Декан факультету М.І.Валько 1. Мета і задачі дисципліни, її місце в навчальному процесі

Херсонський національний технічний університет

Кафедра фізичної та неорганічної хімії

Реєстр. № _____________ Затверджую

Перший проректор ____________Рогальский Ф.Б. _____________ 2008 р.

РОБОЧА ПРОГРАМА

з дисципліни «Загальна та неорганічна хімія»

статус дисципліни: нормативна

напрям підготовки: 6.051601 «Технологія та дизайн текстильних матеріалів»

напрям підготовки: 6.051602 «Технологія виробів легкої промисловості»

(галузь знань: 0516 – Текстильна легка промисловість)

Факультету технологій і дизайну

Курс __1____ семестр _2_____

Денна форма навчання Заочна форма навчання

Лекції __18_ Лекції 4

Практичні заняття _-____ Практичні заняття -

Лабораторні заняття _27___ Лабораторні заняття 6

Самостійна робота __90__ Самостійна робота 125

Всього годин ___135__ Всього годин 135

Кредит ECTS ____3,75_

Іспит 2 семестр

Укладач: к.т.н., доцент О.В. Міщенко

Херсон 2008

Робоча програма складена на базі професійно-освітньої програми, типової навчальної програми, нормативних документів з впровадження КМСОНП у ХНТУ.

Робоча програма розглянута на засіданні кафедри фізичної та неорганічної хімії

“ “____________ 2008 р. протокол № _____

Завідувач кафедри Г.В. Міщенко

Робочу програму схвалено на засіданні кафедрипереробки, стандартизації і сертифікації сировини

“ “____________ 2008 р. протокол № ­­­­­_____

Завідувач кафедри Л.А. Чурсіна

Робочу програму схвалено на засіданні кафедримеханічної технології волокнистих матеріалів

“ “____________ 2008 р. протокол № _____

Завідувач кафедри І.А. Прохорова

Координатор КМСОНП

факультету технологій і дизайну А.Г. Домровський

Координатор КМСОНП

факультету заочного та

дистанційного навчання Н.Л. Дон

Схвалено методичною радою факультету технологій та дизайну

“ “____________ 2008р. протокол № _____

Голова методичної ради факультету М.І.Валько

Декан факультету М.І.Валько 1. Мета і задачі дисципліни, її місце в навчальному процесі

Хімія є однією з фундаментальних природничих наук, знання якої необхідно для творчої діяльності сучасного спеціаліста.

Головна мета курсу ”Загальна та неорганічна хімія” – це:

• формування знань, вмінь та навичок, необхідних для раціонального розвитку у студентів хімічного мислення;

• дати теоретичну та практичну базу для подальшого засвоєння всіх хімічних, загально-інженерних та професійно-орієнтованих дисциплін.

Основні завдання курсу:

• забезпечити високий рівень фундаментальних знань, необхідних для успішного вивчення спеціальних дисциплін;

• сформувати у студентів комплекс хімічних знань про речовину, її будову, перетворення, можливі галузі застосування;

• дати студентам сучасне уявлення щодо загальних принципів перебігу хімічних реакцій, розчинів, електрохімічних явищ і процесів;

• показати значення хімії у народному господарстві;

• розвити навички та уміння використовувати досягнення сучасної хімії в технологічних процесах і виробництвах.

В результаті вивчення дисципліни студенти повинні знати:

• основні закони хімії;

• основні положення теорії будови атомів;

• зв¢язок властивостей елементів із їхнім положенням у періодичній системі Менделєєва;

• хімічний характер найважливіших сполук, основні закономірності перебігу хімічних реакцій;

• основні властивості розчинів електролітів і неелектролітів;

• окисно-відновні реакції;

• найважливіші неорганічні речовини у технологічних процесах, а також неорганічні реагенти, які застосовуються у технологічному контролі сировини та готової продукції;

Студенти повинні вміти:

• застосовувати основні хімічні закони на практиці;

• характеризувати основні властивості елементів і речовини у зв’язку з положенням атомів в періодичній системі елементів;

• використовувати закономірності перебігу хімічних процесів;

• підібрати необхідні неорганічні речовини для технологічного процесу, виходячи із заданих параметрів;

• виконувати хімічні розрахунки та застосовувати знання теорії для вирішення практичних задач.

