Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcàcego

Transkrypt

1 1 Krzysztof M. Pazdro, Witold Danikiewicz Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcàcego Oficyna Edukacyjna * Krzysztof Pazdro

2 2 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego Program dopuszczony przez Ministra Edukacji Narodowej i Sportu do użytku szkolnego, na podstawie opinii rzeczoznawców: prof. dr. hab. Tadeusza Krygowskiego, dr. inż. Andrzeja Rubaszkiewicza, mgr Haliny Piankowskiej i mgr Jolanty Bat. Numer dopuszczenia: DKOS /02 Łamanie Grzegorz Bogucki, GB Studio Projekt okładki Systemics PAB Redaktor Tadeusz Kłos Copyright by Oficyna Edukacyjna * Krzysztof Pazdro Sp. z o.o., Warszawa 2002 Druk i oprawa Zakłady Graficzne MOMAG S.A. ul. Farbiarska 28/ Tomaszów Mazowiecki Wydanie II, Warszawa 2009 r. Oficyna Edukacyjna * Krzysztof Pazdro Sp. z o.o. ul. Kościańska 4, Warszawa pazdro@pazdro.com.pl ISBN

3 3 SPIS TREŚCI Wstęp... 5 Dział 1. Przypomnienie wiadomości z gimnazjum Dział 2. Budowa materii Dział 3. Przemiany jądrowe Dział 4. Stechiometria Dział 5. Mieszaniny Dział 6. Kinetyka chemiczna i równowaga chemiczna Dział 7. Efekty energetyczne i entropowe reakcji chemicznych Dział 8. Chemia roztworów wodnych Dział 9. Ogniwa galwaniczne Dział 10. Elektroliza Dział 11. Reakcje redoks Dział 12. Wprowadzenie do chemii organicznej Dział 13. Węglowodory Dział 14. Jednofunkcyjne związki organiczne Dział 15. Związki wielofunkcyjne Dział 16. Związki organiczne wokół nas Dział 17. Klasyfikacja okresowa pierwiastków chemicznych Dział 18. Związki nieorganiczne Dział 19. Pierwiastki bloku s Dział 20. Pierwiastki bloku p Dział 21. Pierwiastki bloków d i f Propozycje metod sprawdzania i oceny osiągnięć ucznia... 44

4 4 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego

5 5 Wstęp Program opracowano zgodnie z przygotowaną przez Ministerstwo Edukacji Narodowej podstawą programową kształcenia w zakresie rozszerzonym dla liceów ogólnokształcących. Niektóre tematy określono jako uzupełniające, ponieważ nie wynikają one obligatoryjnie z podstawy programowej. Nauczyciel może je więc pominąć, na przykład wtedy, gdy wydarzenia losowe zakłócą organizację roku szkolnego, lub zastąpić innymi zgodnie z własnymi preferencjami. Tematy lekcji zostały w PROGRAMIE wyróżnione pogrubioną czcionką. Materiał nauczania przewidziany na poszczególne jednostki lekcyjne może w niektórych przypadkach budzić obawy z tego powodu, że jest zbyt obszerny. Stanowi jednak pewną całość tematyczną i dlatego powinien mu odpowiadać jeden paragraf w podręczniku. Nauczyciel może ten materiał nauczania podzielić na dwie lekcje, korzystając z dodatkowej puli godzin przeznaczonej do jego dyspozycji, lub polecić uczniom samodzielnie zapoznać się z określonymi zagadnieniami, uprzednio podając źródła. Czas zerwać z zasadą, w myśl której cały materiał nauczania należy przerobić na lekcji. Odsyłanie do literatury pomoże w zwalczaniu coraz powszechniejszej wśród uczniów nieumiejętności czytania ze zrozumieniem. Wykaz doświadczeń podany w procedurze osiągania celów ma charakter propozycji. Nauczyciel może przeprowadzić inne doświadczenia równoważne pod względem walorów dydaktycznych. Również do nauczyciela należy decyzja o przeprowadzeniu doświadczenia w formie pokazu, ćwiczenia uczniowskiego lub pokazu z filmu na DVD. Właściwa organizacja procesu edukacji chemicznej w liceum wymaga zapewnienia uczniom warunków zgodnych z zasadami bezpieczeństwa i higieny pracy podczas wykonywania doświadczeń chemicznych. Takie warunki nie mogą być spełnione przy dużej liczbie uczniów jednocześnie, to znaczy bez wprowadzenia podziału klasy na grupy. Obowiązek podziału na grupy ćwiczeniowe jest określony w rozporządzeniu Ministra Edukacji Narodowej. Umożliwia ono podział na grupy w przypadku, gdy przedmiot nauczania wymaga ćwiczeń laboratoryjnych, a organ prowadzący szkołę wyrazi na to zgodę. Obowiązkiem nauczyciela chemii jest skuteczne ubieganie się o taką zgodę, przynajmniej w tych semestrach, na które przypada dużo doświadczeń. Oprócz wymienionych w PROGRAMIE celów nauczania, ważne są również cele wychowawcze. Swoisty charakter nauczania chemii, polegający na łączeniu zdobywania wiedzy metodą doświadczeń z poznawaniem teorii naukowych, daje nauczycielowi wiele możliwości tworzenia takich sytuacji wychowawczych bądź wykorzystywania zaistniałych sytuacji dydaktycznych, które służą rozwijaniu u uczniów umiejętności intra- i interpersonalnych. Realizacja wymienionych niżej celów wychowawczych i celów nauczania zapewni uczniowi warunki wszechstronnego rozwoju: wykorzystanie procesu oceniania do umożliwienia uczniowi kontroli własnej edukacji;

6 6 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego ułatwianie przejęcia odpowiedzialności za wyniki własnej edukacji i za funkcjonowanie w szkole; budowanie postawy tolerancji w stosunku do poglądów odmiennych niż własne, w tym odwagi prezentowania swojego stanowiska; ułatwianie akceptacji norm służących do realizacji wspólnych interesów grupy, do której się należy; stwarzanie okazji do lepszego poznania swoich predyspozycji i ukierunkowania zainteresowań; stymulowanie twórczego myślenia; tworzenie nawyków skutecznego działania; kształtowanie postaw proekologicznych; ćwiczenie umiejętności psychologicznych, takich jak: skuteczne porozumiewanie się, rozwiązywanie konfliktów bez przegranych stron, planowanie, podejmowanie decyzji, współpraca w grupie; kształtowanie nawyku dbania podczas wykonywania doświadczeń o bezpieczeństwo nie tylko swoje, ale i kolegów. Nauczyciel chemii, pełniący funkcję wychowawcy, zadba o to, aby uczeń poznając prawdę o otaczającej rzeczywistości, mógł jednocześnie lepiej poznać siebie, umiał określić swoje miejsce w tej rzeczywistości, teraz i w przyszłości.

