РП Химия для 11.03.02 (2015)

Правительство Российской Федерации
Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
"Национальный исследовательский университет
"Высшая школа экономики"
Московский институт электроники и математики Национального
исследовательского университета "Высшая школа экономики"
Департамент электронной инженерии
Программа дисциплины
ХИМИЯ
для направления подготовки 11.03.02. Инфокоммуникационные технологии и системы связи
Автор программы:
к.х.н., доцент Нерето М.О.
Москва, 2015
Настоящая программа не может быть использована другими подразделениями
университета и другими вузами без разрешения разработчика программы.
Область применения и нормативные ссылки
Настоящая программа устанавливает минимальные требования к знаниям и умениям
студента и определяет содержание и виды учебных занятий и отчетности. Программа
предназначена для преподавателей, ведущих данную дисциплину, учебных ассистентов и
студентов направления подготовки для направления 11.03.02. Инфокоммуникационные
технологии и системы связи.
Программа разработана в соответствии с:
ФГОС ВПО по направлению подготовки для направления
Инфокоммуникационные технологии и системы связи квалификация «бакалавр»;
11.03.02.
- рабочим учебным планом университета по направлению подготовки для направления
11.03.02. Инфокоммуникационные технологии и системы связи.
Целью освоения дисциплины
Целью учебной дисциплины «Химия» является изучение химических систем и
фундаментальных законов химии с позиций современной науки, а также формирование
навыков экспериментальных исследований для изучения свойств веществ и их реакционной
способности.
Компетенции обучающегося, формируемые в результате освоения дисциплины
В результате освоения дисциплины студент должен:
Знать:
Основные химические понятия и законы.
Уметь:
Применять химические законы для решения практических задач.
Иметь навыки (приобрести опыт)
Навыками практического применения законов химии.
Дисциплина «Химия» способствует формированию у студентов следующих компетенций:
Компетенция
Код по
Дескрипторы – основные
ФГОС/ признаки освоения (показатели
НИУ
достижения результата)
Готовность использовать ОК-10
Демонстрирует способность
основные законы
самостоятельного поиска,
естественнонаучных
анализа информации по темам,
дисциплин в
выносимым на самостоятельное
изучение
профессиональной
деятельности, применять
методы математического
анализа и
моделирования,
теоретического и
экспериментального
Формы и методы
обучения,
способствующие
формированию и
развитию
компетенции
Самостоятельная
работа студента,
контрольные
работы
Компетенция
Формы и методы
обучения,
способствующие
формированию и
развитию
компетенции
Код по
Дескрипторы – основные
ФГОС/ признаки освоения (показатели
НИУ
достижения результата)
исследования
Способность
представить
адекватную
современному уровню
знаний научную
картину мира на основе
знания основных
положений, законов и
методов естественных
наук и математики;
ПК-1
Подготовка к практическим
занятиям, обсуждение
результатов на практических
занятиях, решение расчетных
задач
Посещение лекций,
подготовка к
практическим
занятиям и работа
на них
Способность выявить
естественнонаучную
сущность проблем,
возникающих в ходе
профессиональной
деятельности, привлечь
для их решения
соответствующий
физико-математический
аппарат.
Способность владеть
основными приемами
обработки и
представления
экспериментальных
данных.
ПК-2
Формулирование цели, при
выполнении практического
задания и домашнего задания,
выбор методов ее достижения
Практические
занятия, домашние
задания
ПК-5
Выполнение
экспериментальной
лабораторной работы и
освоение современных методов
обработки экспериментальных
данных
Практические
занятия
Место дисциплины в структуре образовательной программы
Химия принадлежит к числу фундаментальных естественнонаучных дисциплин. Она,
наряду с физикой, математикой и экологией, является базисной дисциплиной современного
высшего технического образования.
Роль химии в подготовке бакалавров направления подготовки «Инфокоммуникационные
технологии и системы связи» определяется тем, что многочисленные технологические
процессы непосредственно носят физико-химический характер, или так или иначе связаны с
химическими превращениями.
В учебной дисциплине «Химия», изучаемой в течение первого и второго модулей
студентами направления подготовки направления 11.03.02. «Инфокоммуникационные
технологии и системы связи» представлены основные разделы химии, в которых
рассматриваются физико-химические системы и процессы, наиболее актуальные для данного
направления.
