5.2.Содержание разделов дисциплины «Химия

МИНОБРНАУКИ РОССИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Майкопский государственный технологический университет»
Факультет
Кафедра
медицинский
Общей и неорганической химии
УТВЕРЖДАЮ
Проректор по учебной работе
___________Л.И. Задорожная
«_____»__________ 200____г.
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА
по дисциплине
по специальности
химия
060101.65 Лечебное дело
по профилю подготовкиСпециалитет
Квалификация (степень)
выпускника
Форма обучения
Очная
Майкоп
Рабочая программа составлена на основе ФГОС ВПО и учебного плана МГТУ по
направлению (специальности) 060101.65 Лечебное дело
Составитель рабочей программы:
кандидат педагогических наук, доцент
(должность, ученое звание, степень)
(подпись)
Тхакушинова А.Т.
(Ф.И.О.)
Рабочая программа утверждена на заседании кафедры
Общей и неорганической химии
(наименование кафедры)
Заведующий кафедрой
«___»________200__г.
(подпись)
Одобрено учебно-методической комиссией факультета
(где осуществляется обучение)
(Ф.И.О.)
«___»_________20__г.
Председатель
учебно-методического
совета направления (специальности)
(где осуществляется обучение)
(подпись)
(Ф.И.О.)
(подпись)
(Ф.И.О.)
(подпись)
(Ф.И.О.)
(подпись)
(Ф.И.О.)
Декан факультета
(где осуществляется обучение)
«___»_________20__г.
СОГЛАСОВАНО:
Начальник УМУ
«___»_________20__г.
Зав. выпускающей кафедрой
по направлению (специальности)
2
Организационно-методический раздел
Цели и задачи изучения дисциплины
Химия
1. Цели и задачи учебной дисциплины, ее место в учебном процессе.
1.1. Цели и задачи изучения дисциплины. Целью дисциплины является приобретение
студентами знаний в области химии.
Курс химии для студентов медицинских специальностей является базовым как для химического образования студентов, так и для профессионального медицинского образования.
Основные задачи раскрываются на основе изложения требований к знаниям, умениям и навыкам,
которыми должны овладеть студенты:
- общехимическая подготовка студентов с целью формирования у них химической
картины мира в общем контексте естествознания и медицины;
- умение прогнозировать основные физические и химические свойства веществ;
-изучение теоретических основ химии.
-изучение частных вопросов химии.
-изучение основ органической химии.
- осознание студентами значения химических знаний и умений для последующей медицинской деятельности.
студент должен иметь представление о составе, строении и свойствах веществ.
- о классификации веществ.
- об основных закономерностях изменения веществ.
знать
- основы термодинамики и биоэнергетики
-закономерности протекания химических реакций
-теорию сильных и слабых электролитов, протолитические реакции в растворах
- окислительно – восстановительные процессы
- биогенная роль химических элементов
-теорию строения органических веществ
- строение и свойства основных классов органических соединений
уметь
- характеризовать свойства веществ относящихся к различным классам.
-выбирать оптимальные условия для проведения химических реакций и смещения равновесия в системах.
-делать расчеты для проведения титриметрических и гравиметрических исследований
1.2. Краткая характеристика дисциплины и ее место в учебном процессе.
Курс химии является базисным курсом для изучения всех химических дисциплин,
обеспечивает профессиональную подготовку, входит в состав профессионализма как элемент его
содержательного компонента.
Эта дисциплина является естественно научным компонентом в блоке общепрофессиональных дисциплин учебного плана.
Дисциплина вооружает понятийным и категорийным аппаратом по этой отрасли знаний и соответствующей терминологией.
1.3. Связь с предшествующими дисциплинами.
-математика
-биология
-физика
1.4. Связь с последующими дисциплинами.
-биохимия
- нормальная физиология
- фармакология
- клиническая биохимия
3
2. Место дисциплины в структуре ООП специалитета
Настоящая программа составлена с ориентацией на конечные цели обучения и включает те разделы, которые рассматривают химические процессы, протекающие в организме в
норме и при патологии,и используют их для коррекции патологических состояний и в целях
диагностики.
Знания, полученные при изучении этих разделов необходимы при рассмотрении некоторых вопросов биологии, микробиологии, физиологии, фармакологии, а также в дальнейшей самостоятельной практической работе.
Общая химия вместе с биоорганической химией и биохимией, а также такими медикобиологическими дисциплинами, как биология с основами генетики, нормальная анатомия,
гистология, нормальная физиология формирует у студентов знания о строении и функционировании здорового организма, а вместе с патофизиологией и фармакологией – знания о
сущности общепатологических процессов и наиболее распространенных болезней, о методах
их диагностики и лечении, о механизме действия лекарств.
3. Компетенции
дисциплины
обучающегося,
формируемые
в
результате
освоения
Основные задачи раскрываются на основе изложения требований к знаниям, умениям и
навыкам, которыми должны овладеть студенты.
-формирование навыков научно-технического мышления, творческого применения полученных знаний в будущей деятельности.
-изучение теоретических основ химии.
-изучение частных вопросов химии.
-изучение основ органической химии.
-изучение основ химического и физико-химического анализа веществ.
-изучение основ идентификации веществ.
студент должениметь представление составе, строении и свойствах веществ.
- о классификации веществ.
- об основных закономерностях изменения веществ.
знать
-строение атома
-периодический закон
-химическую связь
-закономерности протекания химических реакций
-теорию электролитической диссоциации
- окислительно – восстановительные процессы (ОК- , ПК- )
В результате освоения дисциплины студент должен :
знать: строение атома, периодический закон, химическую связь, закономерности протекания химических и биохимических процессов, теорию электролитической диссоциации,
окислительно-восстановительных процессов ( ОК-1, ОК-2, ПК-3, ПК-5, ПК-6);
уметь: характеризовать свойства веществ, относящихся к различным классам, связывать строение атома и свойства соединений элемента с его положением в ПС, выбирать оптимальные условия для проведения химических реакций и смещения равновесия в системах,
решать экспериментальные и расчетные задачи по определению состава вещества (ПК-4,
ПК-3)
владеть: навыками для проведения различных исследований, применять полученные
знания на практике при анализе химических явлений и решении расчетных и экспериментальных задач (ПК-4, ПК-5, ПК-6, ПК-14)
4
4. Объем дисциплины и виды учебной работы
Общая трудоемкость дисциплины составляет 3 зачетных единицы (108 часов).
Семестры
Всего
Вид учебной работы
часов/з.е.
1
Аудиторные занятия (всего)
72/2
72/2
В том числе:
Лекции (Л)
36/1
36/1
Практические занятия (ПЗ)
Семинары (С)
Лабораторные работы (ЛР)
36/1
36/1
Самостоятельная работа студентов (СРС) (всего)
36/1
36/1
В том числе:
Курсовой проект (работа)
Расчетно-графические работы
Реферат
Другие виды СРС (если предусматриваются, приводится перечень видов СРС)
Форма промежуточной аттестации:
экзамен
Общая трудоемкость
36/1
36/1
108/3
108/3
5. Структура и содержание дисциплины
5.1. Структура дисциплины
№
п/п
Раздел дисциплины
1. Основы термодинамики. Химическая кинетика. Химическое равновесие
2. Учение о растворах.
Типы химических реакций. Протолитические и
гетерогенные процессы
и равновесия.
3. Биогенные элементы.
Комплексные соединения. Редокс-процессы и
равновесия.
4. Основы строения и реакционной способности
органических соедине-
Виды учебной работы,
включая самостоятельную
Неделя и трудоемкость (в часах)
семестра
Л
С/ПЗ
ЛР
СРС
Формы текущего
контроля
успеваемости
(по неделям семестра)
Форма промежуточной аттестации
(по семестрам)
Обсуждение
докладов, опрос, тестирование, защита
модуля
1-2
4
2
2
3-4
4
2
2
Опрос, тестирование,
защита модуля
5- 7
6
2
2
Опрос, тестирование,
защита модуля
8-9
4
2
2
Опрос, тестирование
5
ний.
5. Углеводороды: алифатические и циклические.
6. Гомофункциональные
соединения.
7. Поли- и гетерофункциональные соединения,
участвующие в процессах жизнедеятельности.
8. Биополимеры и их
структурные компоненты
9. Промежуточная аттестация.
ИТОГО:
10-11
6
4
2
Защита модуля
12-13
6
2
2
Опрос
14-15
2
2
2
Опрос, тестирование,
Защита модуля
16-18
4
2
4
Защита модуля
18
-
-
36
Зачет
36
18
54
6
5.2.Содержание разделов дисциплины «Химия»
Трудоем№
Наименование
кость (чап/п темы дисциплины
сы/зач. ед.)
Тема Основы термоди6/0,16
1. намики. Химическая кинетика. Химические равновесия.
Тема Учение о раство2. рах. Типы химических реакций. Протолитические и гетерогенные
процессы и равновесия.
6/0,16
ФормируеРезультаты освоения
мые компе(знать, уметь, владеть)
тенции
1.1.Основы химической термодинаОК-17
Знать:основные термодинамики.
ПК-1
мические понятия и законы,
1.2. 1 закон термодинамики, закон
необходимые для дальнейшеГесса, следствия из него. Термохиго изучения биохимии, фармические расчеты.
макологии, физиологии.
1.3. 2 закон ТД. Представление о
Уметь:
экспериментально
стационарном состоянии живых оропределить теплоту раствореганизмов. Принцип энергетического
ния соли,зависимость скоросопряжения Пригожина.
