РЕСПУБЛИКА ТАТАРСТАН МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И

РЕСПУБЛИКА ТАТАРСТАН
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
ГАОУ СПО «АЛЬМЕТЬЕВСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ ТЕХНИКУМ»
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
ПО ДИСЦИПЛИНЕ ХИМИЯ
«цикл общеобразовательных дисциплин»
основной профессиональной образовательной программы
по техническим специальностям
ДЛЯ СТУДЕНТОВ ОЧНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ
Альметьевск, 2012
Составители: Ильязова. Р. Т, Сафиуллина Ф.Х , Гибадуллина
Р.Р.,преподаватели ГАОУ СПО АЛЬМЕТЬЕВСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ
ТЕХНИКУМ.
Учебно-методический комплекс по дисциплине
Химия
составлен в
соответствии с требованиями к минимуму результатов освоения дисциплины,
изложенными
в
Федеральном
профессионального
образования
государственном
по
стандарте
техническим
среднего
специальностям,
утвержденном приказом Министерства образования и науки РФ .
Учебно-методический комплекс по дисциплине химия входит в цикл
общеобразовательных
дисциплин
и
является
частью
основной
профессиональной образовательной программы ГАОУ СПО «Альметьевский
политехнический техникум» по техническим специальностям , разработанной в
соответствии с примерной программой ФГОС СПО третьего поколения.
Учебно-методический комплекс по дисциплине
химия
адресован
студентам очной формы обучения.
УМКД включает теоретический блок, перечень лабораторных работ,
задания по самостоятельному изучению тем дисциплины, вопросы для
самоконтроля, перечень точек рубежного контроля, а также вопросы и задания
по промежуточной аттестации.
2
СОДЕРЖАНИЕ
Наименование разделов
стр.
1. Введение
3
2. Образовательный маршрут
6
3. Содержание дисциплины
7
4. Контроль и оценка результатов освоения учебной дисциплины
35
5 Глоссарий
37
6. Информационное обеспечение дисциплины
39
3
УВАЖАЕМЫЙ СТУДЕНТ!
Учебно-методический комплекс по дисциплине химия создан Вам в
помощь для работы на занятиях,
при выполнении домашнего задания и
подготовки к текущему и итоговому контролю по дисциплине.
УМК по дисциплине/МДК включает теоретический блок, перечень
лабораторных работ, задания для самостоятельного изучения тем дисциплины,
вопросы для самоконтроля, перечень точек рубежного контроля, а также
вопросы и задания по промежуточной аттестации (при наличии экзамена).
Приступая к изучению новой учебной дисциплины/МДК, Вы должны
внимательно изучить список рекомендованной основной и вспомогательной
литературы. Из всего массива рекомендованной литературы следует опираться
на литературу, указанную как основную.
По каждой теме в УМК перечислены основные понятия и термины,
вопросы, необходимые для изучения (план изучения темы), а также краткая
информация по каждому вопросу из подлежащих изучению. Наличие тезисной
информации
по
теме
позволит
Вам
вспомнить
ключевые
моменты,
рассмотренные преподавателем на занятии.
Основные понятия, используемые при изучении содержания дисциплины,
приведены в глоссарии.
После изучения теоретического блока приведен перечень практических
работ, выполнение которых обязательно. Наличие положительной оценки по
лабораторным работам необходимо для получения зачета по дисциплине,
поэтому в случае отсутствия на уроке по уважительной или неуважительной
причине Вам потребуется найти время и выполнить пропущенную работу.
В
процессе
изучения
дисциплины
предусмотрена
самостоятельная
внеаудиторная работа, включающая проверку конспектов в рабочих тетрадях.
Содержание рубежного контроля (точек рубежного контроля) разработано
на основе вопросов самоконтроля, приведенных по каждой теме.
По итогам изучения дисциплины проводится дифференцированный зачет.
4
В зачетную книжку выставляется дифференцированная оценка.
Зачет
выставляется на основании оценок за лабораторные работы и точки рубежного
контроля.
В результате освоения дисциплины химия Вы должны уметь:
- называть: изученные вещества по тривиальной или международной
номенклатуре;
- определять: валентность и степень окисления химических элементов, тип
химической связи в соединениях, заряд иона, характер среды в водных
растворах
неорганических
и
органических
соединений,
окислитель
и
восстановитель, принадлежность веществ к разным классам неорганических и
органических соединений;
- характеризовать: элементы малых периодов по их положению в
Периодической системе Д.И. Менделеева; общие химические свойства
металлов, неметаллов, основных классов неорганических и органических
соединений; строение и химические свойства изученных неорганических и
органических соединений;
-объяснять: зависимость свойств веществ от их состава и строения, природу
химической связи (ионной ковалентной, металлической и водородной),
зависимость скорости химической реакции и положение химического
равновесия от различных факторов;
-выполнять химический эксперимент: по распознаванию важнейших
неорганических и органических соединений;
-проводить:
использованием
самостоятельный
различных
поиск
источников
химической
информации
(научно-популярных
с
изданий,
компьютерных баз данных, ресурсов Интернета); использовать компьютерные
технологии для обработки и передачи химической информации и ее
представления в различных формах;
- связывать: изученный материал со своей профессиональной деятельностью;
- решать: расчетные задачи по химическим формулам и уравнениям;
- использовать приобретенные знания и умения в практической
деятельности и повседневной жизни:
5
- для объяснения химических явлений, происходящих в природе, быту и на
производстве;
- определения возможности протекания химических превращений в различных
условиях и оценки их последствий;
- экологически грамотного поведения в окружающей среде;
- оценки влияния химического загрязнения окружающей среды на организм
человека и другие живые организмы;
-безопасного
обращения
с
горючими
и
токсичными
веществами
и
лабораторным оборудованием;
-приготовления растворов заданной концентрации в быту и на производстве;
-критической оценки достоверности химической информации, поступающей из
разных источников.
В результате освоения дисциплины Вы должны знать:
-важнейшие химические понятия: вещество, химический элемент, атом,
молекула, относительные атомная и молекулярная массы, ион, аллотропия,
изотопы, химическая связь, электроотрицательность, валентность, степень
окисления, моль, молярная масса, молярный объем газообразных веществ,
вещества молекулярного и немолекулярного строения, растворы, электролит и
неэлектролит, электролитическая диссоциация, окислитель и восстановитель,
окисление и восстановление, тепловой эффект реакции, скорость химической
реакции, катализ, химическое равновесие, углеродный скелет, функциональная
группа, изомерия, гомология;
-основные законы химии: сохранения массы веществ, постоянства состава
веществ, Периодический закон Д.И. Менделеева;
-основные теории химии; химической связи, электролитической диссоциации,
строения органических и неорганических соединений;
-важнейшие вещества и материалы: важнейшие металлы и сплавы; серная,
соляная, азотная и уксусная кислоты; благородные газы, водород, кислород,
галогены, щелочные металлы; основные, кислотные и амфотерные оксиды и
гидроксиды, щелочи, углекислый и угарный газы, сернистый газ, аммиак, вода,
природный газ, метан, этан, этилен, ацетилен, хлорид натрия, карбонат и
6
гидрокарбонат натрия, карбонат и фосфат кальция, бензол, метанол и этанол,
сложные эфиры, жиры, мыла, моносахариды (глюкоза), дисахариды (сахароза),
полисахариды
(крахмал
и
целлюлоза),
анилин,
аминокислоты,
белки,
искусственные и синтетические волокна, каучуки, пластмассы.
В результате освоения дисциплины у Вас должны формироваться общие
компетенции (ОК):
Технологии формирования ОК
Название ОК
ОК 1. Понимать
(на учебных занятиях)
сущность
и Занятие с использованием учебного
социальную значимость своей фильма, учебная дискуссия.
будущей профессии, проявлять
к ней устойчивый интерес.
ОК 2. Организовывать
собственную
Самостоятельная работа, лабораторные
деятельность, работы, индивидуальные задания,
выбирать типовые методы и выполнение письменных заданий,
способы
профессиональных
выполнения планирует деятельность в рамках заданных
задач, алгоритмов, анализирует потребности в
оценивать их эффективность и ресурсах и планирует ресурсы в
качество.
соответствии с заданным способом
решения задачи.
ОК 3. Принимать решения в Самостоятельная работа, лабораторные
стандартных и нестандартных работы, индивидуальные задания,
ситуациях и нести за них выполнение письменных заданий,
ответственность.
самостоятельно задаёт критерии для
анализа решения задачи на основе
заданного алгоритма, планирует контроль
7
своей деятельности в соответствии с
заданным алгоритмом и определённым
результатом, планирует результат на
основе заданных критериев оценки,
указывает причины успеха и неудач в
решении задач по химии.
ОК 4. Осуществлять поиск и
Индивидуальные задания, лабораторные
использование информации,
работы, презентации к урокам,
необходимой для
самостоятельно находит источник
эффективного выполнения
информации по заданному вопросу,
профессиональных задач,
извлекает необходимую информацию в
профессионального и
соответствии с задачей, систематизирует и
личностного развития.
обрабатывает ее.
ОК 5. Использовать
Защита проектов, самостоятельная работа,
информационно-
презентации к урокам, умеет пользоваться
коммуникационные
ИТ- ресурсами в рамах дисциплины.
технологии в
профессиональной
деятельности.
ОК 6. Работать в коллективе и
Защита проектов, самостоятельная работа,
команде, эффективно общаться презентации к урокам, обладает навыками
с коллегами, руководством,
ведения эффективного монолога, диалога,
потребителями.
группового общения и взаимодействия.
ОК 7. Брать на себя
Защита проектов, самостоятельная работа,
ответственность за работу
лабораторные работы, презентации к
членов команды
урокам.
8
(подчиненных), результат
выполнения заданий.
ОК 8. Самостоятельно
Защита проектов, работа с учебником,
определять задачи
самостоятельная работа, презентации к
профессионального и
урокам, поиск информации по интернету.
личностного развития,
заниматься самообразованием,
осознанно планировать
повышение квалификации.
ОК 9. Ориентироваться в
Учебная дискуссия, работа с учебником,
условиях частой смены
поиск информации по интернету.
