Программа работы с одарёнными детьми
рабочая программа по химии (10 класс) на тему

 Муниципальное общеобразовательное учреждение

Лямбирского муниципального района РМ

«Лямбирская СОШ №1»

Программа работы

с одарёнными детьми

 Количество часов по учебному плану -34

Учитель:   Громова Ольга Ильинична

Программа работы с одарёнными детьми  

Учитель:Громова О.И.

Пояснительная записка.

            Программа предусмотрена для учащихся 10- 11 классов и рассчитана на 34 часа, она учитывает возможности продолжения как естественнонаучного, так и гуманитарного образования в 10-11 классах.

Реализация данного курса преследует своей целью подготовку учащихся к ситуациям выбора направления дальнейшего образования.

При составлении программы исходила из задач, которые призвана решать внеурочная работа:

1. Расширить и углубить знания по химии

2.Развить у учащихся интерес и творческий подход при освоении программы  

3.Максимально привлекать учащихся к выполнению индивидуальных заданий и на этой основе развивать их химические способности

4.Как можно шире использовать в   работе межпредметные связи и учить  учащихся комплексному применению знаний по разным предметам.

Актуальность курса.

В учебных планах предмету «Химия» отведено всего 1-2 урока в неделю. Программа же по химии весьма обширна. Поэтому учитель вынужден решать проблему, как при небольшом количестве уроков дать хорошие знания учащимся, а главное – сформировать необходимые умения и навыки, в том числе научить решать расчетные задачи. При этом существует еще одна проблема – как, уделяя на уроках внимание слабоуспевающим ученикам, не затормозить развитие сильных? Пытаясь хотя бы частично решить эти проблемы обучения химии, я составила  программу работы с одарёнными детьми.

Полнота содержания -  курс содержит сведения, необходимые для достижения запланированных целей обучения.

Основные цели курса:

а) практическое применение теоретического материала; б) расширение и углубление предметных знаний по химии; в) развитие познавательной активности и самостоятельности, установки на продолжение образования; г) развития опыта самореализации. 

Курс предназначен для подготовки учащихся 10-11 класса с ориентацией на естественно-математический профиль и подготовки учащихся к химическим олимпиадам и ЕГЭ. Основные задачи курса:

1. Продолжить формирование естественнонаучного мировоззрения
2. Углубить представления о количественных соотношениях в химии
3. Рационально использовать знания по физике и математике при решении
4. расчетных задач в свете политехнической подготовки учащихся
5. Подготовить учащихся к ЕГЭ по химии

Практическая направленность содержания - содержание курса обеспечивает приобретение знаний и умений, позволяющих готовить учеников к олимпиадам.  Этот курс поможет в приобретение знаний и умений, необходимых при подготовке к поступлению в институт или колледж, где надо сдавать вступительные экзамены по химии, например, в сельскохозяйственные учебные заведения или технологические институты лёгкой и пищевой промышленности. Тогда эти курсы помогут не только потренироваться в решении расчётных задач и выполнении проблемных  заданий, которые очень часто предлагаются на вступительных экзаменах, но и продемонстрировать при обучении в  ВУЗЕ свою эрудицию, что тоже очень важно для абитуриента. Этот курс поможет по-новому взглянуть и на учебники по химии – ведь в них содержится масса  информации , надо только обнаружить её и правильно использовать.

Систематичность содержания обеспечивается логикой развёртывания учебного содержания.

Реалистичность программы выражается в том, что она может быть изучена за 21 час в течение любого времени. Содержание учебного материала программы соответствует целям курса и обладает новизной для учащихся.     

Содержание курса строится на следующих принципах:

1. Содержание курса определяется с учетом возрастных особенностей учащихся и их интересов в области познания мира
2. Применяется опережающее обучение, основанное на знаниях других школьных
3. курсов (физика, математика)
4. Программа включает материал, не содержащийся в базовых программах.
5. Воспитывает у учащихся умение использовать полученные знания для решения практических проблем, тем самым, связывая обучение с жизнью и деятельностью человека.

Место курса в системе школьного химического образования.

Предлагается элективный курс в объёме 21 часа, который включается либо в конце года, либо в течение года на факультативах или групповых занятиях, при подготовке к химическим олимпиадам.

Данный образовательный курс является источником знаний, который углубляет и расширяет базовый компонент.

Значимость, роль и место данного курса определяется также необходимостью подготовки учащихся к сдаче ЕГЭ и выбору профессиональной деятельности.

Этот курс позволит полнее учесть интересы и намерения старшеклассников, следовательно, сделать обучение более интересным для учащихся и, соответственно, получить более высокие результаты.

Предполагаемые результаты изучения курса.

Предполагаемый курс по химии должен помочь учащимся решить конкретные  проблемы из числа тех, с которыми они сталкиваются  при изучении химии, усвоить основные химические понятия, расширить базовый компонент. Этот курс должен ознакомить учащихся с ролью химии в понимании законов окружающего мира.

Методы преподавания курса.

Методы преподавания определяются целями и задачами данного курса, направленного на формирование способностей учащихся.

Учащиеся овладевают химическими понятиями, способами химического исследования.

Важнейшим принципом методики изучения курса является постановка вопроса и заданий, позволяющих учителю и учащимся проверить уровень усвоения основных терминов и степень сформированности умений, приобретённых в процессе изучения курса. Это различные виды тестовых заданий и задания творческого характера.

Тематическое планирование

Содержание программы курса

1.Строение атомов и периодический закон Д.И. Менделеева(1час).

Развитие представлений о структуре атома. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева. Жизнь и научная деятельность Д.И. Менделеева. Взаимосвязь теории строения атома периодической системы элементов

Атом – электронейтральная частица

Вывод: сущность атома в числе протонов. Сохраняется число протонов (заряд ядра) сохраняется элемент.

Современная формулировка:

"свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов".

По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:

Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня.

Принципы заполнения орбиталей

1.                  Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).

2.                  Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d  4f < 6p < 7s.

3.                  Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Полная электронная формула элемента

55Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1

Пример:    Порядковый номер 34 имеет селен Se. Элемент находится в IV периоде, значит в атоме имеется 4 энергетических уровня. Он находится в главной подгруппе VI группы; его валентные электроны распределены на 4s и 4p-подуровнях.

Электронная формула селена:

34Se     1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4

 Внешний уровень в виде квантовых ячеек имеет вид:

 Атом селена имеет 6 валентных электронов; поэтому высшая валентность равна 6, что соответствует номеру группы.

Селен - p- элемент, поэтому будет проявлять свойства неметалла.

Высший оксид SeO3, его гидроксид H2SeO4 и газообразное водородное соединение H2Se имеют кислотный характер

2. Основные классы неорганических соединений (2часа)

 Характеристика основных классов неорганических соединений. Амфотерность. Генетическая связь между классами неорганических соединений

3. Химическая связь и строение молекул.(2часа)

Типы химической связи. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Зависимость свойств веществ  от типа связи кристаллической

ИОННАЯ СВЯЗЬ

Ионы - это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

1. Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

Простая (одинарная) связь образуется за счет перекрывания электронных облаков на линии, соединяющей центры атомов, такая связь обозначается буквой сигма δ. Виды δ-связей   

                       s-р

2)     Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь; 

Два атома могут обобществлять несколько пар электронов. В этом случае говорят о кратных связях:

Двойная связь содержит δ  и Пи-связи. Пи-связи образуются за счет бокового перекрывания р и d облаков, например

Тройная связь содержит δ - и две Пи-связи.

 Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной.

Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной.

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Валентные электроны металлов достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них Поэтому металл содержит ряд положительных ионов, расположенных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу. Электроны в металле осуществляют связь между всеми атомами металла.

Ме0 - п↔Меп+

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ

Водородная связь - зто связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.

4. Закономерности химических реакций (4часа)

Основные закономерности термохимии. Влияние на скорость химической реакции природы реагирующих веществ: концентрации, температуры, катализатора.

Обратимые реакции и химическое равновесие  

Равновесная концентрация

Задача1) При смешении газообразных веществ А и В протекает химическая реакция 2А+В=2С+Д.

Известно что через некоторое время после начала реакции концентрации веществ составили [А]=2моль/л: [В]=1моль/л; [С]=1,6моль/л. Вычислите исходные концентрации веществ.

Дано:

[A]p=2моль/л

[B]p=1моль/л

[C]p=1,6моль/л

----------------------

[A]исх. =?

[B]исх.=?                                    Решение

(Первый способ)

        [A]исх.=  [A]p +  [A]вст

Находим [A]вст по уравнению реакции

Из 2моль А образуется 2 мольС

Из Х моль А ------------ 1,6 моль С     Х = 1,6

Тогда[A]исх = 1,6 + 2 = 3,6 моль

Аналогичнонаходим  [B]исх.     [B]исх.  = [B]p + [B]вст.

Найдём [B]вст.

По уравнению реакции:    Из 1 моль В образуется 2 моль С

                                             Из У моль В -------------1,6 мольС      У =0,8 моль.

[B]исх.   =0,8+ 1 =1,8 моль

(Второй способ)

        [A]исх.=  [A]p +  [A]вст

1моль вступивших и получившихся веществ обозначим через Х.

(концентрация равновесная и полученная- это одна и та же величина)

Данные задачи и искомые величины сведём в таблицу.

        2Х=1,6;    Х=0,8моль/л

        [А]исх.=2Х+2=1.6+2=3.6моль/л

Задача 2) Вычислить равновесные концентрации веществ [СО] и [Н2О] в системе идущей по уравнению СО+Н2О=СО2+Н2, если исходные концентрации равны: [СО]=4моль/л [Н2О]=3,5моль/л, [СО2] при химическом равновесии равна 1,2моль/л.

Решение

(Первый способ)

[СО]равн =  [СО]исх + [СО]вст

[СО]вст = [СО2]р =1,2 моль (по уравнению реакции)

[СО]равн  =  4 -1,2 = 2,8 моль                                                         

[Н2О]равн =  [Н2О]исх - [Н2О]вст

[Н2О]вст =  [СО2]рав (по уравнению реакции) = 1,2 моль

[Н2О]равн = 3,5 – 1,2 = 2,3 моль

(Второй способ)

[ ] 1моль =Х;

 Х=1,2моль/л

 [СО]равн.=4-Х =4-1,2=2,8моль/л

 [Н2О]равн.=3,5-Х=3,5-1,2=2,3моль/л

Задача 3) Константа равновесия гомогенной системы СО(Г) +Н2ОСО2(г) +Н2(Г) при  температуре 850гС0=1.Ввычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации:[СО]исх=3моль/л; [Н2О]исх=2моль/л.

Решение: При равновесии =, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия. В условии задачи даны концентрации исходных веществ, тогда как в выражении Кр входят только равновесные концентрации всех исходных веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия [СО2]=Хмоль/л, тогда [Н2]= тоже Хмоль /л. По столько же молей [CО] и [Н2О] расходуется на образование по ХмольСО2 и Н2О   равновесные концентрации всех 4-х веществ: [СО2]Р=[Н2]Р=Х; [СО]Р=3-Х;[Н2О]Р=2-Х.

Зная константу равновесия, находим значение Х, а затем, искомые равновесные концентрации всех веществ.

 Кр=  Х2=6-2Х+Х2; 5Х=6; Х=1,2моль/л. т.о., искомые равновесные концентрации:[СО2]Р=1,2моль/л; [Н2]р=1,2моль/л;                     [СО]Р=3-1,2=1,8моль/л; [Н2О]Р=2-1,2=0,8моль/л

Можно равновесную концентрацию выразить так:

Закон Вант-Гоффа.

Задача 1)Реакция при температуре-500С протекает за 2минуты 15секунд. За сколько времени закончится эта реакция при температуре-700С, если в данном температурном интервале температурный коэффициент равен 3.

ДАНО:        РЕШЕНИЕ

t 1=500C                                           Время и скорость находятся в  обратной                                        

t 2=700C                                           пропорциональной зависимости т.е. во

Вt1=2мин 15сек                               сколько раз увеличится скорость, во столько раз

γ =3                                                уменьшится время.

 --------------                                       27==32=9;    

     В=?

9=

Задача 2) На сколько градусов  надо увеличить t0, чтобы скорость реакции возросла в 27 раз?

Температурный коэффициент равен 3.

ДАНО:                                             РЕШЕНИЕ.

                                    27= 27 =3х ; Х=3    t2-t1=30.

γ =3

---------------

Δt=?

Задача 2)Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 200, скорость возросла в 16 раз.

ДАНО:                                           РЕШЕНИЕ.

 t 2-t 1=200

------------------

 γ =?

5. Растворы (3 часа)

Концентрация и способы ее выражения. Растворение как физико–химический процесс, тепловые и объемные эффекты при растворении. Зависимость растворения твердых веществ и газов в воде от температуры. Взаимодействие растворенных веществ с молекулами растворителя: Сольватация и гидратация  

Гидролиз  

Решение задач на приготовление растворов разной концентрации,

1.Смешали 100 г воды и 20 г вещества, определить массовую долю вещества в растворе.

2.Определить массу соли и объем дистиллированной воды, необходимых для получения 250г 15% поваренной раствора гидроксида натрия. Определить массовую долю вещества в растворе

3. Смешали 350г 40% и 250г 20% растворов серной кислоты. Выразите содержание вещества в процентах в приготовленном растворе.

4. Определите массу и концентрацию раствора, который нужно добавить к 13г 8% раствора, чтобы получить 40г 14% раствора.

5. 200г 25%-ного раствора хлорида бария  выпарили до массы раствора 150г. Какова стала процентная концентрация раствора?

 Усложнённые и специфические задачи.

Задача1) Смешали два раствора массой 8кг и 2кг, получили 12%-ный раствор. Потом смешали те же растворы одинаковой массы и получили 15%-ный раствор. Рассчитать концентрации исходных растворов.

Составим математическое выражение.   Выразим концентрацию через Х и У

_________________________.                    ____________________________________.

       -6У    = -1,2                                                6Х         =    0,6      

        У =0,2 или 20%                                           Х =0,01 или 10%

Задача 2) В свежих грибах 92% воды, а в сухих 8% воды, сколько сухих грибов можно получить из 23кг свежих? 

