Geum.ru

Программа   элективного курса Общая и неорганическая химия Составила Степкина Н. М учитель химии

Вид материалаПрограмма

Содержание


Содержание и структура курса
Программа элективного курса химии
Раздел 4: «Комплексные соединения»
Подобный материал:


Утверждена на заседании

методического совета

Протокол №2

от 17 октября 2007 года


Программа

 элективного курса

Общая и неорганическая химия


Составила Степкина Н.М

учитель химии

МОУ Сладковской СОШ




Пояснительная записка

В настоящее время целый ряд разделов школьной программы химии рассматривается в рамках основной школы поверхностно. Это относится, в частности, к основам термохимии, теории кислот и оснований, строению атома и химической связи. Учащиеся не получают представления о том, как определить тип гибридизации атомных орбиталей при образовании ковалентной связи, не умеют использовать принцип смещения химического равновесия, не понимают, как можно применить полученные в курсе физики знания в области основ термодинамики к химическим реакциям. Испытывают трудности по отношению к окислительно-восстановительным процессам и вопросам гидролиза. В результате у школьников возникают поверхностные, а порой и неверные представления в области общей химии.

Между тем эти разделы общей химии занимают важное место в Кимах ЕГЭ по химии.

Цели элективного курса
  • ликвидацию указанных пробелов в подготовке выпускников,
  • выработки у школьников навыка решения задач и поиска ответов на сложные вопросы общей химии.

Содержание и структура курса


Элективный курс химии предусматривал лекционно-семинарскую работу по темам, перечисленным в Программе. После каждого занятия учащиеся получали домашние задания, которые включали несколько вопросов и/или расчетных задач.

Для контроля усвоения учебного материала проводился опрос у доски и текущий письменный контроль, чаще в виде тестирования. В проведении занятий использованы учебные пособия для поступающих в вузы, методические рекомендации по подготовке учащихся к ЕГЭ, подборки Кимов ЕГЭ.

Всего часов: 34.

Проводится 1 раз в неделю.

Программа элективного курса химии


Раздел 1: «Основы термохимии. Химическое равновесие»

1. Основные определения. Макро- и микросостояние, система и внешняя среда, классификация систем, параметры системы, тепловой эффект и энтальпия химических реакций. Закон Гесса и определение теплового эффекта химических реакций. Решение задач

2. Второй закон термодинамики и понятие об энтропии. Энтропия как «приведенная теплота» и как способ выражения термодинамической вероятности. Направление самопроизвольных процессов в изолированных системах. Энергия Гиббса и направление реакций в закрытых системах. Решение задач

3. Химическое равновесие. Его признаки. Константа химического равновесия. Константы химического равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций. Вывод зависимости константы равновесия суммарной реакции от констант равновесия последовательных процессов. Сдвиг химического равновесия под действием внешних факторов (принцип Ле-Шателье). Решение задач.

4. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Составление уравнений ОВР и подбор коэффициентов методом электронно-ионных полуреакций. Окислительно-восстановительные функции веществ и направление ОВР. Понятие о стандартном потенциале. Закон эквивалентов применительно к ОВР. Решение задач

5. Итоговый контроль

6. Анализ итоговой контрольной работы. Коррекция.

Раздел 2: «Строение атомов и химическая связь»

1. Физический смысл квантовых чисел (главное, орбитальное, магнитное, спиновое квантовые числа). Понятие атомной орбитали. Формирование уровней и подуровней в атоме водорода. Многоэлектронные атомы: объяснение их строения с помощью водородоподобной модели. Упражнения

2. Заселение атомных орбиталей электронами. Принцип минимума энергии, принцип Паули и правило Хунда. Строение электронных оболочек атомов 1, 2, 3, 4 периодов Периодической системы Д. И. Менделеева. Структура Периодической системы химических элементов. Определение строения атомов по их координатам (номер периода и группы). Магнитные и энергетические свойства атомов. Виды периодичности свойств химических элементов. Работа с тестами.

3. Образование ковалентной связи. Свойства ковалентной связи. Метод валентных связей. Предсказание геометрии частиц и типа гибридизации атомных орбиталей центрального атома для соединений s- и p-элементов состава АВ. Работа с тестами.

4. Определение типа гибридизации атомных орбиталей центрального атома для частиц (молекул, ионов) с кратными связями. Предсказание геометрической формы частиц с неподеленными парами электронов. Работа с тестами.

5. Полярность связи. Дипольный момент связи и дипольный момент молекулы, их взаимосвязь. Водородная связь. Работа с тестами.

6. Итоговый контроль .

7. Анализ результатов итоговой контрольной работы. Коррекция.

