Рабочая программа по дисциплине: «Неорганическая химия» для специальности: 060112 медицинская биохимия код квалификации 65 (специалист) Форма обучения очная icon

Рабочая программа по дисциплине: «Неорганическая химия» для специальности: 060112 медицинская биохимия код квалификации 65 (специалист) Форма обучения очная



Смотрите также:
Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Казанский государственный медицинский университет»

Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации


"У Т В Е Р Ж Д А Ю"

Проректор по учебно-методической работе,

председатель ЦКМС

Доцент Ф.Г.Биккинеев

__________________________

« ___» _____________ 2011 г.

РАБОЧАЯ ПРОГРАММА

по дисциплине: «Неорганическая химия»

для специальности: 060112 медицинская биохимия

код квалификации – 65 (специалист)


Форма обучения - очная

Факультет - лечебно - профилактический

Кафедра - Общей и органической химии

Курс -1

Семестр - 1

Лекции -28 ч. Экзамен - 3 семестр

Лабораторные занятия – 68 ч.

Самостоятельная работа – 48 ч.

Всего аудиторных часов – 96.

Всего: 2,67 зачётных единиц


2011г.


Рабочая программа составлена с учетом требований Федерального образовательного стандарта высшего профессионального образования по специальности 060112, медицинская биохимия в соответствии с учебным планом и на основании типовой программы по дисциплине, утвержденной «___»__________________20____года


Разработчики программы:

________________ ст. преп. Сагдеев К.А.,

________________ ст. преп. Галеева С.И.


Рабочая программа рассмотрена и одобрена на заседании кафедры общей и органической химии «____»______________20__г.,протокол №___

Заведующая кафедрой общей и органической химии, проф._______________ Никитина Л.Е.


Рабочая программа рассмотрена и утверждена на заседании предметно- методической комиссии по естественнонаучным и медико-биологическим дисциплинам

«____»______________20__г.,протокол №___


Председатель предметно- методической комиссии по естественнонаучным и медико-биологическим дисциплинам, заведующая кафедрой общей и органической химии, проф._______________ Никитина Л.Е.



  1. ^ ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ

Цель дисциплины — изучение законов и теорий, которые являются фундаментом для освоения других химических, специальных и профессиональных дисциплин. Предмет неорганической химии ставит своей целью развитие у будущего медицинского биохимика химического мышления, что является необходимым условием для изучения медико-биологических, химических, профессиональных и специальных дисциплин, а так же формирование умений и навыков химического эксперимента.

При этом задачами дисциплины являются:
- приобретение теоретических знаний в области современных представлений о строении вещества, основ теорий химических процессов, учения о растворах, равновесных процессах в растворах электролитов и неэлектролитов, химии элементов; роли и значения основных понятий, методов и законов неорганической химии в практической деятельности медицинского биохимика; основных разделов и этапов ее развития, современное состояние;

- формирование умения использовать современные теории и понятия неорганической химии для выявления фундаментальных связей между положением химического элемента в ПС, строением его соединений и их физическими, химическими свойствами, биологической активностью и токсичностью; освоение номенклатуры неорганических соединений;
- приобретение умения расчета энергетических характеристик химических процессов, определения направления и глубины их протекания, способов расчета химических равновесий по известным исходным концентрациям и константе равновесия;
- приобретение навыков проведения химических экспериментов (приготовления растворов, определения их плотности, способов доведения массовой доли растворенного вещества до нужной величины и др).


^ 2. МЕСТО ДИСЦИПЛИНЫ В СТРУКТУРЕ ООП СПЕЦИАЛИСТА

2.1. Неорганическая химия относится к естественнонаучному циклу дисциплин, изучается в 1 семестре, является базовой химической дисциплиной, знания которой необходимы для изучения последующих химических дисциплин (аналитической, органической, биологической, физической и коллоидной химии), медико-биологических (физиологии с основами патологии, биологии), профессиональных и специальных дисциплин.

^ Для освоения дисциплины «Неорганическая химия»: студент должен обладать следующими «входными» знаниями и умениями по химии, физике и математике:

Знания: Атом, молекула, элемент, атомная масса, молекулярная

масса, моль, молярная масса, химические символы элементов, закон

сохранения массы вещества, закон постоянства состава, закон

Авогадро, типы химических реакций, модели атома Резерфорда,

Бора, периодический закон, раствор, растворитель, растворенное

вещество, растворимость, массовая доля растворенного вещества,

молярная концентрация, теория электролитической диссоциации

Аррениуса, окислительно-восстановительные реакции.

Законы механики, понятие массы, температура кипения, температура

замерзания, удельная теплоемкость, электрическая проводимость,

давление, кинетическая и потенциальная энергия системы, скорость,

момент количества движения, импульс,

диффузия, агрегатное состояние - кристаллическое, жидкое,

газообразное, плотность, уравнение Менделеева-Клапейрона,

международная система единиц (СИ).

Умения: Рассчитывать молекулярную массу. Изображать химические символы элементов и формулы соединений. Составлять уравнения химических реакций. Решать задачи с использованием мольного объема газа. Составлять электронные формулы атомов элементов 1, II, III и IУ периодов ПС, определять валентность и степень окисления атомов элементов, составлять структурные (графические) формулы химических соединений. Определять класс неорганических соединений. Пользоваться номенклатурными правилами ИЮПАК. Составлять ионные уравнения электролитической диссоциации кислот, оснований, солей. Подбирать коэффициенты в уравнениях ОВР методом электронного баланса. Решать задачи, связанные с расчетом массовой доли растворенного вещества. Уметь производить различные математические действия: возводить в степень, извлекать корень и др., строить графики в декартовой системе координат, решать систему уравнений, решать квадратные уравнения.

^ Освоение дисциплины «Неорганическая химия» необходимо для освоения последующих дисциплин


- последующие химические дисциплины ( физическая химия, органическая химия, биологическая химия)

Номенклатурные правила ИЮПАК, номенклатура реактивов используемых в анализе. Обратимые и необратимые по направлению химические реакции. Условия их необратимого протекания. Закон химического равновесия, концентрационная константа равновесия, определение направления смещения химического равновесия при изменении условий на основе принципа Ле-Шателье. Применение в анализе сопряженных, каталитических и автокаталитических реакций. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури. Шкала рН водных растворов электролитов. Роль протолитических реакций при метаболизме лекарств. Химическая несовместимость лекарственных веществ в организме. Электронная теория кислот и оснований (кислоты Льюиса их роль в органическом синтезе). Представление о жестких и мягких кислотах и основаниях (концепция Пирсона). Электронная теория окислительно-восстановительных (ОВ)-реакций. Водородный электрод. Стандартные ОВ-потенциалы. Определение направления ОВ-реакций по разности стандартных потенциалов. Представления о влиянии среды (рН) на направлении ОВ-реакций и характер образующихся продуктов.
Тепловые эффекты химических реакций. Понятие об энтальпии. Термохимические и термодинамические уравнения. Таблицы стандартных энтальпий образования веществ и их применение для расчета на основе закона Гесса энтальпий химических реакции. Понятие об энтропии как мере беспорядка в системе. Уравнение Гиббса. Энтропийный и энтальпийный факторы. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца как критерий самопроизвольного протекания химических реакций. Зависимость скорости реакции от температуры (уравнение Аррениуса). Энергия активации. Зависимость энергии активации от механизма протекания реакции. Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора.

