Задание 17

Сколько граммов растворенного вещества содержится в 1 л раствора Al2(SO4)3 с концентрацией 0,1 моль/л?

Ответ: 34,2 г.

Задание 18

Рассчитайте молярную концентрацию 70 % раствора H2SO4, плотность которого ρ = 1,615 г/мл.

Решение

Пусть масса раствора Н2SO4 составляет 100 г, тогда его объём:

Масса растворенной серной кислоты в 100 г раствора:

m(Н2 SO4 ) = ω(Н2 SO4 ) mраствора = 0,7 100 г = 70 г .

Из формулы (9) молярная концентрация Н2SO4 в растворе равна:

Ответ: 11,53 M.

Из приведенного решения можно вывести формулу для пересчета процентной концентрации раствора в молярную:

С = ω Мρ 10 ,

где массовая доля ω выражена в процентах (%).

65

Задание 19

Какова молярная концентрация 12 % раствора серной кислоты, плотность которого ρ = 1,08 г/см3?

Ответ: 1,32 моль/л.

Задание 20

Определите молярную концентрацию 20 % раствора NaOH, плотность которого 1,22 г/мл.

Ответ: 6,1 моль/л.

Задание 21

Вычислите молярную концентрацию 30 % раствора азотной кислоты. Плотность раствора равна 1,18 г/см3.

Ответ: 5,62 моль/л.

Задание 22

Какой объем раствора с массовой долей Н2SO4 9,3 % и плотностью 1,05 г/мл потребуется для приготовления 40 мл раствора серной кислоты с концентрацией 0,35 М?

Ответ: 14 мл.

Задание 23*

Раствор содержит растворимое соединение металла, катионы которого двухзарядны. Сульфат металла практически не растворим в воде. Масса ионов металла, содержащихся в растворе, составляет 1 г. К данному раствору постепенно прибавляют 100 мл раствора серной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л.

1) Рассчитайте массу осадка, выпавшего в результате эксперимента, если металл:

а) стронций; б) барий.

2. Запишите математическое выражение и постройте график зависимости массы выпавшего осадка от объема добавленной кислоты для стронция и бария [3].

66

Решение

Sr2+ + Н2 SO4 = SrSO4 ↓+ 2H+ ;

Ba2+ + Н2 SO4 = BaSO4 ↓+ 2H+ .

Из формулы (9):

ν(H 2 SO4 ) =Vраствора H2SO4 С(H 2 SO4 ) =.

=0,1 л 0,1 моль/ л = 0,01 моль

Согласно расчетам, стронций взяли в избытке по сравнению с серной кислотой, а барий – по недостатку. Расчет ведем по недостатку – для

стронция по ν(H2SO4 ) , для бария – по ν(Ba 2+) . Масса выпавшего осадка:

m(SrSO4 ) =ν(H2SO4 ) M(SrSO4 ) = 0,01 183,62 =1,84 г;

m(BaSO4 ) =ν(BaSO4 ) M(BaSO4 ) = 0,007 233,34 =1,63 г.

Подставив все используемые формулы одна в другую и переведя объем добавляемой кислоты в миллилитры, получим выражение зависимости массы выпавшего осадка металла Х от объема добавленной кислоты:

m(ХSO4 ) =ν(H2SO4 ) (96 + M(Х)) =

= Vраст вораH2SO4 С(H2SO4 ) (96 + M(Х)) =

1000

67

= 0,0001 Vраст вораH2SO4 (96 + M(Х)) г.

Ответ: масса осадков SrSO4 и BaSO4 1,84 г и 1,63 г соответственно, зависимость массы выпавшего осадка от объема добавленной кислоты представляется выражением

m(ХSO4 ) = 0,0001 Vраст вораH2SO4 (96 + M(Х)) г.

68

РАЗДЕЛ 3. МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ

1. Авторская программа курса химии для 8-11 классов общеобразовательных учреждений

И. И. Новошинского, Н. С. Новошинской

8 класс

Предмет химии. Вещества и их физические свойства. Частицы, образующие вещества. Атомы и молекулы. Масса атома. Относительная атомная масса. Атомная единица массы. Химические элементы. Символы химических элементов. Понятие о коэффициентах.

Тема 1 Строение атома. Структура Периодической системы

химических элементов Д. И. Менделеева

Составные части атома: ядро (протоны и нейтроны), электроны, их заряд и масса. Физический смысл атомного (порядкового) номера химического элемента. Современное определение химического элемента. Изотопы – разновидности атомов одного и того же химического элемента.