технологий
в профессиональной
деятельности.
ОК 10. Исполнять воинскую
Обладает навыками ведения эффективного
обязанность, в том числе с
монолога, диалога, группового общения и
применением полученных
взаимодействия.
профессиональных знаний (для
юношей).
ОК 11. Бережно относиться к
Выступление на классных часах, посещение
историческому наследию и
объектов исторического наследия, участие
культурным традициям народа, в творческих кружках.
уважать социальные,
культурные и религиозные
различия
ОК 12. Вести здоровый образ
Участие в спортивных мероприятиях,
9
жизни, заниматься физической
участие в работе спортивных секциях.
культурой и спортом для
укрепления здоровья,
достижения жизненных и
профессиональных целей.
Внимание! Если в ходе изучения дисциплины у Вас возникают трудности, то
Вы всегда можете к преподавателю прийти на дополнительные занятия,
которые проводятся согласно графику. Время проведения дополнительных
занятий Вы сможете узнать у преподавателя, а также познакомившись с
графиком их проведения, размещенном на двери кабинета преподавателя.
В случае, если Вы пропустили занятия, Вы также всегда можете прийти
на консультацию к преподавателю в часы дополнительных занятий.
ОБРАЗОВАТЕЛЬНЫЙ МАРШРУТ ПО ДИСЦИПЛИНЕ ХИМИЯ
Таблица 1
Формы отчетности, обязательные для сдачи
Количество
лабораторные занятия
15
практические занятия
0
Точки рубежного контроля
2
Итоговая аттестация
д/з
Желаем Вам удачи!
10
СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Раздел 1 Общая и неорганическая химия
Тема 1.1 Основные понятия и законы химии
Основные понятия и термины по теме: Вещество ,атом, молекула,
химический
элемент,
качественный и
аллотропия,
простые
и
сложные
вещества,
количественный состав веществ, химические знаки и
формулы ,относительные атомная и молекулярная массы, закон сохранения
массы веществ, закон постоянства состава веществ, закон Авогадро,
физические величины .
План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Основные понятия химии.
2. Основные законы химии.
3. Физические величины.
4. Расчетные задачи.
Краткое изложение теоретических вопросов:
1. Основные понятия химии.
Атом- электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного
ядра и отрицательно заряженных электронов. Молекула - это наименьшая
частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Химический
элемент - это определенный вид атомов, характеризующийся с одинаковым
положительными зарядом ядра. Аллотропия – это способность химического
элемента образовывать несколько простых веществ. Простые вещества состоят
из атомов одного элемента, а сложные состоят из атомов нескольких элементов.
Качественный состав определяет из каких элементов состоит вещество, а
количественный состав определяет число атомов элементов в молекуле. Масса
атома, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной
атомной массой. Относительной молекулярной массой называется масса
молекулы, выраженная в атомных единицы массы. Количество вещества
11
подразумевает
число
частиц
образующих
вещество.
2. Основные законы химии.
Закон сохранения массы веществ: масса веществ, вступивших в реакцию равна
массе веществ полученных после реакции.
Закон постоянства состава
вещества : всякое вещество имеет всегда один и тот же количественный и
качественный состав независимо от способа получения.
Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях
содержится одинаковое число молекул
3. Расчетные задачи.
Масса- m (г, кг, т)
Объем- V (мл ,л, м3)
Количество вещества- n (моль)
Молярная масса- M (г/моль) [численно равна относительной молекулярной
массе]
Молярный объем- Vм (л/моль) [ при н.у Vм = 22.4 л.моль для любого газа]
Массовая доля – W.
Доля
выхода
продукта
от
теоретически
возможного
–
Wпр.в
Относительная плотность газа А по газу B – Dв (А).
Плотность- p (г/мл; г/см3; г/л; кг/м3)
Задачи
1. Вычислить
относительную
молекулярную
массу
H3PO4.
Mr(H3PO4)=3xAr(H)+ 1xAr(P)+ 4xAr(O)=3x1+1x31+4x16=98.
2. Вычислить массу NaOH количеством вещества 2моль. m= nxM, М=Mr.
M(NaOH)
=1xAr(Na)+1xAr(O)+1xAr(H)=
1x23+1x16+1x1=40
г/моль.
m(NaOH )=2моль x 40г/моль=80г
3. Вычислить количество вещества CuO массой 120г. n= m/M, M=Mr, M(CuO)=
Ar(Cu) + Ar(O) = 64+16=80 г/моль, n(CuO)=120г/80г/моль= 1.5моль.
4. Вычислить объем SO2 количеством вещества 0,1 моль. V= nxVm, Vm=22,4
л/моль, V(SO2)= 0.1 моль х 22,4 л/моль= 2,24 л.
12
5. Вычислить относительную плотность сероводорода по аммиаку. M(H2S)=
2x1+1x32=34 г/моль, M(NH3)= 1x14+ 3x1=17 г/моль, DNH3=34г/ моль / 17 г /
моль=2.
6. Вычислить
массовую
долю
кислорода
в
P2O5
.
W(O)=
nxAr(O)/Mr(P2O5)x100%=5x16/2x31+5x16=0,56x100%=56%.
Лабораторные работы- «не предусмотрено».
Задания для самостоятельного выполнения
1. Аллотропия и аллотропные модификации .
Форма контроля самостоятельной работы:
 Проверка конспекта в рабочей тетради.
Вопросы для самоконтроля по теме:
1. Определить простые и сложные вещества: H2, H2O,Al,H2SO4,CO2,O2,NaCl.
2. Вычислить массовые доли элементов в веществе Ca(OH)2.
3. Вычислить массу и объем СО2 количеством вещества 3 моль.
4. Вычислить относительную плотность по кислороду следующих газов: NH3,
N2, SO2
Тема 1.2 Периодический закон и периодическая система химических элементов
Д.И.Менделеева и строение атома
Основные понятия и термины по теме: две формулировки периодического
закона, периоды, группы, атом, ядро, протоны, нейтроны, электроны,
электронная оболочка, изотопы, орбитали, значения периодического закона
для развития науки и понимания химической картины мира.
План изучения темы:
1. Строение атома. Изотопы.
13
2. Периодический закон и структура периодической системы элементов Д.И.
Менделеева.
3. Свойства атомов.
4. Характеристика химического элемента.
Краткое изложение теоретических вопросов:
1. Строение атома. Изотопы.
Атом- электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного
ядра и отрицательно заряженных электронов. Химический элемент- это
определенный вид атомов, характеризующийся одинаковым положительными
зарядом ядра .Ядро состоит из протонов и нейтронов. Протоны имеют заряд +1
и массу 1,нейтроны имеют заряд 0 и массу 1. Электроны имеют заряд -1 и
массу ~0. Изотопы – это разновидности одного и того же химического элемента
имеющие одинаковое число протонов ,но разно число нейтронов . Электронная
оболочка- это совокупность электронов в атоме. Электронная оболочка состоит
из электронных слоев .Орбиталь это пространство вокруг ядра атома, где
наиболее вероятно нахождение электронов. Орбитали могут иметь разную
форму: s, p, d, f. Электронная формула:1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6…
2. Периодический закон и структура периодической системы элементов Д.И.
Менделеева.
Периодический
закон химических элементов был открыт русским ученым Д.И. Менделеевым в
1869 году: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений
элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов
элементов. Современная формулировка Периодического закона: свойства
химических элементов и образуемых ими простых и сложных соединений
находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.
Периодическая система состоит из семи периодов и восьми групп. Период –это
горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и
заканчивающийся инертным элементом. Малые периоды 1-3, большие периоды
4-7. Группа- вертикальный ряд элементов. Группы делятся на главную и
14
побочную подгруппы. Номер периода определяет число электронных слоев.
Номер группы- число электронов на последнем электронном слое и высшую
степень окисления элемента. Порядковый номер элемента определяет : заряд
ядра, число протонов, число электронов. Число нейтронов определяют по
разности относительной атомной массы и порядкового номера.
3. Свойства атомов.
В
периодах слева направо увеличиваются: неметаллические, окислительные
свойства, электроотрицательность. Высшая степень окисления, валентность,
заряд ядра, число электронов на последнем слое, кислотные свойства оксидов и
гидроксидов, а радиус атома уменьшается.
В главных подгруппах сверху вниз увеличиваются: металлические
,восстановительные свойства, заряд ядра, число электронных слоев, основные
свойства оксидов и гидроксидов, радиус атома.
4.
Характеристика химического элемента.
1.
Положение элемента в периодической системе: Na- натрий, 3 малый период , 1
группа, главная подгруппа, порядковый номер-11, относительная атомная
масса-23.
2. Строение атома: заряд
ядра + 11, 11 протонов, 11 электронов, 23-11= 12 нейтронов, 3 электронных
слоя, на последнем слое 1 электрон,степень окисления+1, 1s22s22p63s1.
3. Свойства атома: металл, восстановитель, образует основный оксид Na2O и
основание NaOH.
Лабораторные работы- «не предусмотрено».
Задания для самостоятельного выполнения
1. Радиоактивность элементов и его использование.
Форма контроля самостоятельной работы:
 Проверка конспекта в рабочей тетради.
Вопросы для самоконтроля по теме:
1. Дать характеристику химическим элементам Сa и S.
15
2. Вычислить массовые доли элементов в веществеNa3PO4.
3. Расположить элементы в порядке возрастания металлических свойств: a) Mg,
Na, Al; б) Sr, Ba, Ca.
4. Расположить элементы в порядке возрастания неметаллических свойств: a) S,
Cl, P; б) I, F, Br.
5. Электронная формула атома 1s22s22p63s23p3. Какой это элемент? Напишите
формулы высшего оксида и летучего соединения с водородом.
6. Определить число электронов, протонов и нейтронов в изотопах хлора с
атомной массой 35 и 37.
Тема 1.3 Строение вещества. Химическая связь.
Основные понятия и термины по теме: Ковалентная полярная и неполярные
связи. Механизм образования ковалентной связи(обменный и донорноакцепторный).Электроотрицательность. Ионная связь. Металлическая связь.