1. W% грибов в свежих грибах  100 – 92% = 8%
2. W% грибов в сухих грибах100 – 8% =92%

                        0,08                               0                                 0,92

                -                 =          

23×0,08 -0 =(23-Х)×0,92; 1,84 =21,16 -0,92Х;  0,92Х =19,32; Х= 21кг(это вода)

Масса сухих грибов =23 -21 =2кг.

Задача 3) В каком отношении надо смешать 5% и70%-ные растворы азотной кислоты, чтобы получить 20%-ный раствор?

                          70%                       15г

                                                                                            50 : 15 или 5 : 3;

                                   \                   ⁄

                                            20%

                                   ⁄                 \

                         5%                            50г

Приготовление растворов при разной температере

Задача1) Массовая доля хлорида меди (2) в насыщенном при t=20грС растворе этой соли равна 42,7%. Определите коэффициент растворимости хлорида меди(2), при данной t.

 Коэффициент растворимости – это растворимость вещества в 100граммах воды, при данной t. Чтобы его рассчитать, надо определить содержание соли и воды в 42,7%-ном растворе.

1.Рассчитаем содержание воды и вещества в растворе.

        100 -42,7 =57,3г(воды)

2.Рассчитаем, сколько соли растворяется в 100г воды.

        42,7         Х

       ------ = --------- ;    Х =74,5г

        57,3         100

Задача 2) Насыщенный при 60грС раствор соли в количестве 20кг был охлаждён снегом, какое количество соли выпало  в осадок, если при 60грС растворимость соли составляет110г, а при 0грС -13,1г. Рассчитайте выход продукта в процентах. 

Ответ. η = 88,1%

Задача 3) При перекристаллизации соли, растворимость которой при 100грС =48,6г, а при 20грС16,45г, было получено при охлаждении в интервале указанных температур 0,5кг вещества. Сколько было взято соли и воды для перекристаллизации?

Задача 4) Растворимость хлората калия при 70грС =30,2г, а при 30грС =10,1г в 100г воды. Сколько граммов вещества выделится из 70г насыщенного при 70грС раствора, если его охладить до 30грС?

Или можно массу осадка рассчитать через воду

        m↓ = 30,2- 10,1 =20,1

        30,2(в-ва)          16,2(в-ва)

       ------------- =     -------------;    Х = 10,8г

        20,1↓                     Х↓

Задача 5) При н.у.  в воде массой 100г  растворяется хлороводород объёмом 50,5л. При t= 50грС и нормальном давлении коэффициент растворимости хлороводорода равен 59,6г. Насыщенный при t = 0грС раствор соляной кислоты массой 40г нагрет до t=50грС. Определите массу полученного раствора.

Или можно через стандартные массы растворов

  1.Рассчитаем стандартные массы растворов

        100+59,6=159,6г                                       100+82,3=182,3

                                         182,3              159,6

                                        ----------  =    ---------;                   Х = 35г

                                         40                       Х  

6. Окислительно-восстановительные реакции(2 часа).

Свойства окислителей и восстановителей.

Обзор важнейших окислителей и восстановителей.

Способы составления окислительно-восстановительных реакцийв в неорганической и органической химии.

    Окислительно-восстановительные свойства марганца и хрома (соединений)  

Упражнения в составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

4KMnO4 р-р. + H2SO4 р-р.+ 10HNO2 р-р. = 4Mn(NO3)2 р-р. + 6H2O + 2KNO3 р-р. + K2SO4 р-р

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 = 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4

. 2KMnO4 + 2NH3 = 2MnO2 + 2KOH + N2 + 2H2O

3FeS + 30HNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 27NO2   + 15H2O

ОВР с участием органических веществ

В ОВР органических веществ с неорганическими органические вещества чаще всего являются восстановителями. Так, при сгорании органического вещества в избытке кислорода всегда образуется углекислый газ и вода. Сложнее протекают реакции при использовании менее активных окислителей. В этом параграфе рассмотрены только реакции представителей важнейших классов органических веществ с некоторыми неорганическими окислителями.

Алканы:

2С4Н10+5О2→4СН3─СООН+2Н2О

Алкены. При мягком окислении алкены превращаются в гликоли (двухатомные спирты). Атомы-восстановители в этих реакциях – атомы углерода, связанные двойной связью.

Реакция с раствором перманганата калия протекает в нейтральной или слабо щелочной среде следующим образом:

1)3С2Н4 +2КМnО + 4Н2О→ 3 СН2—СН2  + 2МnО2 + 2КОН

                                                    │        │

                                                    ОН     ОН

2)C2H4 + 2KMnO4 + 2H2O CH2OH–CH2OH + 2MnO2 + 2KOH (охлаждение)

3)3СН3─СН═СН2 +2КМО4+ 4Н2О → 3 СН3─ СН─ СН2 + 2МnО2 + 2КОН                                                                         

             │       │

                                                                               ОН   ОН

4)СН3─СН═СН─СН3+3[ О]+ Н2О→2 СН3─СООН

5)СН3─СН═СН─СН3 +8КМnО4+12Н2SО4→10СН3─СООН+8МnSО4+4К2SО4+12Н2О

6)СН3─СН2─СН═СН2+2КМnSО4+3Н2SО4→СН3─СН2─СООН+СО2+2МnSО +К2SО4+4Н2О

7)5СН3─С═СН─СН3+6КМnО4+9Н2SО4→5СН3─С─СН3+5СН3СООН+СО2+

               │                                                                 ║

               СН3                                                             О        +6МnSО4+3К2SО4+9Н2О

В более жестких условиях окисление приводит к разрыву углеродной цепи по двойной связи и образованию двух кислот (в сильно щелочной среде – двух солей) или кислоты и диоксида углерода (в сильно щелочной среде – соли и карбоната):

8) 5CH3CH=CHCH2CH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 5CH3COOH + 5C2H5COOH + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 17H2O (нагревание)

9) 5CH3CH=CH2 + 10KMnO4 + 15H2SO4 5CH3COOH + 5CO2 + 10MnSO4 + 5K2SO4 + 20H2O (нагревание)

10) CH3CH=CHCH2CH3 + 6KMnO4 + 10KOH CH3COOK + C2H5COOK + 6H2O + 6K2MnO4 (нагревание)

11) CH3CH=CH2 + 10KMnO4 + 13KOH CH3COOK + K2CO3 + 8H2O + 10K2MnO4 (нагревание)

Дихромат калия в сернокислотной среде окисляет алкены аналогично реакциям 1 и 2.

Алкины. Алкины начинают окисляются в несколько более жестких условиях, чем алкены, поэтому они обычно окисляются с разрывом углеродной цепи по тройной связи. Как и в случае алканов, атомы-восстановители здесь – атомы углерода, связанные в данном случае тройной связью. В результате реакций образуются кислоты и диоксид углерода. Окисление может быть проведено перманганатом или дихроматом калия в кислотной среде, например:

1)С2Н2  +2КМnО4 +Н2SO4 → К2SО4+ 2 МnSО4 + 2СО2  

2)3 С2Н2 + 8КМnО4+ 4 Н2О →3 НООС─СООН+8МnО2+8КОН

3)5CH3C CH + 8KMnO4 + 12H2SO4 5CH3COOH + 5CO2 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O (нагревание)

Иногда удается выделить промежуточные продукты окисления. В зависимости от положения тройной связи в молекуле это или дикетоны (R1–CO–CO–R2), или альдокетоны (R–CO–CHO).