Химическая связь. Параметры химической связи — длина, энергия, валентный угол, гибридизация атомных орбиталей, пространственная конфигурация молекул, сигма- и пи-связь, одинарные и кратные связи), связывающие и разрыхляющие электронные орбитали. Водородная связь. Биогенные элементы: макро- и микроэлементьт и их биологическая роль; зависимость биологической активности от положения элементов в ПС; химические основы биологической активности.

- медико-биологические дисциплины (биология, биохимия)

Номенклатурные правила ИЮПАК. Понятие о термодинамических функциях состояния системы. Энтропия, как мера неупорядоченности (мера хаоса) в системе. Строение молекулы воды, ее особенности, определяющие её свойства, как универсального растворителя и среды для химических реакций обмена веществ. Роль воды в биохимических реакциях и метаболизме лекарственных веществ. Осмое. Осмотичеекое давление. Химические основы действия солевых слабительных.

- профессиональные дисциплины (медицинская биохимия)

Номенклатурные правила ИЮПАК неорганических веществ и номенклатура реактивов используемых в медицине. Классификация элементов по семействам, характеристика каждого семейства по активности и числу неорганических веществ.. Зависимость физических и химических свойств неорганических веществ от типа химической связи и строения кристаллической решетки (ионная и молекулярная):
растворимости, способности к измельчению и др. Комплексные соединения
— строение, номенклатура, классификация (хелаты, полигалогениды, клатраты - соединения включения), устойчивость комплексных соединений, константа нестойкости, основы теории цветности комплексных соединений, химические основы лечебного действия неорганических лекарственных препаратов, качественные реакции на неорганические лекарственные препараты. Определение на основе закона действующих масс пригодности химических реакций для установления подлинности вещества, Анализ веществ (натрия тиосульфат, железа (II) сульфат и др.) Использование соединений включения для увеличения биодоступности веществ. Особенности строения молекул воды, определяющие ее уникальные свойства, как универсального растворителя. Жесткость воды, способы умягчения воды. Решение ситуационных задач на увеличение и уменьшение массовой доли растворенного вещества с использованием правила смешения или правила «креста». Теоретические основы химической несовместимости неорганических веществ в растворах.
Роль макро- и микроэлементов в жизни животных и человека.. Химические свойства наиболее токсичных элементов и их соединений: элементы р- семейства (Рb, As, Вi, Sb). Элементы d-семейства (Мп, Сr, Fе, Аg, Сu, Zп, Нg, Сd), элементы s-семейства (Ва, Sг). Молекулярность и порядок реакций. Константа диссоциации слабых электролитов, ионное произведение воды, водородный показатель, произведение растворимости (ПР) или константа растворимости, константа нестойкости и усточивости комплексных соединений. Примеры расчета равновесных концентраций и концентрационной константы химического равновесия. Качественные реакции на катионы токсичных металлов и мышьяк, позволяющие идентифицировать их в биологических жидкостях и биоматериале.


^ 3. ТРЕБОВАНИЯ К УРОВНЮ ОСВОЕНИЯ СОДЕРЖАНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
(КОМПЕТЕНЦИИ ОБУЧАЮЩЕГОСЯ, ФОРМИРУЕМЫЕ В РЕЗУЛЬТАТЕ
ОСВОЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ)


Процесс изучения дисциплины направлен на формирование следующих компетенций:

- способности и готовности анализировать и использовать на практике методы естественно-научных, медико-биологических наук в различных видах профессиональной деятельности врача-биохимика (ОК-1);

- способности и готовности выявлять естественно-научную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности врача-биохимика, использовать для их решения соот-ветствующий физико-химический аппарат (ПК-2).

В результате освоения дисциплины студент должен:

Знать: Номенклатуру неорганических соединений, варианты номенклатуры ИЮПАК. Современную квантово-механическую модель атома, периодический закон, конструкцию ПС элементов. Типы химической связи, ее основные параметры; основные положения метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей. Строение комплексных соединений, их устойчивость, теорию, объясняющую окраску. Термодинамическую классификацию систем, функции состояния; закон Гесса и следствия из него; уравнение Гиббса, закон действующих масс для химического и других видов равновесий, концентрационную константу равновесия; условия смещения равновесия; скорость химических реакций, закон действующих масс для химической кинетики, влияние давления, температуры, катализаторов, ферментов на скорость химических реакций. Строение молекулы воды, особенность физических свойств. Свойства воды как универсального растворителя. Жесткость воды, способы ее устранения. Применение воды в медицине. Биологическая роль. Равновесие диссоциации слабых электролитов, равновесие диссоциации воды, водородный показатель, равновесие в насыщенном растворе мало растворимых электролитов, равновесие процесса гидролиза, равновесия в растворах комплексных соединений. Теории кислот и оснований. Классификацию химических элементов по семействам. Химические соединения элементов s-, p-, d-, f-семейства, являющиеся препаратами и реактивами, используемыми в медицине. Качественные реакции на неорганические вещества и реактивы, используемые в химическом анализе.


Уметь: Применять правила номенклатуры ИЮПАК к различным классам неорганических соединений. Составлять электронные конфигурации атомов, ионов; электронно-графические формулы атомов и молекул, определять по разности электроотрицательностей тип химической связи. Прогнозировать реакционную способность химических соединений, их прочность, физические свойства (растворимость, температуру плавления, летучесть и др.) в зависимости от типа связи. Рассчитывать термодинамические функции состояния системы, тепловые эффекты химических процессов на основе следствий из закона Гесса, энтальпийных диаграмм, таблиц стандартных значений термодинамических величин. Рассчитывать равновесные концентрации продуктов реакции и исходных веществ, смещать равновесия в растворах электролитов в нужном направлении (подавлять или усиливать гидролиз; подбирать условия для растворения и осаждения осадков и др.). Теоретически обосновывать химические основы лечебного действия неорганических веществ, химические основы токсичности химических соединений; обосновывать действие антидотов. Готовить истинные растворы, собирать простейшие установки для проведения лабораторных исследований.