Тематический план учебной дисциплины
Аудиторные часы
Самостоятельная
Всего
№
Название раздела
часов
Лекции
Практические
Работа
занятия
1 Введение в дисциплину
«Химия». Химическая
систематика: основные
законы, типы систем и
процессов.
2 Энергетика химических
процессов: предмет и метод
равновесной химической
термодинамики,
термодинамические законы
и их приложения,
термодинамические
критерии реакционной
способности систем.
3 Термодинамическое
описание процессов и
равновесий в различных
реакционных системах:
химических,
электрохимических и
адсорбционных.
Определение реакционной
способности (химического
сродства) систем.
4 Изучение состава и свойств
компонентов химических
систем: аналитический и
структурный аспекты.
Теоретическое описание
строения молекул.
Основы химической
кинетики и катализа.
5 Кинетические критерии
реакционной способности
для химических систем
Основы электрохимической
6 кинетики. Кинетические
. критерии реакционной
способности для
электрохимических систем.
Итого
16
2
3
11
44
8
12
24
42
10
8
24
32
6
6
20
30
4
6
20
26
4
6
16
190
34
41
115
Формы контроля знаний студентов
Текущий контроль
Вид задания
Число заданий
Количество
баллов за одно
задание
0,10
1. Посещение лекций
17
2. Практические занятия:
а) работа на занятиях
15
0,30
3
0,30
б) выполнение лабораторных
работ
в) тесты (защита лаб. работ)
3
0,30
4. Контрольная работа
5. Коллоквиум
6. Домашнее задание
2
1
7. Реферат
Всего
Экзамен
1
10
Вес накопленных баллов 50%, вес оценки за экзамен 50%
Суммарное
количество
баллов
1,70
4,50
0,90
0,90
2,0
10
10
Если накопленная баллы выше 7,5 баллов, преподаватель вправе освободить от сдачи
экзамена, с выставлением им в зачетную ведомость соответствующего числа баллов (8, 9,
10 баллов).
Содержание дисциплины
Раздел 1. Введение в дисциплину «Химия». Химическая систематика: основные
законы, типы систем и процессов (2 часа)
1.1
1.2
1.3
1.4
1.5
1.6
1.7
Химия для инженеров. Основные законы химии
Химия: ее предмет и место в системе фундаментальных теоретических дисциплин.
Ее наиболее важные приложения в электронике.
Основополагающие методы теоретической химии: квантовомеханической,
термодинамической, молекулярно-кинетической.
Физическая химия − теоретический базис наук химического профиля.
Основные цели и задачи учебного курса «Химия» по направлению 11.03.02.
Общая структура учебного курса. Основные разделы: химическая и
электрохимическая термодинамика, аналитическая и структурная химия, химическая кинетика и катализ, электрохимическая кинетика и коррозия металлов.
Универсальные для естествознания законы сохранения (массы, энергии,
заряда) и периодичности (строения и свойств вещества) − основополагающие
законы химии, их квантовая природа.
Стехиометрические законы химии: постоянства состава низкомолекулярных
соединений, эквивалентности, кратных отношений (масс и объемов) реагирующих
веществ. Закон Авогадро. Объединенный закон газового состояния.
Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций.
Раздел 2. Энергетика химических процессов: предмет и метод равновесной
химической термодинамики, термодинамические законы и их
приложения, термодинамические критерии реакционной
способности систем (8 час.)
Первый закон термодинамики и его приложения. Термохимия
2.1. Предмет и метод равновесной химической термодинамики. Основные
термодинамические понятия: термодинамическая система, состояние системы,
параметры состояния, термодинамический процесс, функция состояния
системы, процессы обратимые и необратимые, самопроизвольные и вынужденные.
2.2. Внутренняя энергия и энтальпия системы − функции ее состояния. Теплота и работа
− функции процесса.
2.3. Первый закон термодинамики. Его выражение для закрытых систем. Изохорный и
изобарный тепловые эффекты химических процессов.
2.4. Основной закон термохимии − закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартное
состояние вещества. Стандартные теплоты образования химических соединений.
2.5. Зависимость энтальпии вещества от температуры и давления Теплоемкость – функция
температуры.
2.6. Уравнение зависимости теплового эффекта химической реакции от температуры
(уравнение Кирхгофа). Методы расчета изобарных тепловых эффектов реакций при
заданной температуре по справочным данным.
