н. Ф. 04 Химия общая и неорганическая Цели и задачи учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия», ее место в учебном процессе | | Рабочая программа по дисциплине биологическая химия биохимия полости... Настоящая рабочая программа составлена на основе примерной программы по дисциплине биологическая химия – биохимия полости рта, рекомендованной... |
| Химические основы биологических процессов учебно-методический комплекс «Химия», профили подготовки: «Неорганическая химия и химия координационных соединений», «Физическая химия», «Химия окружающей среды,... | | Рабочая программа по дисциплине б химия неорганическая и аналитическая Целью освоения дисциплины «Химия неорганическая и аналитическая» является формирование базовых, системных и информационных компетенций... |
| Программа вступительных экзаменов по специальным дисциплинам, соответствующих... ... | | Программа вступительных экзаменов по специальным дисциплинам, соответствующих... «Неорганическая химия»; «Аналитическая химия»; «Органическая химия»; «Физическая химия» |
| Рабочая программа дисциплины Химия синтетических лекарственных веществ Дисциплина «Химия синтетических лекарственных веществ» входит в вариативную часть математического и естественнонаучного цикла (Б.... | | Рабочая программа химия 11 класс 2013-2014 пояснительная записка... «Сборник нормативно-правовых документов. Химия. Сост. Э. Д. Днепров, А. Г. Аркадьев. – М.: Дрофа, 2007»), и программы курса химии... |