сти реакции от различных
1.4. Скорость химических реакций.
факторов, производить термоОсновные кинетические понятия.
химические расчеты.
Особенности кинетики биохимичеВладеть: методами проведеских реакций.
ния некоторых химических
1.5. Катализ. Особенности ферментаэкспериментов, навыками ретивного катализа.
шения задач по термодинами1.6. Химическое равновесие. Принке и кинетике .
ципы его смещения. Понятие о гомеостазе живого организма.
2.1. Физико-химические свойства воОК-11
Знать: основные типы химиды.
ПК-1
ческих реакций, состав и
2.2. Коллигативные свойства раствопринципы совместного дейров: законы Рауля. Осмос, осмотичествия буферных растворов в
ское давление.
организме, особенности гете2.3. Сильные и слабые электролиты.
рогенных равновесий и их
Константа и степень диссоциации.
нарушений при формировании
2.4. Активность и коэффициент аккостной и зубной ткани в ортивности. Ионная сила растворов,
ганизме.
плазмы крови.рН растворов, биолоУметь: использовать базовыеСодержание
Образовательные технологии
Слайд-лекции,
тематический
семинар
Лекции-беседы,
интерактивные
методы обучения
7
Тема Биогенные элемен3. ты. Комплексные
соединения.
Редокс-процессы и
равновесия
8/0,22
гических жидкостей.
2.4. Теории кислот и оснований.
Протолитические реакции. Протолитические равновесия и процессы в
жизнедеятельности.
2.5. Буферные системы, их состав,
механизм действия.
2.6. Буферные системы организма, их
роль в поддержании кислотнощелочного гомеостаза.
2.7. Общее представление о гетерогенных процессах.
2.8. Условие образования и растворения осадков. Реакции, лежащие в
основе образования и разрушения
костной ткани
3.1. Классификация биогенных элементов, их распространенность в
природе, топография в организме.
3.2. Макро- и микроэлементы. Примеры эндемических заболеваний,
Токсичность тяжелых металлов.
3.3. Химические аспекты экологических проблем, их связь со здоровьем
человека.
3.4. Особенности строения, классификация комплексных соединений,
их образование и устойчивость.
3.5. Особенности строения и биологическая роль гемоглобина.
3.6. Лигандообменные процессы,
равновесия, гомеостаз, нарушения.
Использование комплексных соеди-
знания о принципах действия
буферныхрастворовдля понимания причин нарушения и
способов восстановления кислотноосновногогомеостаза,организовать своюсамостоятельную работу по изучению
основной и дополнительной
литературы.
Владеть: навыками решения
расчетных задач для расчетов
рН растворов электролитов,
буферных растворов, константы растворимости.
ОК-15
ПК-1
Знать:Значение
биогенных
элементов и их соединений
для жизнедеятельности организма, для раскрытия причин
эндемических
заболеваний.
Основные типы ОВР и их роль
для жизнедеятельности живых
организмов.
Уметь: составлять и интерпретировать схемы круговорота биологических элементов
в
природе;
определять
направление ОВР, используя
значение редокс- потенциалов
Владеть: навыками решения
задач по равновесиям в растворах комплексных соедине-
Лекциявизуализация,
кейс-метод
8
Тема Основы строения и
4. реакционной способности органических
соединений.
Тема Углеводороды:
5. алифатические
6/0,16
4/0,10
и
нений в медицинской практике.
3.7. Редокс- процессы и равновесия.
Механизм возникновения электродного и редокс- потенциала.
3.8. Уравнения Нернста и НернстаПетерса, их использование в медикобиологических исследованиях. 3.9.
Редокс- процессы и редокс – равновесия в живых организмах.
4.1. Электронное строение элементов- органогенов (С, О, Н).
4.2. Типы связей в молекулах органических соединений. Сопряжение и
ароматичность.
4.3. Электронные эффекты. Химическое строение и структурная изомерия органических соединений.
4.4. Пространственное строение и
стерео- изомерия. Понятие о конфигурациях, конформациях. Энантиомерия, диастереомерия.
4.5. Понятие о механизме реакции.
Типы реакций и реагентов. Факторы,
определяющие реакционную способность.
4.6. Связь пространственного строения с биологической активностью
вещества.
5.1. Общая характеристика класса
углеводородов. Тип гибридизации
ний, расставлять коэффициенты в уравнениях ОВР. Приобрести навыки практического
определения рН индикаторными и безиндикаторными
способами.
ПК-4
ПК-5
Знать:особенности электронного строения атома углерода,
типы гибридизации его, особенности пространственного
строения в зависимости от типа гибридизации, природу
электронных эффектов в молекулах органических веществ
и их влияние на свойства органических веществ.
Уметь:определять типы связей в молекулах органических
соединений, составлять электронные формулы, объяснять
на основе электронных формул кислотные или основные
свойства веществ.
Проблемные
лекции,
тематический
семинар
Владеть:навыками прогнозирования свойств органических веществ на основе
знаний об электронных эффектах в молекул.
ПК-2
Знать:общие формулы, типы
изомерии, характерные реак-
Проблемные
лекции,
9
циклические.
Тема Гомофункцио6. нальные соединения: спирты, фенолы, простые эфиры,
альдегиды,
карбоновые кислоты.
10/0,36
Тема Поли- и гетеро7. функциональные
соединения, участ-
6/0,16
атома углерода в алканах, алкенах,
алкинах, аренах.
5.2. Реакции, характерные для углеводородов: радикального замещения
для насыщенных УВ (SR); электрофильного присоединения для ненасыщенных УВ (АЕ); электрофильного
замещения для ароматических УВ
(SЕ).
5.3. Механизмы протекания этих реакций. Медико- биологическое значение УВ их производных.
6.1. Гомологические ряды спиртов,
фенолов, простых эфиров, альдегидов, карбоновых кислот,
6.2. Электронное строение молекул,
характерные реакции, способы получения.
6.3. Правила номенклатуры (суффиксы, префиксы).
6.4. Медико- биологическая роль
представителей классов гомофункциональных соединений.
7.1. Гомологические ряды, функциональные группы, алифатических гидроксикислот, оксокислот, аминокис-
ОК-14
ПК-2
ПК-3
ПК-5
ПК-6
ции представителей всех классов УВ, принципы номенклатуры.
Уметь:составлять структурные формулы изомеров данных УВ, давать названия,
определить тип гибридизации
атома углерода в молекуле.
Владеть: навыками построения структурных формул
конформеров
(
проекции
Ньюмена) и изомеров.
Знать:общие формулы, типы
изомерии, характерные функциональные группы, принципы номенклатуры для каждого
класса данных веществ.
Уметь:составлять структурные формулы гомологов и
изомеровпредставителей данных гомофункциональных соединений, давать им названия;
определять свойства веществ,
исходя из его структурной
формулы.
Владеть:практическими
навыками выполнения некоторых химических реакций,
характеризующих химические
свойства этих веществ.
Знать: общие формулы, типы
изомерии, характерные функциональные группы, принци-
тематический
семинар
Проблемные
лекции,
тематический
семинар
Проблемная
лекция,
тематический
10
вующие в процессах жизнедеятельности.
Тема Биополимеры и их
8. структурные компоненты
лот, моносахаридов, олигосахаридов.
7.2. Электронное строение молекул,
характерные реакции, способы получения.
7.3. Стереоизомерия, таутомерия.
Классификация. Номенклатура.
7.4.
Медико-биологическая роль
представителей данных классов соединений.
6/0,16
Полисахариды, пептиды, белки,
триглицериды, нуклеиновые кислоты. Нахождение в природе. Физические и химические свойства, медикобиологическое значение
ПК-5
ПК-6
пы номенклатуры для каждого
семинар
класса данных веществ, реакции, характерные для каждого
класса соединений.
Уметь:составлять структурные формулывеществ, находить хиральные атомы, определять типы стереоизомеров
для различных веществ, давать названия веществам.
Владеть:
практическими
навыками выполнения некоторых химических реакций,
характеризующих химические
свойства этих веществ.
Знать: определение каждого Лекция, тематикласса соединений, состав мо- ческий семинар
лекул, функциональные группы и связанные с этим химические свойства; биологическая роль каждого класса соединений.
Уметь:определять
принадлежность вещества, относящегося к данным классам, пользуясь структурной формулой,
писать структурные формулы
триглицеридов, полисахаридов и др.
Владеть: навыками выполнения некоторых химических
реакций,
характеризующих
химические свойства этих ве11
ществ.
Итого
54/1,5
12
5.3.Практические и семинарские занятия, их наименование и объем в часах
№
п/п
№ раздела
дисциплины
-
-
Наименование
Практических и семинарских занятий
-
Объем в часах/
трудоемкость в з.е.
-
5.4. Лабораторные занятия, их наименование и объем в часах
Объем в часах/трудоемкость в
з.е.
1. Основы термодинамики. Термодинамические расчеты по уравнениям
2/0,055
химических реакций.
2. Химическая
кинетика. Скорость химических реакций.
2/0,055
Химические равновесия.
№ раздела
дисциплины
3. Химическое равновесие
Наименование лабораторных
работ
Химическое равновесие.
2/0,055
4. Учение о растворах. Типы Приготовление растворов заданных конценхимических реакций.
траций. Решение задач и упражнения по протолитическим равновесиям.
2/0,055
5. Коллигативные свойства Коллигативные свойства растворов
растворов
6. Протолитические равно- Гидролиз солей. Расчеты рН.