7 Dział 1. Przypomnienie wiadomości z gimnazjum 7 Dział 1. Przypomnienie wiadomości z gimnazjum A. CELE EDUKACYJNE Wyrównanie wiedzy i umiejętności uczniów, którzy ukończyli różne gimnazja, korzystali z różnorodnych, często niepodobnych podręczników, pod kierunkiem rozmaitych nauczycieli. Przypomnienie obejmuje materiał niezbędny do sprawnej realizacji początkowych działów nauczania chemii w liceum. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Dwa opisy przemian chemicznych. Zakres chemii jako nauki przyrodniczej. Makroskopowe i mikroskopowe ujęcie: reakcji chemicznej, pierwiastka chemicznego i związku chemicznego. Notacja chemiczna. Skład substancji wzory sumaryczne. Budowa substancji wzory strukturalne. Reakcje chemiczne równania reakcji. Tablica Mendelejewa. Prawo okresowości w ujęciu makroskopowym. Grupy i okresy. Ustalanie wartościowości pierwiastków w związkach chemicznych. Metale i niemetale w tablicy Mendelejewa. Alotropia pierwiastków. Masy atomowe i cząsteczkowe. Rodzaje materii. Substancje i mieszaniny w opisie makroskopowym i mikroskopowym. Właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Mieszanina a związek chemiczny. Przemiany materii. Klasyfikacja przemian materii. Przemiany fizyczne i chemiczne w ujęciu makroskopowym i mikroskopowym. Typy reakcji chemicznych (łączenie, rozkład, wymiana). Reakcje jonowe i cząsteczkowe. Grupy reakcji chemicznych (zobojętnianie, strącanie, utlenianie itp.). Rodzaje związków nieorganicznych. Klasyfikacja związków nieorganicznych. Budowa, nazwy, otrzymywanie, właściwości fizyczne i chemiczne: tlenków, wodorotlenków, kwasów tlenowych i soli. Rodzaje związków organicznych. Klasyfikacja związków organicznych. Budowa i podstawowe właściwości chemiczne: węglowodorów, alkoholi, kwasów karboksylowych i ich soli oraz estrów. Polimery. Makrocząsteczki, reakcje polimeryzacji, mer, monomer, stopień polimeryzacji, polikondensacja, reszta aminokwasowa, wiązanie peptydowe. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Sprawdzian diagnostyczny (na pierwszej lekcji). Informacja o wyposażeniu i regulaminie pracowni chemicznej. Korzystanie z podręcznika, tablicy Mendelejewa i zbioru zadań. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Redukcja tlenku miedzi(ii) węglem. 2. Badanie wybranych właściwości fizycznych substancji. 3. Wybrana reakcja rozkładu lub łączenia.

8 8 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego 4. Wybrany przykład z grupy reakcji: roztwarzanie, strącanie, zobojętnianie. 5. Otrzymywanie wybranego wodorotlenku i kwasu tlenowego z odpowiednich tlenków. 6. Rozkład termiczny wybranego materiału biologicznego. D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: co to jest makroskopowy i mikroskopowy opis: właściwości substancji i mieszanin oraz przemian chemicznych; do czego służą symbole i wzory chemiczne; jakie są rodzaje wzorów chemicznych i o czym one informują; co to jest wartościowość pierwiastka; na czym polega zasada uporządkowania pierwiastków w tablicy Mendelejewa; co to jest masa atomowa i cząsteczkowa; jak klasyfikuje się rodzaje materii; czym różni się mieszanina od związku chemicznego; jakim przemianom może ulegać materia i czym te przemiany się różnią; jakie cechy mają reakcje chemiczne; jakie są kryteria podziałów reakcji chemicznych; co to jest: 1) utlenianie, 2) spalanie, 3) redukcja, 4) roztwarzanie, 5) reakcja katalizowana, 6) strącanie, 7) zobojętnianie, 8) rozkład termiczny; jak można klasyfikować związki nieorganiczne; co to są: tlenki, wodorotlenki, kwasy tlenowe i sole; jak się je otrzymuje i jakie mają właściwości chemiczne; jak klasyfikuje się związki organiczne; co to są węglowodory, alkohole, kwasy karboksylowe i estry oraz jakie mają właściwości chemiczne. Uczeń powinien umieć: podawać nazwy sprzętu laboratoryjnego używanego do doświadczeń (dotyczy wszystkich działów nauczania); przedstawiać dwa opisy wskazanej przez nauczyciela reakcji chemicznej (makroskopowy i mikroskopowy); odczytywać informacje o składzie jakościowym i ilościowym związku chemicznego z jego wzoru sumarycznego; układać wzory sumaryczne związków dwupierwiastkowych na podstawie znanych wartościowości pierwiastków w danym związku chemicznym oraz rysować ich wzory strukturalne; odczytywać równania chemiczne; dobierać współczynniki w równaniu chemicznym; podawać przykłady podobnych właściwości chemicznych pierwiastków należących do wskazanej grupy głównej; podawać przykłady okresowych zmian właściwości chemicznych pierwiastków należących do tego samego okresu;

9 Dział 2. Budowa materii 9 obliczać masy cząsteczkowe; podawać przykłady przemian materii, w których struktura drobin zostaje zmieniona i przykłady przemian, w których struktura drobin nie ulega zmianie; podawać przykłady trzech typów reakcji (rozkładu, łączenia, wymiany); podawać przykłady reakcji jonowych i cząsteczkowych; podawać przykłady reakcji: 1) utleniania, która jest spalaniem, 2) utleniania, która nie jest spalaniem, 3) redukcji, 4) roztwarzania, 5) reakcji katalizowanej, 6) strącania, 7) zobojętniania, 8) rozkładu termicznego; podawać przykłady związków nieorganicznych należących do określonych grup systematycznych w postaci wzoru i nazwy; zaliczać określony związek nieorganiczny do odpowiedniej grupy systematycznej; podawać nazwę określonego związku chemicznego; układać równania reakcji otrzymywania tlenków, wodorotlenków, kwasów tlenowych i soli; podawać przykłady właściwości chemicznych substancji z określonej grupy związków nieorganicznych i organicznych. Dział 2. Budowa materii A. CELE EDUKACYJNE Poznanie współczesnego modelu budowy atomu, opartego na elementach mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym. Wyjaśnienie prawa okresowości, zależności między właściwościami pierwiastków a budową atomów oraz przyczyn i reguł przekształcania się atomów w inne drobiny. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Składniki atomów. Jądro atomowe i elektrony. Promienie atomowe. Liczba atomowa. Skład atomu a położenie pierwiastka w tablicy Mendelejewa. Jądro atomowe. Izotopy. Składniki jąder atomowych. Liczba masowa. Nazwy i symbole izotopów. Skład izotopowy pierwiastków i jego wpływ na masę atomową. Defekt masy. Rozpowszechnienie izotopów w przyrodzie. Skład izotopowy cząsteczek. Elektron w mechanice kwantowej. Dualizm korpuskularno-falowy. Indeterminizm mikroświata relacja nieoznaczoności Heisenberga. Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu postulat Borna. Atom wodoru. Stan podstawowy i stany wzbudzone. Liczby kwantowe. Powłoki i podpowłoki elektronowe. Przestrzenie (obszary) orbitalne. Atomy wieloelektronowe. Przyczyny i konsekwencje stosowania przybliżonych metod obliczeń kwantowochemicznych. Zakaz Pauliego. Reguła Hunda. Konfiguracja powłokowa, podpowłokowa i orbitalna. Rdzeń atomowy i elektrony walencyjne. Bloki s, p, d, f w tablicy Mendelejewa.