Згідно діючих навчальних планів загальна та неорганічнахімія відкриває вивчення всіх хімічних дисциплін. Паралельно з нею на першому курсі вивчаються лише математика та фізика. Отже виклад курсу загальної та неорганічної хімії здійснюється на базі шкільних курсів хімії, фізики та математики.

Структура дисципліни

Табл. 1

Шифр спеціальності	Форма навчання	Курс	Се­местр	Всього годин	В тому числі:	Контроль
Лекцій	Практич-них занять	Лабораторних занять	Сам. робота	Інші види	Залік	Іспит
6.051601	Денна	І	ІІ								+
6.051602	Денна	І	ІІ								+

3. Тематичний план дисципліни

Табл. 2

Теми курсу	Кількість годин
Всього	Лекції	Практичні заняття	Лабо­раторні заняття	Самостійна робота
ІІ семестр Теоретичні основи загальної хімії
Змістовий модуль 1
1. Основні поняття та закони хімії
2. Будова атома. Періодичний закон і періодична система елементів Д.І. Менделєєва     елементівречовини
3. Хімічний зв'язок і будова молекул
4. Основи хімічної термодинаміки
5. Хімічна кінетика і хімічна рівновага
Змістовий модуль 2
6. Загальні властивості розчинів неелектролітів
7. Розчини електролітів
8. Електрохімічні процеси
Разом:

Зміст дисципліни

Табл. 3

№ навчального тижня	Найменування лекцій, лабораторних і практичних занять, їх короткий зміст	Кількість годин
Лекції	Практичні	Лабораторні	Самостійні	Форми контролю /максимальна кількість балів можлива за змістовим модулем
IІ семестр Теоретичні основи загальної хімії
Змістовий модуль 1
1,	Лекція 1. Вступ. Основні поняття та закони хімії. Місце хімії у системі наук. Розвиток і значення хімії. Закон Авогадро, закон кратних співвідношень, закон об’ємних співвідношень; еквівалент елемента, еквівалент складної речовини, закон еквівалентів. Квантовий характер випромінювання та поглинання енергії. Поняття про квантову механіку. Корпускулярно-хвильова природа електрона. Рівняння Луї де-Бройля. Принцип невизначеності Гейзенберга.
1,	Лабораторне заняття 1. Техніка безпеки. Правила роботи в хімічній лабораторії. Класи неорганічних сполук.
2,	Лекція 2. Будова атома Характеристика енергетичного стану електрона квантовими числами. Атомні орбіталі, форми електронних хмар для s-, p- та d-станів. Розподіл електронів за енергетичними рівнями. Принцип Паулі. Правило Гунда. Періодична система елементів Д.І. Менделєєва Порядок заповнення електронних оболонок атомів великих та малих періодів. Правило Клечковського. s-, p- та d- елементи. Вплив електронної будови атомів на властивості елементів. Енергія іонізації, спорідненість до електрона. Електронегативність.					Експрес- опитування
2,	Лабораторне заняття 2. Основні хімічні закони. Будова атома.					опиту-вання
3, 26	Лекція 3. Хімічний зв'язок і будова молекул.   Теорія утворення хімічного зв’язку. Основні типи хімічного зв’язку. Методи валентних зв'язків та молекулярних орбіталей. Ковалентний зв'язок та його властивості. Насичуваність ковалентного зв’язку. Спрямованість. σ-, π-, δ- зв’язки. Гібридизація атомних орбіталей. Просторова конфігурація молекул. Поляризованість. Полярні та неполярні зв’язки. Донорно-акцепторний зв'язок та його властивості. Йонний зв’язок та його властивості. Металічний зв’язок. Типи міжмолекулярної взаємодії і його вплив на властивості речовини.					Експрес- опитування
3,	Лабораторне заняття 3.   Визначення теплового ефекту хімічної реакції.					Захист лаб. роб.
4,	Лекція 4. Енергетика хімічних процесів. Основні поняття термодинаміки. Перший закон термодинаміки. Елементи термохімії. Екзо- та ендотермічні реакції. Внутрішня енергія та ентальпія. Теплові ефекти при сталому об'ємі і тиску. Ентальпія утворення хімічних сполук. Закон Гесса та приклади його застосування для розрахунків теплових ефектів різних процесів. Поняття про ентропію. Зміна ентропії у хімічних реакціях. Енергія Гіббса (ізобарно-ізотермічний потенціал) та її зміна у хімічних процесах. Використання таблиць ізобарно-ізотермічних потенціалів для вияснення принципової можливості проходження того чи іншого процесу.					Експрес- опитування
4,	Лабораторне заняття 4.   Хімічна кінетика (вплив концентрацій та температури на швидкість хімічних реакцій) та рівновага.					Захист лаб. роб.
5,	Лекція 5. Хімічна кінетика та рівновага. Гомогенні та гетерогенні системи. Поняття про компоненти та фази систем. Хімічні реакції у гомогенних і гетерогенних системах. Швидкість хімічних реакцій. Закон дії мас. Константа швидкості. Вплив температури на швидкість реакції. Поняття про енергетичний бар’єр, активні частинки та енергію активації. Поняття про гомогенний та гетерогенний каталіз, механізм каталітичних процесів. Роль каталізу в сучасних технологіях. Оборотні та необоротні реакції: хімічна рівновага. Константа рівноваги. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шателье та його значення у хімії та технології.					Експрес- опитування
5,	Лабораторне заняття 5.   Розв’язування задач.					Опитування
6, 29	Лекція 6. Розчини та їх властивості.   Розчини, як багатокомпонентні системи. Процеси, що супроводжують утворення розчинів Сольватація. Гідратна теорія розчинів Менделєєва. Гідрати та сольвати. Зміна етальпії та ентропії при розчиненні. Розчинність газів, рідин і кристалів у рідинах. Закон Генрі. Вплив на розчинність природи компонентів розчину, температури та тиску. Способи вираження концентрації розчинів.Загальні властивості розчинів неелектролітів. Дифузія і осмос. Осмотичний тиск. Температура кипіння та замерзання розчинів. Закони Рауля.					Експрес- опитування
6,	Лабораторне заняття 6.   Контроль за змістовим модулем 1.					МКР 1
Змістовий модуль 2
7, 30	Лекція 7. Розчини електролітів.   Електролітична дисоціація. Особливості води як розчинника. Залежність дисоціації від характеру хімічних зв’язків у електролітах. Механізм процесу електролітичної дисоціації. Сильні і слабкі електроліти. Ступінь та константа дисоціації. Закон розведення Оствальда. Сучасні теорії кислот і основ. Іонні рівняння. Добуток розчинності. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН. Індикатори. Поняття про буферні розчини. Значення рН у технологічних процесах. Різні випадки гідролізу солей. Константа гідролізу. Значення гідролізу для процесів хімічної технології.					Експрес-опитування
7, 30	Лабораторне заняття 7.   Розчини. Загальні властивості розчинів.					Зах. лаб. роботи
8, 31	Лекція 8. Електрохімічні процеси. Окисно-відновні реакції. Найважливіші окисники та відновники. Вплив середовища на перебіг окисно-відновних реакцій. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій. Електронно-іонні баланси. Електродні потенціали. Електрохімічний ряд напруг. Рівняння Нернста. Гальванічні елементи та Е.Р.С. Типи гальванічних елементів. Напрями окисно-відновних реакцій.					Експрес-опитування
8, 31	Лабораторне заняття 8. Електролітична дисоціація. Властивості розчинів електролітів.					Захист лаб. роб.
9, 32	Лекція 9. Електроліз. Сутність електролізу. Анодні і катодні процеси. Закони електролізу. Застосування електролітичних процесів у промисловості. Корозія металів і захист від неї. Корозія хімічна і електрохімічна. Способи захисту від корозії.					Експрес-опитування
9,	Лабораторне заняття 9. Реакції в розчинах електролітів. Гідроліз солей					Захист лаб. роб.
10,	Лабораторне заняття 10. Окисно-відновні реакції					Захист лаб. роботи
11,	Лабораторне заняття 16. Гальванічні елементи.					Захист лаб. роботи
12,	Лабораторне заняття 12. Електроліз. Корозія металів.					Захист лаб. роботи
13,	Лабораторне заняття 13. Контроль за змістовим модулем 2.					МКР 2
	Разом