Водородная связь. Типы кристаллических решеток(молекулярная, атомная,
ионная, металлическая).
План изучения темы:
1. Виды химической связи.
2. Типы кристаллических решеток. Свойства веществ
Краткое изложение теоретических вопросов:
1. Виды химической связи. Ковалентная связь - это связь возникающая между
атомами за счет образования общих электронных пар. Электроотрицательность
- это способность атомов химических элементов смещать к себе общие
электронные пары H->C->S->Br->Cl->N->O->F. Ковалентная неполярная связь
образуется между атомами с одинаковыми электроотрицательностями (H2, O2,
S, C).ковалентная полярная связь образуется между атомами с разной
16
электроотрицательностью(H2O,H2SO4). Ковалентная связь возникающая между
двумя атомами за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и
свободной орбитали другого(акцептора), называется донорноакцепторный(NH3+,BF4-). Ионная связь- это связь за счет электростатического
притяжения между катионами и анионами , в которые превращаются атомы в
результате отдачи и присоединения электронов(NaCl, KOH,
Li2O).Металлическая связь - это связь в кристаллах металлов и сплавов,
которую осуществляют свободные электроны между ионами
металлов(Al,Fe,Na). Водородная связь-это связь между атомами водорода
одной молекулы и сильноотрицательными элементами(O,N,F) другой
молекулы.
2. Типы кристаллических решеток. Твердые вещества, как правило, имеют
кристаллическое строение. Оно характеризуется правильным расположением
частиц в строго определенных точках пространства. При мысленном
соединении этих точек пересекающимися прямыми линиями образуется
пространственный каркас, который называют кристаллической решеткой.
Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической
решетки. В узлах воображаемой решетки могут находиться ионы, атомы или
молекулы. Они совершают колебательные движения. В зависимости от вида
частиц и характера связи между ними различают четыре типа решеток : ионная,
молекулярная, атомная, металлическая. Кристаллические решетки, состоящие
из ионов, называются ионными. Их образуют вещества с ионной связью. Связи
между ионами в таком кристалле весьма прочны. Поэтому вещества с ионной
решеткой обладают сравнительно высокой твердостью. Они тугоплавки и
малолетучи.
Плавление
ионных
кристаллов
приводит
к
нарушению
геометрически правильной ориентации ионов относительно друг друга и
уменьшению прочности связи между ними. Поэтому расплавы их проводят
электрический ток. Ионные соединения, как правило, легко растворяются в
жидкостях,
состоящих
из
полярных
молекул,
например
в
воде.
Кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы,
17
называются атомными. Атомы в таких решетках соединены между собой
прочными
ковалентными
связями.
Атомная
кристаллическая
решетка
характерна для твердого бора, кремния, германия и соединений некоторых
элементов с углеродом и кремнием. Кристаллические решетки, состоящие из
молекул (полярных и неполярных), называются молекулярными. Молекулы в
таких
решетках
соединены
между
собой
сравнительно
слабыми
межмолекулярными силами. Поэтому вещества с молекулярной решеткой
имеют малую твердость и низкие температуры плавления, нерастворимы или
малорастворимы в воде, их растворы почти не проводят электрический ток.
Число
неорганических
веществ
с
молекулярной
решеткой
невелико.
Примерами их являются лед, твердый оксид углерода (IV) ("сухой лед"),
твердые галогеноводороды, твердые простые вещества, образованные одно(благородные газы), двух- (F2, Сl2, Br2, I2, Н2, О2, N2), трех- (О3), четырех- (Р4),
восьми- (S8) атомными молекулами. рис . Большинство кристаллических
органических соединений имеют молекулярную решетку.
Металлическая кристаллическая решетка - это решетка в узлах которой
расположены положительнозаряженные ионы (ковкость, электропроводность,
теплопроводность, металлический блеск, способность к образованию сплавов).
Лабораторные работы- «не предусмотрено».
Вопросы для самоконтроля по теме:
1. Определить тип связи и кристаллической решетки: LiF, Cl2, Fe, H2S, NaOH,
K2O, S, Na2SO4.
18
2. Составить схемы образования связи: KBr, O2, NH3, H3O+.
3. Вычислить объем кислорода необходимого для сжигания : а) 2 моль угля(С).
б) 24 килограммов угля.
4. Вычислить массу железа которое получится при восстановлении 160 граммов
Fe2O3 углем.
Тема 1.4 Теория электролитической диссоциации
Основные понятия и термины по теме: Электролиты и неэлектролиты,
электролитическая диссоциация, степень электролитической диссоциации,
сильные и слабые электролиты, условия протекания реакции ионного обмена
до конца, механизмы электролитической диссоциации для веществ с
различными типами химической связи, основные положения теории
электролитической диссоциации.
План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Электролиты и неэлектролиты.
2. Сильные и слабые электролиты.
3. Реакции ионного обмена.
Краткое изложение теоретических вопросов:
1. Электролиты и неэлектролиты.
Электролитическая диссоциация- это процесс
распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или
при плавлении. Электролиты - вещества, расплавы или растворы которых
проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако сами
вещества не проводят электрический ток, примерами электролитов могут
служить растворы кислот, солей и оснований. Неэлектролиты- вещества,
водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, они
содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не
распадаются на ионы. Электрический ток не проводят газы, твердые вещества
19
(неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирты)
2.Сильные и слабые электролиты.
Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n)
к общему числу растворенных молекул (N). Сильные электролиты - это
вещества, которые при растворении в воде практически полностью
распадаются на ионы, как правило, к сильным электролитам относятся
вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые
соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные
основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2), в
растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в
виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически
отсутствуют. Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на
ионы, растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат
недиссоциированные молекулы.
3. Реакции ионного обмена.
Реакция ионного обмена — одна из видов химической реакции,
характеризующаяся выделением в продукты реакции воды, газа или осадка.
Реакции протекают до конца в 3-х случаях:
1. Если в результате реакции выпадает осадок (образуется нерастворимое или
малорастворимое вещество, что можно определить по таблице растворимости):
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + CuCl2
2. Если выделяется газ (образуется часто при разложении слабых кислот):
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
3. Если образуется малодиссоциирующее вещество. Например, вода, уксусная
кислота:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Лабораторные работы:
- Приготовление раствора заданной концентрации.
- Реакции ионного обмена.
20
Задания для самостоятельного выполнения
1. Дисперсные системы и их практическое использование в промышленности.
2. Жесткость воды и способы ее устранения.
Форма контроля самостоятельной работы:
- Проверка конспекта в рабочей тетради.
Вопросы для самоконтроля по теме:
1. Определить электролиты и неэлектролиты: NaCl, SO2, H2SO4, MgO, NaOH,
Fe, CH4, KNO3.
2. Написать уравнения электролитической диссоциации выбранных
электролитов.
3.Написать молекулярные и ионные уравнения:
а)NaOH+HCl=
б)Na2CO3+HNO3=
в)CuCl2+KOH=
4. Сколько соли надо добавить к воде массой 350г для приготовления раствора
с массовой долей соли 30%.
Тема 1.5 Классификация неорганических соединений и их свойства.
Основные понятия и термины по теме: Кислоты, основания, соли, оксиды Их
классификация, химические свойства в свете теории электролитической
диссоциации, основные способы получения. Гидролиз солей.
План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Кислоты.
2. Основания.
3. Соли.
4. Оксиды.
21
Краткое изложение теоретических вопросов:
1.Кислоты — это электролиты, которые при электролитичекой диссоциации
образуют положительные ионы водорода и отрицательные ионы кислотных
остатков. Классификация кислот: кислородосодержащие(H2SO4),
бескислородные(HCl), одноосновные(HCl), двухосновные(H2SO4),
трехосновные(H3PO4), растворимые и нерастворимые(H2SiO3), летучие и
нелетучие, сильные и слабые. Химические свойства: металл, оксид металла,
гидроксид металла, соль, индикатор.
2.Основания, химические соединения, содержащие гидроксильную группу OH
и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных
ионов OH—. По степени диссоциации различают слабые основания, например
NH4OH, и сильные основания, например NaOH, Ca (OH)2, хорошо растворимые
в воде основания называются щелочами. Химические свойства щелочей:
кислотный оксид, кислота, соль, амотерый оксид и гидроксид.
3.Соли — класс химических соединений, к которому относятся вещества,
состоящие из катионов металла (или катионов аммония
соли фосфония
или гидроксония
; известны
) и анионов кислотного остатка.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, KCl,
Ba(NO3)2, Na2SO4 и др.), гидролизу в растворе не подвергаются, т.к. не
образуется слабодиссоциированных соединений (катионы сильных оснований и
анионы сильных кислот не могут связывать ионы воды). Реакция растворов
этих солей остается практически нейтральной, рН = 7.
Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) сильным основанием и слабой
кислотой; б) сильной кислотой и слабым основанием; в) слабым основанием и
слабой кислотой.
а) Гидролиз
солей,
образованных
сильным
основанием
и
слабой
кислотой протекает всегда по аниону, заряд которого определяет число
теоретических ступеней гидролиза. Реакция среды их водныз растворов щелочная (рН > 7).
22
б) Гидролиз
солей,
образованных
сильной
кислотой
и
слабым
основанием протекает всегда по катиону, заряд которого определяет число
теоретических ступений гидролиза. Реакция среды их водных растворов кислая
(рН < 7).
в)
Гидролиз
солей,
образованных
слабым
основанием
и
слабой
кислотой протекает одновременно по катиону и по аниону, образуя сразу два
слабых электролита. Химические свойства: щелочь, кислота, соль,металлы.
4.Оксид — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени
окисления
−2.
Классификация:
несолеобразующие(N2O,
NO,CO),
солеобразующие(основные, кислотные, амфотерные). Основные оксиды- это
оксиды металлов со степенью окисления +1и+2.Они взаимодействуют с водой,
кислотами, кислотными оксидами.Кислотные оксиды- это оксиды неметаллов и
оксиды металлов со степенью окисления более +4.Они взаимодействуют с
водой, щелочами, оксидами металлов. Амфотерные оксиды- это оксиды
металлов со степенью окисления +3(ZnO,BeO).Взаимодействуют с кислотами,
щелочами, основными и кислотными оксидами.