10 10 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego Przekształcenia atomów w inne drobiny. Przyczyny tworzenia wiązań chemicznych. Reguła helowca. Wymiana elektronów wiązanie jonowe. Uwspólnienie elektronów wiązanie kowalencyjne. Delokalizacja elektronów wiązanie metaliczne. Substancje jonowe. Warunki powstawania wiązań jonowych. Wzory elektronowe substancji jonowych. Właściwości substancji jonowych. Substancje kowalencyjne. Warunki powstawania wiązań kowalencyjnych. Wzory elektronowe substancji kowalencyjnych. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. Elektroujemność i jej zmiany na tle układu okresowego. Cząsteczki dipolowe. Wiązanie koordynacyjne. Wiązanie wodorowe. Właściwości substancji kowalencyjnych. Materiały metaliczne. Metale i ich stopy. Wiązanie metaliczne, gaz elektronowy. Właściwości materiałów metalicznych. Kierunkowość wiązań kowalencyjnych. Geometria drobin. Drobina jako układ zbudowany z rdzeni atomowych i elektronów walencyjnych. Wiążące pary elektronowe i wolne pary elektronowe. Konsekwencje odpychania par elektronowych. Przewidywanie budowy przestrzennej drobin [temat uzupełniający]. Podstawy metody VSEPR. Typowe struktury przestrzenne. Stopień utlenienia. Stopień utlenienia w związkach nieorganicznych reguły obliczania. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, zestawu modeli budowy materii, tablicy Mendelejewa, ze zbioru zadań i z filmów ilustrujących budowę materii. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Badanie przewodnictwa elektrycznego dichlorku ołowiu w stanie stałym i w stanie ciekłym. 2. Badanie rozpuszczalności azotanu sodu w różnych rozpuszczalnikach. 3. Strącanie dijodku ołowiu. D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: z czego składa się atom; co to jest liczba atomowa i promień atomowy; z czego składają się jądra atomowe; co to są izotopy i czym się różnią; co to jest defekt masy; jakie fakty doświadczalne świadczą o korpuskularnej, a jakie o falowej naturze elektronu; na czym polega indeterminizm mikroświata i co oznacza relacja Heisenberga; co to są stany stacjonarne elektronu i w jaki sposób może nastąpić ich zmiana; co to są liczby kwantowe, powłoki i podpowłoki elektronowe oraz przestrzenie (obszary) orbitalne;

11 Dział 2. Budowa materii 11 dlaczego do układów wieloelektronowych stosuje się przybliżone metody obliczeń i jakie dają one wyniki; czego dotyczy zakaz Pauliego i reguła Hunda; na jakich zasadach ze wzrostem liczby atomowej wzrasta liczba elektronów w powłokach; jak z budowy atomu wynika prawo okresowości; jakie właściwości pierwiastków można określić na podstawie konfiguracji walencyjnej; co określa reguła helowca; jak właściwości chemiczne pierwiastka zależą od budowy atomu; jak powstają wiązania chemiczne; które przekształcenia drobin są egzo-, a które endoenergetyczne; czym różni się budowa związków jonowych od budowy związków kowalencyjnych; co to jest dipol elektryczny; co to jest wiązanie kowalencyjne, kowalencyjne spolaryzowane, wiązanie koordynacyjne, wiązanie wodorowe; jaką budowę geometryczną mogą mieć drobiny z jednym atomem centralnym otoczonym ligandami jednojądrowymi; co to jest stopień utlenienia. Uczeń powinien umieć: korzystając z tablicy Mendelejewa, podawać dla danego atomu: całkowitą liczbę elektronów ładunek jądra liczbę powłok elektronowych liczbę elektronów walencyjnych (dla pierwiastków grup głównych); obliczać skład nukleonowy jądra na podstawie liczb: masowej i atomowej; zapisywać symbole izotopów na podstawie ich nazwy; tworzyć nazwy izotopów na podstawie ich symboli; wykonywać obliczenia związane z zawartością procentową izotopów; przedstawiać na wykresach typowe zmiany gęstości elektronowej i prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w atomie wodoru; ustalać liczbę stanów stacjonarnych w powłokach i podpowłokach elektronowych; wykonywać szkic konturu orbitalu s oraz orbitalu p; odszukiwać w odpowiedniej tablicy konfigurację elektronową (powłokową), wyjaśniać, co ona oznacza i dla pierwiastków grup głównych podać liczbę elektronów walencyjnych; dysponując tablicą Mendelejewa zapisywać konfigurację podpowłokową dla pierwiastków grup głównych, a dla pozostałych pierwiastków w oparciu o znajomość konfiguracji powłokowej; wyodrębniać w zapisach konfiguracji elektronowej rdzeń i elektrony walencyjne;

12 12 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego zaliczać poszczególne pierwiastki do odpowiednich bloków konfiguracyjnych s, p, d, f; zastosować regułę helowca do ustalenia przegrupowań elektronowych, prowadzących do utworzenia wiązania chemicznego; określać na podstawie konfiguracji walencyjnej właściwości pierwiastków; podawać podobieństwa i różnice w budowie atomów tej samej grupy i tego samego okresu tablicy Mendelejewa; wskazywać typowe przykłady konfiguracji walencyjnej metali i niemetali; podawać przykłady związków jonowych i kowalencyjnych; obliczać liczbę elektronów i liczbę jąder w określonej drobinie; określać właściwości substancji jonowych i kowalencyjnych; podawać przykłady substancji zbudowanych z określonego rodzaju drobin; podawać przykłady kształtów drobin; wyjaśniać, co to są cząsteczki dipolowe, co to są asocjaty i jaki mogą mieć wpływ na właściwości substancji; przewidywać budowę przestrzenną drobin z jednym atomem centralnym otoczonym ligandami jednojądrowymi; obliczać stopień utlenienia atomów w związkach nieorganicznych; wskazywać utleniacz i reduktor w równaniu reakcji chemicznej. Dział 3. Przemiany jądrowe A. CELE EDUKACYJNE Poznanie przemian jądrowych i towarzyszących im efektów w postaci różnych form promieniowania jonizującego, w stopniu pozwalającym uczniowi na: właściwe rozumienie związku między cywilną energetyką i bronią jądrową; obiektywną ocenę wpływu promieniowania jądrowego na organizm; interpretację dawek promieniowania jonizującego, wyrażonych w różnych jednostkach; rozumienie problemów gospodarki odpadami radioaktywnymi; porównywanie skutków ekologicznych współczesnej energetyki jądrowej i innych form energetyki; rozumienie informacji o nowoczesnych, bezpiecznych reaktorach jądrowych; krytyczną ocenę informacji o źródłach i skutkach promieniowania jądrowego, rozpowszechnianych przez media i przez organizacje określające się jako ekologiczne. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Rodzaje przemian jądrowych. Rozpady samorzutne α i β (β -, β +, wychwyt K), reakcje jądrowe, rozszczepienia jądrowe, fuzje jądrowe. Transuranowce.

