Первая страница
Наша команда
Контакты
О нас

    Головна сторінка



Правила техніки безпеки роботи в хімічній лабораторії. Методи отримання, класифікація І хімічні властивості оксидів. Методи отримання І хімічні властивості основ

Скачати 68.34 Kb.

Правила техніки безпеки роботи в хімічній лабораторії. Методи отримання, класифікація І хімічні властивості оксидів. Методи отримання І хімічні властивості основ




Скачати 68.34 Kb.
Дата конвертації28.03.2017
Розмір68.34 Kb.
ТипПравила

ПИТАННЯ

для підготовки до лабораторних занять з "ХІМІЇ" для студентів 2-го курсу
напряму підготовки 6.050601 (група ТЕ-14б)


2015-2016 н. р.

МОДУЛЬ 1

1. ПРАВИЛА ТЕХНІКИ БЕЗПЕКИ.
Правила техніки безпеки (англ. safety rules, preventive regulations, safety regulations, нім. Sicherheitsregeln f pl, Sicherheitsvorschriften f pl) - правові норми, що передбачають заходи із забезпечення безпечних і нешкідливих умов праці.
КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК (3 год.)


  1. Правила техніки безпеки роботи в хімічній лабораторії.

  1. Методи отримання, класифікація і хімічні властивості оксидів.
    Охорóна прáці (рос. охрана труда; англ. labour protection; нім. Arbeitsschutz m) - це: система правових, соціально-економічних, організаційно-технічних, санітарно-гігієнічних і лікувально-профілактичних заходів та засобів, спрямованих на збереження життя, здоров'я і працездатності людини в процесі трудової діяльності; діюча на підставі відповідних законодавчих та інших нормативних актів система соціально-економічних, організаційно-технічних, санітарно-гігієнічних і лікувально-профілактичних заходів та засобів, що забезпечують збереження здоров'я і працездатності людини в процесі праці. дозвіл на початок робіт підвищеної небезпеки, який необхідний організації чи підприємству, хто працює в будівництві.
    Неоргані́чні сполу́ки - хімічні сполуки, які не містять атомів Карбону, ковалентно пов'язаних із атомами Гідрогену. Прості карбоновмісні сполуки типу CO, CO2, HCN та ціаніди, карбіди розглядаються саме неорганічною хімією.
    Хімічні властивості - властивості речовин, що стосуються хімічних процесів, тобто це такі властивості, які проявляються в ході хімічної реакції. До хімічних властивостей відноситься здатність реагувати з іншими речовинами, а також схильність до розкладу.


  1. Методи отримання і хімічні властивості основ.

  1. Добування і хімічні властивості кислот.

  1. Класифікація, добування і хімічні властивості солей.

УВАГА!!! Теорію до першої лаб. роб. готувати самостійно в лабораторному зошиті!
2. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ (3 год.)

  1. Теорія окисно-відновних реакцій. Ступінь окиснення.
    О́кисно-відно́вна реа́кція (заст. оки́снювально-відно́вна реа́кція) - хімічна реакція, яка відбувається із зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагентів, і реалізується перерозподілом електронів між атомом-окисником та атомом-відновником.
    Сту́пінь оки́снення - умовний електростатичний заряд, який приписують атому в молекулі, припускаючи, що електронні пари, які здійснюють зв'язок, повністю зміщені в бік більш електронегативних атомів (тобто припускаючи, що всі зв'язки даного атома мають 100 % йонний характер).
    Окисники і відновники.

  2. Метод електронного балансу. Типи окисно-відновних реакцій. Приклади.

  3. Скласти методом електронного балансу 5 рівнянь окисно-відновних реакцій.

УВАГА!!! Теорію до третьої лаб. роб. готувати самостійно в лабораторному зошиті!
3. ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА (3 год.
Хімі́чна термодина́міка - розділ фізичної хімії, що вивчає процеси взаємодії речовин методами термодинаміки. Під хімічною термодинамікою часто розуміють вчення про хімічну рівновагу, основними задачами якого є передбачення напрямку хімічної реакції, її виходу і рівноважного стану реакційного середовища в залежності від вихідного складу, температури та тиску.
)


  1. Основні поняття термодинаміки: система, фаза, внутрішня енергія, ентальпія.
    Вн́утрішня ене́ргія тіла (позначається як E або U) - повна енергія термодинамічної системи за винятком її кінетичної енергії як цілого і потенціальної енергії тіла в полі зовнішніх сил.
    Перший закон термодинаміки.