Лабораторные работы:
- Химические свойства кислот и основаий;
- Химические свойства солей.
Задания для самостоятельного выполнения
1. Использование неорганических веществ в промышленности.
Форма контроля самостоятельной работы:
Проверка конспекта в рабочей тетради.
Вопросы для самоконтроля по теме:
1.Определить класс и назвать: MgO,HNO3,NaOH,Al2O3,Na2SO4,SO3.
23
2. Какие из следующих веществ будут реагировать с соляной кислотой: H2SO4,
CuO, P2O5, AgNO3, Cu, Fe(OH)2,Zn. Возможные реакции записать в
молекулярной и ионной фо
3. Сколько литров водорода можно получить при действии на цинк двухсот
граммов раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 10%
Тема 1.6 Химические реакции.
Основные понятия и термины по теме: Реакции соединения, разложения,
замещения, обмена. Каталитические реакции. Обратимые и необратимые
реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Экзотермические и
эндотермические реакции. Тепловой эффект химических реакций.
Термохимические уравнения. Степень окисления. Окислитель и
восстановление. Восстановитель и окисление. Метод электронного баланса.
Понятие о скорости химических реакций. Зависимость скорости химических
реакций от различных факторов: природы реагирующих веществ, их
концентрации, температура, поверхности соприкосновения и использования
катализаторов. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие и
способы его смещения. Понятия об электролизе.
План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Классификация химических реакций.
1. Скорость химических реакций. Катализ.
2. Химическое равновесие.
Краткое изложение теоретических вопросов:
1. Классификация химических реакций.
Существуют различные системы классификации химических реакций.
Наиболее широко используют следующую классификацию: а) по числу и
составу исходных веществ и продуктов, которые подразделяют на:- реакции
24
соединения - реакции, при которых из двух или нескольких веществ образуется
одно новое вещество:- реакции разложения - реакции, в результате которых из
одного вещества образуется несколько новых веществ:- реакции замещения реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают в молекулах
других веществ:- реакции обмена - реакции, в результате которых два вещества
обмениваются атомами или группировками атомов, образуя два новых
вещества: б) выделение или поглощение теплоты: подразделяются на
экзотермические и эндотермические. Выделение или поглощение энергии
может быть обозначено в уравнении реакции соответственно знаком +Q или -Q.
Реакции разложения обычно протекают с поглощением энергии, а
присоединения -- с выделением энергии. в) изменение степени окисления
химических элементов: реакции, в результате которых некоторые элементы,
входящие в состав исходных веществ и продуктов, меняют свои степени
окисления. г) наличие или отсутствие катализатора. Реакции, идущие с
участием катализаторов, называются каталитическими. Не все реакции
нуждаются в катализаторах, но многие без катализаторов практически идти не
могут. д) обратимость реакций: делят на обратимые и необратимые.- реакции,
протекающие в двух противоположных направлениях, называются
обратимыми,- реакции, протекающие только в одном направлении необратимыми. Признаками необратимости реакций в растворах является
образование малодиссоциирующего вещества (осадка, газа или воды).Кроме
того, одна и та же реакция по разным признакам может быть отнесена
одновременно к нескольким типам.
2. Скорость химических реакций. Катализ.
Скорость химической реакции.
Знание скоростей химических реакций имеет очень большое научное и
практическое значение. Например, в химической промышленности при
производстве того или иного вещества от скорости реакции зависят размеры и
производительность аппаратуры, количество вырабатываемого продукта.
При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции,
протекающие в гомогенной системе (гомогенные реакции), и реакции,
25
протекающие в гетерогенной системе (гетерогенные реакции).
Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего
в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице
объема системы. Vгомог = Δ С/ Δt
Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества,
вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени
на единице площади поверхности фазы.
От чего же зависит скорость реакции?
В первую очередь – от природы веществ: одни вещества реагируют мгновенно,
другие – медленно;
затем – от концентрации реагентов: чем она больше, тем чаще будут
сталкиваться частицы;
в-третьих, повышение температуры также будет ускорять реакцию: чем выше
температура, тем легче частицам образовывать активированный комплекс и
преодолеть энергетический барьер;
для гетерогенных реакций самый важный фактор – площадь контакта реагентов
(она напрямую зависит от степени измельчения);
наконец, в присутствии веществ-катализаторов тоже достигается рост скорости
реакции.
Катализ и ингибирование:
Есть вещества, которые влияют на скорость химической реакции, не являясь
при этом реагентами. Они принимают в реакции самое непосредственное
участие, но в результате реакции остаются неизменными. Такие вещества
называются катализаторами, если они ускоряют реакцию, и ингибиторами, если
замедляют ее. Механизм действия катализаторов объясняется образованием
промежуточных соединений.
3.Химическое равновесие.
На смещение равновесия оказывает влияние:
1) изменение температуры: эндотермический процесс ускоряется в большей
степени при повышении температуры и, наоборот, при понижении температуры
ускоряется экзотермический процесс;
26
2) изменение давления (для реакций, протекающих в газовой фазе): при
повышении
давления
равновесие
реакции
смещается
в
направлении
образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение
давления способствует процессу, сопровождающемуся увеличением объема.
Если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления в
системе не оказывает влияние на химическое равновесие.
3) изменение концентрации: увеличение концентрации исходных веществ
приводит к увеличению скорости прямой реакции, при этом протекающий в
системе процесс завершится, когда скорости прямой и обратной реакций станут
равны и установится новое равновесие. Уменьшение концентрации одного из
продуктов реакции (вывод из системы) приводит к смещению равновесия в
сторону его образования.
Лабораторные работы
- Зависимость скорости химических реакций от различных факторов.
Вопросы для самоконтроля по теме:
1.Определить типы химических реакций по всем классификационным
признакам: а)N2+3H2<->2NH3+Q. б) Mg+H2SO4->MgSO4+H2+Q.
2. В какую сторону сместится равновесие реакции 2CO+O2<->2CO2+Q при
повышении температуры, увеличении концентрации кислорода, увеличении
давления.
3. При взаимодействии 22,4л сероводорода(H2S)(н.у) с раствором CuSO4
выпало 91,2 осадка. Вычислить массовую долю выхода реакции
4. Расставить коэффициенты методом электронного баланса: а) Al+S->Al2S3. б)
Сu+ HNO3(конц )->Cu(NO3)2+NO2+H2O
Тема 1.7 Металлы и неметаллы
27
Основные понятия и термины по теме: Особенности строения атомов и
кристаллов. Физические свойства металлов. Классификация металлов по
различным признакам. Химические свойства металлов. Электрохимический ряд
напряжений металлов. Металлотермия. Общие способы получения металлов.
Понятие о металлургии. Пирометаллургия, гидрометаллургия и
электрометаллургия. Особенности строения атомов. Неметаллы – простые
вещества. Зависимость свойств галогенов от их положения в Периодической
системе. Окислительные и восстановительные свойства неметаллов в
зависимости от их положения в ряду электроотрицательности. Получение
неметаллов фракционной перегонкой жидкого воздуха и электролизом
растворов или расплавов электролитов.
План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Металлы: строение,свойства,получение.
2. Неметаллы: строение,свойства,получение.
Краткое изложение теоретических вопросов:
1.Металлы: В кристаллах металлов металлическая связь. Металлы обладают
способностью отдавать электроны. Склонность металла отдавать электроны
зависит от его строения и, прежде всего, от размера атомов. Металлы – простые
вещества, поэтому степень окисления атомов в них равна 0. Вступая в реакции,
металлы почти всегда изменяют степень окисления своих атомов
Электроотрицательность этих атомов невелика, поэтому даже при образовании
ими ковалентных связей атомы металлов приобретают положительную степень
окисления. Следовательно проявляют восстановительные свойства. Они
реагируют:
1)
С неметаллами (но не все и не со всеми):
4Li + O2 = 2Li2O,
3Mg + N2 = Mg3N2 (при нагревании),
Fe + S = FeS (при нагревании).
Наиболее активные металлы легко реагируют с галогенами и кислородом, а с
очень прочными молекулами азота реагирует только литий и магний.
28
Реагируя с кислородом, большинство металлов образует оксиды, а наиболее
активные – пероксиды (Na2O2, BaO2) и другие более сложные соединения.
2) С оксидами менее активных металлов:
2Ca + MnO2 = 2CaO + Mn (при нагревании),
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe (с предварительным нагреванием).
3) С растворами кислот :
Mg + H2SO4p = MgSO4p + H2 , Fe + 2HClp = FeCl2p + H2 .
В этом случае возможность реакции легко определяется по ряду напряжений
(реакция протекает, если металл в ряду напряжений стоит левее водорода
4) С раствором солей : Fe + CuSO4p = Cu + FeSO4p, Cu + 2AgNO3p = 2Ag +
Cu(NO3)2p.
Для определения возможности протекания реакции здесь также используется
ряд напряжений.
5) Кроме этого, наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные)
реагируют с водой
2Na + 2H2O = 2NaOHp + H2 , Ca + 2H2O = Ca(OH)2p + H2 .
2. Неметаллы. Неметаллы характеризуются маленькими радиусами атомов и
большим числом электронов на последнем энергетическом уровне ( валентных
электронов). Они с трудом отдают эти электроны и легко принимают чужие. Из
109 химических элементов 22 неметаллы, расположены в правом верхнем углу
ПСХЭ.