13 Dział 3. Przemiany jądrowe 13 Promieniotwórczość naturalna. Substancje promieniotwórcze w przyrodzie. Odkrycie promieniotwórczości. Okres półtrwania. Szeregi promieniotwórcze. Równowaga promieniotwórcza. Działanie promieniowania jądrowego na organizmy. Właściwości promieniowania jądrowego. Radioliza. Dozymetria promieniowania jonizującego [temat uzupełniający]. Rodzaje dawek promieniowania. Jednostki dawek promieniowania. Zależności między dawką promieniowania a jej skutkami dla organizmów żywych. Ochrona radiologiczna. Energia jądrowa. Wyzwalanie energii jądrowej. Materiały rozszczepialne. Proces łańcuchowy. Niekontrolowane rozszczepienie jądrowe bomby jądrowe ( atomowe ). Elektrownie jądrowe. Kontrolowane rozszczepienie jądrowe reaktory jądrowe. Bezpieczeństwo jądrowe. Odpady promieniotwórcze. Awarie reaktorów. Reaktory powielające. Przyszłość energetyki jądrowej. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, z tablicy Mendelejewa, ze zbioru zadań i tabel danych. Wskazanie uczniom aktualnej sprawdzonej przez nauczyciela pod względem merytorycznym literatury popularnonaukowej. Udostępnienie popularnonaukowych filmów z dziedziny energetyki jądrowej. Krytyczna ocena informacji o źródłach i skutkach promieniowania jądrowego na podstawie wycinków z prasy, rozpowszechnianych ulotek i dokumentów dostępnych w Internecie, zgromadzonych przez nauczyciela i uczniów. D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: jak klasyfikuje się przemiany jądrowe; jak wytwarza się pierwiastki nieistniejące w przyrodzie; co decyduje o trwałości jądra atomowego; co to są substancje promieniotwórcze; co to są naturalne szeregi promieniotwórcze; co to jest okres półtrwania; dlaczego pierwiastki promieniotwórcze istnieją w przyrodzie, mimo że od dawna ulegają rozpadowi; co to jest równowaga promieniotwórcza; co to jest aktywność promieniotwórcza; jakie dobrodziejstwa i jakie zagrożenia kryje w sobie promieniowanie jądrowe; jak działa promieniowanie jądrowe na organizm; jakie rodzaje dawek promieniowania rozróżnia się w dozymetrii promieniowania jonizującego; co to jest: grej, sivert i bekerel;

14 14 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego na czym polega różnica wykorzystania energii jądrowej w bombie atomowej i w reaktorze jądrowym; co to jest proces łańcuchowy; jakie surowce zużywa i jakie odpady wytwarza elektrownia jądrowa; na czym polega bezpieczeństwo jądrowe. Uczeń powinien umieć: czytać i układać równania prostych przemian jądrowych; podawać cechy substancji promieniotwórczych; obliczać ilość substancji promieniotwórczej, która pozostaje z pierwotnej próbki po upływie czasu t, stanowiącego całkowitą wielokrotność okresu półtrwania; sporządzać i interpretować wykresy ilustrujące okres półtrwania; wykonywać obliczenia wartości liczb A i Z związane z serią rozpadów w szeregu promieniotwórczym; podawać przykłady radiolizy; podawać argumenty przemawiające za budową i przeciwko budowie elektrowni jądrowych; podawać warunki niezbędne do wywołania wybuchu bomby atomowej; uzasadnić, dlaczego w reaktorze jądrowym nie może nastąpić taki wybuch jak w bombie atomowej. Dział 4. Stechiometria A. CELE EDUKACYJNE Poznanie chemicznych metod obliczeniowych w stopniu pozwalającym na zrozumienie ilościowych aspektów przemian chemicznych, ze szczególnym uwzględnieniem przewidzianych w kolejnych działach nauczania takich zagadnień, jak: szybkość reakcji, stan równowagi chemicznej i reguła przekory. Ukazanie różnorodnych zastosowań obliczeń wykorzystujących liczność materii (ilość substancji) wyrażaną w molach. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Prawa stechiometryczne. Prawo zachowania masy. Prawo stałości składu. Prawo stosunków objętościowych. Liczność materii. Mol jako jednostka w układzie SI. Molowa interpretacja równań chemicznych. Masa i objętość mola substancji. Stechiometria wzorów chemicznych. Stosunek stechiometryczny składników w związku chemicznym i jego zastosowania w obliczeniach. Zasada Avogadra. Zakres stosowalności. Objętość mola gazu. Równanie Clapeyrona. Warunki normalne i standardowe.

15 Dział 4. Stechiometria 15 Stechiometria równań chemicznych. Stosunek stechiometryczny reagentów. Zasada stechiometrii. Algorytmy obliczeń. Stechiometria efektów energetycznych. Efekt energetyczny reakcji. Reakcje egzo- i endoenergetyczne. Energia wiązania chemicznego. Reakcje egzo- i endotermiczne. Entalpia reakcji. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, zbioru zadań i tablic chemicznych. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Reakcja strącania osadu kontrolowaną wagą laboratoryjną. 2. Synteza siarczku glinu. D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: co określają prawa stechiometryczne; co to jest mol substancji; co to jest stosunek stechiometryczny składników substancji i reagentów przemiany chemicznej; co określa zasada stechiometrii; jakie są konsekwencje zmieszania substratów reakcji w stosunku niestechiometrycznym; co to jest średnia ważona i do jakich parametrów mieszanin można ją stosować; co określa zasada Avogadra, co to są warunki normalne i standardowe; co można obliczyć, posługując się równaniem Clapeyrona. Uczeń powinien umieć: uzasadniać słuszność praw stechiometrycznych na podstawie mikroskopowego opisu budowy materii; obliczać stosunek masowy pierwiastków w związku chemicznym i jego skład procentowy; obliczać masę pierwiastka w określonej próbce związku chemicznego; obliczać masę próbki związku chemicznego, w której znajduje się określona ilość pierwiastka; ustalać wzór sumaryczny związku chemicznego na podstawie składu procentowego i masy cząsteczkowej; obliczać masę reagenta na podstawie znanej masy innego reagenta; ustalać, którego z substratów użyto w nadmiarze; obliczać ilość określonego produktu w przypadku zmieszania substratów w stosunku niestechiometrycznym; obliczać średnią ważoną; wykonywać obliczenia z wykorzystaniem zasady Avogadra, objętości mola gazu i równania Clapeyrona.