Раздел 3: «Общие свойства растворов. Протонная теория кислот и оснований»

1. Дисперсные системы (взвеси, коллоидные и истинные растворы). Способы выражения концентрации раствора. Политерма растворимости. Насыщенный, ненасыщенный и пересыщенный растворы. Зависимость растворимости от температуры. Энергетика образования растворов. Решение задач

2. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Решение задач

3. Протонная теория кислот и оснований. Основные определения. Протонные растворители и их автопротолиз. Ионное произведение воды. Водородный показатель и шкала рН. Сильные кислоты и сильные основания. Решение задач

4. Применение протонной теории к распространенным водным растворам. Слабые кислоты, слабые основания, амфолиты. Константы кислотности и основности. Определение рН. Решение задач

5. Гидролиз. Необратимый гидролиз бинарных соединений. Обратимый гидролиз солей. Необратимый совместный гидролиз. Степень протолиза и кислотность среды. Смещение равновесия протолиза (действие температуры, концентрации, одноименных ионов). Решение задач

6. Гетерогенные равновесия в насыщенных растворах малорастворимых сильных электролитов. Произведение растворимости. Условия выпадения и растворения осадков. Сдвиг гетерогенных равновесий в насыщенных растворах малорастворимых электролитов. Решение задач.

7. Итоговый контроль.

8Анализ результатов итоговой контрольной работы.Коррекция.

Раздел 4: «Комплексные соединения»

1. Основные понятия координационной теории (комплексообразователь, лиганды, координационное число,). Типы и номенклатура комплексных соединений.

2. Поведение комплексных соединений в растворах. Диссоциация на внешнесферные ионы и ион координационной сферы. Константы устойчивости (образования) и нестойкости. Получение и разрушение комплексных соединений. Решение задач.

3. Итоговый контроль. Тестирование.

4. Лекция-консультация. Ответы на вопросы, разбор нестандартных задач.

5. Итоговое занятие. Анкетирование учащихся.

Литература


1. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Химия. Для школьников старших классов и поступающих в вузы: Теоретические основы. Вопросы. Задачи. Тесты. Учеб. пособие. – М. : Дрофа, 2001. – 576 с.: ил.

2. Лидин Р.А., Якимова Е.Е., Вотинова Н.А. Химия, 8-9 кл.: Учебное пособие. Под ред проф. Р.А.Лидина. – М.: Дрофа, 2000. – 192 с.: – (Дидактические материалы)

3. Лидин Р.А., Якимова Е.Е., Вотинова Н.А. Химия, 10-11 кл.: Учебное пособие. Под ред проф. Р.А.Лидина. – М.: Дрофа, 2000. – 160 с.: – (Дидактические материалы)

5. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ – М.: Химия, 1987. – 320 с.: ил.

6. Лидин Р.А., Аликберова Л.Ю. Химия: Справочник для старшеклассников и поступающих в вузы – М.: АСТ-ПРЕСС ШКОЛА, 2002. – 512 с.

 7. Кимы по химии разных лет.


Анализ использования программы элективного курса.

Изучение данного курса химии выбрали для себя 26 человек – учащиеся профильного 10 класса, планирующие по окончании школы поступать в медицинские вузы, медицинские училища или на биолого-химический факультет ТГУ. В течение учебного года выявились определенные методические трудности: материал, который оказался самым сложным - понятия энтальпия и энтропия, константа химического равновесия, химического равновесия (принцип Ле-Шателье). По-видимому, причина состоит в недостаточном усвоении фундаментальных понятий о статическом и динамическом равновесии. Вместе с тем преподавание физики в классе находится на высоком методическом уровне, так что термодинамические величины для учащихся оказались вполне знакомой методической категорией.

Кроме того, школьная математика предусматривает изучение логарифмов только в 11 классе. Поэтому у школьников возникли трудности с расчетами логарифмического показателя кислотности (рН). В целом математическая подготовка учащихся оказалась не слишком высокой, и это, конечно, отразилось на их способности справляться с расчетными задачами. Традиционное для теперешних школьников неумение считать и постоянное стремление использовать калькулятор даже для простейших подсчетов к концу учебного года в некоторой степени отступили, появился навык работы со справочными материалами, навык анализировать получаемый результат, оценивая физический смысл решения.

Исходный уровень подготовки у них был неодинаковым: как весьма высоким, так и минимально допустимым. Однако все школьники группы проявили огромную заинтересованность в изучении программы, и даже самые слабые сделали огромный рывок вперед. Все успешно завершили учебный год. Результаты переводного экзамена:

«5» -3

«4» - 15

«3» - 8.