Химическая связь – ковалентная неполярная. Инертные или благородные
газы не образуют молекул и существуют в атомарном состоянии(He –
гелий Ne-неон Ar-аргон Kr-криптон Xe-ксенон
Rn-радон)Многие
неметаллы образуют молекулу, состоящую из двух атомов ( H2
,
O2 , N2 , F2,Cl2 , Br2, I2) при этом образуется очень непрочная молекулярная
неполярная кр.решетка.Но, с другой стороны вещества с ковалентной
неполярной связью образуют и самую прочную кр. решётку - атомную ( алмаз,
кремний и т.д.)1.При обычной температуре неметаллы могут быть в разном
агрегатном состоянии – твердые - S –сера, P-фосфор,I –иод, C-алмаз и графи ;
жидкие - Br-бром ; газообразные- O2-кислород , H2 - водород, N2- азот , Cl229
хлор, F2-фтор.2.Многие не проводят электрический ток (кроме графита и
кремния).3.Не проводят тепло.4.В твердом состоянии- хрупкие5. Не имеют
металлического блеска ( кроме иода-I2 , графита-C и кремния Si)6. Цвет
охватывает все цвета спектра(красный-красный фосфор, желтый –сера,
зеленый-хлор, фиолетовый – пары иода).7.tплавления изменяется в огромном
интервале tпл(N2)= -2100C , а tпл(Алмаз) =37300С8.Многие неметаллы образуют
аллотропые модификации.
Химические свойства :
1. Окислительные свойства неметаллов проявляются при взаимодействии с
металлами
4Al + 3C = Al4C3
2. Неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом
H2 + F2 = 2HF
3 Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми металлами,
которые имеют низкую ЭО
2P + 5S = P2S5
4. Окислительные свойства проявляются в реакциях с некоторыми сложными
веществами
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
5. Неметаллы могут играть роль окислителя в реакциях со сложными
веществами
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
6. Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с
кислородом
4P + 5O2 = 2P2O5
7. Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со
сложными веществами-окислителями
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
8. Наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород
ZnO + C = Zn + CO;
30
CuO + H2 = Cu + H2O
9. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является
одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокислениясамовосстановления (диспропорционирования)
Cl2 + H2O =HCl + HClO
Лабораторные работы.
-Химические свойства металлов.
-Свойства соединений алюминия и железа.
-Свойства соединений неметаллов.
Задания для самостоятельного выполнения
1. Коррозия металлов.
2. Сплавы и их применение.
Форма контроля самостоятельной работы:
-Проверка конспекта в рабочей тетради.
Вопросы для самоконтроля по теме:
1.Составить уравнения химических реакций: а) Ca->CaO->Ca(OH)2->CaCO3>CaO->Ca(OH)2->CaCl2->Ca.
б) S->FeS->SO2->SO3->H2SO4->ZnSO4->BaSO4.
2. Вычислите массовые доли меди и цинка в сплаве, если при растворении
образца этого сплава массой 10 г было получено 2,24 л водорода (н.у.).
Раздел 2 Органическая химия
Тема 2.1 Основные понятия органической химии и теория строения
органических соединений
31
Основные понятия и термины по теме: Природные, искусственные и
синтетические органические вещества. Сравнение органических веществ с
неорганическими. Валентность. Химическое строение как порядок соединения
атомов в молекулы по валентности. Основные положения теории химического
строения. Изомерия и изомеры. Химические формулы и модели молекул в
органической химии. Классификация веществ по строению углеродного скелета
и наличию функциональных групп. Гомологи и гомология.
План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):
1.Предмет органической химии.
2.Теория химического строения органических веществ А.М. Бутлерова.
3.Изомерия органических соединений.
Краткое изложение теоретических вопросов:
1. Органическая химия - это раздел химической науки, в котором изучаются
соединения углерода- их строения, свойства, способы получения и
практического использования. Соединения, в состав которых входит углерод,
называют органическими. Они имеют ковалентную связь, молекулярную
кристаллическую решетку, большинство горючи, сравнительно легко
разлагаются при нагревании, обязательными элементами являются углерод и
водород. Кроме углерода, они почти всегда содержат водород, довольно часто –
кислород, азот и галогены, реже – фосфор, серу и другие элементы. Однако сам
углерод и некоторые простейшие его соединения, такие как оксид углерода (II),
оксид углерода (IV), угольная кислота, карбонаты, карбиды и т.п., по характеру
свойств относятся к неорганическим соединениям. Благодаря особым
свойствам элемента углерода, органические соединения очень многочисленны.
Сейчас известно свыше 20 миллионов синтетических и природных
органических веществ, и их число постоянно возрастает. Сырьевые источники
органических веществ: нефть, природный газ, попутные нефтяные газы,
каменный и бурый угли, горючие сланцы, торф, древесина и
сельскохозяйственные растения. Природные органические вещества- это
32
продукты жизнедеятельности живых организмов(бактерий, растений,
животных ). Это белки, жиры, углеводы, витамины, гормоны, ферменты и др.
Искусственные органические вещества – это продукты химических
преобразований, природных веществ в соединении, которые в живой природе
не встречаются( искусственные волокна, кино- и фотопленки и др.).
Синтетические органические вещества – это соединения, которые получают
синтетическим путем(пластмассы, лекарства, красители и др).
2. Крупнейшим событием в развитии органической химии было создание в
1961 г. великим русским ученым А.М. Бутлеровым теории химического
строения органических соединений.
До А.М. Бутлерова считалось невозможным познать строение молекулы,
т. е. порядок химической связи между атомами. Многие ученые даже отрицали
реальность атомов и молекул.
А.М. Бутлеров опроверг это мнение. Он исходил из
правильных материалистических и философских представлений о реальности
существования атомов и молекул, о возможности познания химической связи
атомов в молекуле. Он показал, что строение молекулы можно установить
опытным путем, изучая химические превращения вещества. И наоборот, зная
строение молекулы, можно вывести химические свойства соединения.
Теория химического строения объясняет многообразие органических
соединений. Оно обусловлено способностью четырехвалентного углерода
образовывать углеродные цепи и кольца, соединяться с атомами других
элементов и наличием изомерии химического строения органических
соединений. Эта теория заложила научные основы органической химии и
объяснила ее важнейшие закономерности. Основные принципы своей теории
А.М. Бутлеров изложил в докладе «О теории химического строения».
Основные положения теории строения сводятся к следующему:
1) в молекулах атомы соединены друг с другом в определенной
последовательности в соответствии с их валентностью. Порядок связи атомов
называется химическим строением;
33
2) свойства вещества зависят не только от того, какие атомы и в каком
количестве входят в состав его молекулы, но и от того, в каком порядке они
соединены между собой, т. е. от химического строения молекулы;
3) атомы или группы атомов, образовавшие молекулу, взаимно влияют друг на
друга.
В теории химического строения большое внимание уделяется взаимному
влиянию атомов и групп атомов в молекуле.
Химические формулы, в которых изображен порядок соединения атомов в
молекулах, называются структурными формулами или формулами строения.
Значение теории химического строения А.М. Бутлерова:
1) является важнейшей частью теоретического фундамента органической
химии;
2) по значимости ее можно сопоставить с Периодической системой элементов
Д.И. Менделеева;
3) она дала возможность систематизировать огромный практический материал;
4) дала возможность заранее предсказать существование новых веществ, а
также указать пути их получения.
Теория химического строения служит руководящей основой во всех
исследованиях по органической химии.
3. Изомеры- это вещества имеющие одинаковый качественный и
количественный состав, но различное химическое строение. Явление
существования изомеров в химии называют изомерией. Существуют 2
основных типа изомерии - структурная и пространственная. Структурными
называют изомеры, имеющие разный порядок атомов в молекуле. Различают 3
вида структурной изомерии: межклассовая изомерия(алкены и циклоалканы,
альдегиды и кетоны), изомерия углеродного скелета(бутан и изобутан),
изомерия положения кратной связи или функциональной группы(бутин - 1 и
бутин – 2, пропанол – 1 и пропанол – 2). Важнейшим типом пространственной
изомерии является геометрическая изомерия
Геометрические изомеры (также называемые цис- и транс-изомерами)
имеют разную ориентацию групп относительно двойной связи. Цис34
изомерами называют геометрические изомеры, у которых заместители лежат по
одну сторону от плоскости двойной связи, у транс-изомеров заместители
располагаются по разные стороны от плоскости двойной связи.
Лабораторные работы– «не предусмотрено»
Задания для самостоятельного выполнения
1. Классификация реакций в органической химии.
Форма контроля самостоятельной работы:
Проверка рабочей тетради
Вопросы для самоконтроля по теме:
1. Написать структурные формулы веществ по их молекулярным формулам:
C3H8, СHCl3, CH2O, CH5N.
2. Написать структурные формулы всех возможных изомеров углеводородов
состава С5H12.
Тема 2.2 Углеводороды и их природные источники.
Основные понятия и термины по теме: Алканы: гомологический ряд,
изомерия и номенклатура алканов. Химические свойства алканов (метана,
этана): горение, замещение, разложение, дегидрирование. Применение алканов
на основе свойств. Этилен, его получение (дегидрированием этана,
деполимеризацией полиэтилена). Гомологический ряд, изомерия, номенклатура
алкенов. Химические свойства этилена: горение, качественные реакции
(обесцвечивание бромной воды и раствора перманганата калия), гидратация,
полимеризация. Применение этилена на основе свойств. Понятие о диенах как
35
углеводородах с двумя двойными связями. Сопряженные диены. Химические
свойства бутадиена-1,3 и изопрена: обесцвечивание бромной воды и
полимеризация в каучуки. Натуральный и синтетические каучуки. Резина.
Правило В.В. Марковникова. Классификация и назначение каучуков.
Классификация и назначение резин. Вулканизация каучука. Ацетилен.
Химические свойства ацетилена: горение, обесцвечивание бромной воды,
присоединение хлороводорода и гидратация. Применение ацетилена на основе
свойств. Межклассовая изомерия с алкадиенами. Бензол. Химические свойства
бензола: горение, реакции замещения (галогенирование, нитрование).
Применение бензола на основе свойств. Получение ацетилена пиролизом
метана и карбидным способом. Реакция полимеризации винилхлорида.
Поливинилхлорид и его применение. Тримеризация ацетилена в бензол.
Понятие об экстракции. Восстановление нитробензола в анилин.
Гомологический ряд аренов. Толуол. Нитрование толуола. Тротил. Природный
газ: состав, применение в качестве топлива.Нефть. Состав и переработка нефти.
Перегонка нефти. Нефтепродукты. Основные направления промышленной
переработки природного газа. Попутный нефтяной газ, его переработка.
