Авторская программа углубленного курса для 11-го класса химико-биологического профиля

АВТОРСКАЯ ПРОГРАММА
УГЛУБЛЕННОГО КУРСА ХИМИИ

для 11-го класса химико-биологического профиля
Д.А.УРУМОВА-БОРАНУКОВА,
учитель химии высшей категории
республиканского лицея
(Карачаево-Черкесия)

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

Настоящая программа составлена с учетом современных требований, предъявляемых к учащимся школ (лицеев), в которых химическая дисциплина является профилирующей и преподавание химии ведется на углубленном уровне.

Поскольку основной целью нашего учреждения является подготовка учащихся к успешному поступлению в вузы, где химия сдается как вступительный экзамен, данная программа составлена с учетом требований программ по химии для поступающих в вузы химико-биологического и медицинского направления.

В школьной программе по химии многие важные вопросы либо изучаются поверхностно, либо вообще не изучаются. К примеру, изучение d-элементов ведется очень поверхностно, а потому приобретенные учащимися знания недостаточны для поступления в вузы.

Программа предусматривает более детальное изучение вопросов общей химии и химии элементов.

Содержание углубленного курса строится на системе современной химии. Формируется способность к многостороннему рассмотрению химических объектов путем использования межпредметных связей с физикой, математикой, биологией, экологией, историей химии, сведениями из медицины, сельского хозяйства, технологии и быта.

Формирование элементов творческого химического мышления – одна из основных целей программы. Это осуществляется введением в содержание обучения материалов проблемного характера, использованием лекционно-семинарской формы обучения, дискуссионного метода и т.д.

В программе обращено внимание на строгую и стройную рубрикацию разделов, что способствует лучшему усвоению учебного материала.

Для обеспечения практических навыков и наиболее глубокого и осознанного понимания учебного материала используются практические работы, лабораторные опыты и демонстрации.

Значительное место в программе отводится решению задач как качественного, так и количественного характера. Большинство задач – комбинированные и комплексные. Они подбираются из конкурсных задач для поступающих в вузы химико-биологического и медицинского направлений*.

Программа состоит из трех частей: часть I «Основы общей химии» (6 разделов); часть II «Химия элементов» (2 раздела); часть III «Химический практикум» и рассчитана на учащихся 11-х классов (170 ч; 5 ч в неделю).

СОДЕРЖАНИЕ

ЧАСТЬ I. Основы общей химии

Раздел 1. Основные понятия и законы химии (20 ч)

Элементарные понятия химии. Вещество. Молекула. Атом. Элемент. Химическая формула. Простое и сложное вещество. Моль. Молярная масса. Относительные атомная и молекулярная массы.

Химические превращения. Законы сохранения массы веществ и энергии. Закон постоянства состава, дальтониды и бертоллиды. Стехиометрия, закон Авогадро. Закон объемных отношений. Закон эквивалентов. Законы для идеальных газов. Уравнение Клапейрона–Менделеева.

Строение атома. Атомное ядро. Изотопы. Ядерные реакции.

Двойственная природа электрона. Строение электронных оболочек атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Электронные конфигурации атомов в основном и возбужденном состояниях. Правило минимума энергии. Принцип Паули, правило Хунда.

Периодический закон и его обоснование с точки зрения электронного строения атомов. Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева. Большие и малые периоды, группы и подгруппы. Характеристика элементов на основе их положения в периодической системе и строения их атомов. Водородные соединения элементов и зависимость их свойств от положения в периодической системе. Зависимость свойств оксидов и гидроксидов элементов от их положения в периодической системе. Значение периодического закона.

Раздел 2. Строение вещества (10 ч)

Химическая связь. Типы химической связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная. Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный. Полярность связи. Свойства ковалентной связи: энергия, прочность, насыщенность и направленность. Гибридизация орбиталей cигма()- и пи()-связи. Основные типы кристаллических решеток. Зависимость свойств вещества от строения.

Валентность и степень окисления атома.

Структурные формулы неорганических и органических соединений. Комплексные соединения. Координационная теория.

Раздел 3. Химические реакции (10 ч)

Классификация химических реакций. Типы разрыва химических связей. Гомо- и гетеролитические реакции. Окислительно-восстановительные реакции. Тепловые эффекты химических реакций. Термохимические уравнения. Теплоты образования химических соединений из простых веществ. Закон Гесса и его следствия.

Скорость химической реакции, гомогенные и гетерогенные реакции. Закон действующих масс. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Катализ (гомогенный и гетерогенный) и катализаторы. Ингибиторы.

Уравнение химической реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием температуры, давления, концентрации. Принцип Ле Шателье.

Раздел 4. Классы неорганических соединений (11 ч)

Оксиды. Классификация, получение, физические и химические свойства, применение.

Основания. Классификация, получение, физические и химические свойства, применение.

Амфотерные гидроксиды. Двойственность свойств. Взаимодействие со щелочами.