Строение электронных оболочек атомов первых двадцати химических элементов. Понятие об электронном слое (энергетическом уровне), о завершенном и незавершенном электронных слоях. Максимальное число электронов на энергетическом уровне. Классификация элементов на основе строения их атомов (металлы и неметаллы).

Структура Периодической системы химических элементов и электронное строение атома. Малые и большие периоды. Группы и подгруппы химических элементов. Физический смысл номеров периода и группы. Изменение некоторых характеристик и свойств атомов химических элементов (заряд ядра, радиус атома, число электронов, движущихся вокруг ядра, металлические и неметаллические свойства атомов элементов и др.) в малых периодах и главных подгруппах. Характеристика химического элемента на основе его положения в Периодической системе и строения атома.

69

Тема 2 Химическая связь. Строение вещества

Химические формулы. Индекс. Относительная молекулярная масса вещества. Вычисления по химическим формулам. Простые и сложные вещества.

Понятия о валентности и химической связи. Ковалентная связь, ее образование на примерах молекул хлора, азота и хлороводорода. Электронные и структурные формулы. Полярная и неполярная ковалентные связи. Электроотрицательность атома химического элемента.

Вещества молекулярного строения. Молекулярная кристаллическая решетка. Закон постоянства состава.

Ионная связь, ее образование на примере хлорида натрия. Вещества ионного (немолекулярного) строения. Ионная кристаллическая решетка.

Понятие степени окисления. Определение степени окисления атома в соединении. Составление химических формул бинарных соединений по степеням окисления атомов.

Количество вещества. Моль – единица количества вещества. Число Авогадро. Молярная масса.

Тема 3 Классификация сложных неорганических веществ

Оксиды. Определение, состав, номенклатура и классификация. Основания. Определение, состав, номенклатура и классифика-

ция.

Кислоты. Определение, состав, номенклатура и классификация. Структурные формулы кислот.

Соли. Определение, состав, номенклатура и классификация.

Тема 4 Химические реакции

Физические и химические явления. Химические реакции. Признаки химических реакций. Закон сохранения массы веществ при химических реакциях. Уравнения химических реакций. Составление уравнений химических реакций. Классификация химических реакций: 1) по признаку выделения или поглощения теплоты (экзо- и эндотермические реакции); 2) по числу и составу исходных веществ и про-

70

дуктов реакции (реакции соединения, разложения, замещения и обмена). Термохимические уравнения.

Вычисления по химическим и термохимическим уравнениям. Атомно-молекулярное учение. Значение работ М.В. Ломоносова в развитии химии.

Тема 5 Растворы. Электролитическая диссоциация

Чистые вещества и смеси веществ. Способы разделения смесей: отстаивание, фильтрование, выпаривание.

Понятие о растворах. Процесс растворения. Гидраты и кристаллогидраты. Массовая доля растворенного вещества в растворе. Значение растворов в природе, промышленности, сельском хозяйстве, быту.

Понятие об электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Механизм электролитической диссоциации электролитов с и онной и ковалентной полярной связью. Гидратация ионов. Основные положения теории электролитической диссоциации. Свойства ионов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Составление уравнений диссоциации. Кислоты, основания и соли в свете представлений об электролитической диссоциации. Общие свойства растворов электролитов.

Среда водных растворов электролитов. Окраска индикаторов (лакмус, фенолфталеин, метилоранж) в воде, растворах кислот и щелочей. Понятие о водородном показателе рН.

Реакции ионного обмена и условия их протекания. Ионномолекулярные уравнения реакций и правила их составления. Отличие краткого ионно-молекулярного уравнения от молекулярного уравнения реакции. Реакции обмена, протекающие практически необратимо.

Тема 6 Важнейшие классы неорганических соединений, способы

их получения и химические свойства

Оксиды. Способы получения: взаимодействие простых веществ с кислородом, горение и разложение сложных веществ. Классификация оксидов по химическим свойствам: несолеобразующие и солеобразующие (основные, кислотные и амфотерные). Отношение оксидов к воде, кислотам и щелочам.

71

Основания. Способы получения растворимых и нерастворимых оснований. Химические свойства: отношение к индикаторам, взаимодействие с кислотами, солями, кислотными и амфотерными оксидами. Реакция нейтрализации. Разложение нерастворимых оснований при нагревании.