весия.
2/0,055
7. Протолитические равновесия.
8. Гетерогенные равновесия
и процессы
9. Редокс-процессы и равновесия
10. Комплексные
соединения.
Буферные растворы
2/0,055
Гетерогенные равновесия и процессы.
2/0,055
Окислительно-восстановительные реакции
2/0,055
Получение и свойства комплексных соединений.
2/0,055
11
Элементы органогены (углерод, водород, кислород, азот, фосфор, сера)
Химия металлов жизни.
2/0,055
Основные понятия органической химии
4/0,11
Биогенные элементы
10 Биогенные элементы
11 Основы строения и реакционной способности органических соединений
12
Углеводороды
Углеводороды алифатические и ароматические
13 Гомофункциональные со- Спирты и фенолы.
единения
14 Гомофункциональные со- Альдегиды, карбоновые кислоты.
единения
15 Липиды.
Липиды.
2/0,055
2/0,055
2/0,055
2/0,055
2/0,055
2/0,055
13
16 Аминокислоты и белки
17 Углеводы.
Аминокислоты и белки.
2/0,055
Углеводы.
2/0,055
Итого
36/1
5.5. Примерная тематика курсовых проектов (работ)
Курсовой проект (работа) учебным планом не предусмотрен.
5.6. Самостоятельная работа студентов
Содержание и объем самостоятельной работы студентов
Объем в
Сроки вычаполнения сах/трудоем
кость в з.е.
1. Основы термодинамики
Особенности термодинамики био2 неделя
2/0,055
химических процессов в равновесных и стационарных состояниях.Написание реферата
2. Химическая кинетика
Особенности кинетики фермента3 неделя
2/0,055
тивного
катализа.Составление
плана-конспекта. Решение задач.
Подготовка к контрольной работе.
3. Учение о растворах.
Решение расчетных задач. Значе4 неделя
2/0,055
ние растворов в биологии и медико-санитарной практике. Реферат
4. Коллигативные свойства рас- Физико-химические свойства во5 неделя
2/0,055
творов.
ды. Вода- уникальный растворитель.
5. Протолитические равновесия и Роль электролитов в организме
6 неделя
2/0,055
процессы.
человека, рН биологических жидкостей. Подготовка к контрольной
работе.
6. Гетерогенные равновесия и Реакции, лежащие в основе фор7 неделя
2/0,055
процессы.
мирования костной и зубной ткани. Реферат. Решение расчетных
задач по определению растворимости.
7. Буферные растворы.
Механизм действия буферных си8 неделя
2/0,055
стем организма. Расчеты рН буферных растворов.
8. Редокс-процессы.
Упражнения по составлению
9 неделя
2/0,055
уравнений ОВР. Особенности
биохимических ОВП в организме.
Подготовка к лабораторной работе.
9. Комплексные соединения.
Номенклатура к.с. Решения задач 10 неделя
2/0,055
по равновесиям в растворах к.с.
10. Биогенные элементы.
Работа с дополнительной литера- 11 неделя
2/0,055
Разделы и темы рабочей про- Перечень домашних заданий и
№
граммы самостоятельного
других вопросов для самостояп/п
изучения
тельного изучения
14
11.
12.
13.
13
14
15
турой, подготовка реферата.
Основы строения и реакцион- Основные понятия орг. химии,
ной способности органических изомерия и номенклатура орг. сосоединений
единений. Подготовка к лабораторной работе.
Углеводороды
Гомологические ряды, изомерия,
номенклатура, химические свойства. Работа над домашним заданием, подготовка к лабораторной
работе. Подготовка к контрольной
работе.
Гомофункциональные соеди- Гомологические ряды, изомерия,
нения
номенклатура, химические свойства. Работа над домашним заданием, подготовка к лабораторной
работе. Подготовка к контрольной
работе.
Липиды.
Виды липидов, особенности строения и свойств, значение для организмов. Подготовка к лабораторной работе.
Аминокислоты и белки
Особенности строения и свойства.
Значение для живых организмов.
Работа над домашним заданием,
подготовка к лабораторной работе. Подготовка к контрольной работе.
Углеводы.
Особенности строения и свойства.
Значение для живых организмов.
Работа над домашним заданием,
подготовка к лабораторной работе. Подготовка к контрольной работе.
Итого
12 неделя
4/0,11
13 неделя
2/0,055
14 неделя
2/0,055
15 неделя
2/0,055
17 неделя
4/0,11
18 неделя
2/0,055
36/1
6. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости, промежуточной аттестации по итогам освоения
6.1. Контрольные вопросы и задания для проведения текущего контроля
Модуль 1. Контрольная работа
Тема: Химическая кинетика. Химическое равновесие.
Вариант 1
1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия
масс. Примеры написания кинетических уравнений для гомогенных и гетерогенных реакций.
2. При состоянии равновесия в системе
N2(Г) +3 Н2(Г)↔2NH3(Г) ∆Н0= - 92,4 кДж /моль
Концентрации реагирующих веществ равны: N2 = 3 моль/л; Н2 = 9 моль/л; NH3 = 4 моль/л.
Определить: а) исходные концентрации Н2 и N2; б) в каком направлении сместится равновесие при
уменьшении реакционного сосуда ( повышении давления); в) в каком направлении сместится равновесие с ростом температуры?
3. Каково значение энергии активации реакции , скорость которой при 300К в 10 раз больше,
чем при 280К?
4. Понятие о катализе. Виды катализа. Свойства катализаторов.
15
5.Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N2 + ЗН2<±
2NH3. Как изменится скорость прямой реакции — образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?
6.Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если
понизить температуру от 120 до 80°С? Температурный коэффициент скорости реакции 3.
7. Параллельные, последовательные, сопряженные и цепные реакции.
Вариант 2
1.Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
2. Как повлияет на равновесие следующих реакций:
H2(Г) + О2(Г) ↔ 2Н2О(Г)
∆Н0= - 483,6 кДж /моль;
СаСО3(К) ↔ СаО(К) + СО2(Г)
∆Н0= +179 кДж /моль;
а) повышение давления; б) повышение температуры?
3. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при температуре 298К, если
энергию активации её уменьшить на 4 кДж /моль.
4. Ферментативный катализ, его особенности (специфичность, активность, чувствительность).
5.Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы C +
Н2 О(г) ↔ СО + Н 2 . Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции — образования водяных паров?
6. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60 С, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен 2?
7.Энергия активации реакции. Понятие об активных молекулах.
Вариант 3
1. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ, температуры, давления.
2. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы
СО(г) + Н2О(г) <± СО2(г) + Н2(г)
если равновесие концентрации реагирующих веществ (моль/л): [СО]Р= = 0,004; [Н2О]Р = 0,064;
[СО2]Р = 0,016; [Н2]р = 0,016.
3. Энергия активации некоторой реакции составляет 10 кДж /моль. Во сколько раз изменится
скорость реакции при повышении температуры от 27 до 370С?
4. Кинетика ферментативных процессов. Уравнение Михаэлиса-Ментен, его анализ.
5. В гомогенной системе СО + С12 ↔СОС12 равновесные концентрации реагирующих веществ (моль/л): [СО] = 0,2; [С12] =0,3; [СОС12] = 1,2. Вычислите константу равновесия системы.
6. При 1000С реакция, для которой температурный коэффициент равен 2,4, заканчивается за
30 мин. За какое время завершится эта реакция при 80 0С?
7. Понятие о сложных и простых реакциях. Что такое молекулярность реакции
Модуль 2. Контрольная работа
Тема: Протолитические процессы и равновесия
Вариант 1
1. Протолитические реакции. Основные положения протолитической теории кислот и оснований: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара, амфолиты. Привести примеры.
2. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно– восстановительной реакции методом электронного баланса, определить окислитель, восстановитель, тип окислительновосстановительной реакции:
16
KМnO4 + NaNO2+ Ba(OH)2→ BaMnO4+ NaNO3+…........
3. Определить рН буферного раствора, полученного смешиванием 100 мл раствора муравьиной кислоты с концентрацией 0,1М и 200 мл раствора формиата натрия с концентрацией 0,1М.
(рКа = 3,76).
4. Понятие о гетерогенных процессах. Константа растворимости. Гетерогенные равновесия в
живых организмах.
Вариант 2
1. Электролитическая диссоциация и ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН). Способы определения рН растворов.
2. Особенности биохимических окислительно-восстановительных процессов в организме.
3. Определить ёмкость буферного раствора по кислоте, если при добавлении к 100 мл этого
раствора 4 мл соляной кислоты с концентрацией 0,6 моль/л рН изменилась на 0,5.
4. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно– восстановительной реакции методом электронного баланса, определить окислитель, восстановитель, тип окислительновосстановительной реакции:
NaCrO2+ PbO2 + NaOH+ H2O→ Na2CrO4+ Pb(OH)2
Вариант 3
1.Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель, шкала кислотности. Значение постоянства рН в организме человека.
2. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно– восстановительной реакции методом электронного баланса, определить окислитель, восстановитель, тип окислительновосстановительной реакции:
Mn(NO3)2 + PbO2+ HNO3 → НMnO4+ Pb(NO3)2+ …..
3. Рассчитать растворимость хлорида свинца PbCl2 в моль/л и г/л, исходя из значения KS.
(KS.=1,6 10-5).
4. Состав, механизм действия и биологическая роль гидрокарбонатной и фосфатной буферных систем.
Модуль 3. « Комплексные соединения. Биогенные элементы»
Вариант 1.