16 16 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego Dział 5. Mieszaniny A. CELE EDUKACYJNE Poznanie właściwości mieszanin, ze szczególnym uwzględnieniem tych właściwości, których nie ma żaden z jej składników w stanie czystym. Poznanie różnorodnych metod sporządzania i rozdzielania mieszanin. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Klasyfikacja mieszanin. Układ fizyczny, faza i składnik układu. Układy homogeniczne i heterogeniczne. Układy rozdrobnione i nierozdrobnione. Rozdrobnienie drobinowe, koloidalne i gruboziarniste. Piana, emulsja, mgła, dym. Sporządzanie mieszanin. Mieszanie składników o tych samych i różnych stanach skupienia. Adsorpcja i absorpcja. Zjawiska towarzyszące mieszaniu (efekt termiczny, kontrakcja objętości). Czynniki wpływające na szybkość rozpuszczania. Roztwory nasycone i nienasycone. Rozpuszczalność. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Właściwości mieszanin. Czynniki wpływające na właściwości mieszanin. Właściwości stopów. Wpływ substancji rozpuszczonej na temperaturę wrzenia i temperaturę krzepnięcia roztworu. Koloidy, rozpowszechnienie, otrzymywanie i właściwości. Rozdzielanie mieszanin. Chromatografia. Filtracja. Dekantacja. Sedymentacja. Destylacja. Krystalizacja. Rozwarstwienie. Desaturacja. Opis składu mieszanin. Procent masowy i procent objętościowy składników mieszaniny. Stężenie molowe roztworu. Rozcieńczanie i zwiększanie stężenia roztworu. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, tablic chemicznych i zbioru zadań. Doświadczenia i pokazy (propozycje można pominąć te, które są znane wszystkim uczniom z lekcji w gimnazjum): 1. Sporządzanie zawiesiny. 2. Wpływ ogrzewania, mieszania i rozdrabniania na szybkość rozpuszczania. 3. Pomiar efektu ebulioskopowego. 4. Sporządzanie mieszaniny oziębiającej. 5. Kontrakcja objętości cieczy. 6. Badanie rozpuszczalności soli w wodzie. 7. Otrzymywanie zolu i żelu wodorotlenku żelaza(iii). 8. Koagulacja białek. 9. Galaretowacenie żelatyny. 10. Otrzymywanie siarki koloidalnej. 11. Sporządzanie roztworu o określonym stężeniu molowym. 12. Rozdzielanie składników kolorowych atramentów. 13. Badanie właściwości sorpcyjnych gleby.

17 Dział 5. Mieszaniny Krystalizacja i hodowanie kryształów. 15. Odzyskiwanie substancji rozpuszczonej przez odparowanie rozpuszczalnika. 16. Destylacja. D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: jak klasyfikuje się mieszaniny; od czego zależą właściwości mieszanin; jak wpływa substancja rozpuszczona na temperaturę wrzenia i krzepnięcia roztworu; jakie są rodzaje sorpcji; jakie zjawiska towarzyszą rozpuszczaniu; od czego zależy szybkość rozpuszczania; co to jest rozpuszczalność i od czego zależy; czym wyróżniają się koloidy od innych mieszanin; jak można uzyskać roztwór koloidalny; jak określa się skład mieszanin; jak można sporządzić roztwór o określonym stężeniu molowym; jak można zmienić stężenie roztworu; jak można rozdzielić mieszaniny i jakie różnice właściwości składników wykorzystuje się w poszczególnych metodach. Uczeń powinien umieć: podawać przykłady mieszanin objętych poznaną klasyfikacją; zaklasyfikować mieszaninę do odpowiedniej grupy na podstawie obserwacji makroskopowych; podać przykłady wpływu składników mieszaniny na jej właściwości; sporządzać i odczytywać wykresy przedstawiające zależność rozpuszczalności od temperatury; sporządzać roztwór o określonym stężeniu, zarówno procentowym jak i molowym; rozcieńczać roztwór do uzyskania określonego stężenia; przeprowadzić pokaz krystalizacji; rozpuścić ciecz w cieczy (z uwzględnieniem kolejności mieszania); rozpuścić gaz w cieczy (z uwzględnieniem zasad bezpieczeństwa); rozpuścić ciało stałe w cieczy (stosując różne metody przyspieszania procesu); wykonywać obliczenia związane ze składem mieszanin, ze szczególnym uwzględnieniem stężeń roztworów; przeprowadzić dekantację; objaśnić proces destylacji, posługując się odpowiednim zestawem laboratoryjnym; przeprowadzić pokaz chromatografii bibułowej; przeprowadzić pokaz desaturacji.

18 18 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego Dział 6. Kinetyka chemiczna i równowaga chemiczna A. CELE EDUKACYJNE Przedstawienie współczesnego, ale uproszczonego stanu wiedzy o szybkości reakcji, mechanizmach jej przebiegu, odwracalności reakcji, stanie równowagi chemicznej i regule przekory. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Szybkość reakcji chemicznych. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych. Eksperymentalne równanie kinetyczne. Rząd reakcji. Reguła van t Hoffa. Katalizatory i inhibitory. Katalizatory w przemyśle, otoczeniu człowieka i w żywych organizmach. Teoria zderzeń. Mechanizm reakcji. Etapy reakcji. Energia aktywacji. Teoria kompleksu aktywnego. Kompleks aktywny: powstawanie i rozpad. Energia aktywacji a katalizator. Zmiana wiązań chemicznych jako przyczyna efektu energetycznego reakcji. Stan równowagi chemicznej. Odwracalność reakcji chemicznych. Prawo działania mas. Reguła przekory. Czynniki wpływające na położenie stanu równowagi chemicznej. Wydajność reakcji. Katalizator a równowaga chemiczna. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika i ze zbioru zadań. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Badanie wpływu stężenia reagentów na szybkość reakcji cynku z kwasem solnym. 2. Badanie wpływu temperatury na szybkość reakcji cynku z kwasem solnym. 3. Badanie wpływu wielkości powierzchni styku reagentów na szybkość reakcji cynku z kwasem solnym. 4. Katalityczny rozkład nadtlenku wodoru. 5. Badanie odwracalności reakcji żelaza z parą wodną. 6. Badanie wpływu stężenia reagentów na położenie stanu równowagi: PbCl 2 + H 2 S PbS + 2 HCl 7. Badanie wpływu temperatury na położenie stanu równowagi reakcji: 2 NO 2 N 2 O 4 D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: co to jest szybkość reakcji chemicznych i od czego zależy; dlaczego reakcje chemiczne różnią się szybkością; co to jest równanie kinetyczne reakcji chemicznej; co to jest rząd reakcji chemicznej;

19 Dział 7. Efekty energetyczne i entropowe reakcji chemicznych 19 co określa reguła van t Hoffa; co to są katalizatory i inhibitory; co to są akty elementarne i etapy reakcji; jaki jest mechanizm działania katalizatora; co to jest energia aktywacji; jak powstaje i rozpada się kompleks aktywny; jaki jest wpływ katalizatora na energię aktywacji; co oznacza termin reakcja praktycznie nieodwracalna oraz że wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne; na czym polega stan równowagi chemicznej; co określa prawo działania mas; co określa reguła przekory; co to jest wydajność reakcji. Uczeń powinien umieć: podawać przykłady reakcji powolnych, szybkich i bardzo szybkich; wykonywać obliczenia oparte na równaniu kinetycznym reakcji i regule van t Hoffa; przedstawiać mikroskopowe wyjaśnienie czynników wpływających na szybkość reakcji chemicznej; podawać przykłady zastosowań katalizatorów w przemyśle, otoczeniu człowieka i w żywych organizmach; podać dowolny przykład mechanizmu reakcji chemicznej; wyjaśniać mechanizm reakcji z udziałem katalizatora; wyjaśniać, co to jest energia aktywacji (rysując odpowiedni wykres); ustalać, czy określona reakcja chemiczna, przebiegająca w fazie gazowej, jest egzo-, czy endoenergetyczna; podać sposoby przesuwania stanu równowagi chemicznej; wykonywać proste obliczenia oparte na prawie działania mas. Dział 7. Efekty energetyczne i entropowe reakcji chemicznych A. CELE EDUKACYJNE Przedstawienie przemian chemicznych jako zjawisk podlegających prawom termodynamiki. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Sposoby gromadzenia energii w układach makroskopowych. Układy izolowane, zamknięte i otwarte. Energia kinetyczna, potencjalna i wewnętrzna układu. Składniki energii wewnętrznej.