^ Демонстрировать способность и готовность (владеть):

руководствоваться правилами техники безопасности при работе в химической лаборатории, прогнозировать реакционную способность химических элементов и их химических соединений, их прочность, физические свойства (растворимость, температуру плавления, летучесть и др.), называть неорганические вещества. Интерпретировать рассчитанные значения термодинамических функций и на их основе прогнозировать возможность осуществления и направление протекания химических процессов, характеризовать прочность химических веществ. экспериментально определять рН растворов при помощи индикаторов и приборов; используя значения констант растворимости (ПР), определять продукты реакции. Проводить химические эксперименты, использовать химическую посуду, установку для перегонки жидкостей, ареометры для определения плотности растворов, методиками измерения значений физических величин; методикой оценки погрешностей измерений.


^ 4. Содержание дисциплины
4.1. Объем дисциплины и виды учебной работы
Форма обучения – очная

Виды занятий и формы контроля

1- семестр




Аудиторные занятия (всего)

96

В том числе:




Лекции, (Л), час.

28

Практические занятия, (ПЗ), час.




^ Лабораторные работы (ЛР)

68

Семинары (С)




Самостоятельная работа, (СР), час.

48

Экзамены, (Э), шт.




Зачеты, (З), шт.





^ 4.2. Компетенции, разделы дисциплины по гос нпо и их объемы по видам занятий




^ КОМПЕТЕНЦИИ,
формируемые по ФГОС
ВПО, и их компоненты



Разделы
дисциплины


объем
занятий, час.


Примечания

Л

ЛЗ

СР




КОМПЕТЕНЦИИ,
формируемые по базовай части ФГОС
















Х.1.

ОК —2,3,4,5,6,8,9,11,14,15 ПК-4,5,21,31,32,34,35,39, 41,42,45,47,50

Теоретические основы неорганической химии


14


32


24




Х.2.

ОК —2,3,4,5,6,8,9,11,14 ПК — 4,5,21,32,34,35,41, 45



Химия элементов

14

36

24




Х.N.




Итого по базовой части

28

68

48






^ 4.3. Содержание разделов дисциплины



п/п

Наименование раздела дисциплины базовой части ФГОС

Содержание раздела

1.

Теоретические основы неорганической химии

Введение. Основные положения квантовой механики: квантовая теория излучения Планка-Эйнштейна;
корпускулярно-волновой дуализм; уравнение Луи де Бройля; принцип неопределенности Гейзенберга.
Орбиталь. Четыре квантовых числа.
Графическое изображение атомных орбиталей: модель электронного облака, граничная поверхность, квантовая ячейка. Основные закономерности формирования электронных оболочек атомов: принцип наименьшей энергии, запрет Паули (подуровень, его электронная емкость; уровень, электронная емкость уровней); правило Гунда. Периодический закон и его современная формулировка. Изотопы. Применение “меченных” атомов в медицине. Периодическая система (ПС) и ее варианты:
короткопериодный и длиннопериодный; конструкция короткопериодного варианта ПС: период, группа, подгруппа; 4 семейства (блока) элементов. Важнейшие характеристики атомов, периодический характер их изменения: орбитальный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону; относительная электро отрицательность, эффекты экранирования и проникновения электронов к ядру, эффект взаимного отталкивания электронов одного слоя; вторичная и дополнительная периодичность.

Основные характеристики химической связи - энергия, длина, валентный угол. Основные положения метода валентных схем (ВС), два механизма образования ковалентной связи - обменный и донорно-акцепторный, электронноструктурные диаграммы молекул, делокализованная (многоцентровая) связь; сигма- и пи-связь на примере молекулы углекислого газа. Гибридизация атомных орбиталей. Условия устойчивой гибридизации. Пространственная конфигурация молекул. Поляризация ковалентной связи, дипольный момент связи и полярной молекулы. Свойства соединений с ковалентной связью. Ионная связь — предельный случай ковалентной полярной связи, её ненасыщаемость, ненаправленность. Ионные кристаллы. Свойства ионных кристаллов. Недостатки метода ВС. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие, разрыхляющие и несвязывающие молекулярные орбитали. Межмолекулярное взаимодействие. Его роль в образовании молекулярных кристаллических решеток, в процессах образования растворов, электролитической диссоциации. Водородная связь. Поляризация ионов, поляризуемость и поляризующее действие; факторы, от которых они зависят: тип электронной оболочки, ионный потенциал.











Система и внешняя среда. Типы систем. Состояние химических процессов. системы и функции состояния. Внутренняя энергия
системы. Тепловые эффекты реакции. Понятие о термохимии. Закон Гесса и следствия из него. Понятие об энтальпии. Понятие об энтропии, как мере неупорядоченности системы и ее термодинамической вероятности. Зависимость величин энтальпии и энтропии от положения элемента, образующего химическое соединение в ПС. Термодинамические потенциалы (энергии Гиббса и Гельмгольца.) Критерий самопроизвольного протекания химической реакции. Таблицы стандартных изменений термодинамических величин. Определение направления самопроизвольного протекания химической реакции.
Химическая кинетика. Молекулярная и формальная кинетика, скорость химической реакции. Реакции простые и сложные. Механизм химических реакций. Средняя и мгновенная скорость реакции. Факторы, влияющие на скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Зависимость скорости простой реакции от концентрации. Закон действующих масс. Порядок реакции. Константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Зависимость энергии активации от типа реагирующих частиц. Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора. Ферментативный катализ.
Обратимые и необратимые реакции. Состояние
химического равновесия. Отличие состояния химического
равновесия от кинетически заторможенного состояния
системы. Условия химического равновесия в гомогенных и гетерогенных системах. Кинетическая трактовка химического равновесия. Закон действующих масс для химического равновесия. Концентрационная константа равновесия, ее физический смысл. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье-Брауна.
Электронная теория окислительновосстановительных (ОВ) реакций (Писаржевский). ОВ - свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в ПС. Изменение степени окисления атомов элементов в ОВ-реакциях. Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Стандартное изменение энергии Гиббса ОВ-реакций и стандартные окислительновосстановительные потенциалы полуреакций. Определение понятия комплексное
(координационное) соединение (КС). Строение комплексного соединения: центральный атом, лиганды, внутренняя и внешняя сфера КС, координационное число центрального атома (иона), дентатность лигандов, номенклатура КС. Устойчивость комплексных соединений; факторы, от которых она зависит. Классификация и изомерия комплексных соединений. Биологическая роль комплексных соединений, металлоферменты, химические основы применения комплексных соединений в фармации и медицине. Природа химической связи в комплексных соединениях. Основы теории цветности КС.