1. Дать определение комплексным соединениям. Их классификация.
2. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число
центрального атома комплексообразователя в соединениях: K3[Fe(CN)6], [Ag(NH3)2] OH,
[Co(NH3)3(NO2)3].
3. C каким лигандомZn2+образует более прочное соединение: глицин (Кн= 1,1·10-10), лизин (Кн= 2,51·10-8), гистидин (Кн= 1,32·10-13)? Почему?
4. Важнейшие водородные соединения кислорода: вода и пероксид водорода. Их значение, свойства и применение в медицинской и санитарной практике.
Вариант 2.
1. Равновесия в растворах комплексных соединений. Написать уравнение первичной и
вторичной диссоциации комплексного соединения [Ag(NH3)2]Cl. Для диссоциации комплексного иона написать выражение Кн.
2. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число
центрального атома комплексообразователя в соединениях: K4[Fe(CN)6],K[Ag(CN)2],
[Pt(NH3)4Cl] Cl2.
3. В аналитической и медицинской практике используется лиганд ЭДТА (этилендиаминтетраацетат). С какими катионами: Со3+ (Кн= 2,51·10-41), Mg2+(Кн= 7,59·10-10), Fe2+(Кн= 6,31·1015
) он образует менее прочное соединение?
4. Биологическая роль р - элементов (углерод, кислород, азот, фосфор) для жизнедеятельности организма. Применение их соединений в медицинской практике.
Вариант 3.
1. Лигандообменные равновесия. Их нарушения. Принципы хелатотерапии.
17
2. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число
центрального атома комплексообразователя в соединениях:K2[Hg(CN)4], [Pt(NH3)4) SO4,
Na3[Co(NO2)].
3. Напишите уравнения диссоциации комплексных ионов [Zn(NH3)4]2+и [Hg(CN)4]2-.
Укажите какой из комплексных ионов является наиболее прочным, пользуясь справочными
значениями Кн.
4. Биологическая роль S- элементов (металлы IAи IIA групп) в минеральном балансе организма. Сходство ионов кальция и стронция, изоморфное замещение, стронциевый рахит.
Применение соединений кальция и магния в медицине.
Тестовые задания для контроля остаточных знаний
Вариант 1
1. Раствор - это гомогенная система …
1) постоянного состава, состоящая из 2 и более независимых компонентов
2) переменного состава, состоящая из 2 независимых компонентов
3) переменного состава, состоящая из 2 и более независимых компонентов.
2. Фактор эквивалентности ортофосфорной кислоты в реакции
H3PO4 + 3NaOH → … равен
1)
1
2) ½
3) 1/3
3. Какие величины являются функциями состояния системы: а) внутренняя энергия; б)
работа; в) теплота; г) энтальпия; д) энтропия; е) объём; ж) давление; з) температура.
1) а,г,д,е,ж,з
2) б,в
3) все величины
4) а,б,в,г
4. Чем объяснить повышение скорости реакции при введении в систему катализатора:
1) уменьшением энергии активации
2) увеличением средней кинетической энергии молекул
3) возрастанием числа столкновений частиц
4) ростом числа активных молекул.
5. Ионная сила раствора – это:
1) произведение концентрации иона на квадрат его заряда
2) произведение концентрации иона на его заряд
3) полусумма произведения концентрации ионов на квадрат их зарядов.
6. В 20% растворе глюкозы эритроциты будут:
1) находиться в равновесном состоянии
2) подвергаться плазмолизу
3) подвергаться гемолизу
7. К раствору, содержащему ионы кальция, стронция и бария в равных концентрациях,
прибавляют по каплям раствор сульфата натрия. Какой из осадков образуется в первую
очередь?
1) CaSO4
2) BaSO4
3) SrSO4
4) одновременно
8. Дентантность – это:
1) число связей между комплексообразователем и лигандами
2) число электронодонорных атомов в лиганде
3) число электронодонорных атомов в комплексообразователе
4) число электроноакцепторных атомов в комплексообразователе
9. Какой углевод в организме человека играет главную роль в энергетическом обмене?
1) фруктоза
2) сахароза
3) крахмал
4) глюкоза
10. Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего в 1 л 0,2 моль уксусной кислоты и
0,05 моль ацетата натрия.
1) 5,36
2) 4,16
3) 3,37
4) 4,76
11. Укажите соединения, в которых есть ионная связь: а) HF б) CaBr2 в) BF3
г) K[BF4]
1) а,б,в,г
2) б
3) в,г
4) б,г
12.Атомныеорбитали углерода в органических соединениях могут быть гибридизованы
по типу:
1) sp3; sp2; sp;
18
2) sp3; sp2;
3) sp3; sp2; spd2.
13.При получении предельных углеводородов по реакции …… длина углеводородногосклета увеличивается
1) гидрирования;
2) крекинга;
3) Вюрца;
4) декарбоксилирования.
14.Какое вещество не может быть использовано для обнаружения ацетальдегида в его
смеси с другими веществами?
1) аммиачный раствор оксида серебра;
2) свежеосажденный гидроксид меди (II);
3) водород;
4) фуксинсернистая кислота.
15. Какое из веществ не содержит в своем составе жиры?
1) молоко
2) кровь
3) маргарин
4) растительное масло.
16. Альдозуот изомерной ей кетозы можно отличить по реакции с …
1) Н2
2) NaHSO3
3) [Ag(NH3)2]OH
4) фуксинсернистая кислота.
17. Какой процесс с участием углеводов приводит к выделению наибольшего количества
энергии ?
1) окисление кислородом воздуха
2) восстановление
3) брожение
4) карбоксилирование
Вариант 2
1. Какие параметры термодинамической системы называют экстенсивными?
1) величины которых не зависят от числа частиц в системе
2) величины которых зависят от числа частиц в системе
3) величины которых зависят от агрегатного состояния системы
2. Запись «0,25н. раствор H2SO4» означает, что:
1) в 1 л раствора содержится 0,25 моль H2SO4
2) в 1 кг раствора содержится 0,25 моль эквивалентов H2SO4
3) в 1 л раствора содержится 0,25 моль эквивалента H2SO4
4) в 1 л растворителя содержится 0,25 моль H2SO4
3. Сколько граммов HNO3 содержится в 0,5 л раствора, если на титрование 10 мл его
затрачено 16,2 мл 0,5н. раствора NaOH?
1) 25,52
2) 0,0255
3) 4,77
4) 2,552
4. Какими одновременно действующими факторами определяется направленность химического процесса?
1) энтальпийным и температурным
2) энтальпийным и энтропийным
3) энтропийным и температурным
5. Влияние различных факторов на химическое равновесие определяет:
1) принцип Ле-Шателье
3) закон действующих масс
3) константа химического равновесия
4) закон Вант-Гоффа
6.Что называют общим кинетическим порядком реакции?
1) показатель степени при концентрации, входящей в кинетическое уравнение
2) сумму показателей степеней при концентрациях, входящих в кинетическое уравнение
3) сумму стехиометрических коэффициентов реакций
7. Согласно принципу Пирсона более прочные соединения образуются при взаимодействии6 а) «жестких» кислот с «мягкими» основаниями б) «мягких» кислот с «мягкими»
основаниями в) «жестких» оснований с «мягкими» кислотами 4) «жестких» оснований с
«жесткими» кислотами
1) а,б
2) в,г
3) б,в
4) б,г
19
8. Осмос – это направленный самопроизвольный процесс перехода молекул растворителя через мембрану из:
1) раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией
2) раствора с большей концентрацией в раствор с меньшей концентрацией
9. В состав зубной костной ткани входит Са5(РО4)3ОН, после еды в полости рта образуются кислые продукты – это способствует:
1) укреплению костной ткани
3) разрушению зубной ткани
2) не влияет на костную ткань
10. У какого соединения полярность связи выше?
1) H2S
2) H2O
3) H2Se4) H2Te
11. Определите роль пероксида водорода в реакции H2O2 + KMnO4 + H2SO4→….
1) окислитель
2) восстановитель
3) реакция не идет
4) реакция не является окислительно-восстановительной.
12. Какова основная роль ионов калия и натрия в организме?
1) входят в состав костной ткани 3) электролиты клеточной и внеклеточной жидкости
2) входят в состав коферментов 4) главные комплексообразователи с биолигандами.
12.В образовании π- связи в молекуле этилена участвуют:
1) один p - и два s– электрона;
2) sp2-гибридные орбитали;
3) негибридные р-электроны;
4) два s –электрона.
13. Реакция присоединения воды к алкенам протекает по механизму
1) каталитической гидратации;
2) нуклеофильного присоединения;
3) электрофильного присоединения;
4) электрофильного гидрирования.
14. Карбонильная группа, связанная с бензольным кольцом – это ……ориентант
1) орто- пара
2) мета
3) отрицательный
4) активирующий
15. Какая кислота не входит в состав природных жиров?
1) С18Н34О2
2) С17Н34О2
3) С18Н32О2
4) С16Н32О2.
16. Глюкоза и фруктоза – это ……
1) оптические изомеры
2) структурные изомеры
3) олигосахариды
4) гомологи.
17.Основные свойства первичных аминов описываются уравнением:
1) RNH2 → RNH+ + H.
2) RNH2 + H+ →RNH3+
3) RNH2 + H2O →RNH3+ + OH-4) RNH2 → R+ + NH2-
Вариант 3
1.Концентрация вещества в растворе - это величина, измеряемая количеством растворенного вещества в определенном: а) объёме раствора; б) массе раствора; в) массе растворителя.