Второй закон термодинамики. Критерий самопроизвольности и равновесия для
химических процессов в изолированной системе. Третий закон термодинамики
(постулат Планка). Приложения второго и третьего законов термодинамики
2.1 Содержание и энтропийная формулировка второго закона термодинамики. Энтропия
– функция состояния системы. Изменение энтропии как критерий самопроизвольности
процессов и равновесия в изолированных системах.
2.2. Статистический смысл энтропии и второго закона термодинамики. Постулат Планка
(третий закон термодинамики) о равенстве нулю энтропии правильного кристалла при
нуле Кельвина и его статистическое обоснование.
2.3. Зависимость энтропии от температуры, объема и давления. Изменение энтропии при
фазовом переходе. Нахождение стандартной абсолютной энтропии при заданной
температуре для индивидуальных веществ.
2.4. Нахождение изменения энтропии в химических реакциях по справочным данным о
стандартных абсолютных энтропиях, зависимостях теплоемкости от температуры.
Термодинамические потенциалы. Критерии самопроизвольности и равновесия для
химических процессов в неизолированных системах
2.1. Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики.
Термодинамические потенциалы: энергия Гельмгольца и энергия Гиббса.
2.2. Изменение термодинамического потенциала – критерий самопроизвольности
процессов и равновесия в неизолированных химических системах.
2.3. Уравнение Гиббса−Гельмгольца как концентрированное выражение первого и второго
закона термодинамики. Химический потенциал индивидуального вещества и компонента
смеси.
2.4. Максимальная полезная химическая работа в изобарно-изотермическом процессе и
химическое сродство реакционной системы.
Наиболее часто используемые термодинамические функции:
их свойства и зависимости от естественных переменных
2.1. Зависимости энергии Гиббса, энергии Гельмгольца, химического потенциала
индивидуального вещества от температуры и давления (объема).
Нахождение стандартной относительной энергии Гиббса, (G°т − H°298), (G°т − H°298),
и приведенных по температуре величин этих функций для индивидуальных веществ.
2.2. Зависимость химического потенциала компонента от его концентрации в смеси.
Активность и коэффициент активности компонента смеси.
2.3. Стандартные значения энергии Гиббса для процессов образования индивидуальных
веществ, « ∆G 0f ,298 ».
2.4. Нахождение изменения энергии Гиббса в химических процессах при заданной
температуре по справочным данным.
Раздел З. Термодинамическое описание процессов и равновесий
в различных реакционных системах: химических,
электрохимических и адсорбционных. Определение
реакционной способности (химического сродства) систем
(10 час.)
Термодинамическое описание процессов в гомогенных и гетерогенных химических
системах: химическое сродство, химическое равновесие.
Основные характеристики и зависимости.
3.1 Термодинамические условия: осуществимости химического процесса, достигнутого в
нем равновесия. Уравнение изотермы химической реакции Гиббса - Вант-Гоффа.
Химическое сродство и стандартное химическое сродство. Закон действующих масс для
гомогенных систем. Особенности равновесия в гетерогенных системах.
3.2 Константа химического равновесия, ее выражения через равновесные давления,
концентрации, активности.
3.3 Зависимость константы химического равновесия от температуры (уравнение изобары
Вант-Гоффа).
3.4 Равновесный состав реакционной химической системы. Равновесный выход продуктов
химической реакции. Принцип смещения равновесия Ле Шателье. Влияние условий
проведения реакции (температуры, давления, соотношение чисел молей компонентов) на
равновесный выход.
3.5 Экспериментальные и расчетные методы определения констант равновесия для
химических реакций.
Термодинамическое описание процессов и равновесия в
электрохимических системах. Особенности электрохимических
систем. Гальванический элемент, его электродвижущая сила,
электродные потенциалы
3.1 Особенности электрохимических систем и процессов: электрохимическая система как
гетерогенная система, состоящая из проводников с ионной и электронной проводимостью, в
которой реакция окисления и восстановления протекают раздельно; электрохимическая
система в роли гальванического элемента и электролизера.
3.2. Гальванический элемент – уникальная по своим возможностям термодинамическая
система, позволяющая с высокой точностью измерять максимальную электрическую работу
и эквивалентную ей максимальную полезную химическую работу, совершаемую
окислительно-восстановительной реакцией.