Ацетилен может быть окислен перманганатом калия в слабощелочной среде до оксалата калия:

4)3C2H2 + 8KMnO4 = 3K2C2O4 +2H2O + 8MnO2 + 2KOH

В кислотной среде окисление идет до углекислого газа:

5)C2H2 + 2KMnO4 +3H2SO4 =2CO2 + 2MnSO4 + 4H2O + K2SO4 

Гомологи бензола. Гомологи бензола могут быть окислены раствором перманганата калия в нейтральной среде до бензоата калия:

1)C6H5CH3 +2KMnO4 = C6H5COOK + 2MnO2 + KOH + H2O (при кипячении)

2)C6H5CH2CH3 + 4KMnO4 = C6H5COOK + K2CO3 + 2H2O + 4MnO2 + KOH (при нагревании)

3)5С6Н5─СН3+6КМnО4+9Н2SО4→5С6Н5─СООН+3К2SО4+6МnSО4+14Н2О

4)5С6Н5─С2Н5+12КМnО4+18Н2SО4→5С6Н5─СООН+6К2SО4+12МnSО4+ +28Н2О+5СО2

5)С6Н5─СН(СН3)2+18КМnО4+27Н2SО4→С6Н5─СООН+9К2SО4+МnSО4 +10СО2+42Н2О

        С-2 -5е→С+3                                     │     │    

        ДЛЯ 4                                       -12      │     │  5

                                                 С-3 -7е→С+4                               │60 │

        М+7+5е→Мn+2                 │     │12

│

        ДЛЯ5        С-1-4е→С+3                                 │    │ 5    

                                                                                -18   │90│

                                            2С-3-14е→2С+4                    │    │

                                            Мn+7+7е→Мn+2              │    │18       

Окисление этих веществ дихроматом или перманганатом калия в кислотной среде приводит к образованию бензойной кислоты.

Спирты. Непосредственным продуктом окисления первичных спиртов являются альдегиды, а вторичных – кетоны.

Образующиеся при окислении спиртов альдегиды легко окисляются до кислот, поэтому альдегиды из первичных спиртов получают окислением дихроматом калия в кислотной среде при температуре кипения альдегида. Испаряясь, альдегиды не успевают окислиться.

3C2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3CH3CHO + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O (нагревание)

С избытком окислителя (KMnO4, K2Cr2O7) в любой среде первичные спирты окисляются до карбоновых кислот или их солей, а вторичные – до кетонов. Третичные спирты в этих условиях не окисляются, а метиловый спирт окисляется до углекислого газа. Все реакции идут при нагревании.

Двухатомный спирт, этиленгликоль HOCH2–CH2OH, при нагревании в кислотной среде с раствором KMnO4 или K2Cr2O7 легко окисляется до углекислого газа и воды, но иногда удается выделить и промежуточные продукты (HOCH2–COOH, HOOC–COOH и др.).

Альдегиды. Альдегиды – довольно сильные восстановители, и поэтому легко окисляются различными окислителями, например: KMnO4, K2Cr2O7, [Ag(NH3)2]OH. Все реакции идут при нагревании:

1)СН3─С─СН2─СН3+3[О]→2СН3─СООН

              ║

              О

2)3CH3CHO + 2KMnO4 = CH3COOH + 2CH3COOK + 2MnO2 + H2O
3)3CH3CHO + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3CH3COOH + Cr2(SO4)3 + 7H2O
4)CH3CHO + 2[Ag(NH3)2]OH = CH3COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3 

Формальдегид с избытком окислителя окисляется до углекислого газа

 Карбоновые кислоты

1)10.5НООС─СООН+2КМnО4+3Н2SО4→10СО2+2МnSО4+К2SО4+8Н2О

2).НООС─СООН+МnО2+Н2SО4→2СО2+МnSО4+2Н2О

Углеводы

5С6Н12О6+24КМnО4+36Н2SО4→30СО2+24МnSО4+12К2SО4+66Н2О

7. Электролиз (2 часа)

Сущность процесса электролиза. Значение электролиза в разных отраслях промышленности и техники. Электролиз растворов и расплавов. Законы электролиза

Решение задач с процессом электролиза

Задача: Электролиз 470 г 8% нитрата меди (II) продолжали до тех пор, пока масса раствора не уменьшилась на 19,6 г. вычислите массовые доли соединений в растворе, полученном после окончания электролиза, и массы веществ, выделившихся на инертных электродах.

Решение:

Напишем уравнение электролиза

 [470 г, 8%]               элект.       19,6 г             ω% - ?

2Cu(NO3)2 + 2H2O     →     2Cu ↓ + O2 ↑ + 4HNO3

    376                                   128          32            252

1. Найдем массу Cu(NO3)2  в растворе

2. Найдем массу HNO3

;     х = 25,2

3. Найдем массу раствора после уменьшения массы

470 г. - 19,6 г. = 450,4 г.

4. Выразим массу HNO3 в растворе в %

5. Найдем массу О2 

;      х = 3,2

6. Найдем массу Cu: т.к. Cu(NO3)2  и Cu 1:1 => m(Cu) = 12,8 г.

7. Найдем сумму массы Cu и O2:

12,8 + 3,2 = 16 г. По условиям задачи масса раствора уменьшилась на 19.6 г. => электролиз шел и после того как весь нитрат меди подвергся электролизу. После этого в растворе остались H2O и HNO3, из них электролизу может подвергнуться только вода.

              элект.  

2H2O     →     2H2 ↑ + O2 ↑

Суммарная масса выделившегося газа при этом будет составлять 19,6 – 16 = 3,6 г.

По закону сохранения масс веществ электролизу подвергалась такая масса воды, которая соответствует массе выделившегося H2  и O2  (3,6 г.).

8. Рассчитаем массу H2  и O2  

 3,6 г.     элект.  х           х

2H2O     →     2H2 ↑ + O2 ↑

   36                  4           32

;      х = 0,4

;      х = 3,2

3,2 + 0,4 = 3,6 г.

9. Масса О2 всего = 3,2 + 3,2 = 6,4 г.

Ответ: ω%( HNO3) = 5,59%; m(O2) = 6,4 г.; m(Н2) = 0,4 г.

Задача: При электролизе 47,2 мл 11,1% - ного раствора хлорида кальция (ρ = 1,06 г/мл) на аноде выделилось 3,36 л газообразных веществ (н.у.). полученные газы при нагревании пропущены через трубку, содержащую 15 г. металлического магния. Вычислите массовые доли веществ, находящихся в трубке после окончания опыта.

Решение:

Напишем уравнение реакции:

[11,1%, ρ=1,06]                                                                      х

       47,2 мл                      эл. ток.                      кат.           анод

       CaCl2    +     2H2O      →     Ca(OH)2   +   H2 ↑   +   Cl2 ↑

         111 г.                                                                          22,4 л

1. Найдем массу раствора:

m = V × ρ;      m = 47,2 мл × 1,06 г/мл = 50 г.