20 20 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego Wymiana energii między układem reagentów i otoczeniem. Parametry stanu. Pierwsza zasada termodynamiki. Termodynamiczna konwencja znakowania efektów energetycznych. Reakcje egzoenergetyczne i endoenergetyczne. Energia wiązań chemicznych. Konwersje składników energii wewnętrznej (energii wiązań i energii kinetycznej drobin) w reakcjach egzo- i endoenergetycznych. Energia aktywacji. Cykle termodynamiczne. Entalpia. Funkcja stanu. Cykl termodynamiczny. Entalpia. Entalpia reakcji chemicznej. Prawo Hessa. Termochemia. Równanie termochemiczne reakcji. Standardowa entalpia reakcji. Cykle termochemiczne. Entropia [temat uzupełniający]. Entropia jako funkcja liczby sposobów podziału energii. Zmiany entropii jako czynnik wpływający na przebieg reakcji chemicznej. Termodynamiczny warunek równowagi chemicznej [temat uzupełniający]. Zmiany energii i zmiany entropii jako czynniki determinujące kierunek reakcji i położenie stanu równowagi chemicznej. Entalpia swobodna. Przewidywanie kierunku reakcji [temat uzupełniający]. Standardowa entalpia swobodna przemiany. Nierównowagowy iloczyn stężeń. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, tablic termochemicznych i zbiorów zadań. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Praca objętościowa wykonana przez reagenty (na przykład ruch tłoka strzykawki lekarskiej połączonej z naczyniem, w którym zachodzi reakcja cynku z kwasem). 2. Badanie efektu cieplnego reakcji zobojętniania (lub innej reakcji egzotermicznej). 3. Badanie efektu cieplnego reakcji wodorotlenku baru z tiocyjanianem amonowym (lub innej reakcji endotermicznej). D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: jakie rodzaje układów stosuje się w opisach termodynamicznych; w jakich postaciach układ może gromadzić energię; co to są parametry stanu; co mówi pierwsza zasada termodynamiki; co to jest efekt energetyczny reakcji i od czego zależy; jaki wpływ na efekt energetyczny reakcji mają wiązania chemiczne reagentów; co to jest energia wiązania; co to jest energia aktywacji; co to jest entalpia reakcji i od czego zależy; jaki jest zakres zastosowań prawa Hessa; od czego zależy entropia układu; jak zmiany entropii wpływają na przebieg reakcji chemicznej;

21 Dział 8. Chemia roztworów wodnych 21 co jest termodynamicznym warunkiem równowagi chemicznej; co to jest entalpia swobodna; na czym polega przewidywanie kierunku reakcji. Uczeń powinien umieć: określać składniki energii wewnętrznej; podać przykład związku między parametrami stanu (np. równanie Clapeyrona); interpretować znak (plus i minus) efektu energetycznego; zaprezentować na wykresie zmiany energii reagentów w funkcji czasu podczas reakcji egzo- i endoenergetycznych; układać w postaci graficznej cykl przemian termochemicznych; wykonywać obliczenia oparte na entalpii reakcji; przedstawiać na wykresie wpływ zmian energii i entropii układu reagentów na położenie równowagi chemicznej; przewidywać kierunek reakcji na podstawie aktualnych stężeń reagentów i stałej równowagi chemicznej. Dział 8. Chemia roztworów wodnych A. CELE EDUKACYJNE Przedstawienie współczesnej wiedzy o strukturze wodnych roztworów elektrolitów i reakcjach chemicznych zachodzących w tych roztworach. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Dysocjacja jonowa. Elektrolity i nieelektrolity. Bilans ładunku w roztworze. Eksperymentalne potwierdzenie zjawiska dysocjacji. Elektrolity mocne i słabe. Stan równowagi chemicznej cząsteczki jony. Stała dysocjacji. Stopień dysocjacji. Dysocjacja etapowa. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Kwasy i zasady. Kwasy i zasady jako substancje wytwarzające w roztworach wodnych określone jony. Autodysocjacja wody. Odczyn roztworu. Iloczyn jonowy wody, ph roztworu. Indykatory. Reakcje jonowe. Strącanie osadów. Tworzenie słabych elektrolitów (w tym reakcja zobojętniania). Roztwarzanie metali w kwasach. Wypieranie wodoru z kwasów i metali z roztworów ich soli. Iloczyn rozpuszczalności [temat uzupełniający]. Rozpuszczalność molowa. Warunek strącania osadu. Efekt wspólnego jonu. Hydroliza soli. Hydroliza jako reakcja jonowa. Odczyn roztworu po hydrolizie. Hydroliza stopniowa. Amfoteryczność. Wodorotlenki amfoteryczne. Dysocjacja dwukierunkowa. Kwasy i zasady Brönsteda [temat uzupełniający]. Donory i akceptory jonu wodorowego. Sprzężone pary kwas zasada. Stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej.

22 22 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego Twardość wody. Przyczyny twardości wody. Twardość stała i przemijająca. Sposoby usuwania twardości wody. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, tablic i zbioru zadań. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Porównanie temperatury wrzenia wody i roztworu chlorku sodu w celu wykazania, że z każdego rozpuszczonego mola NaCl powstają dwa mole jonów. 2. Badanie przewodnictwa elektrycznego roztworów. 3. Miareczkowanie kwasu zasadą w obecności indykatora. 4. Mierzenie ph różnych roztworów. 5. Strącanie osadów. 6. Roztwarzanie siarczku w mocnym kwasie. 7. Roztwarzanie soli amonowej w mocnej zasadzie. 8. Wypieranie miedzi z roztworu siarczanu miedzi(ii). 9. Roztwarzanie chlorku srebra w roztworze amoniaku. 10. Badanie odczynu wodnych roztworów soli. 11. Oznaczanie twardości wody. D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: co to jest dysocjacja jonowa i jakie substancje jej ulegają; na czym polega hydratacja jonów; jakie zjawiska potwierdzają istnienie jonów w roztworze; czym się różnią elektrolity mocne od elektrolitów słabych; co to jest stała dysocjacji i stopień dysocjacji; od czego one zależą i jakie zachodzą między nimi związki (prawo rozcieńczeń Ostwalda); co to jest dysocjacja etapowa; co to są kwasy i zasady w ujęciu makroskopowym i mikroskopowym; co to jest autodysocjacja wody i iloczyn jonowy wody; co to jest ph roztworu i jak się zmienia po wprowadzeniu różnych substancji; do czego służy skala ph; jaki jest mechanizm działania indykatorów; co to są reakcje jonowe, jak się je przeprowadza i jakie są ich typowe rodzaje; co to jest hydroliza soli i jakie sole jej ulegają; co to jest twardość wody, jakie są jej rodzaje, przyczyny i skutki; jak można usunąć poszczególne rodzaje twardości wody. Uczeń powinien umieć: układać równania dysocjacji jonowej; podawać przykłady elektrolitów mocnych i słabych oraz zaznaczać ich rodzaje w równaniach dysocjacji z uwzględnieniem dysocjacji etapowej; wykonywać obliczenia oparte na stopniu dysocjacji i stałej dysocjacji; zmierzyć ph roztworu;