1) а;
2) а,б;
3) б;
4) а,б,в.
2. Фактор эквивалентности ортофосфорной кислоты в реакции
H3PO4 + 2NaOH → … равен:
1) 1;
2) ½ ;
3) 1/3;
4) 2.
3. Составить уравнение ОВР ионно-электронным методом и указать сумму коэффициентов в уравнении
K2Cr2O7 + HCl→CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
1) 14;
2) 21;
3) 29;
4) 8.
4. Какие параметры термодинамической системы называются интенсивными?
1) величина которых не зависит от числа частиц в системе;
2) величина которых зависит от числа частиц в системе;
20
3) величина которых зависит от агрегатного состояния веществ.
5. В каком направлении сместится равновесие в системе4Fe + 3O2 ↔ 2 Fe2O3при увеличении давления?
1) в сторону прямой реакции;
2) в сторону обратной реакции;
3) не сместится.
6. От каких факторов зависит величина константы скорости химических реакций?
1) от времени протекания реакции, от температуры, катализатора;
2) от природы веществ, температуры, концентрации;
3) от природы веществ, температуры, катализатора.
6. Осмотическое давление раствора пропорционально:
1) молярной концентрации;
2) молярной концентрации эквивалента;
3) моляльной концентрации.
7. Патологический процесс замещения ионов кальция вСа5(РО4)3ОН на ионы стронция с образованием менее растворимого соединения Sr5(РО4)3ОНназывается: а) конкуренцией за общий катион; б) конкуренцией за общий анион 4) изоморфизмом.
1) а;
2) б;
3) в;
4) а,в;
5) б,в.
8. В каком состоянии, главным образом, элементы К и Na находятся в организме?
1) ионном
3) гидратированном
2) атомарном
4) молекулярном.
9. Концентрация гидроксид-ионов ( моль/л) в растворе при рН= 2 ( t0=250C) равна:
1) 1· 10-2
2) 12
3) 2
4) 1· 10-12
10. Укажите координационное число центрального атома и его заряд в соединении
[Co(NH3)3Cl3].
1) 6, +3
2) 3,+3
3) 4,+2
4) 4,+3
11. При одинаковых концентрациях компонентов буферная емкость :
1) минимальна;
2) буферная емкость не зависит от соотношения концентраций компонентов;
3) максимальна.
12.Цис-транс изомерия характерна для :
1) соединений с неподеленной электронной парой;
2) молекул, в которых отсутствует свободное вращение вокруг связи С-С;
3) алкенов с одинаковыми заместителями при двойной связи;
4) циклодиенов.
13.Что означает термин «конденсированные ароматические углеводороды»?
1) углеводороды, которые при обычных условиях представляют собой жидкости или твердые
вещества;
2) углеводороды, которые не растворяются в воде;
3) углеводороды, в молекулах которых два бензольных кольца имеют два общих атома углерода;
4) углеводороды, которые получают из нефтяного конденсата.
14.Какой электронный эффект проявляет группа ОН:
а) в спиртах; б) в фенолах?
1) а) акцепторный;
б) донорный
2) а) мезомерный;
б) индуктивный
3) а) +М;
б) -I
4) а) –I;
б) +М.
15.Какое из этих веществ является гомологом щавелевой кислоты?
1) молочная кислота
2) муравьиная кислота
3) 2- метилпропандиовая кислота
4) акриловая кислота.
16.Какая функциональная группа не входит в состав углеводов?
1) гидроксильная 2) карбонильная 3) альдегидная 4) сложноэфирная группа.
17.Среди перечисленных соединений выберите вторичный амин:
1) изопропиламин
2) диметил-трет-бутиламин
21
3) метилизобутиламин
4) метилдиэтиламин
Вариант 4
1. Выберите верное утверждение: энтропия системы увеличивается при
1) повышении давления
2) переходе от жидкого к твердому агрегатному состоянию вещества
3) повышении температуры
2. В каком направлении будет смещаться равновесие реакции
СН4 + Н2О ↔ СО + 3Н2 при уменьшении объёма в три раза
1) влево
2) вправо
3) не сместится
3. Как формулируется правило Вант-Гоффа:
1) при повышении температуры на 100 скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза
2) для большинства химических реакций скорость реакции увеличивается с ростом температуры
3) скорость реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ,
возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам реакции
4. Сильные электролиты – это вещества с типом связи : а) ионным; б) сильно полярной
ковалентной; в) ковалентной полярной; г) ковалентной неполярной.
2) а,в
1)б,в
3) в,г
4) а,б
5. Степень диссоциации СН3СООН наибольшая в растворе с молярной концентрацией
1)
0,1М
2) 0,01М
3) 0,001М
4) 0,0001М
6. Гемоглобиновая буферная система действует:
1) в плазме крови
2) во внутренней среде эритроцитов
3) и в плазме крови и во внутренней среде эритроцитов
7. Растворимость электролитов СаНРО4 → Са4Н(РО4)3 → Са5(РО4)3ОН постепенно понижается, поэтому более устойчивой формой фосфата кальция в организме является:
1)
СаНРО4
2) Са4Н(РО4)3
3) Са5(РО4)3ОН
8. Какой продукт восстановления образуется в результате реакции
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4→:
1) MnO2
2) MnSO4
3) K2MnO4
4) MnO
9. Нарушение металлолигандного баланса возможно при: а) поступлении ионов токсикантов из окружающей среды; б) повышенном поступлении микроэлементов; в) недостаточном поступлении микроэлементов; г) при поступлении токсичных лигандов или
образовании «фальшивых» лигандов.
1) а,б,в,г
2) а,б
3) в,г
4) а,г
10. Запись «3М раствор глюкозы» означает, что:
1) в 1 кг раствора содержится 3 моль глюкозы
2) в 1 л раствора содержится 3 моль глюкозы
3) в 100 мл раствора содержится 3 моль глюкозы
22
11. Осмотическое давление пропорционально:
1) молярной концентрации
2) молярной концентрации эквивалента
3) моляльной концентрации
12. Оптическая изомерия характерна для:
1) веществ, поглощающих свет;
2) органических красителей;
3) молекул, в составе которых есть атом углерода, связанный с четырьмя разными заместителями;
4) молекул, которые имеют только одну плоскость симметрии.
13.В каком случае ароматические соединения расположены в порядке возрастания их активности в реакциях электрофильного замещения?
1) С6Н6, С6Н5Cl, С6Н5OH;
2) С6Н6, С6Н5CH3, С6Н5OH;
3) С6Н5Br, С6Н5NO2, С6Н5C2H5;
4) С6Н5NH2 , С6Н6, С6Н5COOH.
14. К какому классу соединений относится этиленгликоль?
1) гомолог глицерина;
2) двухатомный спирт;
3) предельный одноатомный спирт;
4) простейший фенол.
15.Какие из перечисленных веществ могут относиться к карбоновым кислотам?
1)
С3Н8О
2) С3Н8О2
3) С3Н6О2
4) С6Н6О6.
16.На какие группы подразделяются углеводы по типу функциональных групп?
1) альдозы и кетозы
2) моносахариды и дисахариды
3) глюкозы и фруктозы
4) пентозы и гептозы.
17. Предельные амины более сильные основания, чем аммиак, благодаря ……
1) неподеленной электронной паре азота
2) электронодонорным свойствам предельных углеводородных радикалов
3) слабым кислотным свойствам атомов водорода
4) полярности связи С – N.
6.2. Контрольные вопросы и задания для проведения промежуточной аттестации
Примерный перечень вопросов к зачету по дисциплине
«Химия»
1.Химия и медицина. Предмет, задачи и методы химии. Химические дисциплины в системе медицинского образования.
2. Протолитические реакции. Основные положения протолитической теории кислот и оснований:
молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара, амфолиты.
3. Электролитическая диссоциация и ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный
показатели (рН и рОН). Способы определения рН растворов.
4. Вода как растворитель и её роль в жизнедеятельности организма. Особенности строения молекул
воды. Понятие оструктурированной и деструктурированной воде, свободная и связанная вода.
5. Растворы. Классификация растворов. Термодинамика процесса растворения. Зависимость растворимости от различных факторов. Способы выражения концентрации растворов.
6. Коллигативные свойства растворов. Диффузия, осмос, давление насыщенного пара растворителя
над раствором, температура кристаллизации и кипения растворов.
7. Давление насыщенного пара над раствором. Первый закон Рауля.
8. Температура кипения и замерзания растворов. Второй закон Рауля. Криоскопическая и эбулиоскопическая константы растворителя.
23
9. Теория электролитической диссоциация. Понятие об электролитах и неэлектролитах. Равновесия
в растворах слабых электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Взаимосвязь константы и степени диссоциации. Закон разведения Оствальда.
10.Особенности растворов сильных электролитов. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов.
11. Особенности водно-электролитного баланса в организме.
12. Важнейшие кислотно-основные реакции. Гидролиз солей. Гидролиз по катиону, гидролиз по
аниону, гидролиз по аниону и катиону. Степень и константа гидролиза. Реакции нейтрализации.
13. Общая, активная и потенциальная кислотность растворов. Протолитический гомеостаз.
14. Буферные растворы, их свойства. Расчет рН буферных систем. Буферные системы организма,
их взаимодействие. Ацидоз и алкалоз.
15. Основные понятия термодинамики: система, процесс, параметры системы, теплота, работа,
энергия, параметры и функции состояния, внутренняя энергия системы.