Кислоты. Классификация, получение, физические и химические свойства, применение. Концентрированные серная и азотная кислоты.

Соли. Классификация (средние, кислые, основные, двойные). Получение. Физические и химические свойства. Применение.

Генетическая связь между классами неорганических соединений.

Раздел 5. Растворы. Теория электролитической диссоциации (18 ч)

Дисперсные системы. Коллоидные системы. Растворы. Растворимость веществ и ее зависимость от температуры и природы растворителя. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля, мольная доля, молярная концентрация, объемная доля.

Электролиты. Электролитическая диссоциация. Механизм растворения веществ в воде. Теория гидратации Д.И.Менделеева. Кристаллогидраты. Диссоциация кислот, оснований и солей. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.

Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные уравнения реакций. Гидролиз солей.

Раздел 6. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз (17 ч)

Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители. Метод электронного баланса. Метод ионно-электронного баланса. Влияние среды на характер протекания реакций. Ряд стандартных электродных потенциалов. Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза Фарадея. Химические источники электрического тока.

ЧАСТЬ II. Химия элементов

По каждой теме на основе периодического закона дается сравнительная характеристика элементов, которая включает: электронную конфигурацию атома, его возможные валентности и степени окисления в соединениях, формы простых веществ и основные типы соединений, их физические и химические свойства, лабораторные и практические способы получения, применения. При описании химических свойств указываются реакции с участием неорганических и органических соединений, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства, а также качественные реакции.

Раздел 1. Неметаллы (35 ч)

Общий обзор неметаллов.

Водород. Изотопы водорода. Соединения водорода с металлами, неметаллами. Реакции гидрирования. Вода. Пероксид водорода.

Галогены. Галогениды. Галогеноводороды. Кислородсодержащие соединения галогенов.

Кислород. Изотопы кислорода. Оксиды и пероксиды. Озон.

Сера. Сероводород, сульфиды. Оксиды серы(IV) и (VI).

Сернистая и серная кислоты и их соли (средние и кислые).

Азот. Аммиак, соли аммония, амиды металлов, нитриды. Оксиды азота (несолеобразующие и кислотные). Азотистая и азотная кислоты и их соли. Разложение нитратов. Эфиры азотной кислоты. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Фосфор. Фосфин, фосфиды. Оксиды фосфора(III) и (V).

Орто, мета- и дифосфорная кислоты. Ортофосфаты.

Углерод. Изотопы углерода. Аллотропные видоизменения углерода. Оксиды углерода(II) и (IV). Угольная кислота и ее соли. Карбиды кальция, алюминия, железа. Карбонилы переходных металлов. Органическая химия как химия углерода (обзор органических соединений).

Кремний. Силан, силициды. Оксид кремния(IV). Кремниевая кислота. Силикаты. Силикатная отрасль промышленности.

Характеристика инертных газов.

Раздел 2. Металлы (35 ч)

Общий обзор металлов.

Щелочные металлы. Оксиды, пероксиды, гидроксиды и соли щелочных металлов.

Щелочно-земельные металлы: бериллий, кальций, магний, их оксиды, гидроксиды, соли. Жесткость воды, способы ее устранения.

Алюминий. Оксид, гидроксид, соли алюминия. Комплексные соединения алюминия.

Медь, серебро. Оксиды меди(II) и (I), оксид серебра(I). Гидроксид меди(II). Соли серебра и меди. Комплексные соединения серебра и меди.

Цинк. Ртуть. Оксиды, гидроксиды.

Хром. Оксиды хрома(II), (III) и (VI). Гидроксиды и соли хрома(II), (III) и (VI). Хроматы и дихроматы.

Марганец. Оксиды марганца(II), (IV), (VII); их гидроксиды. Соли марганца. Манганат и перманганат.

Железо, кобальт, никель. Оксиды железа(II) и (III). Гидроксиды и соли железа(II), (III). Ферраты и ферриты. Комплексные соединения железа. Гидроксиды и соли кобальта(II) и никеля(II).

Часть III. Химический практикум (8 ч)

Работа 1. Решение качественных задач. Определение катионов.

Работа 2. Решение качественных задач. Определение анионов.

Работа 3. Решение экспериментальных задач по неорганической химии.

Работа 4. Решение экспериментальных задач по органической химии.

Работа 5. Решение расчетно-экспериментальных задач.

Работа 6. Определение минеральных удобрений.

Работа 7. Определение пластмасс и волокон.

Работа 8. Получение и свойства комплексных соединений.

Повторение и обобщение (6 ч)

ПРИМЕРЫ РАСЧЕТНЫХ ЗАДАЧ

1. Железная пластинка массой 18 г опущена в раствор сульфата меди(II). Когда она покрылась медью, масса ее стала 20 г. Сколько граммов железа перешло в раствор?

Ответ. 14 г.