23 Dział 9. Ogniwa galwaniczne 23 przeliczać ph na stężenia jonów wodorowych i wodorotlenkowych oraz odwrotnie; podawać przykłady reakcji jonowych poszczególnych rodzajów; przewidywać kierunek reakcji strącania się osadów; przeprowadzać reakcje jonowe (a w szczególności strącać osad, odsączyć go, przemyć i wysuszyć); przewidywać odczyn wodnego roztworu określonej soli; układać równania procesów usuwania twardości wody; usuwać twardość przemijającą wody. Dział 9. Ogniwa galwaniczne A. CELE EDUKACYJNE Poznanie budowy, zasady działania i zastosowań ogniw galwanicznych. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Zasada działania ogniwa galwanicznego. Budowa ogniw galwanicznych. Półogniwa. Reakcje połówkowe i reakcja sumaryczna w ogniwie. Schemat ogniwa. Ogniwo Volty i ogniwo Daniella. Rodzaje półogniw. Podział półogniw ze względu na typ reakcji elektrodowej (metalowe i redoks) oraz ze względu na budowę (pierwszego rodzaju, drugiego rodzaju i gazowe). Siła elektromotoryczna ogniwa. Ilościowe parametry ogniwa. Potencjał wewnętrzny fazy. SEM jako różnica potencjałów wewnętrznych ogniwa otwartego. Ogniwa litowe. Ogniwa paliwowe. Szereg napięciowy. Potencjały względne. Półogniwo wodorowe. Standardowe półogniwo wodorowe. Standardowy potencjał półogniwa. Konwencja Sztokholmska. Potencjał redoks. Szereg napięciowy półogniw metalowych. Szereg napięciowy półogniw redoks. Wzór Nernsta. Korozja metali i ochrona antykorozyjna. Korozja chemiczna i elektrochemiczna. Proces rdzewienia. Czynniki wpływające na korozję. Ochrona przed korozją. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, tablic elektrochemicznych, zbioru zadań i filmów popularnonaukowych. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Badanie reakcji cynku z siarczanem miedzi(ii). 2. Ogniwo Daniella. 3. Reakcja trichlorku żelaza z jodkiem potasu. 4. Wykazanie przepływu elektronów w reakcji trichlorku żelaza z jodkiem potasu.

24 24 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego 5. Ogniwo Volty. 6. Ogniwo Leclanchego. 7. Badanie procesu korozji elektrochemicznej w różnych warunkach. 8. Korozja stali w kropli roztworu elektrolitu (odczynnika ferroksylowego). D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: z czego składa się ogniwo; co to jest półogniwo; jakie są kryteria podziału półogniw; co to jest potencjał wewnętrzny fazy; co to jest SEM ogniwa; co to jest pojemność ogniwa; co to jest szereg napięciowy; co to jest SPW (standardowe półogniwo wodorowe) na czym polega zjawisko korozji i jak można mu zapobiegać. Uczeń powinien umieć: przedstawiać budowę typowych ogniw; zapisywać schematy ogniw; układać równania reakcji połówkowych i reakcji sumarycznej w danym ogniwie; przedstawiać podziały półogniw i podawać przykłady poszczególnych rodzajów; zmierzyć SEM ogniwa; obliczać SEM ogniwa, posługując się wzorem Nernsta; wymieniać czynniki wpływające na korozję; wyjaśniać przebieg korozji żelaza. Dział 10. Elektroliza A. CELE EDUKACYJNE Poznanie mechanizmu elektrolizy, jej różnorodnych zastosowań, praktycznych zasad przeprowadzania oraz przewidywania jej produktów. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Zasada działania elektrolizera. Ogniwo a elektrolizer. Ruch jonów w elektrolizerze. Napięcie rozkładowe. Nadnapięcie elektrolizy. Przewidywanie produktów elektrolizy. Reguły jakościowe. Mechanizmy reakcji elektrodowych. Potencjały redukcji i utleniania elektrodowego. Przykłady obliczeń prowadzących do ustalenia produktu reakcji elektrodowej. Wpływ materiału elektrody na przebieg reakcji elektrodowych. Rafinacja miedzi. Inne przemysłowe zastosowania elektrolizy.

25 Dział 10. Elektroliza 25 Prawa Faradaya. Pierwsze prawo Faradaya. Równoważnik elektrochemiczny. Drugie prawo Faradaya. Stała Faradaya. Liczba ładunkowa reakcji. Równanie elektrolizy. Wydajność prądowa elektrolizy. Akumulatory. Ogniwa nieregenerowalne i regenerowalne. Akumulator ołowiowy. Akumulatory zasadowe. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, tablic i zbioru zadań. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Elektroliza kwasu solnego. 2. Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu na elektrodach węglowych. 3. Elektroliza stopionego dichlorku ołowiu. 4. Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu z użyciem katody rtęciowej. 5. Galwaniczne niklowanie przedmiotu miedzianego. D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: czym różni się ogniwo od elektrolizera; jakie procesy fizyczne i chemiczne zachodzą podczas elektrolizy; co to jest napięcie rozkładowe i nadnapięcie elektrolizy; co to są potencjały redukcji katodowej i utleniania anodowego; jaki może być wpływ materiału elektrody na produkt reakcji elektrodowej; do jakich celów wykorzystuje się elektrolizę; co określają prawa Faradaya; co to jest równanie elektrolizy, stała Faradaya, liczba ładunkowa reakcji i wydajność prądowa elektrolizy; czym różnią się ogniwa regenerowalne od nieregenerowalnych. Uczeń powinien umieć: narysować schemat elektrolizera i zaznaczyć na nim kierunki ruchu nośników ładunku; wyznaczać metodą ekstrapolacji napięcie rozkładowe elektrolizy na wykresie I (U); przewidywać produkty elektrolizy kwasów, wodorotlenków i soli; przewidywać produkty reakcji elektrodowych w roztworach mieszanin o znanych potencjałach redukcji katodowej i utleniania anodowego poszczególnych jonów; zbudować elektrolizer i obwód zasilający z woltomierzem i amperomierzem; przeprowadzać galwaniczne pokrywanie metali; wykonywać obliczenia ilościowe związane z elektrolizą; przedstawiać równania reakcji zachodzących podczas ładowania i rozładowywania akumulatora ołowiowego.