Кислоты. Способы получения бескислородных и кислородсодержащих кислот. Химические свойства: отношение к индикаторам, взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации), основными и амфотерными оксидами, металлами. Ряд активности металлов. Взаимодействие кислот с солями. Летучие и неустойчивые кислоты.

Амфотерные гидроксиды. Способы получения и химические свойства: взаимодействие с растворами кислот и щелочей, кислотными и основными оксидами.

Положение химических элементов в Периодической системе и кислотно-основные свойства их оксидов и гидроксидов.

Соли. Основные способы получения и свойства. Взаимодействие солей с кислотами, щелочами, металлами и между собой. Разложение некоторых солей при нагревании.

Генетическая связь между классами неорганических веществ. Генетические ряды металла и неметалла.

Расчетные задачи

1.Вычисление относительной молекулярной массы вещества.

2.Вычисление массовой доли атомов химического элемента в соединении.

3.Вычисление массовых отношений между химическими элементами в данном веществе.

4.Расчеты с использованием физических величин «количество вещества» и «молярная масса».

5.Установление простейшей формулы вещества по массовым долям элементов.

6.Вычисления по уравнению химической реакции количества вещества или его массы по известной массе, или количеству вещества одного из вступающих в реакцию или образующихся в ходе реакции веществ.

7.Расчеты по термохимическим уравнениям.

8.Решение задач с использованием физической величины «массовая доля растворенного вещества»:

1) определение массовой доли растворенного вещества в растворе;

72

2)определение масс вещества и воды, необходимых для приготовления заданной массы раствора;

3)расчеты по уравнениям реакций, протекающих в растворах.

9 класс

Тема 1 Окислительно-восстановительные реакции

Определение окислительно-восстановительных реакций. Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Составление уравнений окислительновосстановительных реакций методом электронного баланса.

Тема 2 Периодический закон и Периодическая система химических

элементов Д. И. Менделеева – основа изучения и предсказания свойств элементов и их соединений

Первые попытки классификации химических элементов. Открытие Д. И. Менделеевым периодического закона. Предсказательная роль этого открытия. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева в свете современных представлений. Периодическое изменение свойств атомов, простых и сложных веществ (оксидов, гидроксидов). Современная формулировка периодического закона. Причины периодичности свойств элементов и образованных ими веществ. Характеристика химического элемента и его соединений на основе положения элемента в Периодической системе. Значение периодического закона для развития науки и техники. Роль периодического закона в создании научной картины мира. Научный подвиг Д. И. Менделеева.

Тема 3 Водород и его важнейшие соединения

Водород – химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени окисления. Положение водорода в Периодической системе. Водород – простое вещество. Молекула водорода. Нахождение в природе. Получение водорода и его физические свойства. Химические свойства (окислительно-восстановительная двойственность) водорода: взаимодействие с неметаллами, активными металлами и оксидами металлов. Водород – экологически чистое топли-

73

во. Применение водорода. Меры предосторожности при работе с водородом.

Молярный объем газа. Закон Авогадро. Относительная плотность газов. Объемные отношения газов в реакциях.

Оксид водорода – вода. Состав, строение. Особенности (аномальные свойства) воды. Химические свойства воды: взаимодействие с активными металлами (щелочными и щелочно-земельными) и оксидами этих металлов, с кислотными оксидами. Кислотно-основные свойства воды. Круговорот воды в природе. Вода и здоровье. Охрана водных ресурсов. Очистка воды.

Тема 4 Галогены

Общая характеристика галогенов на основе положения химических элементов в Периодической системе. Сходства и различия в строении атомов элементов подгруппы. Молекулы простых веществ и галогеноводородов. Физические и химические свойства галогенов.

Хлор – химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степень окисления. Хлор – простое вещество. Нахождение в природе. Получение хлора и его физические свойства, растворимость в воде (хлорная вода), действие на организм. Химические (окислительные) свойства хлора: взаимодействие с металлами и водородом. Взаимодействие хлора с другими неметаллами. Применение хлора.

Хлороводород и соляная кислота: получение, свойства. Качественная реакция на хлорид-ион.

Фтор, бром, йод. Сравнительная характеристика окислительных свойств галогенов. Качественные реакции на бромид-, иодидионы и йод.

Применение галогенов и их соединений.