Характеристика растворов, их роль в фармации и медицине. Химическая процессы в растворах. Процесс растворения
электролитов. Изменение свойств растворенного вещества и
растворителя. Свойства растворителей. Растворимость.
Факторы, влияющие на растворимость. Процесс
растворения как физико-химический процесс.
Термодинамический анализ процесса растворения.
Растворимость газов в жидкостях (законы Генри,
Дальтона). Зависимость растворимости
газа от концентрации растворенных в воде электролитов,
(закон Сеченова).
Коллигативные свойства растворов. Осмос,
осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Роль
осмотического давления в биологии, медицине.
Изотонические и гипертонические растворы.
Основные положения теории электролитической
диссоциации. Процессы ионизации и диссоциации,
влияние на них природы растворителя и растворенного
вещества. Степень диссоциации и её зависимость от
одноименных ионов, концентрации.
Сильные и слабые электролиты. Константа ионизации
(диссоциации) — Ка, Кв. Диссоциация молекул воды.
Ионное произведение воды. Водородный показатель.
Понятие об индикаторах. Равновесные процессы в
растворах малорастворимых электролитов. Произведение
растворимости. Гидролиз
солей. Механизм гидролиза по катиону и аниону с
позиции поляризационного взаимодействия ионов соли с
молекулами воды. Теории кислот и оснований: недостатки
теории кислот и оснований Аррениуса. Протолитическая
теория кислот и оснований Бренстеда - Лоури. Основные
понятия. Типы протолитичееких реакций.
Электронная теория кислот и оснований. Кислоты и
основания Льюиса. Представление о жестких и мягких кислотах и основаниях (принцип Пирсона). Процессы ионизации (диссоциации), гидролиза, реакции нейтрализации с точки зрения различных теорий кислот и оснований.

2.

Химия элементов

Химия элементов как раздел химии, изучающий свойства
элементов и их соединений. Классификация элементов в
зависимости от строения валентных электронных
оболочек (семейства, блоки). Общая характеристика
(положение в ПС, строение электронных оболочек
атомов в основном и возбуждённом состояниях, возможные и проявляемые степени окисления). Положение в ПС s-, р-, d-, f-элементов.

s-элементы. Водород. Общая характеристика. Особенности положения в ПС. Реакции с кислородом, галогенами, металлами, оксидами. Характеристика связи водорода с кислородом, серой, углеродом. Особенности поведения водорода в соединениях. Ион водорода, Ион оксония, ион аммония, электронное строение, характеристика.
s-элементы I и II группы: общая характеристика. Соединения с кислородом. Гидриды, их восстановительная способность. Гидроксиды, амфотерностъ гидроксида бериллия, Соли: сульфаты, галиды, карбонаты, фосфаты. Окраска пламени летучими солями щелочных и щелочноземельных металлов. Ионы металлов, как комплексообразователи. Ионофоры и их роль в мембранном переносе ионов калия и натрия. Роль в минеральном балансе организма. Микро- и макро- s-элементы. Поступление в организм с водой; жесткостъ воды, единицы её измерения; влияние на живые организмы и протекание реакций в водных растворах. Методы устранения жесткости. Соединения кальция в костной ткани, сходство ионов кальция и стронция. Химические основы применения соединений лития, натрия, калия, магния, кальция, бария в медицине.

d-элементы. Общая характеристика.
Положение в ПС. Характерные особенности:
переменные степени окисления, образование комплексных соединений, окраска соединений и причины её возникновения. Вторичная периодичность в подгруппах. Кристаллическая структура металлов. Металлическая связь. d- элементы III группы: скандий, IУ группы: титан, цирконий, У группы: - ванадий, ниобий и тантал.
d-элементы VI группы: хром, молибден, вольфрам. Общая характеристика. Сходство и отличие от р- элементов VI группы. Соединения хрома (II) и (III):
оксиды и гидроксиды хрома. Амфотерностъ гидроксида хрома (III). Соли хрома (III), растворимость, гидролиз. Комплексные соединения. Восстановительные свойства соединений хрома(III). Соединения хрома (VI). Оксид. Хромовая и дихромовая кислоты. Соли, хроматы и дихроматы. Равновесие в растворе между хромат- и дихромат ионами. Их окислительные свойства. Хромовая смесь. Пероксидные соединения хрома (УI). Соединения молибдена, вольфрама: изополи- и гетерополикислоты. Биологическая роль хрома и молибдена. Применение соединений хрома и молибдена.
d-элементы VII группы: марганец.
Подгруппа марганца (марганец, технеций, рений). Общая характеристика. Сходство и отличие от р- элементов VII группы. Марганец. Свойства оксидов и гидроксидов марганца (II) и (III). Соли, растворимость, гидролиз, качественная реакция на ион марганца (II). Оксид марганца (IV). Окислительно-восстановительные свойства. Соли марганца (VI), манганаты. Оксид марганца (VII). Марганцевая кислота. Соли марганца
(VII)- перманганаты: термическое разложение, окислительные свойства, их зависимость от рН среды. Химические основы применения перманганата калия в медицине. Общие закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений d-элементов при переходе от низших степеней окисления к высшим (на примере соединений марганца). Биологическая роль марганца.
d-элементы VIII группы: железо, кобальт, никель
Общая характеристика, особенности конструкции УIII группы периодической системы элементов. Триады. Семейство железа (железо, кобальт, никель).
Железо. Общая характеристика. Химические свойства. Соединения железа (II) и железа (III): оксиды и гидроксиды, соли (растворимость, гидролиз, окислительно-восстановительные свойства).
Комплексные соединения железа с цианид-, тиоцианат (роданид) - ионами. Ферраты. Получение. Окислительные свойства. Качественные реакции на ионы железа(II) и (III). Биологическая роль железа. Химические основы применения железа и железосодержащих препаратов в медицине.
Важнейшие соединения кобальта (II) и кобальта (III),
никеля (II). Образование комплексных соединений.
Биологическая роль кобальта и никеля.
Платиновые металлы. Общая характеристика. Применение платиновых металлов в качестве катализаторов. Комплексные соединения платины. Применение в медицине.
d-элементы I группы: медь, серебро, золото.
Общая характеристика. Сравнение с s-элементами
I группы. Нахождение в природе, получение, применение. Соединения меди (I) и (II), кислотно-основная и
окиелительно-восстановительная характеристики.
Комплексные соединения меди (II) с аммиаком (аммиакаты), гидроксид- ионами, аминокислотами и многоатомными cпиртами (хелаты). Качественная реакция на ион меди (II). Медьсодержащие ферменты, химические основы их действия. Биологическая роль меди.
Соединения серебра (I): оксид, получение, растворимость в воде. Соли: нитрат, галогениды. Окислительные свойства серебра (I). Комплексные соединения с аммиаком, галогенид- и тиосульфат нонами. Качественная реакция на ион серебра (I). Химические основы применения соединений меди и серебра в медицине.
Золото. Соединения золота (I) и золота (III), окислительно-восстановительные свойства. Способность золота (I) и золота (III) к комплексообразованию. Химические основы, применение соединений золота в медицине.
Цинк, кадмий, ртуть.
Общая характеристика элементов и группы. Цинк и
его соединения: оксид, гидроксид, амфотерность; соли, растворимость и гидролиз;
комплексные соединения, металлоферменты.
Биологическая роль цинка.
Ртуть, особенности химических свойств ртути; соединения ртути (II): оксид, хлорид, нитрат ртути. Качественные реакции на ионы кадмия и ртути (II). Соединения ртути (I). Токсичность соединений кадмия и ртути, ее химические основы.