26 26 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego Dział 11. Reakcje redoks A. CELE EDUKACYJNE Przypomnienie i uporządkowanie zdobytej uprzednio wiedzy o reakcjach redoks oraz jej rozszerzenie o takie treści, jak: metody bilansowania równań reakcji redoks i przewidywanie kierunku reakcji redoks. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Reakcja chemiczna jako zmiana rozmieszczenia elektronów w drobinach. Rola elektronów w reakcjach. Redukcja jako elektronacja; utlenianie jako dezelektronacja. Terminologia reakcji redoks. Metody bilansowania równań reakcji redoks. Metoda oparta na zmianie stopni utlenienia atomów. Metoda bilansu materiałowo-ładunkowego. Przewidywanie kierunku reakcji redoks [temat uzupełniający]. Kierunek reakcji redoks a potencjał półogniw. Wykorzystanie szeregu napięciowego. Przewidywanie kierunku reakcji redoks i jego weryfikacja eksperymentalna. Reakcje dysproporcjonowania. Wpływ ph roztworu na kierunek reakcji redoks. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, tablic i zbioru zadań. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Termiczny rozkład dichromianu amonu. 2. Badanie reakcji tetraoksomanganianu potasu z trioksosiarczanem sodu w roztworach: kwaśnym, obojętnym i zasadowym. D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: czym różnią się reakcje redoks od innych reakcji; jaka jest rola elektronów w reakcjach redoks i w innych reakcjach; jak potencjały redoks półogniw wpływają na kierunek reakcji redoks; jaki może być wpływ ph roztworu na kierunek reakcji redoks. Uczeń powinien umieć: podawać przykłady reakcji redoks i reakcji, które nie należą do tej grupy; wskazywać w reakcjach redoks drobiny lub zespoły drobin, które pełnią rolę utleniacza i rolę reduktora; układać równania reakcji połówkowych dla danej reakcji redoks; bilansować równania reakcji redoks wybraną metodą; przewidywać kierunek reakcji redoks na podstawie potencjałów półogniw.

27 Dział 12. Wprowadzenie do chemii organicznej 27 Dział 12. Wprowadzenie do chemii organicznej A. CELE EDUKACYJNE Przygotowanie ucznia do współczesnego opisu związków organicznych i metod badawczych stosowanych w chemii organicznej. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Czym jest chemia organiczna. Związki organiczne a nieorganiczne. Liczność związków organicznych i jej przyczyny. Znaczenie związków organicznych w przyrodzie i w przemyśle. Teoria strukturalna. Postulaty teorii strukturalnej. Szkielet węglowy cząsteczki. Izomeria. Pierwiastki występujące w związkach organicznych. Wzory stosowane w chemii organicznej. Nazewnictwo systematyczne związków organicznych. Współczesne teorie budowy cząsteczek związków organicznych. Teoria wiązań walencyjnych. Wzory elektronowe. Wiązania σ i π. Metody ustalania budowy związków organicznych. Rozdzielanie mieszanin związków organicznych. Ustalanie wzoru sumarycznego. Ustalanie wzoru strukturalnego. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, zestawu modeli i zbioru zadań. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Chromatografia kolumnowa. 2. Chromatografia bibułowa. 3. Chromatografia cienkowarstwowa. D. OPIS ZAŁOŻONYCH OSIĄGNIĘĆ Uczeń powinien wiedzieć: które związki zalicza się do organicznych, a które do nieorganicznych; dlaczego chemia organiczna stanowi wyodrębniony dział chemii; jakie są przyczyny istnienia wielkiej liczby związków organicznych; co to jest izomeria i czym się różnią izomery; Uczeń powinien umieć: podawać postulaty teorii strukturalnej; przedstawiać typowe szkielety węglowe cząsteczek; wyjaśniać różnicę między wiązaniami σ oraz π; ustalać wzór sumaryczny na podstawie odpowiednich informacji; rozdzielać mieszaninę metodą chromatograficzną.

28 28 Chemia. Program kształcenia w zakresie rozszerzonym do liceum ogólnokształcącego Dział 13. Węglowodory A. CELE EDUKACYJNE Przedstawienie usystematyzowanych wiadomości o węglowodorach, ze szczególnym uwzględnieniem: budowy przestrzennej cząsteczek, korelacji między budową cząsteczki a właściwościami węglowodoru, zmian właściwości w szeregach homologicznych oraz o występowaniu węglowodorów w przyrodzie i ich wykorzystaniu w gospodarce, wraz z konsekwencjami ekologicznymi, do których ono prowadzi. B. MATERIAŁ NAUCZANIA Węglowodory nasycone budowa i nazewnictwo. Alkany. Szereg homologiczny. Izomeria konstytucyjna alkanów. Grupy alkilowe. Nazewnictwo. Konformacja cząsteczki. Rzędowość atomów węgla. Cykloalkany: budowa, nazwy, izomeria cis-trans. Węglowodory nasycone właściwości fizyczne i chemiczne. Zmiany właściwości fizycznych w szeregu homologicznym. Spalanie węglowodorów. Reakcje alkanów z fluorowcami substytucja. Reakcje następcze. Rodnikowy mechanizm reakcji. Mechanizm łańcuchowy. Izomeria podstawienia. Reakcje równoległe (konkurencyjne). Selektywność reakcji. Węglowodory nienasycone budowa i nazewnictwo. Alkeny, dieny, cykloalkeny i alkiny budowa, szeregi homologiczne, izomeria położenia wiązań wielokrotnych oraz izomeria cis-trans. Nazewnictwo. Węglowodory nienasycone właściwości fizyczne i chemiczne. Zmiany właściwości w szeregach homologicznych. Reakcje addycji. Reguła Markownikowa. Polimeryzacja. Węglowodory nienasycone otrzymywanie i zastosowanie. Reakcje eliminacji. Piroliza alkanów. Alkeny i alkiny występujące w przyrodzie. Przemysłowe zastosowania etylenu i acetylenu. Węglowodory aromatyczne jednopierścieniowe. Budowa benzenu. Aromatyczność. Reakcje benzenu. Reakcja substytucji elektrofilowej. Uwodornienie. Homologi benzenu. Izomeria orto-, meta-, para-. Reguła podstawników. Otrzymywanie benzenu i jego homologów. Węglowodory aromatyczne wielopierścieniowe. Naftalen. Antracen i fenantren. Aromatyczne związki heterocykliczne. Węglowodory w przyrodzie i przemyśle. Węgiel kamienny. Ropa naftowa. Gaz ziemny. Przemysł petrochemiczny. Benzyny. Przeróbka węgla kamiennego. C. PROCEDURY OSIĄGANIA CELÓW Korzystanie z podręcznika, zbioru zadań, modeli cząsteczek, filmów popularnonaukowych i edukacyjnych programów komputerowych. Doświadczenia i pokazy (propozycje): 1. Badanie właściwości fizycznych alkanów. 2. Badanie palności alkanów.