2 Найдем массу CaCl2 в растворе:

3. Найдем объем Cl2:

;      х = 1,12 л

По условиям задачи на аноде выделилось 3,36 л газообразных веществ => после того как вся соль подверглась электролизу, процесс не закончился и дальше уже шел электролиз H2O.

              элект.  

2H2O     →     2H2 ↑ + O2 ↑

На аноде выделился кислород, его объем = 3,36 – 1,12 =2,24 л

Т.о. на аноде выделилось 1,12 л Cl2 и 2,24 л O2, и их пропустили через 15 г. Mg.

4. Найдем массу образовавшихся веществ в трубке:

  х           1,12 л                 х

Mg   +   Cl2    →     MgCl2                               ;      х = 1,2 г     (Mg)

24           22,4                   95

   х            2,24 л                 х

2Mg   +   О2    →    2MgО                               ;      х = 4,8 г     (Mg)

   48           22,4                 80

Всего Mg было 15 г. образовалось 1,2 + 4,8 = 6 г. => 15 – 6 = 9 г. (не вступило, т.е. осталось в трубке).

m (MgCl2) = ?

;      х = 4,75 г

m (MgО) = ?

;      х = 8 г

5. Найдем массу всех веществ в трубке: 4,75 + 8 + 9 = 21,75 г.

6. Выразим содержание веществ в этой смеси в %

ω%(MgCl2) = 100 – (36,78 + 41,38) = 21,84%

Ответ: ω%(MgО) = 36,78%; ω%(Mg) = 41,38%; ω%(MgCl2) = 21,84%.

Задача: При электролизе раствора водного натриевой соли одноосновной карбоновой кислоты на аноде образовались газ и жидкость, содержащая 84,21% углерода. Назовите неизвестную соль и напишите уравнение реакции электролиза.

Решение:

Электролиз органических веществ идет по реакции Кольбе, т.е. декарбоксилирования. Т.к. углеводород жидкий => это не первые члены гомологического ряда.

1.

                                    элект.  

   R-COONa  +  H2O    →    R – R  +  CO2↑ +  NaOH  +  H2↑

 [CxHy]                                     [CxHy]

2. Выведем химическую формулу жидкого органического продукта

ω%(C) = 84,21%;     ω%(Н) = 100 – 84,21 = 15,79%;    

x : y =  = 7,02 : 15,79 = 1 : 2,25 (такого углеводорода нет) => С4Н9 т.е. 1 : 2,25 довели до четного 4 : 9; но С4Н9  также не существует => С8Н18 (это жидкость). Т.о. в соли содержалось 5 атомов углерода.

                          + 2е- 

К(-) :  2H2O     →     H2 ↑ + 2OН‒

                                    - 2е- 

А(+) : 2С4Н9СОО‒  →   2СО2  +  С8Н18 

2C4H9COONa  +  2H2O  →   H2↑ + 2СО2↑ + С8Н18 + 2NaOH

Задача:20 г сплава меди и алюминия растворили в азотной кислоте концентрированной, при электролизе образующегося раствора на аноде выделилось 2,8 л газа. Определите % содержание металлов в сплаве.

Решение:

1. Рассудим с чем из сплава вступит в реакцию HNO3 конц., алюминий концентрированной азотной кислотой пассивируется => вступает в реакцию только  медь.

Cu  +  4HNO3 (K)  =  Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑

Al  +  HNO3 (K)   ≠

2. В результате электролиза выделился газ объёмом 2,8 л; электролизу подвергли Cu(NO3)2 => через объём газа найдем массу соли и дальше массу меди;

Газ → Cu(NO3)2 → Cu  напишем процесс электролиза.

       х                                               2,8 л

Cu(NO3)2  +  2H2O  →   2Cu↓  +  О2↑  +  4 HNO3

       376                             64×2     22,4 л

Т.к. в результате электролиза Cu(NO3)2 и Cu 1 : 1 => Cu тоже 2 моль

;      х = 16 г

3. Найдем массу алюминия:

m (Al) = 20 – 16 = 4 г.

Ответ: m (Cu) =  16 г.; m (Al) = 4 г.

Задача:Сравните, какие продукты будут находиться в растворе в результате электролиза водного раствора нитрата меди 2-х валентного с инертными электродами в двух случаях:

а) соль полностью подвергнута электролизу и после этого электроды сразу вынуты из раствора;

б) соль полностью подвергнута электролизу, после этого в течении некоторого времени электроды остаются в растворе.

Решение:

а)

                       - 4е- 

А(+):  H2O     →     4H+  + O2↑

                      + 2е-  

К(-):  Сu2+      →   Cu ↓

                                  эл. ток

Cu(NO3)2  +  2H2O    →    2Cu↓  +  О2↑  +  4HNO3

Если электроды после электролиза сразу достанем из ванной, то там останется только раствор HNO3.

б) Если во втором случае электроду останутся в растворе при подаче электрического тока, то электролизу подвергнется раствор HNO3.

                        - 4е- 

А(+):  H2O     →     4H+  + O2↑

                       + 2е- 

К(-):  2Н+       →      Н2↑

2H2O     →     2H2 ↑ + O2↑

При этом концентрация HNO3 повышается, анион NO3‒ скапливается у анода, а Cu на катоде => реакция Cu и HNO3 не будет.

В первом случае HNO3 в растворе и после отключения электрического тока медь, отложившаяся на катоде, будет соприкасаться с раствором HNO3 => они будут реагировать между собой.

3Cu + 8HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO2↑  => в растворе в случае а) будут Cu(NO3)2  и   HNO3.

8.Гальванический элемент(1час)

 Химические источники тока. Электродные потенциалы. ЭДС гальванического элемента.

Общие принципы составления гальванических цепей. Типы и конструкции гальванических элементов

9. Коррозия металлов.(1час)

Химическое разрушение металлов как результат взаимодействия с окружающей средой. Электрохимическая коррозия. Защита металлов от коррозии

10. Решение расчетных задач(3часа)

Решение задач на избыток; на практический выход; Если исходное вещество взято с примесями, с использованием плотности и объема раствора, на смеси, комбинированные.

Задача:.Колбу, заполненную азотом, при (н.у.) взвесили. Затем эту же колбу заполнили водородом и снова взвесили (н.у.). При этом колба с кислородом весила на 2г больше. Каков объём колбы?

Мы видим, что колба стала весить на 2г больше, следовательно, это масса приращения

(Δm=2г) по условию задачи.

а) Рассчитаем массу приращения, если возьмём по 1 моль вещества.

  М(О2)=32г/моль     М(N2)=28г/моль

Δm =32-28=4

б) Рассчитаем объём колбы.

 Если Δm 4г------------------22,4л

 Если Δm2г-------------------Хл

           Х= 11.2л

Ответ. объём колбы= 11.2л

 Задача: Железная пластинка опущена в раствор медного купороса, она увеличилась по массе на 0,8г. Вычислите, сколько меди выделилось на железной пластинке.

Первый способ через Δm.