3.3. Обратимые (равновесные) гальванические элементы: электродвижущая сила,
относительные электродные потенциалы; выражения Нернста для электродвижущей силы и
электродных потенциалов; стандартная электродвижущая сила, константа равновесия
результирующей реакции. Стандартный электродный потенциал.
Использование стандартных электродных потенциалов для определения направления
протекания окислительно-восстановительных реакций в химических системах.
3.4. Основы термодинамической теории электродвижущих сил и электродных потенциалов:
обратимые электроды; электрохимический потенциал иона; электрохимические равновесия
на границе «металл-раствор» и возникновение скачков потенциала; уравнение электродного
потенциала в терминах «гальвани-потенциалов».
Термодинамическое описание равновесных свойств
растворов электролитов. Электролитическая диссоциация,
равновесия в растворах электролитов
3.1. Растворы электролитов как составные части электрохимических систем,
обеспечивающие электрическую проводимость во внутренних цепях систем.
Образование растворов электролитов. Основы теории электролитической диссоциации:
закон разведения Аррениуса-Оствальда, сильные и слабые электролиты.
3.2. Равновесия в растворах слабых электролитов: термодинамическая константа
диссоциации; ионное произведение воды. Протолитическая теория Бренстеда-Лоури;
константы кислотности и основности.
Равновесия в водных растворах сильных электролитов: произведение растворимости
труднорастворимых соединений; гидролиз солей, степень и константа гидролиза
3.3. Термодинамическое описание растворов электролитов: межионное взаимодействие,
представление об ионной атмосфере; активности и коэффициенты активности ионов;
ионная сила растворов; уравнение (предельный закон) Дебая−Гюккеля для расчета средних
ионных коэффициентов активности в разбавленных растворах сильных электролитов.
Нахождение полной активности вещества в растворе по справочным данным о среднем
ионном коэффициенте активности.
Типы электродов и электрохимических цепей
3.1. Классификация обратимых электродов, уравнения зависимости электродных
потенциалов от активности компонентов электродных реакций: электроды первого рода,
второго рода, окислительно-восстановительные электроды, газовые электроды и
мембранные электроды; нернстовские выражения электродных потенциалов для
перечисленных электродов; таблица стандартных электродных потенциалов в водных
растворах. Зависимость стандартных электродных потенциалов от температуры.
3.2. Классификация гальванических элементов, выражения для электродвижущей силы
различных гальванических элементов: гальванические элементы химического типа и
концентрационные гальванические элементы; электрохимические цепи с переносом и без
переноса, сдвоенные электрохимические цепи;
нернстовские
выражения
для
электродвижущей силы гальванических элементов различного типа.
3.3. Уравнение Гиббса-Гельмгольца для гальванического элемента. Зависимость
электродвижущей силы от температуры. Нахождение значений
термодинамических
функций для токообразующей реакции в гальваническом элементе.
3.4. Гальванические элементы в качестве химических источников тока: первичные источники (батареи, элементы питания), вторичные источники (кислотные и щелочные
аккумуляторы); кислородно-водородный топливный элемент
Реакционная способность веществ (химическое сродство) и Периодическая система
элементов Д.И. Менделеева
3.1. Концепция периодичности. Периодический закон и Периодическая система
химических элементов Д.И. Менделеева как их естественная классификация по
электронным структурам.
3.2. Современные представления об электронной структуре атомов: теоретические модели
атома водорода и многоэлектронных атомов. Принципы и порядок формирования
электронных оболочек атомов по методу одноэлектронного приближения. Электронные
конфигурации атомов в виде электронных формул и систем квантовых ячеек (атомных
орбиталей).
3.3. Структура Периодической системы: периоды, группы, подгруппы и семейства
химических элементов. Зависимость свойств химических элементов, определяющих их
активность в реакциях, от положения элементов в Периодической системе: изменения
энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности, окислительновосстановительных и кислотно-основных свойств атомов химических элементов −
периодические функции их порядкового номера.
3.4. Зависимость термодинамических свойств веществ от положения образующих их
элементов в Периодической системе: значения энтропии простых веществ, теплоты
образования и химического сродства образования однотипных соединений, значений
стандартных электродных потенциалов − периодические функции порядкового номера у
соответствующего химического элемента.