2. 10 г сплава меди с алюминием обработали избытком гидроксида калия. При этом выделилось
5,6 л (н.у.) водорода. Каковы массовые доли (в %) компонентов смеси?

Ответ. 45% Al, 55% Cu.

3. При взаимодействии 10 г двухвалентного металла с водой выделилось 0,5 г водорода. Определите, какой взят металл.

Ответ. Са.

4. При полном сгорании 2,3 г вещества образовалось 4,4 г оксида углерода(IV) и 2,7 г воды. Масса паров 1 л этого вещества при н.у. равна 2,05 г. Выведите его молекулярную формулу.

Ответ. C2H6O.

5. Cколько теплоты выделится при взрыве 25,2 л гремучего газа, взятого при н.у.? Теплота образования водяного пара – 242 кДж/моль.

Ответ. 181,5 кДж.

6. Во сколько раз уменьшается скорость реакции, если температуру газовой смеси понизить от 140 °С до 110 °С? Температурный коэффициент реакции равен 3.

Ответ. В 27 раз.

7. При равновесии системы

N2 + 3H2 = 2NH3

концентрации веществ равны: [N2] = 1,5 моль/л, [Н2] = 4,5 моль/л, [NН3] = 2 моль/л. Вычислите:

а) исходные концентрации водорода и азота;

б) константу химического равновесия.

Ответ. [N2]исх = 2,5 моль/л,
[H2]исх = 7,5 моль/л;
Kp = 0,03.

8. При электролизе водного раствора нитрата никеля на катоде выделилось 59 г металла. Определите объем газа (н.у.), выделившегося на аноде. Какова массовая доля (в %) полученной кислоты, если ее объем 166 мл, а плотность 1400 кг/м3?

Ответ. 11,2 л О2, 54,2% HNO3.

9. Сколько граммов бертолетовой соли потребуется для получения кислорода в объеме, достаточном для окисления 8,96 л аммиака (н.у.) в присутствии катализатора?

Ответ. 40,8 г.

10. Через раствор хлористого магния в течение одного часа пропускали постоянный электрический ток силой 2,5 А. Какие вещества (н.у.) и в каком количестве образовались при этом, если электроды изготовлены из платины?

Ответ. 1 л Cl2, 1 л H2, 2,7 г Mg(OH)2.

11. При растворении в разбавленной азотной кислоте 3,04 г смеси порошкообразных железа и меди выделилось 0,896 л (н.у.) монооксида азота. Определите состав смеси порошков.

Ответ. 1,12 г Fe, 1,92 г Cu.

12. При растворении 27,2 г смеси железа с монооксидом железа в серной кислоте и выпаривании раствора досуха образовалось 111,2 г железного купороса FeSO4•7Н2О. Определите состав исходной смеси.

Ответ. 21,6 г FeO, 5,6 г Fe.

13. При сжигании 251,2 г смеси пирита и сульфида цинка образовалось 71,68 л (н.у.) диоксида серы. Определите состав смеси.

Ответ. 155,2 г ZnS, 96 г FeS2.

14. При обработке 33,3 г смеси карбоната и гидрокарбоната кальция серной кислотой образовалось 32,67 г сульфата кальция. Определите состав взятой смеси.

Ответ. 9 г СaCO3, 24,3 г Сa(HCO3)2.

15. Медную пластинку массой 20 г опустили в раствор нитрата ртути. Масса ее увеличилась на
2,74 г. Затем пластинку нагрели, и она приняла первоначальный вид. Определите, какой при этом стала масса пластинки.

Ответ. 18,72 г.

16. Определите процентную концентрацию азотной кислоты в растворе, образующемся при смешивании 400 мл воды и 200 мл концентрированной ( = 1,4 г/см3, с = 63%) азотной кислоты.

Ответ. 26%.

* Примеры решения конкурсных задач можно найти в № 3, 5, 6, 8/2005; 1, 7, 11/2006. – Прим. ред.

Р е к о м е н д у е м а я л и т е р а т у р а

Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. В 2-х т. М.: 1-я Федеративная Книготорговая Компания, 1997; Химия. Пособие-репетитор. Ростов-на-Дону: Феникс, 1997; Волович П.М., Бровко М.И. Готовимся к экзамену по химии.
М.: Рольф, 1997; Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в вузы. Учебное пособие. 4-е изд. М.: Высшая школа, 1998; Сборник конкурсных задач по химии с решениями. Под ред. М.А.Володиной. М.: Изд-во МГУ, 1983; Гузей Л.Г., Сорокин В.В. Основные законы химии. Окислительно-восстановительные реакции. М.: Изд-во МГУ, 1992; Гузей Л.Г., Сорокин В.В. Основные законы химии. Стехиометрия. М.: Изд-во МГУ, 1992; Гузей Л.Г., Сорокин В.В. Растворы. М.: Изд-во МГУ, 1992; Гузей Л.Г., Сорокин В.В. Энергетика и кинетика химических реакций. М.: Изд-во МГУ, 1992.