Тема 5 Скорость химических реакций

Понятие о скорости химической реакции. Реакции гомогенные и гетерогенные. Факторы, влияющие на скорость химических реакций: природа, концентрация веществ, площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ, температура и катализатор.

Необратимые и обратимые реакции. Классификация химических реакций.

74

Оксиды азота. Получение, свойства, действие на организм и окружающую среду оксидов азота (II) и (IV).

Азотная кислота, ее получение, физические и химические (окислительные) свойства: взаимодействие с металлами, стоящими в ряду активности после водорода. Применение. Нитраты. Качественная реакция на нитрат-ион. Круговорот азота в природе.

Фосфор. Строение атома, электроотрицательность и степени окисления. Аллотропия (белый, красный, черный фосфор). Химические свойства фосфора: взаимодействие с металлами и кислородом. Важнейшие соединения фосфора: оксид фосфора (V) и ортофосфорная кислота, фосфаты и гидрофосфаты. Качественная реакция на фос- фат-ион. Круговорот фосфора в природе. Применение фосфора и его соединений.

Тема 8 Подгруппа углерода

Углерод – химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени окисления. Углерод – простое вещество. Аллотропные модификации (алмаз, графит) и их свойства. Химические свойства (окислительно-восстановительная двойственность) углерода: горение, восстановление оксидов металлов, взаимодействие с металлами и водородом. Оксиды углерода (II) и (IV), получение, свойства и применение. Действие оксида углерода (II) на организм. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты. Качественная реакция на карбонаты и гидрокарбонаты. Углерод – основа живой (органической) природы. Охрана атмосферного воздуха от загрязнений. Парниковый эффект. Круговорот углерода в природе.

Кремний – химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени окисления. Кремний − простое вещество. Нахождение в природе, получение и физические свойства. Химические свойства (окислительно-восстановительная двойственность) кремния: взаимодействие с неметаллами и металлами. Оксид кремния (IV) и кремниевая кислота, силикаты. Кремний − основа неживой (неорганической) природы. Применение кремния.

Понятие о силикатной промышленности (производство керамики, стекла, цемента, бетона, железобетона).

Водородные соединения неметаллов IV-VII групп, их состав и свойства. Закономерности изменения кислотно-основных свойств

76

водных растворов этих соединений в периодах и главных подгруппах Периодической системы.

Тема 9 Металлы и их соединения (обзор)

Положение элементов, образующих простые вещества – металлы, в Периодической системе, особенности строения их атомов, радиусы атомов, электроотрицательность, степени окисления.

Простые вещества – металлы. Металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Характерные физические свойства металлов.

Металлы в природе. Общие способы получения металлов (пирометаллургия, гидрометаллургия, электрометаллургия). Химические (восстановительные) свойства металлов. Ряд активности металлов. Отношение металлов к неметаллам, растворам солей, кислот и воде.

Алюминий. Строение атома алюминия. Его природные соединения, получение, физические и химические свойства. Взаимодействие с неметаллами, оксидами металлов, растворами кислот и щелочей, водой. Соединения алюминия, амфотерность его оксида и гидроксида. Качественная реакция на ион алюминия. Применение алюминия и его соединений.

Магний и кальций. Общая характеристика химических элементов главной подгруппы II группы. Строение атомов магния и кальция. Магний и кальций в природе, способы их получения, физические и химические свойства. Особенности свойств магния. Важнейшие соединения магния и кальция (оксиды, гидроксиды и соли), их свойства и применение. Качественная реакция на ион кальция. Биологическая роль и применение соединений магния и кальция. Жесткость воды и способы ее устранения. Превращения карбонатов в природе.

Щелочные металлы. Общая характеристика химических элементов главной подгруппы I группы. Строение атомов щелочных металлов. Распространение щелочных металлов в природе и способы их получения. Физические и химические свойства простых веществ и важнейших соединений (оксидов, гидроксидов, солей). Биологическая роль и применение соединений натрия и калия. Калийные удобрения.

Железо. Особенности строения атома железа, степени окисления. Природные соединения железа, его получение, физические и химические свойства. Оксиды, гидроксиды и соли железа (II) и (III). Ка-

77

чественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+. Сплавы железа – чугун, сталь. Значение железа и его соединений в жизненных процессах и в народном хозяйстве.

Коррозия металлов и способы ее предотвращения.

Расчетные задачи

1.Расчеты с использованием физической величины «молярный объем газа».

2.Определение относительной плотности газов.