                                                      Δm=0,8г

Fe +    CuSO4       =    FeSO4     +     Cu

56г                                                    64г

а) Рассчитаем Δm реакции.

          64-56=8

б) Рассчитаем массу меди.

           Если Δm8г-------------64гCu

           Если Δm0,8г-----------ХгCu

             Х=6,4г  

Ответ. mCu =6,4г  

Второй способ через Х.

Х                                                      Х+0,8

Fe     +   CuSO4   =    FeSO4   +     Cu

56г                                                   64г

                Х            Х-0,8

              -----  =  -----------;

                56            64

64Х=56(Х+0,8);           64Х=56Х+44,8;        8Х=44,8;     Х=6,4

Задача . Железная пластинка массой 5 г опущена на некоторое время

в 50 мл 15%-ного раствора сульфата меди (II), плотность которого 1,12 г/см3.

После того как пластинку вынули, ее масса оказалась равной 5,16 г. Какова

масса сульфата меди (II) в оставшемся растворе?

Решение:

1. Уравнение реакции:

Fe  +     CuSO4  =  Cu + FeSO4

56 г/моль 160 г/моль  64 г/моль

2. Обозначения: n(Fe)=n (Cu)=n(CuSO4)=x,

Тогда 56 х – масса Fe, перешедшего с пластинки в раствор, 64 х – масса Cu, выделившейся на пластинке.

5 – 56х + 64 х = 5,16 →  х+0,02 моль.

3. Масса CuSO4

израсходованного в реакции – 0,02 ×160 = 3,2 г;

в исходном растворе – 0,15× 1,12 г/мл ×50 мл = 8,4 г;

в оставшемся растворе – 8,4 г – 3,2 г = 5,2 г.

Решение зада, когда вещества даны в смеси

Задача:Смесь карбоната калия и натрия массой 7кг обработали серной кислотой, взятой в избытке. При этом выделился газ объёмом 1,344л (н.у.). Определите массовые доли карбонатов в исходной смеси.

         7г     1,344л      

 1.Выразим У через Х

                   =;     У=;    У=0,162Х

2.Подставим найденное значение во второе уравнение вместо У.

               =           

3.Решим алгебраическое выражение.

(7-Х)×22,4=106×(1,344-0,162Х)

156,8-22,4Х=142,464-17,172Х

156,8-142,464=22,4Х-17,172Х

14,336=5,228Х

Х=2,74г

4.Рассчитаем W% К2СО3 и Nа2СО3.

                        2,74

W%(К2СО3)= ------- ×100% = 39,1%

                           7

W%(Na2CO3)= 100-39,1= 60,9%

Ответ. W%(К2СО3)= 39,1%, W%(Na2CO3)= 60,9%

Задача: При нагревании смеси нитратов натрия и свинца образовалось 44,8 г оксида свинца (II) и 13,44 л смеси газов при н.у.. Определите массу исходной смеси.

Решение:

1. Уравнение реакций

0,2 моль                       0,1 моль

2 NaNO3 = 2 NaNO2 + O2 ,

85 г/моль

0,2 моль          0,2 моль          0,3 моль

2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 2 NO2 + 3 O2

331 г/моль

2. Расчет количеств веществ:

                   44,8 г

n(PbO) = ------------- = 0,2 моль

                     223 г/моль

                             13,44 л

n(смесь газов ) =----------- = 0,6 моль

                           22, 4 л/моль

Следовательно, в реакцию вступают 0,2 моль NaNO3 и 0,2 моль Pb(NO3)2.

3. Расчет массы исходной смеси:

0,2 моль×85 г/моль + 0,2 моль.×331 г/моль = 83,2 г.

Тема: Вывод химических формул

1)Определите молекулярную формулу предельного углеводорода, если

а) относительная плотность по водороду равна 43;

б) относительная плотность по кислороду равна 4,44

Дано:                                          Решение:

D (CxHу) Н2 = 43                   1.Найдём молекулярную массу

СnH2n+2                                                 М CxHу =  D(CxHу)Н2 Мr(Н2)

  X -: У- ? (n)

                                2. Найдём количество атомов, составив уравнение

                               СnH2n+2 =86 (Вместо С и Н подставим числовые значения их относительных атомных масс и придём к математическому уравнению)

12n + 2n + 2 = 86; 14n = 86 – 2; 14n = 84; n = 6 => C6H14

2) Вывести химическую формулу алкена, если его плотность равна 3,125 г/л.

3) Вывести химическую формулу алкина, если 1 литр его весит 3,04г.

4) Вывести химическую формулу альдегида, если его относительная плотность  по воздуху равна 2.

4) Углеводород (относительная плотность по водороду равна 39) содержит 92,31 % углерода и 7,69% водорода. Найдите его молекулярную формулу.

Дано:                                           Решение:

W% (С) = 92, 31               1.Найдём молекулярную массу

W% (Н) = 7, 69                        Мr (CxHу) = 39 2 = 78

D (CxHу)Н2 = 39                   2. Найдём количество атомов, т.е. отношение

   х : у = ?                     γ = т/Аr; х : у = ; => СН

3. Убедимся, истинная это формула или простейшая. Для этого найдём молекулярную массу (СН); Мr(СН) = 12 + 1 = 13, а у нас 78 => нашли простейшую формулу. Чтобы вывести истинную формулу вещества нужно

узнать сколько раз 13 уложится в 78,. именно на столько нужно будет увеличить количество атомов в простейшей формуле.

     78: 13 = 6 => С6Н6

  Mr (С6Н6) = 12  6 + 6 = 78

Или: m(С)=; m(Н)=78-72=6; х:у==6:6=>С6Н6

8. Определите формулу углеводорода, массовая доля углерода в котором

82,2 %, а плотность этого вещества составляет 2,59 г/л.

9. Определите формулу красителя-анилина. По данным анилина массовая доля углерода в нем 77,4%, водорода — 7,5 %, азота — 15,1 %. Относительная плотность паров этого вещества по воздуху равна 3,21.

Вывод формул по продуктам сгорания

Задача: При сгорании 3г. углеводорода было получено 8,8 г.углекислого газа,5,4 г. воды. Относительная плотность углеводорода по воздуху равна 1,03. Определите молекулярную формулу углеводорода.

       3г.                  8,8г.    5,4г.

       CxHу + О2 = СО2 + Н2О

                           44г      18г

Т.к. -.это углеводород => кроме углерода и водорода в нём больше ничего не содержится. Весь углерод из углеводорода перешёл в  8,8г СО2, а водород в 5,4г Н2О.

1. Рассчитаем Мr (CxHу)

Мr (CxHу) = 1,03  29 = 30

2.Рассчитаем массу углерода в 8,8г СО2

  Х =  2,4г

3. Рассчитаем массу водорода в 5,4г Н2О.

 Х = 0,6

4. Рассчитаем количество атомов углерода и водорода

γ = т/Аr; х : у = ;=> С2Н6

5. Устанавливаем простейшая формула или истинная

Мr (С2Н6) = 12  2 + 6 = 30; Это истинная формула

2. При сгорании 1,84г органического вещества образовалось 2,64г углекислого газа и 1,44 г воды. Плотность горючего газа по кислороду равна 2,875. Определите молекулярную формулу вещества.

