Файл: Химия в инфографике по дисциплине.docx

ДЕПАРТАМЕНТ ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ ГОРОДА МОСКВЫ

Государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение города Москвы

«Колледж автоматизации и информационных технологий № 20»

ИНДИВИДУАЛЬНЫЙ ПРОЕКТ

на тему

«Химия в инфографике»

по дисциплине

ОУД.10 Химия

Обучающийся: Фархудинова Юлия Хусниддиновна

УО Моссовет курс 1 группа ГД116

Руководитель ИП Трофимова В.В.

Скиллсменеджер по профессии Пашкова Л.С. /

Колесова Е.Н.

МОСКВА

2022

СОДЕРЖАНИЕ

Введение………………………………………………………

Основная часть

Глава 1 Теоретическая часть……………………………………………..

Глава 2 Практическая часть……………………………………………...

Заключение……………………………………………………

Список информационных источников.………………………………….....

Приложение……………………………………………

ВВЕДЕНИЕ

Химия - это наука о веществах и их превращениях. Она изучает состав и строение веществ, зависимость их свойств от строения, условия и способы превращения одних веществ в другие. Но, что же тогда такое химия в инфографике? Химия в инфографике – это графический способ подачи информации, цель которого быстро, чётко и наглядно преподносить сложную информацию.


Гипотеза: Донести сложную информацию до ученической аудитории быстрым образом можно если теоретические данные будут визуализированы.


Цель: Разработка комплекта наглядных обучающих карточек.


Задачи:
1. Изучить теоретический материал по выбранной теме.
2. Выявить наиболее важные аспекты и вызывающие наибольшие затруднения для понимания темы. 3. Визуализировать теоретическое содержание выбранной темы.


Объект: Обучение химии в школе и на 1 курсе колледжа.


Предмет: Визуализация содержания курса химии.


Методы:
1. Поиск информации и анализ литературы.
2. Опрос.
3. Визуализация.
4. Эксперимент.


Тип проекта: Практико-ориентированный.


Сроки проекта: январь-май 2022 года.


Продукт: Учебное пособие в виде комплекта наглядных обучающих карточек.

---

ОСНОВНАЯ ЧАСТЬ

ГЛАВА I. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. 
   Основные понятия и законы химии. Закон Авогадро
   

Закон Авогадро - в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул.

При нормальных условиях молярный объём газов (объём вещества к его количеству) составляет 22,4 л/моль, т.е. 1 моль газа (6,02 ∙ 1023 молекул – постоянное число Авогадро) занимает объём 22,4 л. Молярный объём (Vm) – постоянная величина.

Формула Закона Авогадро

Vm = V/n

Из закона Авогадро вытекает два следствия:

первое – один моль газа при равных условиях занимает одинаковый объём;

второе – отношение масс одинаковых объёмов двух газов равно отношению их молярных масс и выражает относительную плотность одного газа по другому (обозначается D).

2. 
   Состав и электронное строение атома. Гелий
   

Гелий – это химический элемент 18-й группы, 1-го периода, с атомным номером 2. Простое вещество, гелий — инертный одноатомный газ без цвета, вкуса и запаха.

Состав: Заряд ядра +2, электроны +2, протоны +2, нейтроны +2. Атомный вес 4,002602 а. е. м.

Электронное строение: Атом гелия состоит из положительно заряженного ядра (+2), вокруг которого по атомным оболочкам (орбиталям) движутся два электрона. Поскольку гелий расположен в первом периоде, оболочка всего одна. Электронную конфигурацию атома гелия можно записать так:

+2 He)2;

1s2.

По распространённости во Вселенной занимает второе место после водорода и является вторым по лёгкости, также после водорода, химическим веществом. Его температура кипения — самая низкая среди всех известных веществ.

Гелий добывается из природного газа процессом низкотемпературного разделения — так называемой фракционной перегонкой.

3. 
   Виды химической связи. Ковалентная химическая связь на примере H2O (вода)
   

Ковалентная связь — химическая связь, возникающая в результате образования общих электронных пар.Если атомы неметаллов обладают одинаковой электроотрицательностью, то возникает ковалентная неполярная связь. Общая электронная пара при образовании ковалентной неполярной связи в равной мере принадлежит обоим соединяющимся атомам. Такая связь возникает, например, в молекулах H2,N2,F2,Cl2,Br2,I2.

4. 
   Типы кристаллических решеток. Лёд
   

Лёд - минерал с хим. формулой H2O , представляет собой воду в кристаллическом состоянии. Кристаллическая решетка льда напоминает пчелиные соты, в шести углах которых располагаются молекулы воды. Они соединены между собой водородными связями, а их длина превышает длину "обычной" ковалентной связи. В итоге между молекулами затвердевшей H 2 O оказывается больше пустого пространства, чем было между ними в жидком состоянии, когда частицы свободно перемещались и могли подходить друг к другу совсем близко.

---

Лёд встречается в природе в виде собственно льда (материкового, плавающего, подземного и др.), а также в виде снега, инея и т.д. Он бесцветен. В больших скоплениях он приобретает синеватый оттенок. Блеск стеклянный. Прозрачный. Спайности не имеет. Твердость 1,5. Хрупкий.

5. 
   Агрегатное состояние веществ. Чистые вещества и смеси. Дисперсные и коллоидные системы. Жидкое агрегатное состояние.
   