16. Первый закон термодинамики. Понятие об энтальпии. Экзо- и эндотермические реакции. Стандартные энтальпии образования и сгорания вещества. Энтальпия реакции. Закон Г.И.Гесса. Следствия из
закона Гесса. Понятие о калорийности.
17. Понятие о самопроизвольных процессах. Энтропия. Второй закон термодинамики. Энергия
Гиббса.
18. Принцип энергетического сопряжения биохимических реакций. Особенности термодинамики
биохимических процессов в равновесных и стационарных состояниях. Принцип Пригожина. Понятие о
гомеостазе.
19. Основные понятия кинетики: гомо- и гетерогенные реакции, скорость химической реакции,
простые или элементарные и сложные реакции ( параллельные, последовательные, сопряженные, цепные), катализ, катализатор.
20. Скорость химической реакции, истинная и средняя скорость химической реакции. Факторы,
влияющие на скорость химической реакции. Молекулярность элементарного акта реакции. Кинетические уравнения. Понятие о порядке реакции по реагенту.
21. Влияние концентрации реагентов на скорость химической реакции. Константа скорости химической реакции. Закон действующих масс.
22. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Температурный
коэффициент скорости реакции и его особенности для биохимических процессов.
23. Понятие о теории активных соударений. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Роль стерического фактора. Понятие о теории переходного состояния.
24.Катализ. Гомогенный, гетерогенный, положительный, отрицательный, аутокатализ. Примеры.
Механизм каталитического действия. Свойства катализаторов. Каталитическая активность, специфичность, каталитические яды, промоторы.
25. Особенности каталитической активности ферментов. Уравнение Михаэлиса-Ментен и его анализ.
26. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые процессы. Условия необратимости химических процессов.Особенности состояния химического равновесия. Константа химического равновесия.
Условия смещения химического равновесия ( принцип Ле-Шателье): влияние концентрации реагентов,
влияние температуры, влияние давления.
27. Окислительно-восстановительные реакции. Основные понятия: степень окисления, окисление,
восстановление, окислитель, восстановитель. Типы окислительно-восстановительных реакций, примеры.
28. Редокс-системы, эквивалент окислителя и восстановителя. Сопряженные пары окислительвосстановитель. Редокс- потенциал. Уравнение Нернста –Петерса.
24
29. Факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных процессов (температура,
концентрация, катализатор, кислотность среды). Типы окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования (примеры).
30. Направление редокс-процессов. Стандартная ЭДС. Стандартное изменение энергии Гиббса.
31. Особенности биохимических окислительно-восстановительных процессов в организмах: ступенчатость протекания, экзэргоничность. Классификация биохимических ОВП : внутримолекулярные,
межмолекулярные (дегидрогеназного, оксигеназного и свободнорадикального окисления – восстановления). Использование окислителей и восстановителей в медико-санитарной практике.
32. Комплексные соединения. Основные понятия: комплексообразователь, лиганд, координационное число, дентантностьлиганда, внутренняя и внешняя сфера координационного соединения, хелаты,
Классификация комплексных соединений.
33.Химическая связь в комплексных соединениях и особенности их пространственного строения.
Жесткие и мягкие комплексообразователи и лиганды.
34. Химические свойства комплексных соединений. Диссоциация в растворах. Равновесия диссоциации. Константа нестойкости, константа устойчивости комплексных ионов.
35.Образование и разрушение комплексных соединений. Медико-биологическая роль КС.
36. Гетерогенные процессы и равновесия в растворах. Константа растворимости. Условия смещения гетерогенного равновесия. Условие образования и растворения осадка.
37. Дробное осаждение. Конкуренция за общий катион и общий анион. Солевой эффект. Явление
высаливания. Гетерогенные равновесия в живых организмах. Особенности образования костной ткани.
Особенности процесса камнеобразования.
38. Предмет органической химии, ее связь с биологией и медициной. Основные положения теории
химического строения А.М.Бутлерова. Способы построения названий (номенклатура) органических соединений: тривиальные, рациональные, систематические названия.
39.Гомология и гомологические ряды. Понятие об изомерии. Виды изомерии. Структурная изомерия (изомерия углеродного скелета и изомерия, вызванная положением заместителя). Конформации
(проекции Ньюмена), конфигурации. Понятие об энантиомерах и диастереоизомерах.
40.Углерод, электронная конфигурация; гибридизация углерода в органических соединениях. Типы химических связей в органических соединениях. Электронные эффекты (индуктивный и мезомерный эффекты).
41.Представление о механизме органических реакций. Электрофильные, нуклеофильные и радикальные реагенты. Гетеролитический и гомолитический разрыв связей. Типы промежуточных частиц:
карбокатионы, карбанионы, радикалы; их строение.
42. Кислоты и основания (Бренстед, Льюис). Сопряженные кислоты и основания. Кислотноосновные равновесия.
43. Углеводороды. Классификация. Гомологические ряды. Виды изомерии. Номенклатура,
Гибридное состояние атома углерода. Природа С-С и С-Н связей. Химические свойства алканов, алкенов, алкинов, циклоалканов.
44. Ароматические углеводороды.Строение бензола. Формула Кекуле. Концепция ароматичности. Правило Хюккеля. Конденсированные ароматические углеводороды (нафталин, фенантрен, антрацен, азулен). Химические свойства бензола.
45. Предельные одноатомные спирты (алканолы). Ассоциация, водородная связь, кислотность и
основность спиртов. Физические свойства и химические свойства.Многоатомные спирты. Этиленгликоль, бутандиол-2,3, глицерин. Химические свойства.
25
46. Фенолы. Взаимное влияние гидроксильной группы и бензольного кольца. Кислотные свойства фенола, сравнение со спиртами. Реакции электрофильного замещения в бензольномядре фенола
(галогенирование, нитрование).
47. Простые эфиры. Номенклатура и изомерия. Способы получения. Химические свойства. Диэтиловый эфир, окись этилена, диоксан,
48. Альдегиды и кетоны. Номенклатура. Строение карбонильной группы. Способы получения оксосоединений. Окисление и восстановление альдегидов и кетонов.
49. Карбоновые кислоты и их производные. Монокарбоновые кислоты. Гомологический ряд. Изомерия и номенклатура. Строение карбоксильной группы. Ассоциация и диссоциация карбоновых кислот.
Химические свойства карбоновых кислот. Муравьиная, уксусная, пальмитиновая, стеариновая кислоты. Особые свойства муравьиной кислоты.
50. Непредельные кислоты. Свойства. Цис- и транс-изомерия. Фумаровая и малеиновая кислоты.
Различия по физическим и химическим свойствам. Акриловая и метакриловая кислоты. Свойства.
Олеиновая и линолевая кислоты.
51. Дикарбоновые кислоты. Щавелевая, малоновая кислоты. Декарбоксилированиемалоновой
кислоты. Ароматические карбоновые кислоты. Бензойная кислота. Салициловая кислота. Оксокислоты. Пировиноградная кислота, ее свойства. Оксикислоты.. Способы получения: восстановление кетокислот или окисление гликолей. Дегидратация а, β- оксикислот. Гликолевая, молочная и винная кислоты. Нахождение в природе. Свойства.
52. Жиры.Аналитические характеристики жиров. Химические свойства. Понятие о липидах. Омыляемые липиды. Нейтральные липиды. Реакции триацилглицеринов: гидролиз, реакции электрофильного присоединения. Жидкие и твердые жиры. Масла.
53. Углеводы.Классификация углеводов Открытая и циклическая форма глюкозы (пиранозная,
фуранозная), таутомерия и мутаротация сахаров. Окисление, восстановление. Сахароза как представитель дисахаридов, ее строение, крахмал, клетчатка (полисахариды). Строение, химическая переработка
клетчатки.
54. Аминокислоты, пептиды. Природные аминокислоты. Их стереохимия. Амфотерные свойства
аминокислот. Химические свойства. Биологически важные реакции (α-аминокислот: дезаминирование
(окислительное и восстановительное),
55. Общее представление о составе, строении, физических и химических свойствах белков. Пептидные спирали и водородная связь. Кислотный и щелочной гидролиз пептидов.
56. Гетероциклические соединения. Классификация гетероциклов. Пятичленные гетероароматические соединения с одним гетероатомом: фуран, тиофен, пиррол. Шестичленные гетероциклы с одним гетероатомом.
7. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины
а) основная литература
1. Слесарев, В.И. Химия: основы химии живого : учебник для вузов / В.И. Слесарев. - СПб. :
Химиздат, 2009. - 784 с.
2. Практикум по общей и биоорганической химии : учеб.пособие для студентов вузов / [И.Н.
Аверцева и др.] ; под ред. В.А. Попкова. - М.: Академия, 2008. - 240 с.
б) дополнительная литература
1. Литвинова, Т.Н. Сборник задач по общей химии : учеб.пособие для студентов мед. вузов /
Т.Н. Литвинова. - М. : ОНИКС : Мир и Образование, 2007. - 224 с.
2. 1000 тестов по общей химии для студентов медицинских вузов. Учебное пособие . Гриф
УМО МЗ и СР/ Т.Н. Литвинова .- Изд. 2-е, испр. и доп.- Ростов н/Д: Феникс, 2007.- 429с.
26
в) программное обеспечение и Интернет-ресурсы
1. IQlib – электронная Интернет-библиотека образовательных и просветительских изданий, в
коллекции которой собраны электронные учебники, справочные и учебные пособия, образовательные и научные издания.