Процессы промышленной переработки нефти: крекинг, риформинг. Октановое
число бензинов и цетановое число дизельного топлива. Коксохимическое
производство и его продукция.
План изучения темы:
1. Алканы.
2. Непредельные углеводороды.
3. Ароматические углеводороды.
4. Природные источники углеводородов.
Краткое изложение теоретических вопросов:
1. Алканы – это предельные углеводороды с общей формулой СnH2n+2 в
молекулах которых все атомы связаны одинарными связями. Метан является
первым представителем гомологического ряда алканов. Гомологическим рядом
называют ряд соединений расположенных по возрастанию относительных
36
молекулярных масс, сходных по строению и свойствам и отличающихся друг
от друга на одну или несколько групп СH2(гомологическая разность).Для
алканов характерна изомерия углеродной цепи. Номенклатура в соответствии с
требованиями ИЮПАК: выбирают в молекуле самую длинную цепочку
углеродных атомов; нумеруют цепочку с того конца, к которому ближе
разветвление молекулы; составляют название. Химические свойства алканов:
горение CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + Q, замещение (галагонерование-Сl2) CH4 +
Cl2 → CH3Cl + HCl, разложение CH4 → C + 2H2, дегидрирование CH3-CH3 →
CH2=CH2 + H2. Предельные углеводороды находят широкое применение в
самых разнообразных сферах жизни и деятельности человека :используются в
качестве топлива, вазелин используется в медицине, паpфюмеpии и косметике,
паpафин - пpименяется для изготовления свечей, пpопитки спичек и
упаковочной бумаги, для тепловых пpоцедуp в медицине, галогенопроизводные
алканов, которые используются как растворители, хладоагенты и сырье для
дальнейших синтезов, в современной нефтехимической промышленности
предельные улеводороды являются базой для получения разнообразных
органических соединений.
2.Непредельные углеводороды. Алкены - имеют одну двойную связь(CnH2n).
Алкадиены имеют две двойные связи (CnH2n-2). Алкины имеют одну тройную
связь( CnH2n-2). Для них характерны структурная и пространственная изомерии.
Химические свойства (реакции присоединения по месту разрыва пи связи):
гидрирование
:С2H4+H2 -> C2H6 , гидратация: С2H4+H2O ->
C2H5OH, С2Н2+H2O - > CH3CHO, гидрогалогенирование: С2H2+HCl -> C2H3Cl,
обесцвечивание бромной воды: С2H4+Br2 -> C2H4Br2, обесцвечивание раствора
KMnO4, полимеризация ( из алкенов получают пластмассы, из алкадиенов
каучуки). Получение этилена С2H6 -> C2H4+H2, получение ацетилена 2СH4 >C2H2+3H2,CaC2+2H2O -> C2H2+ Ca(OH)2. Ацителен используют для сварки и
резки металлов.
3.Ароматические углеводороды. Арены имеют циклическое строение, в
молекулах содержится бензольное кольцо (CnH2n-6). С6Н6 – бензол, С6H5CH3 –
толуол. Получение тримеризация ацетилена 3C2H2 ->C6H6. Реакция нитрования
37
С6H6+HNO3 -> C6H5NO2+H2O. Восстановление нитробензола в анилин
C6H5NO2+3H2 -> C6H5NH2+2H2O. Нитрование толуола С6H5CH3+3HNO3 ->
C6H2(NO2)3CH3+3H2O. Тротил- взрывчатое вещество.
4. Природные источники углеводородов. Основную часть природного газа
составляет метан (CH4) — от 92 до 98 %. В состав природного газа могут также
входить этан (C2H6),пропан (C3H8),бутан (C4H10). Природный газ широко
применяется в качестве горючего в жилых домах для отопления, подогрева
воды и приготовления пищи; как топлива для машин , котельных, ТЭЦ, в
химической промышленности как исходное сырьё для получения органических
веществ. В отличие от природного газа попутный нефтяной газ содержит в
своем составе кроме метана и этана большую долю пропанов, бутанов и паров
более тяжелых углеводородов. Попутный нефтяной газ является важным
сырьем для энергетики и химической промышленности. В химической
промышленности содержащиеся в ПНГ метан и этан используются для
производства пластических масс и каучука, а более тяжелые элементы служат
сырьем при производстве ароматических углеводородов, высокооктановых
топливных присадок и сжиженных углеводородных газов, в частности,
сжиженного пропан-бутана. Нефть состоит из алканов, циклоаклакнов, и
аренов. Способы переработки нефти: перегонка, крекинг, риформинг.
Нефтепродукты: бензин, лигроин керосин,дизельное топливо, мазут.
Лабораторные работы/ Практические занятия
Определение элементного состава органического вещества.
Получение и свойства углеводородов.
Задания для самостоятельного выполнения
Процессы промышленной переработки нефти и газа.
Форма контроля самостоятельной работы:
Проверка конспекта в рабочей тетради.
38
Вопросы для самоконтроля по теме:
1. Написать структурные формулы: 2-метилбутан, пентен-1,
3-
метилгексин-1, 2метилбутадиен-1,3, 1,2-диметилбензол.
2. Написать уравнения реакций: C ->CH4->CH3Cl->C2H6->C2H4->C2H2->C6H6->
C6H5Cl.
3. Углеводород, плотность паров которого по водороду равна 39, содержит
92,31% углерода. Определите молекулярную массу.
Тема 2.3 Кислородсодержащие органические соединения.
Основные понятия и термины по теме: Получение этанола брожением
глюкозы и гидратацией этилена. Гидроксильная группа как функциональная.
Понятие о предельных одноатомных спиртах. Химические свойства этанола:
взаимодействие с натрием, образование простых и сложных эфиров, окисление
в альдегид. Применение этанола на основе свойств. Глицерин как
представитель многоатомных спиртов. Качественная реакция на многоатомные
спирты. Применение глицерина. Физические и химические свойства фенола.
Взаимное влияние атомов в молекуле фенола: взаимодействие с гидроксидом
натрия и азотной кислотой. Применение фенола на основе свойств.
Этиленгликоль и его применение. Понятие об альдегидах. Альдегидная группа
как функциональная. Формальдегид и его свойства: окисление в
соответствующую кислоту, восстановление в соответствующий спирт.
Получение альдегидов окислением соответствующих спиртов. Применение
формальдегида на основе его свойств. Ацетальдегид. Понятие о кетонах на
примере ацетона. Применение ацетона в технике и промышленности. Понятие о
карбоновых кислотах. Карбоксильная группа как функциональная.
Гомологический ряд предельных однооснóвных карбоновых кислот. Получение
карбоновых кислот окислением альдегидов. Химические свойства уксусной
кислоты: общие свойства с минеральными кислотами и реакция этерификации.
Применение уксусной кислоты на основе свойств. Высшие жирные кислоты на
39
примере пальмитиновой и стеариновой. Получение сложных эфиров реакцией
этерификации. Сложные эфиры в природе, их значение. Применение сложных
эфиров на основе свойств. Жиры как сложные эфиры. Классификация жиров.
Химические свойства жиров: гидролиз и гидрирование жидких жиров.
Применение жиров на основе свойств. Углеводы, их классификация:
моносахариды (глюкоза, фруктоза), дисахариды (сахароза) и полисахариды
(крахмал и целлюлоза).Глюкоза – вещество с двойственной функцией –
альдегидоспирт. Химические свойства глюкозы: окисление в глюконовую
кислоту, восстановление в сорбит, спиртовое брожение. Применение глюкозы
на основе свойств. Значение углеводов в живой природе и жизни человека.
Понятие о реакциях поликонденсации и гидролиза на примере
взаимопревращений: глюкоза  полисахарид.
План изучения темы:
1. Спирты и фенол.
2. Альдегиды и кетоны.
3. Карбоновые кислоты.
4. Сложные эфиры и жиры.
5. Углеводы.
Краткое изложение теоретических вопросов:
1. Спирты и фенол: Спиртами называются соединения общей формулой ROH.
Важный способ получения этилового спирта, известный с древнейших времён,
брожение глюкозы : С6H12O6 -> 2C2H5OH+2CO2.
Гидратация этилена: С2H4+H2O -> C2H5OH.
Химические свойства спиртов: При взаимодействии с активными металлами
(Na, K, Mg, Al) спирты проявляют свойства слабых кислот и образуют соли,
называемые алкоголятами:2CH3OH + 2Na -> 2CH3ONa + H2. При действии
окислителей первичные спирты образуют альдегиды: C2H5OH+CuO ->
CH3CHO+Cu+H2O. При взаимодействии с карбоновыми кислотами образуются
сложные эфиры: С2H5OH+CH3COOH -> CH3COOC2H5+H2O. Соединения с
двумя и более гидроксильными группами называются многоатомными
спиртами:
40
1,2-этандиол
1,2,3-пропан-триол
(гликоль)
(глицерин)
Качественной реакцией на глицерин является взаимодействие со
свежеосажденным гидроксидом меди (II) – ярко-синее окрашивание. Глицерин
используют в парфюмерии, медицине, в кожевенном производстве,
текстильной промышленности. Этиленгликоль применяют для приготовления
антифризов, синтетического волокна лавсана. Этанол применяют, как
растворитель, как дезинфицирующее средство, в пищевой промышленности.
Фенол C6H5OH — простейший представитель класса фенолов. Бесцветные
игольчатые кристаллы, розовеющие на воздухе из-за окисления, приводящего к
образованию окрашенных веществ. Обладают специфическим запахом гуаши.
Растворим в воде (6 г на 100 г воды), в растворах щелочей, в спирте, в бензоле,
в ацетоне. 5 % раствор в воде — антисептик, широко применяемый в медицине.
Обладает слабыми кислотными свойствами, при действии щелочей образует
соли — феноляты (например, фенолят натрия - C6H5ONa): C6H5OH + NaOH =
C6H5ONa + H2O
Взаимодействие с металлическим натрием: 2C6H5OH + 2Na = 2C6H5ONa + H2↑.
Вступает в реакции электрофильного замещения по ароматическому кольцу.
Гидрокси-группа, являясь одной из самых сильных донорных групп,
увеличивает реакционную способность кольца, и направляет замещение в ортои пара-положения. Фенол с лёгкостью галогенируется, нитруется.