Жидкость - агрегатное состояние вещества, промежуточное между твердым и газообразным. Для нее характерна большая подвижность частиц и малое свободное пространство между ними. Это приводит к тому, что жидкости сохраняют свой объем и принимают форму сосуда. В то же время жидкость обладает рядом только ей присущих свойств, одно из которых - текучесть.

В жидкости молекулы размещаются очень близко друг к другу. Поэтому плотность жидкости гораздо больше плотности газов (при нормальном давлении). Свойства жидкости по всем направлениям одинаковы (изотропны) за исключением жидких кристаллов.

При нагревании или уменьшении плотности свойства жидкости, теплопроводность, вязкость меняются, как правило, в сторону

6. 
   Химические реакции в неорганической химии. Эндотермическая реакция.
   

Эндотермическая реакция - это химическая реакция, сопровождающаяся поглощением теплоты. Эндотермическая реакция поглощает тепловую энергию из внешней среды. То есть энергия, необходимая для инициирования химической реакции, больше выделяемой энергии.

Эндотермическая реакция поглощает тепловую энергию из внешней среды. То есть энергия, необходимая для инициирования химической реакции, больше выделяемой энергии.

Примеры эндотермических реакций:

– восстановление металлов из оксидов,

– электролиз (поглощается электрическая энергия),

– электролитическая диссоциация (например, растворение солей в воде),

– ионизация,

– фотосинтез,

7. 
   Вода. Растворы. Растворимость. Раствор.
   

Раствор - это однородная гомогенная система, состоящая из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. Растворенное вещество равномерно распределено в растворителе. Раствор может состоять из двух и более компонентов.

В зависимости от агрегатного состояния раствор может быть газовым (то же, что смесь газов), жидким или твёрдым. Обычно, говоря о растворе, имеют в виду жидкий раствор.

---

Также существуют молекулярные растворы (неэлектролитов) и растворы электролитов.

По содержанию процентной концентрации различают разбавленные (с небольшим содержанием) и концентрированные растворы (с большим содержанием растворенного вещества). Это одни из основных видов растворов по содержанию концентрированного вещества.

1.8 Электролитическая диссоциация. Стадии процесса электролитической диссоциации

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролитов на ионы, при его растворении или плавлении.

• 
  При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.
  Свойства ионов отличаются от свойств атомов или группы атомов, из которых они образовались.
  
• 
  Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нём.
  В растворе ионы существуют в гидратированном виде, в отличие от безводных солей, в которых ионы негидратированные. Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных ионов.
  
• 
  Под действием электрического тока катионы движутся к отрицательному полюсу источника тока — катоду, а анионы — к положительному полюсу источника тока — аноду.
  
• 
  Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
  

Стадии:

• 
  Ассоциация – объединение простых молекул или ионов в более сложные, не вызывающее изменения химической природы вещества. Различают ассоциацию ионов и ассоциацию молекул.
  
• 
  Гидратация – взаимодействие ионов воды с иловыми кристалла.
  
• 
  Диссоциация – распад электролита на ионы, при растворении его в воде или расплавлении.
  

1.9 Электролитическая диссоциация. Процесс гидролиза и его типы

Гидролиз - химическая реакция взаимодействия ионов, входящих в состав соли, с водой, которая приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением среды раствора

Типы гидролиза:

1) Гидролиз по аниону – соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, с щелочной средой раствора.

2) Гидролиз по катиону – соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, с кислотной средой раствора.

3) Гидролиз по катиону и аниону – соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, с нейтральной средой раствора или слабокислотной/слабощелочной.

---

4) Гидролиз невозможен – соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, с нейтральной средой раствора.

1.10 Классификация неорганических соединений. Кислота

Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотных остатков.

По наличию или отсутствию кислорода в молекуле, кислоты делятся на кислородсодержащие (H2SO4 серная кислота, H2SO3 сернистая кислота, HNO3 азотная кислота, H3PO4 фосфорная кислота, H2CO3 угольная кислота, H2SiO3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H2S сероводородная кислота). В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты, они бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н).

Кислоты могут быть жидкими, твёрдыми, без запаха и с кислым вкусом.

Химические свойства кислот:

1. 
   Кислота + основной оксид = соль + вода
   

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

2. 
   Кислота + основание = соль + вода
   

H2SiO3 + 2KOH = K2SiO3 + 2H2O

3. 
   Кислота + металл = соль + водород
   

HCl + Zn = ZnCl2 + H2

4. 
   Кислота + соль = новая соль + новая кислота
   

HCl + AgNO3 = HNO + AgCl

1.11 Неметаллы. Водород

Водород — химический элемент с порядковым номером . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Такое строение обусловливает уникальные свойства водорода. В периодической системе водород занимает особое место: подобно щелочным металлам водород обладает способностью отдавать один электрон, поэтому он может быть помещён в главную подгруппу группы; однако, как и галогены, водород способен присоединять один электрон, поэтому его можно поместить в главную подгруппу группы. В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерны две степени окисления: +1 и -1

Физические свойства водорода:

При обычных условиях водород — бесцветный, не имеющий запаха газ, почти не растворяется ни в каких растворителях. При сильном сжатии и охлаждении переходит в жидкое состояние. Водород — самый лёгкий газ, легче воздуха в раз.

Химические свойства водорода:

---