3.5. Связь реакционной способности (химического сродства) со свойствами химических
элементов и их соединений: корреляционная зависимость химической активности веществ
от их кислотно-основных свойств и склонности к проявлению различной степени
окисления от положения соответствующих элементов в подгруппах и периодах.
Раздел 4. Изучение состава и свойств компонентов химических систем:
аналитический и структурный аспекты. Теоретическое
описание строения молекул
(6 часов)
Теоретические методы описания строения молекул
с ковалентными химическими связями
4.1. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная и металлическая связь) и
характер распределения
(локализации) электронной плотности между связанными
атомами. Универсальный характер ковалентной связи. Квантовомеханические методы
(теории), использующиеся для описания ковалентной химической связи.
4.2. Основные положения теории (метода) валентных связей на примере молекулы
водорода, их распространение на более сложные молекулы. Представление о перекрывании
атомных спин-орбиталей (электронных облаков) как
специфическом
квантовом
взаимодействии, которое приводит к образованию между ядрами атомов области с
повышенной электронной плотностью, связывающей положительные ядра. Обменный и
донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной химической связи.
4.3. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность (сигма-, пи- и дельтасвязывание). Представление о гибридизации атомных орбиталей центральных атомов
сложных молекул, тип гибридизации и пространственная конфигурация молекулы.
Полярность ковалентной связи. Дипольные моменты молекул.
4.4. Основные положения теории (метода) молекулярных орбиталей. Орбитальное строение
молекул. Образование молекулярных орбиталей из атомных орбиталей в приближении
линейной комбинации последних – метод ЛКАО МО: связывающие, разрыхляющие и не
связывающие молекулярные орбитали σ - и π -типов; распределение электронов в
системе молекулярных орбиталей в соответствии с принципами минимальности энергии,
Паули и максимальной мультиплетности.
Энергетические диаграммы и электронные конфигурации гомоядерных и гетероядерных
двухатомных молекул, порядок химической связи, магнитные свойства молекул.
Теоретическое описание химических связей ионного и металлического типов.
Строение комплексных соединений. Межмолекулярное взаимодействие, водородная
связь
4.1. Теоретическое описание химических связей ионного типа. Природа и свойства ионной
связи: ненасыщенность, ненаправленность; координационные свойства ионов.
4.2. Теоретическое описание химических связей металлического типа. Природа и свойства
металлической связи: ненасыщенность, ненаправленность. Представление о металлической
связи как о предельно делокализованной ковалентной связи, осуществляемой за счет
ограниченного числа
коллективизированных валентных электронов между
многочисленными атомами, расположенными в узлах кристаллической решетки.
Металлическая связь с позиций теории молекулярных орбиталей – представление об
энергетической зоне в металле.
4.3. Теоретическое описание строения комплексных соединений. Особенности строения
комплексных соединений: координационные сферы – внутренняя и внешняя; ионное
(ионно-дипольное)
и донорно-акцепторное взаимодействия
между центральным
комплексообразующим ионом и лигандами, приводящие к возникновению
координационных (ковалентных) связей. Электронная и пространственная структура
комплексных соединений с позиции теории валентных связей.
4.4. Представление о дополнительной, водородной, связи между молекулами, ее влияние
на реакционную способность молекул.
Раздел 5. Основы химической кинетики и катализа. Кинетические
критерии реакционной способности для химических систем
(4 часа)
Основные понятия и принципы химической кинетики.
Описание реакций простого типа
5.1. Кинетическая характеристика реакционных химических систем: понятия скорость и
механизм химической реакции, математические выражения скорости реакции для
гомогенных и гетерогенных систем. Скорость химической реакции – кинетический
критерий реакционной способности системы.
5.2. Основные положения формальной кинетики: основной закон кинетики, кинетическое
уравнение скорости, константа скорости, порядок и молекулярность химической реакции.
Кинетическая классификация химических реакций.
5.3. Кинетическое описание реакций простого типа в закрытых системах: уравнения
кинетических кривых односторонних реакций первого и второго порядков; методы
определения константы скорости и порядка реакции.
Основы теории элементарного химического акта
5.1. Зависимость константы скорости химической реакции от температуры: правило ВантГоффа; уравнение Аррениуса, энергия активации реакции; представления Аррениуса об
активных молекулах в элементарном химическом акте.