  1. Термохімія. Закон Гесса і наслідки з нього. Теплота утворення речовини.

  1. Другий закон термодинаміки. Ентропія і її зміст. Рівняння Больцмана.

  1. Вільна енергія Гіббса. Основне рівняння термодинаміки. Визначення напрямку хімічних процесів. Приклади.


4. ХІМІЧНА КІНЕТИКА І РІВНОВАГА (3 год.)

1. Кінетика. Швидкість хімічних реакцій, її залежність від концентрації. Закон діючих мас в гомогенних та гетерогенних системах.

Зако́н Ге́сса - тепловий ефект хімічної реакції при постійному об'ємі або тиску (коли відсутня не пов'язана з розширенням робота) не залежить від шляху реакції, а лише від початкового й кінцевого станів системи.
Хімі́чна реа́кція - це перетворення речовин, при якому молекули одних речовин руйнуються і на їхньому місці утворюються молекули інших речовин з іншим атомним складом. Усі хімічні реакції зображують хімічними рівняннями.
Хімічна кінетика - розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних процесів. Ця наука включає в себе вивчення впливу різних експериментальних умов на швидкість хімічних реакцій та досліджує їх механізми, що включає в себе знаходження також і характеризацію перехідного стану.
Гетероге́нні (неоднорідні) систе́ми - фізико-хімічні системи, що складаються з двох або кількох фаз, наприклад, система: «лід - вода - водяна пара» - гетероґенна система з трьох фаз.

2. Вплив температури на швидкість хімічних реакцій. Правило Вант-Гоффа. Рівняння Арреніуса. Енергія активації і її фізичний зміст.

Енергія активації - характерний параметр процесів, зокрема хімічних реакцій, кінетика яких описується рівнянням Арреніуса.
Поняття про каталіз.

3. Хімічна рівновага. Константа рівноваги.

Хімічна рівновага - різновид термодинамічної рівноваги в системах, де відбуваються хімічні реакції, такий стан коли концентрації реагентів залишається незмінним. У стані хімічної рівноваги процеси утворення хімічних сполук та їхнього розпаду в прямих та зворотніх реаціях, відповідно, зрівноважені.
Конста́нта рівнова́ги - кількісна характеристика хімічної рівноваги, що описує ймовірність перебігу реакції. Константа обчислюється як відношення добутку концентрації продуктів реакції (або їхніх парціальних тисків) до добутку концентрації вихідних речовин із їхніми стехіометричними коефіцієнтами у степенях.
Рівноважні концентрації речовин.

4. Принцип Ле-Шательє. Приклади зрушення рівноваги.
5. РОЗЧИНИ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ. СПОСОБИ ВИРАЖЕННЯ КОНЦЕНТРАЦІЇ РОЗЧИНІВ (2 год.)

1. Класифікація дисперсних систем. Істинні розчини. Способи вираження концентрації розчинів. Приклади.

2. Осмос. Закон осмотичного тиску Вант-Гоффа.

3. Тиск насиченого пару над розчином. Закон Рауля.

4. Пониження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів.
6. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК, ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ (2 год.)

1. Теорія електролітичної дисоціації розчинів. Дисоціація кислот, основ, солей.

2. Слабкі і сильні електроліти. Ступінь і константа електролітичної дисоціації.