Взаимодействие с бромной водой (качественная реакция на фенол):
C6H5OH + 3Br2(aqua) → C6H2(Br)3OH + 3HBr образуется твердое вещество белого
цвета 2,4,6 трибромфенол.
Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой:
C6H5OH + 3HNO3конц → C6H2(NO2)3OH + 3H2О образуется 2,4,6 тринитрофенол.
Взаимодействие с хлоридом железа (III)(качественная реакция на фенол):
41
6C6H5OH + FeCl3 → [Fe(C6H5OH)6]CI3 образуется трихлоридфенолят железа
(III)(фиолетовое окрашивание)
Применение фенола: производство фенолформальдегидных смол, получение
искусственных волокон — нейлона и капрона, лекарственных препаратов
(аспирин), антисептиков и пестицидов. Раствор 1,4 % фенола применяется в
медицине, как обезболивающее и антисептическое средство. Фенол и его
производные обуславливают консервирующие свойства коптильного дыма.
Также фенол используют в качестве консерванта в вакцинах.
2. Альдегиды и кетоны– органические соединения, содержащие фрагмент
>C=O (углерод, связанный двойной связью с кислородом, его называют
карбонильным). У альдегидов карбонильный углерод соединен с атомом Н и
органической группой R (общая формула RHC=O), а в кетонах – с двумя
органическими группами (общая формула R2С=О).
Высокая
реакционноспособность связана с наличием высокополярной связи С=О. 1
Реакции присоединения.
Восстановление. Альдегиды способны к восстановлению, основной продукт
восстановления — первичные спирты.
НСНО + Н2O → СН3ОН
Окисление. Альдегиды легко окисляются в соответствующие карбоновые
кислоты.
Реакция серебряного зеркала.
Альдегид + Ag2O (в аммиачном растворе) = Кислота + 2Ag. Тонкий слой осадка
металлического серебра образует зеркальную поверхность (таким способом
раньше получали зеркала)
СН3СНО + Ag2O--NH4OH,t--> CH3COOH + 2Ag↓
Реакция «медного зеркала». Окислителем здесь выступает
свежеприготовленный (СuSO4+2NaOH→...) Cu(OH)2, гидроксид меди.
Образуется кирпично-красный осадок оксида Cu(I)
R—CHO + 2Cu(OH)2 → R—COOH + Cu2O↓ + 2H2O
Реакция поликонденсации При нагревании альдегида с фенолом образуются
фенолформальдегидные смолы. Применение: Формальдегид Н2С=О (его
42
водный раствор называют формалином) используют как дубитель кожи и
консервант биологических препаратов. Ацетон (СН3)2С=О – широко
применяемый экстрагент и растворитель лаков и эмалей.
3. Карбоновые кислоты — класс органических соединений, молекулы которых
содержат одну или несколько функциональных карбоксильных групп -COOH.
Карбоновые кислоты - исходные соединения для получения промежуточных
продуктов органического синтеза. Соли карбоновых кислот и щелочных
металлов применяют как мыла, эмульгаторы, смазочные масла; соли тяжелых
металлов - сиккативы, инсектициды и фунгициды, катализаторы. Эфиры кислот
- пищевые добавки, растворители; моно- и диэфиры гликолей и полигликолей
пластификаторы, компоненты лаков и алкидных смол; эфиры целлюлозы компоненты лаков и пластмассы. Получение: Окисление спиртов
Окисление альдегидов RCHO+ (O)→ RCHOH
Наиболее важные химические свойства, характерные для большинства
карбоновых кислот:
1. Карбоновые кислоты при реакции с металлами, их оксидами или их
осно́вными гидроксидами дают соли соответствующих металлов:
2. Карбоновые кислоты могут вытеснять более слабую кислоту из её соли,
например:
3. Карбоновые кислоты в присутствии кислого катализатора реагируют со
спиртами, образуя сложные эфиры (реакция этерификации):
43
4. Сложные эфиры имеют общую формулу R1—COO—R2, где R1 и R2 —
углеводородные радикалы. Основной метод получения сложных эфиров:
этерификация — взаимодействие кислот и спиртов в условиях
кислотного катализа, например получение этилацетата из уксусной
кислоты и этилового спирта: СН3COOH + C2H5OH = СН3COOC2H5 + H2O
Сложные эфиры низших карбоновых кислот и простейших одноатомных
спиртов — летучие бесцветные жидкости с характерным, зачастую фруктовым
запахом. Сложные эфиры высших карбоновых кислот — бесцветные твердые
вещества.
Сложные эфиры широко используются в
качестве растворителей, пластификаторов, ароматизаторов.
Жиры — природные соединения, которые представляют собой сложные эфиры
глицерина и высших карбоновых кислот.
Большинство жиров образовано тремя карбоновыми кислотами — олеиновой,
пальмитиновой и стеариновой. Очевидно, две из них — предельные
(насыщенные), а олеиновая кислота содержит двойную связь между атомами
углерода в молекуле.
В обычных условиях
жиры, содержащие в своем составе остатки непредельных кислот, чаще всего
бывают жидкими. Их называют маслами. В основном это жиры растительного
происхождения — льняное, конопляное, подсолнечное и другие масла. Реже
встречаются жидкие жиры животного происхождения, например рыбий жир.
Большинство природных жиров животного происхождения при обычных
условиях — твердые (легкоплавкие) вещества и содержат в основном остатки
предельных карбоновых кислот, например бараний жир. Известны исключения
и из этого правила. Так, пальмовое масло — твердый в обычных условиях жир.
Наиболее важная в практическом плане реакция — гидрирование жиров.
Именно эта реакция лежит в основе получения маргарина — твердого жира из
растительных масел.
44
Гидролиз жиров в щелочной среде называют омылением жиров.
5.
Углеводы - это органические соединения, имеющие сходное стоение и
свойства, состав которых может быть выражен в формулой Cn(H2O)m. Углеводы
делятся на моносахариды, дисахариды, полисахариды. Глюкоза - бесцветное
кристаллическое вещество сладкого вкуса, растворимое в воде и органических
растворителях.
Глюкоза может существовать в виде циклов (α и β глюкозы). Глюкоза —
конечный продукт гидролиза большинства дисахаридов и полисахаридов. В
промышленности глюкозу получают гидролизом крахмала. В природе глюкоза
образуется
растениями
в
процессе
фотосинтеза.
Глюкоза
может
восстанавливаться в шестиатомный спирт(сорбит). глюкоза легко окисляется.
Она восстанавливает серебро из аммиачного раствора оксида серебра и медь
(II) до меди(I).Проявляет восстановительные свойства. В частности, в реакции
растворов сульфата меди с глюкозой и гидроксидом натрия. При нагревании
эта смесь реагирует с обесцвечением (сульфат меди сине-голубой) и
образованием красного осадка оксида меди (I).При окислении образует
глюконовую
кислоту.
Глюкозу
используют
при интоксикации,
вводят
внутривенно струйно и капельно, так как она является универсальным
антитоксическим средством.
Лабораторные работы/ Практические занятия
45
Свойства спиртов и альдегидов.
Свойства карбоновых кислот, сложных эфиров, жиров.
Свойства углеводов.
Задания для самостоятельного выполнения
1. Метанол, этиленгликоль, глицерин – как представители класса спиртов.
2. Многообразие карбоновых кислот.
3. Пленкообразующие масла.
Форма контроля самостоятельной работы:
Проверка конспекта в рабочей тетради.
Вопросы для самоконтроля по теме:
1. Написать структурные формулы: 2-метилпропанол-2, 3-этилпентаналь,
бутанон-2, 2,2-диметилгексановая кислота, метилацетат.
2. Написать уравнения реакций: метан -> хлорметан -> метанол -> метаналь >метановая кислота-> этилформиат -> этанол.
3. Вычислить объем водорода (н.у) может получиться, если для реакции взяли
3,2г метанола и 3,2г металлического натрия.
Тема 2.4 Азотсодержащие органические соединения. Полимеры.
Основные понятия и термины по теме: Понятие об аминах. Алифатические
амины, их классификация и номенклатура. Анилин, как органическое
основание. Получение анилина из нитробензола. Применение анилина на
основе свойств.
Аминокислоты
как
амфотерные
дифункциональные
органические
соединения. Химические свойства аминокислот: взаимодействие со щелочами,
кислотами и друг с другом (реакция поликонденсации). Пептидная связь и
полипептиды.
Применение
аминокислот
на
основе
свойств.Первичная,
вторичная, третичная структуры белков. Химические свойства белков: горение,
46
денатурация, гидролиз, цветные реакции. Биологические функции белков.
Белки и полисахариды как биополимеры. Использование гидролиза белков в
промышленности.
Пластмассы.Получение
поликонденсации.
Представители
полимеров
Термопластичные
пластмасс.
Волокна,
реакцией
и
полимеризации
термореактивные
их
и
пластмассы.
классификация.
Получение
волокон.Отдельные представители химических волокон. Аминокапроновая
кислота. Капрон как представитель полиамидных волокон.Поливинилхлорид,
политетрафторэтилен
(тефлон).
Фенолоформальдегидные
пластмассы.
Целлулоид. Промышленное производство химических волокон.
План изучения темы:
1. Амины. Анилин.
2. Аминокислоты. Белки.
3. Полимеры.
Краткое изложение теоретических вопросов:
1.
Амины. Анилин: Аминами называются органические производные
аммиака, в котором один, два или все три атома водорода замещены на
углеводородные радикалы. Название аминов производят от названия
углеводородного радикала с добавлением окончания –амин.
Примеры:CH3 – NH2, CH3 – NH – C2H5 метиламин, метилэтиламин.
В зависимости от числа атомов водорода, замещенных в аммиаке на
углеводородные радикалы, различают первичные, вторичные и третичные
амины:R- NH2 R – NH – R’ R – N – R”первичный амин вторичный амин
третичный амин. Анилин C6H5NH2 является важнейшим ароматическим
амином. Он представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, которая
кипит при температуре 184,40 С. Анилин был впервые получен в XIX в.