5.2. Основные положения теории активных бинарных столкновений: активные соударения
молекул, доля активных молекул в распределении Максвелла-Больцмана; нахождение числа
активных соударений по молекулярным константам и экспериментальной энергии
активации; предэкспоненциальный множитель и стерический фактор в кинетическом
уравнении теории бинарных столкновений.
5.3. Основные положения теории активированного комплекса (переходного состояния):
активированный комплекс как промежуточное образование из исходных частиц,
предшествующее превращению в продукты реакции; равновесные характеристики
активированного комплекса – константа равновесия процесса его образования и распада,
энтальпия и энтропия образования; выражение для константы скорости, частоточный и
энтропийный факторы; подход к теоретической оценке энергии активации.
Раздел 6. Основы электрохимической кинетики. Кинетические критерии
реакционной способности для электрохимических систем
(4 часа)
Электролиз и его применение. Коррозия и защита металлов
6.1. Кинетика некоторых электродных процессов: катодное выделение водорода и анодное
выделение кислорода; кинетика катодного выделения и анодного растворения металлов.
6.2. Электролиз и его применение: электролиз расплавов и растворов; последовательность
катодных и анодных процессов при электролизе; напряжение разложения; выход по току;
применение электрохимических процессов в электронном машиностроении.
6.3. Понятие коррозии. Классификация коррозионных процессов: химическая коррозия;
электрохимическая коррозия. Термодинамика и кинетика электрохимической коррозии
металлов, коррозионные микрогальванические пары с водородной и кислородной
деполяризацией.
6.4. Методы защиты металлов от коррозии: легирование металлов; защитные покрытия;
электрохимическая защита; изменение свойств коррозионной среды; введение ингибиторов,
типы ингибиторов, механизм их действия; способы повышения коррозионной стойкости
элементов микросхем.
Учебно-методические материалы по дисциплине «Химия»
а) Основная литература
1.
2.
3.
4.
Пожидаев Е.Д. Химия. М.: ИДТ, 2008.
Коровин Н. В. Общая химия. М.: Высшая школа, 2002.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1981.
Киреев В.А. Курс физической химии. М.: Химия, 1980.
б) Дополнительная литература
1. Горбунов А.И., Гуров А. А., Филиппов Г. Г., Шаповал В. Н. Теоретические
основы общей химии. М. Изд. МГТУ им. Н.Э. Баумана. 2001.
2. Угай Я. А. Общая и неорганическая химия. М. Высшая школа. 2000.
3. Полторак О.М. Термодинамика в физической химии. М.: Высшая школа, 1991.
4. Еремин Е.Н. Основы химической термодинамики. М.: Высшая школа, 1980.
5. Камыщенко С.Д. Теория электрохимических процессов. Учебное пособие. М:
МИЭМ, 1989.
6. Краткий справочник физико-химических величин. Под ред. Равделя А.А. и
Пономаревой К.Н. М.−Л.: Химия, 1983.
Материально-техническое обеспечение дисциплины
Лабораторный практикум проходит в специализированной лаборатории.
Образовательные технологии
Лекции проходят в аудитории, оборудованной проектором или программой Teacher.
Занятия проходят в форме лекций и практических занятий. На практических занятиях
преподаватель с помощью учебного ассистента проводит лабораторные работы. Все
лабораторные работы выполняются по индивидуальному маршруту, составленному
преподавателем для каждого студента.
Перед выполнением экспериментальной части преподаватель обсуждает со студентами
основные теоретические положения выполняемой работы, метод, цель и ход работы.
Затем студенты приступают к самостоятельному выполнению экспериментальной части
работы. Полученные результаты измерений записываются в таблицу и обрабатываются под
наблюдением преподавателя. Студенты делают выводы по результатам лабораторной
работы.
В конце лабораторного занятия проводится защита выполненной работы в форме
собеседования с преподавателем или выполнения теста в системе LMS (Learning Management
System).
Для достижения хороших результатов при изучении дисциплины студентам необходимо
самостоятельно выполнять задания, выданные преподавателем в виде домашних работ, а
также разбирать материалы лекций и соответствующие темы в рекомендованной литературе.
Некоторые темы предлагаются студентам для самостоятельного изучения.
Самостоятельная работа студентов по изучаемой дисциплине предусмотрена в
количестве 115 часов.