3. Дисоціація води. Іонний добуток води.

pH, Водневий показник - величина, що показує міру активності іонів водню (Н+) в розчині, тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користуватись терміном «концентрація» замість «активність» у цьому визначенні.
Електроліти́чна дисоціа́ція - явище розпаду нейтральних молекул на іони, що відбувається в електролітах. Наприклад, молекула кислоти НCl розпадається при розчиненні на іони Н+ та Cl-.
Осмоти́чний ти́ск (або дифу́зний ти́ск) - термодинамічний параметр, що характеризує прагнення розчину понизити свою концентрацію при зіткненні з чистим розчинником внаслідок зустрічної дифузії молекул розчинника та розчиненої речовини.
Температу́ра (то́чка) кипі́ння і конденса́ції (рос. температура кипения; англ. boiling point; нім. Siedetemperatur f) - температура, при якій пружність насиченої пари дорівнює зовнішньому тискові; при досягненні цієї температури рідина починає кипіти.
Іо́нний до́буток води́ - константа автопротолізу води, що визначається як добуток концентрацій протону H+ та гідроксид-іону OH- у воді або водних розчинах.
Водневий показник рН. Індикатори.

4. Гідроліз солей. Записати рівняння реакцій гідролізу солей: Na2CO, AlCl, CH3COONH в молекулярному та йонному вигляді, вказати рН середовища.

МОДУЛЬ-2
7. АНАЛІЗ ЯКОСТІ ВОДИ. ТВЕРДІСТЬ ВОДИ (4 год.)


  1. Молекула води. Будова води в рідкому і твердому стані. Водневі зв’язки.

  2. Фізичні та хімічні властивості води.

  3. Тимчасова і постійна твердість води. Солевміст, окиснюваність води.

  4. Методи пом’якшення води. Методи видалення кисню з води. Основні етапи очистки води.


8. ХІМІЧНІ ДЖЕРЕЛА СТРУМУ.
Твердість води (англ. hardness of water, water hardness, hard of water, stiffness of water; нім. Härte f, Härte f des Wassers, Wasserhärte f) - сукупність властивостей, зумовлених вмістом у воді катіонів кальцію та магнію.
Хімі́чні джере́ла стру́му (ХДС, рос. химические источники тока, ХИТ) - джерела електричної енергії, яка виробляється шляхом перетворення хімічної енергії в електричну, що складаються з одного чи декількох неперезаряджувальних первинних елементів або перезаряджувальних вторинних елементів (акумуляторів), у тому числі інтегрованих у вироби промислового чи побутового призначення.
ГАЛЬВАНІЧНИЙ ЕЛЕМЕНТ ДАНІЕЛЯ-ЯКОБІ (2 год.
Гальвані́чний елеме́нт - хімічне джерело живлення, в якому використовується різниця електродних потенціалів двох металів, занурених у електроліт. Гальванічний елемент є непідзарядним хімічним джерелом електроенергії.
)


  1. Подвійний електричний шар. Електродний потенціал.
    Електродний потенціал - різниця електричних потенціалів між електродом та електролітом, в контакті з яким він знаходиться (найчастіше між металом і розчином електроліту).
    Формула Нернста.

  1. Гальванічні елементи. Елемент Даніеля-Якобі. Обчислення електрорушійної сили гальванічного елементу.

  1. Водневий електрод. Вимірювання електродних потенціалів. Ряд напруг металів.

  1. Кислотні і лужні акумулятори, їх типи та принцип роботи.


9. ЕЛЕКТРОЛІЗ. ЗАКОНИ ЕЛЕКТРОЛІЗУ.
Закóни Фарадéя (рос. законы Фарадея; англ. Faraday's laws of electrolysis; нім. Faradaysches Gesetze n pl) - основні закони електролізу. Встановлюють взаємозв’язок між кількістю електрики, яка проходить через електропровідний розчин (електроліт), і кількістю речовини, яка виділяється на електродах.
ВИХІД ЗА СТРУМОМ (2 год.)


  1. Поняття електролізу. Закони Фарадея. Вихід за струмом.

  1. Послідовність розряду молекул та іонів на електродах.

  1. Приклади електролізу розплавів і розчинів з активним і пасивним анодом.

  1. Застосування електролізу в промисловості. Добування алюмінію.


10. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МАГНІЮ І АЛЮМІНІЮ (2 год.)

1. Знаходження в природі, добування, фізичні властивості і застосування алюмінію.

2. Хімічні властивості алюмінію, його оксиди і гідроксиди.

3. Фізичні та хімічні властивості магнію і його сполук. Застосування магнію та алюмінію.


11. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ Cu i Zn ТА ЇХ СПОЛУК (2 год.)