3.Вычисление по уравнениям химических реакций объемов газов по известной массе или количеству вещества одного из вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции веществ.

4.Расчет объемных отношений газов по уравнениям химических реакций.

5.Вычисление массы (объема, количества вещества) продукта реакции, если одно из реагирующих веществ дано в избытке.

6.Вычисление массы или объема продукта реакции по известной массе или объему исходного вещества, содержащего примеси.

7.Определение состава смеси, компоненты которой выборочно взаимодействуют с указанными реагентами.

11 класс

ПРОФИЛЬНЫЙ УРОВЕНЬ

ЧАСТЬ I. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Тема 1 Строение атома. Периодический закон и Периодическая

система химических элементов Д. И. Менделеева

Обобщение ранее полученных знаний об атоме. Состав атома: ядро (протоны и нейтроны), электроны, их заряд и масса. Заряд ядра − важнейшая характеристика атома. Нуклиды и изотопы.

Развитие представлений о сложном строении атома. Состояние электронов в атоме. Двойственная природа электрона. Атомная орбиталь и электронное облако. Понятие о квантовых числах. Форма s-, p-, d-орбиталей. Принцип Паули. Максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Принцип наименьшей энергии

78

и электронная формула атома. Электронная классификация элементов: s-, p­, d-, f-семейства. Валентные электроны s-, p-, d-, f-элементов. Правило Хунда и графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула атома).

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева в свете теории строения атома. Современная формулировка периодического закона. Структура Периодической системы. Строение атомов элементов малых и больших периодов, главных и побочных подгрупп. Физический смысл номеров периода и группы. Изменение характеристик и свойств атомов элементов и их соединений (вертикальная и горизонтальная периодичность, диагональное сходство). Физический смысл периодического закона. Общая характеристика элемента и свойств его соединений на основе положения элемента в Периодической системе. Предсказание свойств веществ на основе периодического закона. Значение периодического закона для развития науки и понимания научной картины мира.

Тема 2 Химическая связь

Ковалентная химическая связь, механизмы ее образования: обменный и донорно-акцепторный. Полярная и неполярная ковалентные связи.

Валентность и валентные возможности атома в свете теорий строения атома и химической связи. Валентные электроны и валентные орбитали (орбитали с неспаренными электронами, неподеленными электронными парами, свободные орбитали). Основное и возбужденное состояние атома.

Комплексные соединения. Состав комплексного соединения: комплексообразователь, лиганды. Координационное число комплексообразователя. Внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения. Классификация комплексных соединений: соединения с комплексным анионом, комплексным катионом, нейтральные комплексы. Номенклатура комплексных соединений. Составление формулы комплексного соединения. Механизм образования комплексных соединений. Донорно-акцепторное взаимодействие комплексообразователя и лигандов. Диссоциация и определение комплексных соединений. Значение комплексных соединений в химической технологии и жизнедеятельности организмов.

79

Основные характеристики ковалентной связи: энергия связи, длина связи, валентные углы, насыщаемость, направленность и поля-

ризуемость. σ-связь и π-связь.

Гибридизация атомных орбиталей. Виды гибридизации атомных орбиталей. Пространственное строение (геометрия) молекул (линейные, треугольные, тетраэдрические, пирамидальные и угловые молекулы). Полярность молекул. Полярные и неполярные молекулы. Зависимость типа молекул от вида химической связи и строения молекул.

Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной

связи.

Степень окисления и валентность. Правила определения степеней окисления атомов в соединениях.

Водородная связь. Влияние водородной связи на свойства веществ. Межмолекулярные взаимодействия. Единая природа химической связи.

Современные представления о строении твердых, жидких и газообразных веществ. Кристаллические и аморфные вещества.

Типы кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические. Металлическая связь, ее особенности. Зависимость свойств веществ от типа связи между частицами в кристаллах. Вещества молекулярного и немолекулярного строения.

ЧАСТЬ II. ХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Тема 3 Химические реакции и закономерности их протекания

Сущность химической реакции (процесс разрыва связей в реагентах и образование новых связей в продуктах реакции). Энергетика химических реакций. Экзо- и эндотермические реакции. Тепловой эффект. Энтальпия. Термохимические уравнения. Закон Гесса, его применение для термохимических расчетов. Стандартная теплота (энтальпия) образования химических соединений. Понятие об энтропии. Энергия Гиббса. Условия принципиальной возможности протекания реакции.