3. При сгорании 6,8 г газообразного неорганического вещества было получено 3,6 г воды и 12,8 г сернистого газа. Плотность горючего газа по кислороду равна 1,06. Определите молекулярную формулу вещества.

4. При сжигании 5,4 г паров неорганического вещества было получено

2,8 г. азота, 8,8 г углекислого газа и 1,8 г воды. Один литр паров этого вещества весит 1,205 г. Определите молекулярную формулу.

Словарь химических терминов

Амфотерные вещества – соединения, проявляющие в зависимости от условий и основные, и кислотные свойства, например окись и гидроокись алюминия.

Анион – отрицательно заряженный ион (в растворе или расплаве).

Анод – электрод, соединенный с положительным полюсом источника постоянного тока; положительный полюс гальванического элемента или батареи.

Атом – мельчайшая частица химического элемента, мельчайшие неделимые частицы, из которых состоят молекулы.

Атомная связь (гомеополярная, или ковалентная, связь) – один из основных видов химической связи в молекулах простых и сложных веществ, вид связи, обусловленный взаимодействием электронов от каждого атома и образующих электронные пары, принадлежащие обоим атомам (H:H, H:Cl и т. п.).

Атомно-молекулярное учение (атомистика) – учение о прерывистом, зернистом (дискретном) строении материи.

Атомный вес – вес атома химического элемента, выраженный в кислородных единицах (1/16 часть веса атома кислорода) или в углеродных единицах (1/12 часть веса атома углерода); наиболее существенное свойство химического элемента.

Атомный номер (число) – порядковый номер места, занимаемого элементом в периодической системе Д. И. Менделеева.

Валентность – свойство атомов различных элементов при образовании сложных веществ соединяться между собой в строго определенных количественных отношениях; число, показывающее, со сколькими атомами водорода (или другого одновалентного элемента) может соединиться данный атом или сколько таких атомов может заместить.

 Валентность - число электронных пар, с помощью которых атом данного элемента связан с другими атомами.

 Вещество. В естествознании существует ряд понятий, которым трудно дать строгое определение. Вещество - одно из таких понятий. В общем смысле оно используется для обозначения того, что заполняет пространство и имеет массу. В более узком смысле - вещество это то, из чего состоят окружающие нас предметы. В химии чаще используется понятие конкретного вещества - хлорид натрия, сульфат кальция, сахар, бензин и т.д. См. также "простое вещество", "сложное вещество", "смесь

 Восстановление (вещества) - химическая реакция, при которой электроны передаются данному веществу.

 восстановитель - вещество, способное отдавать электроны другому веществу (окислителю).

Гидролиз – разложение солей при взаимодействии с водой с образованием кислот и оснований.

Горение – химическая реакция, сопровождающаяся выделением тепла и света (пламени).

Грамм-атом – количество граммов элемента, численно равное его молекулярному весу.

Грамм-эквивалент – число граммов химического элемента, равное весу химического эквивалента; численно равен частному от деления атомного веса элемента на его валентность.

Диссоциация – обратимое разложение молекул на более простые молекулы, атомы, атомные группы или ионы.

Донорно (электронные) свойства  - способность атомов элемента отдавать свои электроны другим атомам. Количественной мерой донорных свойств атомов, образующих химическую связь, является их электроотрицательность.

 Закон Авогадро. Равные объемы любых газов (при одинаковых температуре и давлении) содержат равное число молекул. 1 МОЛЬ любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л.

 Закон сохранения массы. Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

 Заряд ядра - положительный заряд атомного ядра, равный числу протонов в ядре данного элемента. Порядковый номер химического элемента в Периодической системе Д.И.Менделеева равняется заряду ядра атома этого элемента.

Изотопы – разновидности химического элемента, с разными атомными весами, но имеющими один и тот же заряд атомных ядер и потому занимающих одно и то же место в периодической системе.

Индикаторы – вещества, меняющие свою окраску в зависимости от реакции среды (кислотной, щелочной, нейтральной).

Ион – заряженная частица, образовавшаяся из атома или группы атомов в результате присоединения или утраты одного или нескольких электронов.

Ионизация – образование ионов и электронов из нейтральных атомов или молекул.

Ионная (электровалентная) химическая связь – связь, обусловленная образованием электронных пар за счет перехода валентных электронов от одного атома к другому; характерна для соединений металлов с наиболее типичными неметаллами.

.

Катион (от греч. kation, букв. — идущий вниз) - положительно заряженный ион; в электрическом поле (напр., при электролизе) движется к отрицательному электроду (катоду).

Катод – электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника постоянного тока; отрицательный полюс гальванического элемента или батареи.

Кинетика химическая - раздел физической химии, учение о скоростях и механизмах химических реакций.

Концентрация – количество вещества, содержащегося в единице объема (раствора или газа).

Коррозия – разрушение твердых тел (металлов) под влиянием различных физико-химических воз

Катализаторы - вещества, ускоряющие химические реакции. Вещества, замедляющие реакции, называются ингибиторами. Биологические катализаторы называются ферментами. Катализаторами служат синтетические алюмосиликаты, металлы платиновой группы, серебро, никель и др.

Кристаллизация – выделение твердого вещества (кристаллов) из раствора.

 Металлическая связь - химическая связь в кристалле между положительно заряженными ионами металла посредством свободно перемещающихся (по всему объему кристалла) электронов с внешних оболочек атомов металла.

Меланж — смесь концентрированных азотной и серной кислот при их соотношении по объему ок. 9:1. Применяют в производстве серной кислоты башенным способом.

 Молекула - наименьшая частица какого-либо вещества, определяющая его химические свойства и способная к самостоятельному существованию. Молекулы состоят из атомов.

Молекулярный вес – вес молекул, выраженный в углеродных или кислородных единицах (см. атомный вес).

 Моль - количество вещества, равное 6,022.1023 структурных единиц данного вещества: молекул (если вещество состоит из молекул), атомов (если это атомарное вещество), ионов (если вещество является ионным соединением). Число 6,022.1023 называется постоянной Авогадро или числом Авогадро.

 Неподелённая пара электронов - внешняя электронная пара атома, не участвующая в образовании химической связи.

Нейтрон – элементарная частица, не имеющая никакого электрического заряда, вес которой приблизительно равен весу протона.

Нормальные растворы – растворы, содержащие в 1 л раствора грамм-эквивалент растворенного вещества 1н.

 Нормальными условиями (н.у.) называют температуру 0 оС (273 K) и давление 1 атм (760 мм ртутного столба или 101 325 Па). Не путать со СТАНДАРТНЫМИ УСЛОВИЯМИ! 

 Нуклоны - элементарные частицы (протоны и нейтроны), входящие в состав ядра атома.

 Окислитель- вещество, способное отнимать электроны у другого вещества (восстановителя).

Окисление – реакция, сущность которой состоит в повышении электровалентности окисляющихся атомов или ионов; процесс, сопровождающийся потерей электронов атомами или ионами окисляющегося вещества и переходом их к атомам или ионам окислителя; в узком смысле – реакция соединения каких-либо веществ с кислородом.