5. План самостійної та індивідуальної роботи студента

Таблиця 4

Види та форми самостійної та індивідуальної роботи.	Рекомендована література	Планові терміни виконання	Форми контролю та звітності	Максимальна кількість балів за змістовим модулем (в т.ч. СРС)
1 семестр
І. Обов’язкові
Змістовий модуль 1 (40 годин)
Робота над лекційним матеріалом		На протязі семестру	Опитування
Підготовка і оформлення лабораторних робіт		Захист лаб. роб.
Підготовка до практичних занять		Опитування
1. Основні поняття та закони хімії	[2] с. 24-33; [3] с. 12-26; [7] с. 15-21; [6] с.5-6;		Сам. роб.
2. Класи неорганічних сполук	[3] с. 134-146; [4] с. 32-52; [8]; [10]; [11]; [6 с. 7-10;		Сам. роб. ДІЗ
3. Будова атома. Періодичний закон і періодична система елементів Д.І. Менделєєва	[1] с. 16-45; [2] с. 162-219; [3] с. 27-72; [6] с. 11-12;		Сам. роб.
4. Хімічний зв'язок і будова молекул.	[1] с. 47-106; [2] с. 220-333; [3] с. 72-106;		ДЗ
5. Основи хімічної термодинаміки.	[1] с. 176-197; [2] с. 51-63; [3] с. 111-120; [6] с.13-15;		Сам. роб. ДІЗ
6. Хімічна кінетика і рівновага.	[1] с. 197-225; [2] с. 64-82; [3] с. 121-133; [6] с.16-18;		Сам. роб. ДІЗ
			МКР 1
Разом балів за обов’язкові види СРС
Змістовий модуль 2 ( 50 годин)
7. Загальні властивості розчинів неелектролітів.	[2] с. 84-100; [3] с. 147-160; [7] с. 224-235; [6] с.19-26;		Сам. роб. ДІЗ КР
8. Розчини електролітів.	[2] с. 101-129; [3] с. 164-182;	7-9	Сам. роб. ДІЗ КР
9. Електрохімічні процеси.	[1] с. 234-247; [2] с. 129-159; [3] с. 182-202 [6] с.33-40;	10-12	Сам. роб.
			МКР 2
Разом балів за обов’язкові види СРС
Разом балів

6. Контроль знань студентів денної форми навчання

Розподіл балів, що присвоюються студенту з дисципліни «Загальна та неорганічна хімія»

Таблиця 5

2 семестр

Змістовий модуль 1

Змістовий модуль 2

Сума балів

№ з/п

Вид роботи

лаб. роб. 1

лаб. роб. 2

лаб. роб. 3

лаб. роб. 4

лаб. роб. 5

індив. роб.

МКР1

Разом

лаб. роб. 6

лаб. роб. 7

лаб. роб. 8

лаб. роб. 9

лаб. роб. 10

лаб. роб. 11

індив. роб.

МКР2

Разом

1.

Захист лабораторних робіт

Самостійна і індивідуальна робота

Виконання модульних і контрольних робіт

Всього

Примітка: Екзамен виставляється за результатами поточного контролю (таблиця 6)

Таблиця переводу оцінок

Таблиця 6

Національна шкала	Шкала ECTS	100-бальна шкала
Відмінно	A	90-100
Добре	B	80-89
C	66-79
Задовільно	D	56-65
E	50-55
Незадовільно	FX	25-49
F	0-24

Примітка до табл. 6:

У випадку, якщо студент не згоден з підсумковою семестровою оцінкою, він має право складати іспит, за результатами якого він може отримати від 0 до 100 балів. Бали отримані на протязі семестру при цьому не враховуються. Отриману на іспиті кількість балів згідно табл. 6 переводять в оцінку за національною шкалою та шкалою ECTS.