р-Элементы III, IV, V, VI, УII
(галогены), VIII (благородные газы) групп. Изменение
свойств р-элементов при переходе от III группы к VIII
группе (размер радиуса, потенциал ионизации,
электроотрицательность и др., характер высших оксидов
и гидроксидов).
р-Элементы III группы.
Общая характеристика. Явление вторичной
периодичности в изменении орбитальных радиусов и
энергии ионизации, ее причины. Электронная
дефицитность и ее влияние на свойства элементов и их
соединений.
Бор. Общая характеристика (положение в ПС,
строение электронных оболочек атомов, возможные и
проявляемые степени окисления, нахождение в
природе, получение, физические свойства).
Химические свойства. Бороводороды (бораны).
Образование 3-х центровой связи.
Борофтороводородная кислота. Оксид бора,
ортоборная кислота. Поведение ортоборной кислоты в
водных растворах. Бораты:
тетраборат натрия, декагидрат тетрабората натрия
(бура), гидролиз, термическое разложение тетрабората
натрия; метабораты, “перлы’. Эфиры борной кислоты.
Реакция образования борно-этилового эфира, окраска
пламени летучими соединениями бора. Роль бора как
биоэлемента в организме. Применение соединений
бора в медицине. Химические основы
токсического действия соединений бора
Алюминий. Общая характеристика. Химические свойства, Соединения алюминия: оксид, гидроксид, получение, свойства, амфотерность. Соли алюминия: квасцы, их гидролиз; алюминаты, комплексный характер алюминатов в водных растворах, комплексные галиды, криолит. Гидрид алюминия, аланаты. Химические основы применения алюминия и его соединений в медицине.
р-Элементы IV группы: углерод, кремний, олово, свинец.
Общая характеристика.
Углерод. Особенность положения углерода в ПС.
Углерод, как основа органических соединений, его
биологическая роль. Аллотропия. Активированный уголь как адсорбент. Химические свойства углерода. Оксид углерода (II) (угарный газ). Строение и природа связей. Окислительно -восстановительные (ОВ) свойства. Реакции присоединения. Фосген. Оксид углерода (II) как лиганд. Карбонилы металлов. Химические основы токсичности оксида углерода (II).
Оксид углерода (IV) (углекислый газ). Строение молекулы. Физические и химические свойства. Угольная кислота. Соли: карбонаты, гидрокарбонаты, растворимость, гидролиз, термическое разложение. Карбамид (мочевина).
Циановодородная (синильная) кислота. Простые и комплексные цианиды. Химические основы токсического действия цианидов. Циановая и изоциановая кислоты, их соли. Тиоциановая (родановодородная) кислота и её еоли. Применение углерода и его соединений в медицине. Биологическая роль углерода.
Кремний. Общая характеристика. Кремнефтороводородная кислота, фторосиликаты. Кислородные соединения кремния: оксид кремния (IУ), кремниевые кислоты, силикаты. Изополикислоты и гетерополикислоты. Силикагель. Цеолиты. Стекло. Выщелачивание стекла. Кремнийорганические соединения: силиконы. Применение соединений кремния в медицине.
Олово, свинец. Общая характеристика. Химические свойства. Соединения Sn (II) и РЬ (II): гидроксиды, соли, амфотерность гидроксидов, гидролиз солей. Соединения Sn (IV) и РЬ (IV): оксиды, гидроксиды, соли. Окислительные свойства оксида свинца (IV). Применение соединений свинца, в медицине. Химические основы токсического действия соединений свинца. Использования соединений олова и свинца в анализе лекарственных препаратов.
р-Элементы V группы: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут. Общая характеристика подгруппы.
Азот. Общая характеристика. Строение молекулы. Химические свойства. Аммиак. Получение. Строение молекулы. Физические свойства аммиака. Жидкий аммиак, водородные связи. Химические свойства: кислотно-основные и окислительно-восстановительные. Аммиакаты. Соли аммония, растворимость, термическая устойчивость. Качественные реакции на аммиак и ион аммония. Амиды: гидразин, гидроксиламин. Кислородные соединения азота,- оксиды. Физические и химические свойства. Азотистая кислота и
её соли, окислительно-восстановительная
двойственность. Азотная кислота. Валентная схема молекулы. Физические и химические свойства. Азотная кислота как окислитель. Особенность взаимодействия с металлами. Нитраты, термическое разложение, окислительные свойства.
Фосфор. Общая характеристика. Аллотропия. Химические свойства. Соединения фосфора с водородом (фосфин), с галогенами, их гидролиз. Соединения фосфора с кислородом. Получение, свойства. Фосфорноватистая и фосфористая кислоты, структурные формулы, основность, восстановительные свойства. Мета-, ди- и ортофосфорные кислоты, их соли Качественные реакции на ионы кислот фосфора (У). Дигидрофосфаты, гидрофосфаты, растворимость, гидролиз. Производные фосфорной кислоты в живых организмах. Биологическая роль.
Элементы подгруппы мышьяка (мышьяк, сурьма, висмут), Общая характеристика. Водородные соединения мышьяка, сурьмы и висмута в сравнении с аммиаком и фосфином. Обнаружение мышьяка. Кислородныс соединения со степенью окисления (III) и (V). Оксид мышьяка (111) (мышьяковистый ангидрид), оксид мышьяка (V). Кислотно-основные свойства их гидроксидов. Соли:
арсениты, арсенаты, антимониты, антимонаты, висмутаты их окислительно-восстановительные свойства. Качественные реакции на арсениты, арсенаты и ион висмута (III). Соединения с галогенами, их гидролиз; сульфиды. Тиосоли мышьяка и сурьмы. Понятие о химических основах применения в медицине аммиака, оксида азота (1), нитрита натрия, оксидов и солей мышьяка, сурьмы и висмута.