Окисление-восстановление – химическая реакция, при которой один или несколько атомов или ионов, входящих в состав взаимодействующих веществ, отдают электроны, а другие присоединяют их.

 Орбиталь- пространство около ядра, в котором можно обнаружить электрон. За пределами этого пространства вероятность встретить электрон достаточно мала (менее 5%).

 Орбитальная диаграмма - то же, что ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА элемента, но записанная с помощью нарисованных от руки ЭЛЕКТРОННЫХ ЯЧЕЕК, внутри которых электроны изображаются вертикальными стрелками.

 Периодический закон Д. И. Менделеева. Свойства элементов периодически изменяются в соответствии с зарядом ядер их атомов.

 Подоболочка (то же, что ПОДУРОВЕНЬ) - часть электронной оболочки, состоящая из орбиталей одного вида. Например, пять d-орбиталей составляют d-подоболочку (d-подуровень), три р-орбитали - р-подоболочку (p-подуровень) и т.д.

Простое вещество - состоит из атомов одного химического элемента. Некоторым элементам (напр., углероду) соответствуют несколько простых веществ, отличающихся строением молекул или кристаллической структурой (см. Аллотропия).

Пересыщенный раствор – раствор, содержащий при данных условиях избыток растворенного вещества, выпадающего в виде кристаллического осадка.

Протон – устойчивая элементарная частица с массой, равной 1 к. е., зарядом +1; ядро атома легкого водорода – протия.

 Проскок электрона - отступления от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d и так далее), связанные с тем, что эти "нарушения правил" обеспечивают атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с заполнением электронных оболочек "по правилам".

 Растворитель Из двух или нескольких компонентов раствора растворителем называется тот, который взят в большем количестве и имеет то же агрегатное состояние, что и у раствора в целом.

Растворимость – характерная для простых и сложных веществ величина, определяющая наибольшее количество вещества, которое может быть растворено при той или иной температуре в 100 г растворителя (воды, спирта и др.).

Раствор концентрированный – раствор, содержащий растворенное вещество в количестве, близком к насыщению.

Раствор насыщенный – раствор, имеющий максимально возможное содержание растворенного вещества при данных условиях,

Раствор ненасыщенный – раствор, в котором при данных условиях можно растворить еще некоторое количество растворяемого вещества.

Реакция химическая – превращение вещества или веществ, выражающееся в изменении их свойства или химического строения.

Синтез – получение сложных веществ из более простых веществ путем химических реакций.

 Скорость химической реакции - количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы. Имеет размерность моль/л сек-1.

Сопряженные связи в молекуле - двойные или (и) тройные химические связи, разделенные одной простой связью, напр.: CH2=CH-CH=O.

Степень диссоциации – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.

Структурная изомерия - один из видов изомерии химических соединений. Обусловлена различиями в порядке расположения атомов в молекуле. Примеры: нормальный бутан CH3CH2CH2CH3 и изобутан (CH3)2СHCH3, этиловый спирт CH3CH2OH и диметиловый эфир CH3OCH3. Особый случай структурной изомерии — таутомерия.

  Уравнения химические - запись химической реакций при помощи химических формул и численных коэффициентов. В левой части уравнений химических записываются формулы исходных веществ, в правой — продуктов реакции. Коэффициенты перед формулами (т. н. стехиометрические) подбираются так, чтобы сумма атомов одних и тех же элементов была одинаковой в левой и правой частях уравнения

Формула химическая – международная условная запись буквами латинского алфавита и числовыми индексами наименования и состава веществ

Химия – отрасль естествознания, предметом которой является изучение химических элементов и их соединений.

Химический элемент – совокупность атомов, имеющих одинаковый заряд ядра.

 Химические явления - явления, при которых одни вещества, обладающие определенным составом и свойствами, превращаются в другие вещества - с другим составом и другими свойствами. При этом в составе атомных ядер изменений не происходит. Химические явления называют иначе химическими реакциями.

Химический эквивалент - численно равен массе вещества (в атомных единицах массы), реагирующей с 1 ионом Н+ или ОН- в реакциях нейтрализации, с 1 электроном в окислительно-восстановительных реакциях, с 1/ n частью металла с валентностью n в комплексонометрии и т. д. Напр., в реакции H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O на 1 ион Н+ кислоты приходится 1 молекула NaOH (молекулярная масса 40), на 1 ион ОН- — 1/2 молекулы H2SO4 (молекулярная масса 98); поэтому химический эквивалент NaOH равен 40, H2SO4 — 49, т. е. 98/2.

Химического равновесия константа - величина, выражающая соотношение между концентрациями (парциальными давлениями, летучестями, активностями) компонентов системы в состоянии химического равновесия. Численные значения химического равновесия константы позволяют рассчитывать выход продуктов реакции в данных условиях по начальным концентрациям реагирующих веществ.

Электролиз – совокупность химических процессов, протекающих при прохождении электрического тока через растворы и расплавы электролитов.

Электролиты – проводники второго рода – растворы кислот, щелочей и солей, в которых происходит распад молекул на ионы; вещества, проводящие в растворенном или расплавленном состоянии электрический ток.

 Электроотрицательность - относительная способность атомных ядер притягивать к себе электроны, образующие химическую связь. Характеризует способность атома к поляризации ковалентных связей

Элементарные частицы – простейшие частицы, из которых состоит вещество – фотоны, электроны, позитроны, нейтроны, мезоны и др.

Литература

1.Ахметов Н.С., Кузнецова Л. М. Химическая связь и строение неорг-х веществ Т.20. М., 1975. №5 стр.432.

2.Внеклассная работа по химии/сост. М. Г. Гольдфельд. М., Просвещение, 1976.

3.Книга для чтения по неорганической химии, ч. 1.Сост.В.А. Криуман. М., Просвещение.1974.

4.Книга для чтения по неорганической химии, ч.2.Сост. В.А. Криуман. М.,Просвещение,1975.

5. Кукушкин Ю.Н., Маслов Е.И. строение атома и химическая связь. Издательство Ленинградского университета 1973 .

6. Неорганическая химия. Энциклопедия школьника. Под общ. Ред. М.А. Прокофьева 1978

7. Петров М.М.,   Кукушкин Ю, Н. Неорганическая химия. М., Химия 1976

8. Плетнер Ю.О; Полосин В.С. Практикум по методике преподавания химии. М., Просвещение 1977

9. Соловьев Ю.И. История химии. М., Просвещение 1976

10. Соловьев Ю.И. История химии М., Просвещение 1978

11 Химия в школе.

12 Химия и жизнь

13. Наука и жизнь

14. Глинка Н.Л. Общая химия М.. Химия 1977

15. Пурмаль А.П. Розенберг Е.Л. Общая химия. М., Просвещение, 1978

16.Хомченго Г.П. Севастьянова К.И Окислительно-восстановительные реакции, М.. Просвещение 1975  

17. Подобаев Н.М. Электрохимия. М., Просвещение 1975

18. Ингибиторы и коррозия металлов Иванов Е.С., Иванов С.С. Серия «Химия», М., Знание 1980

19. Балезин С.А. Отчего и как разрушаются металлы М., Просвещение 1976