Скорость реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость гомо- и гетерогенных реакций. Элементарные и сложные реак-

80

ции. Механизм реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ. Роль катализаторов в интенсификации технологических процессов.

Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Равновесные концентрации. Константа равновесия. Химическое равновесие в гомо- и гетерогенных реакциях. Факторы, влияющие на смещение равновесия (температура, давление и концентрация реагентов). Принцип Ле Шателье. Роль смещения равновесия в увеличении выхода продукта в химической промышленности.

Тема 4 Химические реакции в водных растворах

Дисперсные системы. Понятие о дисперсных системах. Дисперсионная среда и дисперсная фаза. Классификация дисперсных систем. Представление о коллоидных растворах. Эффект Тиндаля. Суспензии, эмульсии. Истинные растворы.

Образование растворов. Механизм и энергетика растворения. Кристаллогидраты. Химическое равновесие при растворении. Растворимость веществ в воде. Влияние на растворимость природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Способы выражения состава растворов. Массовая доля растворенного вещества, молярная и моляльная концентрации. Значение растворов в жизнедеятельности организмов, быту, промышленности.

Электролитическая диссоциация. Зависимость диссоциации от характера химических связей в электролитах. Степень диссоциации электролитов. Факторы, влияющие на степень диссоциации. Слабые и сильные электролиты.

Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия в растворе слабого электролита.

Произведение растворимости.

Диссоциация воды. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН). Индикаторы. Роль водородного показателя в химических и биологических процессах.

Положение элементов в Периодической системе и кислотноосновные свойства их гидроксидов. Современные представления о природе кислот и оснований.

81

Реакции ионного обмена. Условия необратимого протекания реакции: выпадение осадка, выделение газа, образование слабого электролита или комплексного иона.

Реакции, протекающие до состояния равновесия. Реакции, не протекающие в растворе.

Гидролиз солей. Обратимый гидролиз солей. Сущность процесса гидролиза. Различные случаи гидролиза солей. Степень гидролиза. Смещение равновесия гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Гидролиз солей в свете протонной теории. Взаимодействие металлов с растворами гидролизующихся солей. Необратимый (полный) гидролиз солей и бинарных соединений. Механизм полного гидролиза солей.

Тема 5 Реакции с изменением степеней окисления атомов

химических элементов

Окислительно-восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Восстановители и окислители. Окислительновосстановительная двойственность. Изменение окислительновосстановительных свойств простых веществ в зависимости от положения образующих их элементов в Периодической сист е- ме химических элементов Д. И. Менделеева. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса.

Классификация окислительно-восстановительных реакций (межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования).

Особые случаи составления уравнений окислительновосстановительных реакций. Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций). Органические вещества в окислительновосстановительных реакциях. Окислительно-восстановительные реакции в природе, производственных процессах и жизнедеятельности организмов.

Химические источники тока (гальванические элементы). Электрохимический ряд напряжений металлов.

Направление окислительно-восстановительных реакций. Ряд стандартных электродных потенциалов.

82

Электролиз. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов с инертными электродами. Электролиз с растворимым анодом. Применение электролиза в промышленности. Аккумуляторы.

Коррозия металлов. Ущерб от коррозии. Виды коррозии (химическая и электрохимическая). Способы защиты металлов от коррозии: легирование, антикоррозионные покрытия (неметаллические и металлические − анодные и катодные), протекторная защита, ингибирование, изменение свойств агрессивной среды.

ЧАСТЬ III. ВЕЩЕСТВА И ИХ СВОЙСТВА

Тема 6 Основные классы неорганических соединений

Обобщение свойств важнейших классов неорганических соединений.

Оксиды. Классификация оксидов по химическим свойствам. Способы получения, физические свойства. Кислотно-основные

и окислительно-восстановительные свойства оксидов.

Гидроксиды. Основания, классификация, способы получения и химические свойства. Кислоты, классификация, номенклатура, способы получения и химические свойства.

Окислительно-восстановительные свойства кислот. Амфотерные гидроксиды, получение и химические свойства. Соли. Средние соли, номенклатура, способы получения и хи-

мические свойства.

Окислительно-восстановительные свойства средних солей. Кислые соли, номенклатура, способы получения, диссоциация

и химические свойства. Перевод кислых солей в средние.

Основные соли, номенклатура, способы получения, диссоциация и химические свойства. Перевод основных солей в средние.