русским химиком-органиком Н. Н. Зининым, который использовал реакцию
восстановления нитробензола сульфидом аммония (NH4)2S. В
47
промышленности анилин получают каталитическим гидрированием
нитробензола с использованием медного катализатора:
C6H5 – NO2 + 3H2 -cu-- C6H5 – NH2 + 2H2O
По химическим свойствам анилин во многом аналогичен предельным аминам,
однако по сравнению с ними является более слабым основанием, что
обусловлено влиянием бензольного кольца. Анилин образует соли лишь с
сильными кислотами: C6H5NH2 + HCl → [C6H5NH3]Cl .Анилин используется
в химической промышленности для синтеза многих органических соединений,
в том числе красителей и лекарств.
2.
Аминокислоты.
Белки:
Аминокислотами
называют
органические
соединения, в молекулах которых содержатся карбоксильная группа – COOH и
аминогруппа - NH2. H2NCH2COOH – аминоуксусная кислота(глицин).
Аминокислоты проявляют амфотерные свойства: реагируют с кислотами и со
щелочами. Важнейшим свойством является их способность реагировать друг с
другом (реакция поликонденсации). При этом образуются пептиды(пептидная
связь). Белками называют природные полимеры, состоящие из большого числа
остатков альфа аминокислот, связанных между собой пептидными связями.
Первичная
структура
белка
–
это
чередование
аминокислотных
звеньев(пептидная связь). Вторичная структура белка – это спираль(водородная
связь). Третичная структура белка – это расположение спирали в пространстве
(солевые и др. мостики). Для белков характерны: горение, денатурация,
гидролиз, цветные реакции(биуретовая, ксантопротеиновая). Фунцкции белков:
сигнальная, защитная, структурная, транспортная, ферментативная). Белки
являются необходимой составной частью пищи. Аминокислоты используют в
медицине, сельском хозяйстве, для производства синтетических волокон.
3. Полимеры:
Пластмассы — органические материалы, основой которых
являются синтетические или природные высокомолекулярные соединения
(полимеры). Название «пластмассы» означает, что эти материалы под
действием нагревания и давления способны формироваться и сохранять после
охлаждения или отвердения заданную форму. В зависимости от природы
полимера и характера его перехода из вязкотекучего в стеклообразное
48
состояние при формовании изделий пластмассы делят на: термопластичные
пластмассы — при нагреве расплавляются, а при охлаждении возвращаются в
исходное состояние; термореактивные пластмассы — в начальном состоянии
имеют линейную структуру макромолекул, а при некоторой температуре
отверждения приобретают сетчатую. После отверждения не могут переходить в
вязкотекучее состояние. Рабочие температуры выше, но при нагреве
разрушаются и при последующем охлаждении не восстанавливают своих
исходных
свойств.
Реакцию
называют полимеризацией.
образования
Реакция
полимера
полимеризации
не
из
мономера
сопровождается
отщеплением каких-либо низкомолекулярных побочных продуктов. При
полимеризации полимер и мономер характеризуются одинаковым элементным
составом.
Помимо
реакции
получить поликондеснацией—
полимеризации
реакцией,
при
полимеры
которой
можно
происходит
перегруппировка атомов полимеров и выделение из сферы реакции воды или
других низкомолекулярных веществ. Основу всех материалов и тканей
составляю волокна.
3.
Классификация волокон: натуральные(хлопок ,лён, шерсть, шелк),
искусственные – получают из природных соединений( вискоза, ацетат),
синтетические – получают из нефти и газа(капрон и др.)
Лабораторные работы/ Практические занятия
Свойства белков.
Распознавание пластмасс и волокон.
Задания для самостоятельного выполнения
1. Фенолформальдегидные смолы.
2. Будущее полимерных материалов.
Форма контроля самостоятельной работы:
Проверка конспекта в рабочей тетради.
49
Вопросы для самоконтроля по теме:
1. Написать уравнения реакций: CaC2 -> C2H2 -> C6H6 -> C6H5NO2 -> C6H5NH2 > C6H2Br3NH2
2. При взаимодействии 89г альфа аминопропионовой кислоты с гидроксидом
натрия образовалась соль массой 100г. Рассчитать выход продукта(%) от
теоретически возможного.
50
КОНТРОЛЬ
И
ОЦЕНКА
РЕЗУЛЬТАТОВ
ОСВОЕНИЯ
ДИСЦИПЛИНЫ
Текущий контроль
Перечень точек
рубежного контроля
Охват тем
Форма контроля
1
2
Раздел 1
Раздел 2
Контрольная работа
Контрольная работа
51
ГЛОССАРИЙ
А – Атом- электронейтральная частица, состоящая из положительно
заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Аллотропия –это
способность химического элемента образовывать несколько простых веществ.
Алканы – это предельные углеводороды с одинарными связями и общей
формулой CnH2n+2. Альдегиды – это органические вещества с общей формулой
RCHO. Амфотерные соединения реагируют с кислотами и с щелочами.
Атомная масса- это масса атома выраженная в атомных единицах массы.
Алкены – это углеводороды с одной двойной связью и общей формулой CnH2n.
Алкадиены –это углеводороды с двумя двойными связями и общей формулой
CnH2n-2. Алкины – это углеводороды с одной тройной связью и общей формулой
CnH2n-2. Арены – это углеводороды с общей формулой CnH2n-6(имеют
бензольное кольцо).
В – Восстановитель- частица, которая отдает электроны. Восстановлениеэто процесс отдачи электронов. Валентность- это число химических связей,
которые может образовать атом с другими атомами. Вещество – это
совокупность атомов, ионов или молекул состоящих из одного или нескольких
химических элементов.
Г – Гомологи – имеют одинаковое строение и свойство, но отличаются
на группу атомов CH2.
И – Ионы это заряженные частицы. Изотопы – это атомы одного и того
же химического элемента имеющие одинаковый заряд ядра, но разную
относительную атомную массу( разное число нейтронов). Изомерия – явление
существования изомеров. Изомеры – имеют одинаковый состав, но разное
строение и свойства.
К – Катализ- это изменение скорости реакции под действием
катализаторов.
химической
Катализатор-
реакции.
вещество,
Каталитические
которое
реакции-
увеличивает
скорость
реакции
участием
с
катализатора.
52
М – Молекула- это электронейтральная частица, которая определяет
химические
свойства
вещества.
Молекулярная
масса
равна
сумме
относительных атомных масс всех атомов образующих молекулы вещества.
Молярная масса- это масса одного моля вещества.
Н – Нефть- состоит из алканов, циклоалканов, аренов. Номенклатура- это
правила составления названия вещества.
О – Окислитель- частица, которая принимает электроны. Окисление- это
процесс присоединения электронов. ОВР- это реакции, протекающие с
изменением степеней окисления элементов. Оксиды – состоят из двух
элементов, один из которых кислород в степени окисления -2. Основания – это
электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксо
групп.
П – Полимеризация-это реакция последовательного присоединения
молекул друг к друг, за счет разрыва непредельной связи.
С
–
Скорость
химической
реакции
определяется
изменением
концентрации одного из реагирующих веществ, или одного из продуктов
реакции на единицу времени. Соли – это электролмты, которые диссоциируют
на катионы металла и анионы кислотного остатка. Степень окисления –
условный
заряд
атомов
в
химическом
соединении,
вычисленный
из
предположения, что соединение состоит только из простых ионов. Спирты –
органические вещества с общей формулой ROH.
Ф – Функциональные группы – это группы атомов, которые определяют
принадлежность вещества к определенному классу соединений и его
химические и физические свойства.
Х – Химическое равновесие, состояние обратимого химического
процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.
Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым положительным
зарядом ядра.
Э – Электролиты – это вещества растворы и расплавы которых проводят
электрический ток. Электролитическая диссоциация- процесс распада вещества
на ионы при его растворении или расплавлении.
53
ИНФОРМАЦИОННОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Основные источники (для студентов)
Основные источники:
1. С. Химия: учеб. для студ. проф. учеб. заведений / О.С. Габриелян, И.Г.
Остроумов. – М., 2005.
2. Габриелян О.С. Химия в тестах, задачах, упражнениях: учеб. пособие для
студ. сред. проф. учебных заведений / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова – М.,
2006.
3. Габриелян О.С. Практикум по общей, неорганической и органической
химии: учеб. пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / Габриелян
О.С., Остроумов И.Г., Дорофеева Н.М. – М., 2007.
4. Габриелян
О.С.
Химия.
10
класс.
Базовый
уровень:
учеб.
для
Базовый
уровень:
учеб.
для
общеобразоват. учреждений. – М., 2005.
5. Габриелян
О.С.
Химия.
11
класс.
общеобразоват. учреждений. – М., 2006.
6. Габриелян О.С. Химия для преподавателя: учебно-методическое пособие /
О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова – М., 2006.
7. Габриелян О.С. Настольная книга учителя химии: 10 класс / О.С. Габриелян,
И.Г. Остроумов – М., 2004.
8. Габриелян О.С. Настольная книга учителя химии: 11 класс: в 2 ч. / О.С.
Габриелян, Г.Г. Лысова, А.Г. Введенская – М., 2004.
9. Габриелян О.С. Лысова Г.Г. Химия для преподавателя: методическое
пособие. – М., 2004.
Дополнительные источники (для студентов)
Дополнительные источники:
1.
Габриелян О.С., Воловик В.В. Единый государственный экзамен: Химия:
Сб. заданий и упражнений. – М., 2004.
54
2. Габриелян О.С., Остроумов И.Г. Химия: Пособие для поступающих в
вузы. – М., 2005.
3. Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Введенская А.Г. Общая химия в тестах,
задачах и упражнениях. – М., 2003.
4. Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия в центре наук: В 2 т. – М., 1987.
5. Пичугина Г.В. Химия и повседневная жизнь человека. – М., 2004.
6. Титова И.М. Химия и искусство. – М., 2007.
7. Ерохин Ю.М., Фролов В.И. Сборник задач и упражнений по химии (с
дидактическим материалом): учеб. пособие для студентов средн. проф.
завед. – М., 2004.
55