р-Элементы VI группы: кислород, сера, селен, теллур (халькогены).
Общая характеристика подгруппы.
Кислород. Общая характеристика. Особенности электронного строения молекулы кислорода. Химическая активность молекулярного и атомного кислорода. Озон. Строение молекулы. Реакция с растворами иодидов. Вода. Строение молекулы. Физические свойства. Аномалии воды. Химические свойства. Вода очищенная. Минеральная вода. Биологическая роль кислорода и воды. Химические основы применения кислорода, озона и воды в медицине.
Пероксид водорода. Строение молекулы. Получение. Физические свойства. Н2O2 как кислота. Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода. Условия хранения пероксида водорода и его растворов. Применение пероксида водорода и пероксидных соединений в медицине.
Сера. Селен.
Общая характеристика. Химические свойства. Соединения с водородом. Сероводород. Получение, строение молекулы, физические и химические свойства. Сероводородная кислота, сульфиды, гидросульфиды, растворимость, гидролиз, восстановительные свойства, качественная реакция. Соединения серы (IV). Оксид. Сернистая кислота и её соли: сульфиты, гидросульфит, их
окислительно-восстановительная двойственность,
Соединения серы (VI): оксид, хлорид диоксосеры (сульфурилхлорид). Серная кислота, олеум, дисерная кислота. Сульфаты, их растворимость в воде, качественная реакция. Тиосерная кислота, тиосульфаты, получение, реакции с кислотами, окислителями: хлорной водой, йодом, хлоридом железа (III),. Пероксодисерная кислота, пероксосульфаты, их окислительные свойства, особенности их строения, восстановительные свойства. Применение серы и её соединений в медицине . Биологическая роль серы и селена.
р-Элементы VII группы: фтор, хлор, бром, йод, астат (галогены).
Общая характеристика. Особые свойства фтора, как наиболее электроотрицательного элемента. Простые вещества, их химическая активность.
Соединения галогенов с водородом. Получение. Растворимость в воде, поляризуемость, диссоциация. Кислотные и восстановительные свойства. Соли галогеноводородных кислот. Способность фторид-иона как жесткого основания (лиганда) замещать кислород (например, в соединениях кремния). Галогенид-ионы как
лиганды в КС. Качественные реакции на галогенид-ионы. Полиодиды. Соединения галогенов в положительными степенями окисления: соединения с кислородом и друг с другом. Взаимодействие галогенов с водой, водными растворами щелочей. Оксокислоты хлора, строение; зависимость силы кислот, их окислительных свойств и устойчивости от степени окисления хлора,
хлорная известь, хлорная вода, хлораты, броматы и иодаты и их свойства. Биологическая роль галогенов. Химические основы бактерицидного действия хлора и иода. Применение в медицине, санитарии соединений галогенов.



4.4. Лекции







Название тем лекций


Количес-тво часов



1.


2.


3.


4.


5.


6.


7.


8.


9.


10.


11.


12.


13.


14.




Введение. Основные этапы развития химии.Строение атома. Квантово-механическая модель атома..


Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева

^ Основные характеристики атомов. Периодический характер их изменения


Химическая связь и её основные типы. Параметры химической связи.

Метод молекулярных орбиталей

Метод валентных связей


Химическая термодинамика. Энергетика химических реакций. Химическая кинетика. Химическое равновесие.


Окислительно-восстановительные реакции

^ Реакции комплексообразования.


Растворы. Растворимость твердых веществ, газов и жидкостей.

Явление осмоса и осмотическое давление.


Сильные и слабые электролиты. Произведение растворимости Водородный и гидроксильный показатели.

^ Теории кислот и оснований


Химия элементов. s - элементы.


d-элементы, общая характеристика. Элементы 3-5 групп.

d-элементы 6-7 групп.


d-элементы 8 группы.


d-элементы 1,2 групп.


p-элементы, общая характеристика. Элементы 3, 4 групп.


р-элементы 5 группы.


р-элементы 6,7 групп.




2


2


2


2


2


2


2


2


2

2


2


2


2


2

2



^ 4.5. Лабораторные занятия



Тема и содержание занятия

Количество часов.

1.


2.


3.

4.


5.

6.

7.


8.

9.

10.

11.

12.


13.

14.

15.

16.

17.



Правила техники безопасности при работе в химической лаборатории.

Способы выражения концентрации растворов

Приготовление растворов заданной концентрации. Решение задач. УИРС по приготовлению растворов.


^ Строение атома. Химическая связь. Периодический закон и периодическая система.

Решение задач. ТКР № 1


Химическая термодинамика. Химическая кинетика. Химическое равновесие

ЛР, Решение задач.


Ионные равновесия в растворах сильных и слабых электролитов. Гидролиз. Ионизация воды. РН и рОН. ЛР: «Гидролиз солей», Решение задач.


^ Буферные растворы.Произведение растворимости Осмотические свойства растворов

Решение задач. ТКР № 2


Окислительно- восстановительные реакции (ОВР).
^

Направление ОВР. Решение задач. ЛР «Оксидиметрия»

Комплексные соединения.


ЛР «Комплексонометрия» Решение задач. ТКР № 3


МОДУЛЬ 1


Химия s - элементов

ЛР.


Химия d - элементов 6,7 групп.

ЛР.


Химия d - элементов 1,2,8 групп

ЛР.ТКР№4


Химия p - элементов 3,4 групп.

ЛР.


Химия p - элементов 5 группы

ЛР.


Химия p - элементов 6 группы

ЛР. ТКР № 5


Химия p - элементов 7 группы

ЛР.

МОДУЛЬ 2
^

Итоговое занятие.Выходное тестирование





4


4


4

4


4


4

4


4

4

4


4

4


4

4

4

4

4



^ 4.6. Самостоятельная работа

Самостоятельная работа (всего)

1-семестр

2- семестр

В том числе:







^ Курсовой проект







Реферат







И (или) другие виды самостоятельной работы

24

24

^ 5. Образовательные технологии


№ п/п

Тема лекции и лабораторного занятия

Вид аудиторно-го занятия

Кол-во ча-сов

Образова-тельные технологии

1.


2.


3.


4.

5.

6.


7.


8.

9.

10.

11.

12.

13.

14.

15.


16.

17.


18.

19.

20.

21.

22.

23.

24.

25.

26.

27.

28.


Введение. Основные этапы развития химии.Строение атома. Квантово-механическая модель атома..


Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева.Основные характеристики атомов. Периодический характер их изменения


Химическая связь и её основные типы. Параметры химической связи.

Метод молекулярных орбиталей

Метод валентных связей


Химическая термодинамика. Энергетика химических реакций. Химическая кинетика. Химическое равновесие.

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции комплексообразования.

Растворы. Растворимость твердых веществ, газов и жидкостей. Явление осмоса и осмотическое давление.


Сильные и слабые электролиты. Произведение растворимости Водородный и гидроксильный показатели.

Теории кислот и оснований

Химия элементов. s - элементы.

d-элементы, общая характеристика. Элементы 3-5 групп.

d-элементы 6-7 групп.


d-элементы 8 группы.


d-элементы 1,2 групп.


p-элементы, общая характеристика. Элементы 3, 4 групп.


р-элементы 5 группы.


р-элементы 6,7 групп.


Правила техники безопасности при работе в химической лаборатории.

Способы выражения концентрации растворов

Приготовление растворов заданной концентрации. Решение задач. УИРС по приготовлению растворов.


Строение атома. Химическая связь. Периодический закон и периодическая система.


Химическая термодинамика. Химическая кинетика. Химическое равновесие.


Ионные равновесия в растворах сильных и слабых электролитов. Гидролиз. Ионизация воды. РН и рОН.

Буферные растворы.Произведение растворимости Осмотические свойства растворов


Окислительно- восстановительные реакции (ОВР).
^

Направление ОВР.

Комплексные соединения.



Химия s - элементов


Химия d - элементов 6,7 групп.


Химия d - элементов 1,2,8 групп


Химия p - элементов 3,4 групп.


Химия p - элементов 5 группы


Химия p - элементов 6 группы


Химия p - элементов 7 группы


Лекция


Лекция


Лекция


Лекция

Лекция

Лекция


Лекция


Лекция

Лекция

Лекция

Лекция

Лекция

Лекция

Лекция

Лаборатор-ное занятие


Лаборатор-ное занятие Лаборатор-ное занятие

Лаборатор-ное занятие

Лаборатор-ное занятие

Лаборатор-ное занятие Лаборатор-ное занятие Лаборатор-ное занятие Лаборатор-ное занятие Лаборатор-ное занятие

Лаборатор-ное занятие Лаборатор-ное занятие Лаборатор-ное занятие Лаборатор-ное занятие

2


2


2


2

2

2


2


2

2

2

2

2

2

2

4


4

4

4


4

4

4

4

4

4

4

4

4

4

Презентации


Презентации


Презентации


Презентации

Презентации

Презентации


Презентации


Презентации

Презентации

Презентации

Презентации

Презентации

Презентации

Презентации

Комльютерные симуляции


Комльютерные симуляции Комльютерные симуляции

Комльютерные симуляции

Комльютерные симуляции

Комльютерные симуляции Комльютерные симуляции Комльютерные симуляции Комльютерные симуляции Комльютерные симуляции

Комльютерные симуляции Комльютерные симуляции Комльютерные симуляции Комльютерные симуляции


^ 6. ОЦЕНОЧНЫЕ СРЕДСТВА КОНТРОЛЯ

Примеры заданий текущего контроля

Вариант-1

  1. Как протекает реакция взаимодействия с водой K?

    1. спокойно без воспламенения

    2. бурно с воспламенением

    3. со взрывом

  1. Какие вещества, взятые в избытке осаждают из растворов солей Ве плохо растворимые состояние?

    1. NaOH

    2. NH3

    3. Na2CO3

    4. (NH4)2CO3

  2. Какие реакции можно использовать, чтобы перевести BaSO4 в растворимое состояние?

    1. BaSO4 + HCl р-р ®

    2. BaSO4 + C ®

    3. BaSO4 + H2SO4 конц. ®

    4. BaSO4 + H2SO4 разб. ®

  3. Какой гидроксид является самым сильным основанием?

    1. Be (OH) 2

    2. Mg (OH) 2

    3. Ca (OH) 2

    4. Sr (OH) 2

  4. В чём растворяется Mg (OH) 2?

    1. NaOH

    2. NH3Cl

    3. HCl

    4. (NH4)2CO3



Вариант-2

  1. Какие металлы взаимодействуют с водой при комнатной температуре с выделением водорода?

    1. Na

    2. Ca

    3. Zn

    4. Al

  1. Как изменяется полярность связи в ряду CH4 - NH3 - H2O - HF.

    1. не меняется

    2. увеличивается

    3. уменьшается

  2. В результате, каких реакций образуется перекись водорода?

    1. BaO2 + H2SO4®

    2. H2S2O8 + H2O ®

    3. Na2O2 + H2SO4 ®

    4. H2 + O2 ®

  3. Напишите уравнение Fe + H2O пар ® и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения.

    1. 5

    2. 6

    3. 7

    4. 8

  4. Напишите уравнение реакции KМnO4 + H2O + H2SO4 разб. ® и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения.

    1. 9

    2. 10

    3. 13

    4. 16



Вариант-3

  1. Какова электронная конфигурация атома рубидия в основном состоянии?

    1. 4s2 4p6 4d1

    2. 4s2 4p6 4d10 5s1

    3. 4s2 3d 10 4p6 5s1

    4. 4s2 4p6 4d2

  1. Какие металлы образуют нитриды при горении на воздухе?

    1. Li

    2. Na

    3. K

    4. Mg

  2. В чём растворяется CaC2O4

    1. H2O

    2. HCl

    3. CH3COOH

  3. Какое вещество следует добавить к раствору, чтобы равновесие реакции

MgCl2 + 2NH3 + 2H2O = Mg (OH) 2 + 2NH4Cl сместить влево?

    1. NH3

    2. NH4NO3

    3. NaCl

    4. NH4Cl

  1. В чём растворяется CaCO3?

    1. H2O

    2. NaOH

    3. CH3COOH

    4. HCl



Вариант 4

  1. В каких соединениях имеет место водородная связь?

    1. H2F2

    2. (H2O)2

    3. CaH2

    4. C2H2

  1. С какими простыми веществами взаимодействует водород при нагревании?

    1. Cl2

    2. O2

    3. S

    4. Cu

  2. В каких реакциях перекись водорода проявляет восстановительные свойства?

    1. KmnO4 + H2O2 + H2SO4, разб ®

    2. KJ + H2O2 + H2SO4, разб ®

    3. PbS + H2O2 ®

    4. FeSO4 + H2O2 + H2SO4, разб®

  3. Напишите уравнения реакции CaH2 + H2O ® и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения.