Двойные и смешанные соли.

Генетическая связь между классами неорганических соедине-

ний.

83

Тема 7 Неметаллы и их соединения

Общий обзор неметаллов. Положение элементов, образующих простые вещества – неметаллы, в Периодической системе элементов. Особенности строения их атомов. Способы получения неметаллов и их физические свойства. Аллотропные модификации кислорода, серы, фосфора, углерода и их свойства. Химические свойства неметаллов. Окислительно-восстановительная двойственность неметаллов. Окислительные свойства: взаимодействие с металлами и водородом, менее электроотрицательными неметаллами, некоторыми сложными веществами. Восстановительные свойства в реакциях с более электроотрицательными неметаллами (кислород, фтор, хлор и др.), сложными веществами − окислителями (азотная и концентрированная серная кислоты и др.). Взаимодействие углерода и водорода с оксидами. Реакции диспропорционирования: взаимодействие галогенов (кроме фтора) и серы с щелочами, хлора и брома – с водой.

Соединения неметаллов. Водородные соединения неметаллов. Получение, отношение к воде, изменение кислотно-основных свойств в периодах и группах. Окислительно-восстановительные свойства водородных соединений неметаллов. Реакции, протекающие без изменения степени окисления атома неметалла.

Кислородные соединения неметаллов. Оксиды неметаллов и соответствующие им гидроксиды. Зависимость кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов от степени окисления неметалла. Химические свойства (реакции, протекающие с изменением и без изменения степени окисления атома неметалла).

Пероксид водорода. Состав молекулы, окислительновосстановительные свойства, реакция диспропорционирования, применение.

Благородные газы. Получение, физические и химические свойства, применение.

Тема 8 Металлы и их соединения

Общий обзор металлов. Положение элементов, образующих простые вещества − металлы, в Периодической системе. Особенности строения их атомов. Общие способы получения металлов и их физические свойства. Химические свойства металлов: взаимодействие с простыми веществами − неметаллами, со сложными веществами: с

84

водой, растворами щелочей и кислот, кислотами-окислителями (азотная и концентрированная серная), растворами солей, расплавами щелочей в присутствии окислителей.

Применение металлов, их сплавов и соединений в промышленности и современной технике. Роль металлов в природе и жизни организмов.

Металлы, образованные атомами d-элементов. Общая характеристика d-элементов. Особенности строения атомов и свойств соединений.

Хром. Строение атома и степени окисления. Нахождение в природе, получение, физические и химические свойства хрома. Оксиды и гидроксиды хрома (II), (III), (VI). Хромовая и дихромовая кислоты и их соли. Комплексные соединения. Окислительновосстановительные свойства соединений хрома. Применение хрома, его сплавов и соединений.

Марганец. Строение атома и степени окисления. Нахождение в природе, получение, физические и химические свойства марганца. Оксиды и гидроксиды марганца (II), (IV), (VII). Окислительновосстановительные свойства соединений марганца. Применение марганца, его сплавов и соединений.

Железо. Строение атома и степени окисления. Нахождение в природе, получение, физические и химические свойства железа и его соединений (оксиды, гидроксиды, соли и комплексные соединения). Применение железа, его сплавов и соединений.

Металлы, образованные атомами d-элементов I группы. Общая характеристика элементов подгруппы меди.

Медь и серебро. Строение атомов и степени окисления. Распространение в природе, получение, физические и химические свойства меди и серебра. Оксиды, гидроксиды и комплексные соединения меди и серебра. Окислительно-восстановительные свойства соединений меди и серебра. Сплавы меди и серебра. Применение меди и серебра, их сплавов и соединений.

Металлы, образованные атомами d-элементов II группы. Общая характеристика элементов подгруппы цинка.

Цинк. Нахождение в природе, получение, физические и химические свойства. Амфотерность оксида и гидроксида. Соли цинка. Применение цинка, его сплавов и соединений.

Ртуть. Нахождение в природе, получение, физические и химические свойства ртути и ее соединений, применение. Токсичность

85

ртути и ее соединений. Правила безопасности при использовании в быту приборов, содержащих ртуть.

ЧАСТЬ IV. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕХНОЛОГИЯ И ЭКОЛОГИЯ

Тема 9 Химия и химическая технология

Производство серной кислоты и аммиака: закономерности химических реакций, выбор оптимальных условий их осуществления. Промышленное получение чугуна и стали.