2. www. twirpx/com/ file/ 18897/
3. http:// www. Webelement.narod.ru
4. Alhimik. http:// www. alhimik.ru
8. Материально-техническое обеспечение дисциплины
Базы данных, информационно-справочные и поисковые системы
1. Химия и жизнь–ХХ1 век: научно-популярный журнал. http://www.hij.ru
2. Alhimik. http://www.alhimik.ru
3. Химия для всех. Электронный справочник за полный курс химии.
http://www.informika.ru/text/database/chemy/START.html
4. Репетитор по химии. http://www. chemistry.nm.ru
5. http://www.Webelement.narod.ru
6. Сhemlib.ru, Chemist.ru, ACD Labs, MSU.Chem.ru.
3.6. Материально-техническое обеспечение учебной дисциплины
 аудитории, оснащённые химическими лабораторными столами
 компьютеры
 наборы химической посуды
 реактивы
 таблицы
 лабораторное оборудование
 библиотечный фонд ГОУ ВПО «МГТУ»
27
7.1. Материалы, устанавливающие содержание и порядок проведения текущего контроля
Модуль 1 « Основы химической термодинамики,
химической кинетики и равновесия»
1. Основные понятия химической термодинамики: система (определение, классификации), основные параметры системы (экстенсивные, интенсивные), функции состояния системы (внутренняя энергия, энтальпия, энтропия).
2. Энтальпия системы, стандартная энтальпия образования, сгорания. Энтальпия химической реакции. Закон Гесса и следствия из него, применение в термохимических расчетах.
3.Сущность первого закона термодинамики. Математическое выражение его для закрытой и изолированной систем. Понятие о внутренней энергии, работе, теплоте. Биологическая роль первого закона т/д и закона Гесса.
4. Термодинамические критерии самопроизвольного протекания процесса. Энтропия системы,
факторы, влияющие на энтропию. Энтропия химической реакции. II закон термодинамики, его значение.
5. Энергия Гиббса. Решение вопроса о возможности и пределе протекания процесса. Общая формулировка II закон термодинамики для любых систем.
6. Особенности протекания биохимических процессов в живых организмах как открытых системах: принцип энергетического сопряжения, многостадийность, обратимость. Особенности живых организмов как открытых систем: стационарное состояние, принцип Пригожина, поддержание состояния
гомеостаза.
7. Основные понятия химической кинетики: реакции (гомогенные, гетерогенные, простые, сложные, обратимые, необратимые); скорость реакции (истинная, средняя), константа скорости химической реакции, катализ (положительный, отрицательный, гомо-, гетерогенный, ферментативный).
8. Основные понятия химической кинетики: реакции гомогенные, гетерогенные, обратимые, необратимые (примеры). Реакции простые и сложные (последовательные, параллельные, циклические,
примеры). Понятие о молекулярности и порядке реакции. Примеры.
9. Понятие о скорости химической реакции (истинная, средняя, единицы измерения). Факторы,
влияющие на скорость гомогенных реакций: природа, концентрация реагентов, температура, катализаторы.
10. Закон действия масс, кинетические уравнения реакций, физический смысл константы скорости
реакции.
11. Энергия активации, её значение, факторы , влияющие на величину энергии активации, связь с
константой скорости реакции, уравнение Аррениуса.
12. Влияние температуры на скорость реакции. Особенности для биохимических процессов. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент.
13. Катализ, виды катализа (гомо-, гетерогенный, отрицательный, положительный). Особенности
механизма гомо- и гетерогенного катализа. Примеры.
14. Ферментативный катализ, его особенности: активность, специфичность, размер, условия протекания. Уравнение Михаэлиса-Ментен, его значение для кинетики ферментативных реакций.
15. Химическое равновесие и его смещение. Принцип Ле-Шателье. Константа химического равновесия.
Модуль 2.
«Учение о растворах. Протолитические и ионные равновесия».
1. Дать определение понятиям раствор, растворитель. Классификация растворов по агрегатному
28
состоянию, степени дисперсности растворенного вещества,типу растворителя.
2. Понятие о растворимости. От каких факторов зависит растворимость твердых, жидких, газообразных веществ. Термодинамика процессов растворения.
3. Вода как растворитель и её роль в жизнедеятельности организма.
4. Термодинамика процесса растворения (изменение энтальпийного и энтропийного факторов).
5. Коллигативные свойства растворов. Понятие о диффузии и осмосе. Осмотическое и онкотическое давление, экзо- и эндоосмос, осмомолярная концентрация, явления плазмолиза и гемолиза. Значение осмотических явлений для жизнедеятельности организма
1.Дать определение понятиям электролит, неэлектролит, электролитическая диссоциация, катион, анион, степень диссоциации.
2. Объяснить причину и механизм диссоциации молекул электролитов.
3. Изложить основные положения теории электролитической диссоциации .
4. Какие факторы и как влияют на степень электролитической диссоциации?
Как связаны константа и степень диссоциации? Сформулируйте закон разбавления Оствальда.
5. В чем состоят основные положения протолитической теории кислот и оснований? Привести примеры
сопряженных кислотно-основных равновесий.
6. Типы протолитических реакций: кислотно-основные взаимодействия, автопротолиз, гидролиз.
7. Роль протолитических реакций в биохимических процессах.
8. Суть электронной теории кислот и оснований Льюиса.
9. Понятие о теории «жестких и мягких» кислот и оснований (ЖМКО) Пирсона. Биологическая роль.
10. Перечислить основные положения теории сильных электролитов.
11. Что такое ионная сила раствора, активность, коэффициент активности иона?
В каких случаях коэффициент активности можно принять за единицу?
12.Автопротолиз воды. Водородный показатель (рН). рН биологических жидкостей.
13. Понятие о потенциальной и общей кислотности растворов.
14. Способы определения рН. Кислотно- основные индикаторы.
15. Роль электролитов в организме человека.
16. . Что такое гидролиз? Какие вещества могут подвергаться гидролизу?
17. Какие соли подвергаются гидролизу? В чем причина гидролиза солей?
18. Что такое степень гидролиза? Привести формулы для расчета степени гидролиза различных типов
солей, подвергающихся гидролизу.
19. Константа гидролиза соли. Её связь со степенью гидролиза.
20. Какие факторы влияют на гидролиз? Как можно усилить или ослабить гидролиз?
21. Что называется гидролизом по аниону, гидролизом по катиону? Приведите примеры. как протекает
гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и слабыми многокислотными основаниями? Приведите примеры.
22. Как вычисляются величины рН и рОН в растворах гидролизующихся солей?
Модуль 3
«Гетерогенные равновесия и процессы. Комплексные соединения».
1. Основные понятия: Комплексные соединения, комплексообразователь, лиганд, дентантность,
координационное число, внутренняя сфера.
2. Какие соединения относятся к комплексным?
Классификация комплексных соединений.
3.Основные положения координационной теории Вернера.
4.Структурные элементы комплексных соединений: внешняя и внутренняя координационные
сферы; центральный атом (ион) и лиганды.
5. Дентантностьлигандов. Хелатные соединения.
6.Характер связей в комплексных соединениях с точки зрения метода валентных связей.
7. Представление о номенклатуре комплексных соединений.
8.Понятие об особых классах комплексных соединений: макроциклические, полиядерные.
10.Устойчивость комплексных соединений, их диссоциация, константа нестойкости, её роль.
29
11. Лигандообменные равновесия: изолированные и совмещенные (конкурирующие). Понятие о
металлолигандном гомеостазе.
12. Биокомплексы. Гемоглобин как хелатное комплексное соединение. Строение молекулы гемоглобина, его физиологическая роль.
13. Принципы хелатотерапии
14. Комплексообразующая способность s-,p-,d- элементов.
15. Растворимость веществ (S). Количественное выражение растворимости (единицы измерения).
16. Зависимость растворимости твердых, жидких и газообразных веществ от различных факторов.
17. Растворы насыщенные, ненасыщенные, перенсыщенные. Условия существования гетерогенных равновесий. Константа гетерогенного равновесия (КS). Условия образования и растворения
осадков.
18.Изолированные и совмещенные гетерогенные равновесия. Условия смещения гетерогенного
равновесия.
19. Конкуренция за общий катион , за общий анион, солевой эффект, явление высаливания.
20. Гетерогенные равновесия в живом организме, химизм образовании я костной и зубной ткани. Изоморфизм.
21. Понятие о химизме патологических гетерогенных процессов (образование конкрементов: оксалатов, карбонатов, фосфатов, уратов). Применение гипса, сульфата бария и других малорастворимых веществ в медицине.
Модуль 4.
«Основы строения и реакционной способности органических соединений».
Модуль 1. Контрольная работа
Тема: Химическая кинетика. Химическое равновесие.
Вариант 1
1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон
действия масс. Примеры написания кинетических уравнений для гомогенных и гетерогенных реакций.
2. При состоянии равновесия в системе
N2(Г) +3 Н2(Г)↔2NH3(Г) ∆Н0= - 92,4 кДж /моль
Концентрации реагирующих веществ равны: N2 = 3 моль/л; Н2 = 9 моль/л; NH3 = 4
моль/л. Определить: а) исходные концентрации Н2 и N2; б) в каком направлении сместится равновесие при уменьшении реакционного сосуда ( повышении давления); в) в
каком направлении сместится равновесие с ростом температуры?
3. Каково значение энергии активации реакции , скорость которой при 300К в 10
раз больше, чем при 280К?
4. Понятие о катализе. Виды катализа. Свойства катализаторов.