    1. 2

    2. 3

    3. 4

    4. 5

  4. Напишите уравнение реакции MnCl2 + H2O2 + KOH, разб. ® MnO2 + …

И подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения.

    1. 2

    2. 3

    3. 4

    4. 5



Примеры заданий выходного тестирования


  1. В котором варианте ответов степень чистоты реактива возрастает слева направо ?

1) ч . , х.ч., техн. 2) техн. , ч. , х.ч. 3)ч.д.а. , ч. , х.ч. 4) х.ч. ,техн. , ч.д.а.

  1. Самопроизвольно протекают процессы, если

1) ∆G = 0 2) ∆G < 0 3) ∆G > 0 4) ∆G = T∆S

  1. При увеличении температуры энтропия

1) уменьшается 2) не меняется 3) увеличивается 4) сохраняется

  1. Изохорный процесс, это когда

1) ∆T = 0 2) ∆T < 0 3) ∆V = 0 4) p = const

  1. Моляльная концентрация – это число молей растворенного вещества, приходящееся на :

1)1 литр раствора 2) 1000 г растворителя 3)1 мл р-ра 4)1000мл р-ра

  1. Два раствора изотоничны, если у них :

1) p1 осм< p2 ocм 2) p1 осм> p2 ocм 3) p1 осм= p2 ocм 4)t1 = t2

  1. Ионная сила 1-молярного раствора NaCl равна ( в моль/л )

1) 1 2) 2 3) 0,5 4) С

  1. Образуется ли осадок, если ПР < [Kt]n [An]m

1)образуется 2)нет 3)наступает химическое равновесие 4)видимых изменений нет

  1. Окислитель в ходе ОВР

1) окисляется 2) не участвует 3) восстанавливается 4) выпадает в осадок

  1. Орбитальное квантовое число принимает значения :

1
)-∞ до 0 2) 0, ± 1 , ± 2 … 3)0,1,2,3… (n-1) 4)1,2,3… +∞

  1. Количество конфигураций p – орбиталей равно:

1) 2 2) 3 3) 5 4) 4

  1. Как изменяется электроотрицательность сверху вниз в подгруппах p – элементов ?

1) уменьшается 2) увеличивается 3) не меняется 4) периодически

  1. Сумма зарядов внешних сфер всех комплексных соединений : K2[SiF6] ; Na2 [Pt Cl4] ; Mg [Pt (CN)6] ;

[Fe (CО)5] равна:

1) -2 2) +3 3) +6 4) +2

  1. Пламя окрашивается в малиновый цвет в случае :

1) натрия 2) калия 3) лития 4) кальция

  1. При контакте меди с концентрированной азотной кислотой выделяется :

1) NO 2)H2 3) N2 4) NO2

  1. Качественно ионы серебра (I) можно обнаружить с помощью :

1) р-ра HNO3 2) водного р-ра KI 3) H2SO4 4) р-р NaF

  1. Качественно ионы никеля (II ) обнаруживают с помощью :

1) NH4OH 2) (NH4)2S 3) диметилглиоксима 4) р-ра NaOH

  1. При действии на кремний водных растворов щелочей выделяется :

1) силан 2) водород 3) кислород 4) оксид кремния

  1. Какого цвета пламенем горит борноэтиловый эфир ?

1) красного 2) желтого 3) синего 4) зеленого

  1. При термическом разложении нитрата аммония выделяется:

1) O2 2) N2 3) NO 4) N2O

  1. Каким реагентом можно качественно определить ортофосфат -ион ?

1) AgNO3 2) KOH 3)NH4OH 4)Co2O3

  1. Кислород в лаборатории нельзя получить рязложением :

1) KClO3 2) KMnO4 3)NaNO3 4) HNO3

  1. В каких реакциях сера проявляет восстановительные свойства ?

1)SO2 + H2O à 2)SO2 + Cl2 à 3)SO2 + CaO à 4)H2S + PbCl2 à

  1. Соляная кислота не взаимодействует ни с одним из двух указанных ввеществ :

1) Zn , NaOH 2) Cu ,CuO 3)Hg , CO2 4)Mg ,NH3

  1. Как изменяется сила кислот в ряду: HClO3 - HBrO3 - HIO3

1) уменьшается 2) усиливается 3) не меняется 4) меняется периодически

^ 7. УЧЕБНО- МЕТОДИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ.

7.1.Основная литература

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., и др., Общая химия.Биофизическая химия.Химия биогенных элементов: Учеб. для вузов) - М.: Высшая шк., 2007.- 559 с

2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию.

М.: Высшая школа, 1989. - 256 с.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа,

1999.- 640 с.

4. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1984.-384 с.

^ 7.2. Дополнительная литература

1.Оленин С.С., Фадеев Г.И.Неорганическая химия М.,1979

2.Хьюз М. Неорганическая химия биологических процессов. М: Мир 1983.

3. Журнал неорганической химии. Ежемесячное издание Российской Академии наук

^ 7.3.Учебно-методическая литература

1. Лабораторный практикум по общей химии.Часть 1и2./ Под ред. проф. Никитиной Л.Е. - Галеева С.И., Ситдиков И.Б., Хисамеев Г.Г., Сагдеев К.А.- Казань:КГМУ, 2007.- 102 с. (www.:kazmedchem.ru)

2.Учебно-методическое пособие по общей и неорганической химии для самостоятельной

работы студентов фармацевтического факультета/ Под ред. проф. Никитиной Л.Е. –

Галеева С.И., Сагдеев К.А. – Казань: КГМУ, 2006 - 98 с.

3. 5 контрольных работ, 2 модуля, вопросы к выходному тестированию, разработанные на

кафедре общей и органической химии.

4. Сайт в интернете httр:www.:kazmedchem.ru


^ 7.4. Перечень наглядных пособий, используемых в процессе обучения

1. Плакаты, таблицы, схемы.

2. На лекциях демонстрируются слайды.

7.5. Программное и техническое обеспечение дисциплины

На кафедре имеются и используются в учебном процессе компьютеры.

^ 8. МАТЕРИАЛЬНО-ТЕХНИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ


Аудитории, оснащенные химическими лабораторными столами; наборы химической посуды; реактивы; аналитические весы; водяная баня; таблицы.Термометры лабораторные, мерная посуда, штативы для пробирок и бюреток, электроплитки, микрокалькуляторы, справочники физико-химических величин, периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, таблицы: растворимости, констант электролитической диссоциации, констант нестойкости комплексных соединений, произведения растворимости малорастворимых электролитов.



Скачать 435,21 Kb.
Дата конвертации08.11.2013
Размер435,21 Kb.
ТипРабочая программа
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rud.exdat.com


База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2012
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Документы