Общие научные принципы химического производства. Применение в организации химических производств современных методов оптимизации и управления. Необходимость экологической экспертизы новых технологий.

Тема 10 Охрана окружающей среды

Охрана атмосферы. Значение атмосферы. Состав атмосферы Земли. Озоновый щит Земли. Основные загрязнители и источники загрязнения атмосферы. Изменение свойств атмосферы в результате ее загрязнения: парниковый эффект, кислотные дожди, фотохимический смог. Понятие о предельно допустимых концентрациях (ПДК) вредных веществ. Охрана атмосферы от загрязнения.

Охрана гидросферы. Значение гидросферы. Вода в природе. Вода – универсальный растворитель. Роль воды в круговороте веществ в природе. Источники и виды загрязнения воды. Охрана водных ресурсов от загрязнений.

Охрана почвы. Почва – основной источник обеспечения растений питательными веществами. Источники и основные загрязнители почвы. Способы снижения загрязненности почвы.

Химия как необходимая научная основа разработки мер борьбы с загрязнением окружающей среды, научно обоснованных норм природопользования, ограничения потребления природных ресурсов.

Расчетные задачи

1. Решение задач с использованием:

-закона Гесса.

-правила Вант-Гоффа.

-закона действующих масс.

86

-константы равновесия.

-расчет изменения энтропии реакции.

-расчет изменения энергии Гиббса реакции.

2.Расчет массовой доли растворенного вещества.

3.Вычисление растворимости веществ в воде.

4.Вычисление молярной и моляльной концентрации растворенного вещества.

5.Решение задач по теме «Электролиз».

6.Расчет выхода продукта реакции.

87

2. Перечень элементов содержания, проверяемых на едином государственном экзамене по химии

В Перечне элементов содержания (табл. 6), проверяемых на ЕГЭ по химии выделены четыре крупных блока содержания (1, 2, 3, 4). Блоки 1 и 4 включают в себя ведущие содержательные линии, указанные жирным курсивом. Отдельные элементы содержания, на основе которых составляют проверочные задания, обозначены кодом контролируемого элемента.

Таблица 6. Перечень элементов содержания, проверяемых на едином государственном экзамене по химии

88

89

90

91

92

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

1.Кузьменко, Н.Е. 2500 задач по химии с решениями для поступающих в вузы / Н.Е. Кузьменко, В.В. Еремин. – М.: Экзамен, 2006. – 638 с.

2.Хомченко, И.Г. Решение задач по химии / И.Г. Хомченко. – М.: Новая волна, 2006. – 256 с.

3.Задачи районных, городских и республиканских химических олимпиад школьников Республики Татарстан (2003-2008 г.) / сост. А.И. Курамшин. – Казань: КГУ, 2008. – 168 с.

4.Ерохин, Ю.М. Химия в вопросах и ответах / Ю.М. Ерохин. –

М: Проспект, 2011. – 144 с.

5.Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С. Ахметов. – М.: Высш. шк.; Академия, 2001. – 743 с.

6.Габриелян, О.С. Химия / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. –

М.: Дрофа, 2005. – 703 c.

7.Отличник ЕГЭ. Химия. Решение сложных задач / под ред. А.А. Кавериной. – М.: Интеллект-Центр, 2010. – 200 с.

8.ЕГЭ-2010: Химия: самые новые реальные задания / сост. А.С. Корощенко, М.Г. Снастина. – М.: АСТ: Астрель, 2010. – 126 с.

9.Самое полное издание типовых вариантов реальных заданий ЕГЭ: химия / сост. А.С. Корощенко, М.Г. Снастина. – М.: АСТ: Аст-

рель, 2009. – 187 с.

10.Кузьменко, Н.Е. Химия: пособие для сред. шк. 8-11 кл. – М.: Экзамен; ОНИКС 21 век, 2001. – 448 с.

11.Степин, Б.Д. Занимательные задания и эффектные опыты по химии / Б.Д. Степин, Л.Ю. Аликберова. – М.: Дрофа, 2002. – 432 с.

12.Оптимальный банк заданий для подготовки учащихся. Единый государственный экзамен 2014. Химия / А.А. Каверина [и др.]. – М.: Интеллект-Центр, 2014. – 176 с.

13.Медведев, Ю.Н. ЕГЭ 2016. Химия. Типовые тестовые задания / Ю.Н. Медведев. – М.: Экзамен, 2016. – 160 с.

93

94