5.Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N2 +
ЗН2<± 2NH3. Как изменится скорость прямой реакции — образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?
6.Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой
фазе, если понизить температуру от 120 до 80°С? Температурный коэффициент скорости
реакции 3.
7. Параллельные, последовательные, сопряженные и цепные реакции.
Вариант 2
1.
Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
2.
Как повлияет на равновесие следующих реакций:
30
H2(Г) + О2(Г) ↔ 2Н2О(Г)
∆Н0= - 483,6 кДж /моль;
СаСО3(К) ↔ СаО(К) + СО2(Г)
∆Н0= +179 кДж /моль;
а) повышение давления; б) повышение температуры?
3.
Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при температуре
298К, если энергию активации её уменьшить на 4 кДж /моль.
4.
Ферментативный катализ, его особенности (специфичность, активность, чувствительность).
5.
Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы C + Н2 О(г) ↔ СО + Н 2 . Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы
сместить равновесие в сторону обратной реакции — образования водяных паров?
6.
Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60 С, если температурный коэффициент скорости данной реакции
равен 2?
7.
Энергия активации реакции. Понятие об активных молекулах.
Вариант 3
1. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ, температуры,
давления.
2. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы
СО(г) + Н2О(г) <± СО2(г) + Н2(г)
если равновесие концентрации реагирующих веществ (моль/л): [СО]Р= = 0,004; [Н2О]Р =
0,064; [СО2]Р = 0,016; [Н2]р = 0,016.
3. Энергия активации некоторой реакции составляет 10 кДж /моль. Во сколько раз
изменится скорость реакции при повышении температуры от 27 до 370С?
4. Кинетика ферментативных процессов. Уравнение Михаэлиса-Ментен, его анализ.
5. В гомогенной системе СО + С12 ↔СОС12 равновесные концентрации реагирующих веществ (моль/л): [СО] = 0,2; [С12] =0,3; [СОС12] = 1,2. Вычислите константу равновесия системы.
6. При 1000С реакция, для которой температурный коэффициент равен 2,4, заканчивается за 30 мин. За какое время завершится эта реакция при 80 0С?
7. Понятие о сложных и простых реакциях. Что такое молекулярность реакции
Модуль 2. Контрольная работа
Вариант 1
1. Протолитические реакции. Основные положения протолитической теории
кислот и оснований: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара, амфолиты. Привести примеры.
2. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно - восстановительной реакции методомэлектронного баланса, определить окислитель, восстановитель, тип
окислительно-восстановительной реакции:
KMnO4 + NaNO2+ Ba(OH)2→ BaMnO4+ NaNO3+...........
3. Определить рН буферного раствора, полученного смешиванием 100 мл раствора муравьиной кислоты с концентрацией 0,1М и 200 мл раствора формиата натрия
с концентрацией 0,1М.
(рКа = 3,76).
4.Понятие о гетерогенных процессах. Константа растворимости. Гетерогенные
равновесия в живых организмах.
31
Вариант 2
1. Электролитическая диссоциация и ионное произведение воды. Водородный и
гидроксильный показатели (рН и рОН). Способы определения рН растворов.
2. Особенности биохимических окислительно-восстановительных процессов в организме.
3. Определить ёмкость буферного раствора по кислоте, если при добавлении к 100
мл этого раствора 4 мл соляной кислоты с концентрацией 0,6 моль/л рН изменилась
на 0,5.
4. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно - восстановительной реакции методом электронного баланса, определить окислитель, восстановитель, тип
окислительно-восстановительной реакции:
NaCrO2+ PbO2 + NaOH+ H2O→ Na2CrO4+ Pb(OH)2
Вариант 3
1.Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель, шкала
кислотности. Значение постоянства рН в организме человека.
2. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно - восстановительной реакции методомэлектронного баланса, определить окислитель, восстановитель, тип окислительно-восстановительной реакции:
Mn(NO3)2 + PbO2+ HNO3 → HMnO4+ Pb(NO3)2+ .....
3. Рассчитать растворимость хлорида свинца PbCl2 в моль/л и г/л, исходя из значенияKS.
(KS.=1,6 10-5).
4. Состав, механизм действия и биологическая роль гидрокарбонатной и фосфатной буферных систем.
32
IV2. Методические рекомендации по практическим занятиям
Первый семестр
1. Термодинамические расчеты по уравнениям химических реакций.
2. Скорость химических реакций.
3. Химическое равновесие.
4. Приготовление растворов заданных концентраций. Решение задач и упражнения по протолитическим равновесиям.
5. Коллигативные свойства растворов
6. Гидролиз солей. Расчеты рН.
7. Буферные растворы
8. Гетерогенные равновесия и процессы.
9. Окислительно-восстановительные реакции
10. Получение и свойства комплексных соединений.
11. Элементы органогены (углерод, водород, кислород, азот, фосфор, сера)
12. Химия металлов жизни.
13. Основные понятия органической химии
14. Углеводороды алифатические и ароматические
15. Спирты и фенолы.
16. Альдегиды, карбоновые кислоты.
33
17. Липиды.
18. Аминокислоты и белки.
19.Углеводы.
5. ВИДЫ ОБРАЗОВАТЕЛЬНЫХ ИННОВАЦИЙ, ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В УЧЕБНОМ ПРОЦЕССЕ
Используемые образовательные технологии при изучении данной дисциплины:
интегративно-модульное обучение на основе личностно-деятельностного, индивидуальнодифференцированного, компетентностного подходов, обучение в сотрудничестве, проблемное обучение.
Методы обучения: алгоритмические, проблемно-исследовательские, экспериментальнопрактические, задачные.
Средства обучения: материально-технические и дидактические.
Преподавание химии проводится с учётом уже имеющихся у студента знаний химии, математики, физики, биологии в объёме средней школы.
По разделам, входящим в данный модуль, рекомендуется чтение лекций, проведение интегрированных по формам и методам обучения лабораторно-практических занятий, организация самостоятельной работы студентов и ее методическое сопровождение.
Лабораторные работы, выполненные студентом, должны быть защищены. На каждом практическом занятии проводится устный опрос студентов по темам домашнего задания с элементами
дискуссии. В рамках реализации компетентностного подхода для проведения занятий используются
активные и интерактивные формы, например, проблемные лекции, семинары с применением «мозгового штурма», разбор и решение расчетных комплексных задач медико-биологического характера, консультации в малых группах, все лабораторные работы носят исследовательский характер.
В числе методов и приемов стимулирования мотивов и познавательных интересов мы выделяем: новизну данного учебного предмета как начинающего цикл химической подготовки; содержание отдельных разделов этого курса, его соответствие химической картине природы; химический
эксперимент; тесную связь химии с жизнью и будущей профессией; исторический, экологовалеологический и другие подходы к раскрытию содержания курса; показ роли химии в создании
«второй природы» – синтезе лекарственных препаратов, полимеров, других материалов, используемых в медицине и других сферах жизни; изучение в единстве микро- и макромира, применение для
их познания теоретических и экспериментально-практических методов, оформление результатов
познания с помощью особого «химического языка», весьма удобного в оперировании знаниями; методы активизации разнообразной познавательной деятельности и др.
4. Методические рекомендации по организации изучения дисциплины
Обучение складывается из аудиторных занятий (72 час.), включающих лекционный курс и
практические занятия, и самостоятельной работы (36 час.). Основное учебное время выделяется на
практическую работу по освоению теоретических знаний, интеллектуальных, экспериментальнолабораторных умений, навыков работы с учебной и справочной литературой.
При изучении учебной дисциплины «Химия общая и неорганическая» необходимо использовать современные, адекватные требованиям ФГОС-3 ВПО методы, формы и средства обучения и
формировать практические умения:
34
1. Устанавливать причинно-следственные и межпредметные связи при объяснении химических процессов, протекающих в живом организме.
2. Использовать математический аппарат предмета для решения типовых и нестандартных
задач, характеризующих вещества и процессы, растворы; выбирать способы, приемы, алгоритмы
решения задач.
3. Обобщать, интерпретировать результаты по заданным или отбираемым критериям, результаты эксперимента.
4. Прогнозировать результаты химических процессов, результаты эксперимента, опираясь на
теоретические положения.
5. Наблюдать и формулировать выводы из наблюдений и результатов опыта, расчета.
6. Оформлять протоколы учебно-исследовательских работ; представлять результаты экспериментальной работы в виде таблиц, графиков, использовать справочные данные.
7. Классифицировать, систематизировать, дифференцировать химические факты, явления,
объекты, системы, методы.
8. Производить элементарные физико-химические измерения, характеризующие изучаемые
свойства растворов, в том числе моделирующих внутренние среды организма.
Практические занятия проводятся в виде интегрированных форм, демонстрации химического
эксперимента и использования наглядных пособий, таблиц, решения ситуационных задач, ответов
на тестовые задания, разбора сложных теоретических вопросов.
Самостоятельная работа студентов подразумевает подготовку к занятиям, выполнение контрольной работы включает работу с учебной, справочной, методической литературой, Интернетресурсами, лекционным материалом.
Работа с учебной литературой рассматривается как вид учебной работы по дисциплине «Химия общая и неорганическая» и выполняется в пределах часов, отводимых на её изучение (в разделе
СРС).
Каждый обучающийся обеспечен доступом к библиотечным фондам Университета и кафедры.
По каждому разделу учебной дисциплины имеются методические рекомендации для студентов 1 курса и методические указания для преподавателей.
35
36
37