1. Положення в періодичній системі купруму і цинку. Знаходження в природі. Добування.

2. Фізичні та хімічні властивості Cu i Zn (відношення до кисню, води, кислот і лугів).

3. Застосування даних металів і їх сплавів на практиці.


12. КОРОЗІЯ МЕТАЛІВ І СПЛАВІВ. МЕТОДИ ЗАХИСТУ ВІД КОРОЗІЇ (2 год.)

1. Поняття корозії. Класифікація корозійних процесів. Хімічна корозія, методи захисту від неї.

2. Електрохімічна корозія з кисневою і водневою деполяризацією. Навести конкретні приклади, записати рівняння корозійних процесів. Активатори корозії.

3. Методи захисту металів і сплавів від корозії: неметалічні, металічні, катодні й анодні покриття; протекторний, катодний і анодний захист; інгібітори корозії.


13. ЗАКЛЮЧНЕ ЗАНЯТТЯ (2 год.)

    1. Захист лабораторних робіт.

    2. Підведення підсумків.


Оцінювання знань з «ХІМІЇ» студентів 2-го курсу
напряму підготовки 6.050601 група ТЕ-14б


Таблиця 1 – Оцінювання знань, умінь та навичок студентів з окремих видів робіт та в цілому за модуль (в балах)

Поточне тестування та самостійна робота

Підсумковий тест (екзамен)

Сума

Види робіт

Модуль

Семестр







І

ІІ

1. Виконання та захист лабораторних робіт (одна лабораторна робота – 3 бали)

6×3=18

6×3=18

36

2. Виконання завдань, конспектування і усна відповідь по матеріалу СРС

2

2

4

3. Розв’язування задач на практичних заняттях

3

3

6

4. Колоквіуми

14

14

28

Всього

37

37

74

26

100

Таблиця 2 – Шкала оцінювання: національна та ECTS

Сума балів за всі види навчальної діяльності

Оцінка ECTS

Оцінка за національною шкалою

для екзамену, курсового проекту (роботи), практики

для заліку

90 – 100

А

відмінно

зараховано

82 – 89

В

добре

74 – 81

С

64 – 73

D

задовільно

60 – 63

Е

35 – 59

FX

незадовільно з можливістю повторного складання

не зараховано з можливістю повторного складання

0 – 34

F

незадовільно з обов’язковим повторним вивченням дисципліни

не зараховано з обов’язковим повторним вивченням дисципліни





Скачати 68.34 Kb.

  • МОДУЛЬ 1 1. ПРАВИЛА ТЕХНІКИ БЕЗПЕКИ
  • НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
  • УВАГА!!! Теорію до першої лаб. роб. готувати самостійно в лабораторному зошиті! 2. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ
  • УВАГА!!! Теорію до третьої лаб. роб. готувати самостійно в лабораторному зошиті! 3. ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА
  • 4. ХІМІЧНА КІНЕТИКА
  • Хімічна рівновага . Константа рівноваги
  • 5. РОЗЧИНИ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ. СПОСОБИ ВИРАЖЕННЯ КОНЦЕНТРАЦІЇ РОЗЧИНІВ (2 год.)
  • 6. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК
  • МОДУЛЬ-2 7. АНАЛІЗ ЯКОСТІ ВОДИ. ТВЕРДІСТЬ ВОДИ
  • 8. ХІМІЧНІ ДЖЕРЕЛА СТРУМУ
  • 10. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МАГНІЮ І АЛЮМІНІЮ (2 год.)
  • 11. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ Cu i Zn ТА ЇХ СПОЛУК (2 год.)
  • 12. КОРОЗІЯ МЕТАЛІВ І СПЛАВІВ. МЕТОДИ ЗАХИСТУ ВІД КОРОЗІЇ (2 год.)
  • 13. ЗАКЛЮЧНЕ ЗАНЯТТЯ (2 год.) Захист лабораторних робіт. Підведення підсумків. Оцінювання знань з «
  • Оцінювання знань, умінь та навичок студентів з окремих видів робіт та в цілому за модуль (в балах)
  • Поточне тестування та самостійна робота Підсумковий тест (екзамен) Сума
  • Всього 37 37 74 26