Lp. 

Temat lekcji – zagadnienia tematyczne. 

Wymagania podstawowe 

Wymagania rozszerzone 

1 

Lekcja organizacyjna. 

2 

Zakres i zadania współczesnej chemii. 

1. Rozwój chemii jako dyscypliny naukowej. 

2. Nowoczesna chemia jako nauka eksperymentalna. 

3. Rola współczesnej chemii.   

Uczeń powinien zdawać sobie sprawę, że 

·   substancje chemiczne stanowią podstawę wielu gałęzi przemysłu; 

·   wiele odkryć ułatwiających życie codzienne miało (i będzie miało) swój początek w laboratoriach chemików. 

3 

* 

Chemia znana i nieznana. 

1. Powtórzenie wiadomości z gimnazjum potrzebnych do realizacji materiału pierwszej klasy szkoły ponadgimnazjalnej (chemia znana). 

2. Perspektywy chemii (chemia nieznana).  

4-5 

Budowa atomu. 

1. Rozwój poglądów na budowę atomu. 

2. Jądro atomowe. Liczba atomowa. Liczba masowa. 

3. Chmura elektronowa – konfiguracja elektronów w atomie. 

4. Liczba masowa a masa atomowa. 

5. Izotopy. 

6. Promieniotwórczość. 

7. Blaski i cienie promieniotwórczości.

Uczeń zna pojęcia i definicje: atom, cząsteczka, cząstki elementarne (proton, neutron, elektron), jądro atomowe, powłoka elektronowa, elektrony walencyjne, liczba atomowa, liczba masowa, masa cząsteczkowa, izotop. 

Uczeń potrafi: 

·   wymienić i scharakteryzować cząstki elementarne – proton, neutron, elektron (ładunek, masa);

·   na podstawie zapisu określić liczbę elektronów, protonów, neutronów w atomie dowolnego pierwiastka; 

·   przyporządkować poszczególnym powłokom elektronowym ich literowe oznaczenia;

·   zinterpretować zapis K²L⁵ wskazujący na liczbę elektronów na poszczególnych powłokach; 

·   zapisać konfigurację elektronową pierwiastków o Z od 1 do 10;

·   odczytać z układu okresowego pierwiastków masy atomowe i na tej podstawie obliczyć masy cząsteczkowe prostych związków chemicznych.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   wymienić najważniejsze etapy rozwoju wiedzy o budowie atomu; 

·   rozwiązywać, korzystając z definicji masy atomowej i masy cząsteczkowej, zadania typu: 
– znając wzór sumaryczny, oblicz masy cząsteczkowe dowolnych substancji pierwiastkowych lub związków chemicznych, 
– wiedząc, że tlenek pierwiastka o wzorze XO₂ ma masę cząsteczkową 44 u, określ, jaki to tlenek i podaj jego nazwę; 

·   na dowolnych przykładach omówić blaski i cienie promieniotwórczości; 

·   rozpisać konfigurację elektronową pierwiastków o Z od 11 do 20 (wg notacji K, L, M) oraz określić liczbę elektronów walencyjnych;

·   zapisać konfigurację elektronową prostych jonów (np. Mg²⁺, Cl^–).

6-7 

Klasyfikacja pierwiastków chemicznych. 

1. Potrzeba klasyfikacji pierwiastków. 

2. Pierwsze próby klasyfikacji – rys historyczny. 

3. Prawo okresowości. 

4. Układ okresowy Mendelejewa. 

5. Współczesny układ okresowy. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: pierwiastek chemiczny, prawo okresowości, układ okresowy, grupa, okres. 

Uczeń potrafi: 

·   podać symbole podstawowych metali i niemetali (Na, K, Mg, Ca, Al, Zn, Cu, Fe, H, O, N, Cl, C, S, P); 

·   wskazać w układzie okresowym pierwiastków grupy i okresy; 

·   omówić, jak zmieniają się właściwości pierwiastków w grupach i okresach. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   wykazać się znajomością treści prawa okresowości i zrozumieniem jego konsekwencji; 

·   omówić budowę współczesnego układu okresowego i wytłumaczyć związek pomiędzy budową atomu a jego położeniem w układzie okresowym pierwiastków; 

·   wyjaśnić, jak zmienia się w grupach promień atomowy i charakter metaliczny pierwiastków; 

·   rozwiązywać zadania na podstawie  informacji, jakich dostarcza znajomość położenia pierwiastka w układzie okresowym, np.: 

·   określ właściwości pierwiastka na podstawie jego położenia w układzie okresowym, 

·   określ budowę atomu pierwiastka na podstawie znajomości konfiguracji elektronowej tego atomu lub jego jonu, 

·   określ pierwiastek na podstawie znajomości liczby cząstek elementarnych wchodzących w skład atomu. 

8-10 

Wiązania chemiczne. 

1. Co to jest wiązanie chemiczne? 

2. Współczesne poglądy na naturę wiązania chemicznego. 

3. Elektroujemność. Skala Paulinga. 

4. Reguła oktetu i dubletu. 

5. Wiązania jonowe, kowalencyjne i kowalencyjne spolaryzowane. 

6. Wiązanie wodorowe. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: reguła dubletu i oktetu, elektroujemność, wiązanie kowalencyjne, wiązanie jonowe, wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, dipol, wiązanie wodorowe. 

Uczeń potrafi: 

·   przewidzieć na podstawie różnicy elektroujemności typ wiązania (kowalencyjne, kowalencyjne spolaryzowane, jonowe) występujący w prostych związkach chemicznych; 

·   na podstawie definicji elektroujemności podzielić pierwiastki na elektrododatnie i elektroujemne oraz określić, jak zmienia się elektro-ujemność w grupach i okresach; 

·   przedstawić mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego (atomowego), kowalencyjnego spolaryzowanego i jonowego (uwspólnianie elektronów, przekazywanie elektronów); 

·   mając do dyspozycji tablicę elektroujemności, określić typ wiązań np. w H₂, Cl₂, CH₄, NaCl, CO₂. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   określić dla cząsteczek heteroatomowych kierunek polaryzacji wiązania; 

·   wyjaśnić na przykładzie NaCl, na czym polega istota wiązania jonowego; 

·   wyjaśnić, dlaczego w cząsteczce O₂, N₂ tworzą się wiązania wielokrotne; 

·   objaśnić istotę wiązania wodorowego i jego konsekwencje (na przykładzie wody); 

·   wyjaśnić zależność właściwości substancji chemicznej od typu wiązania chemicznego. 

11 

Lekcja powtórzeniowa. 

12 

Pisemny sprawdzian wiadomości. 

13-17 

* 

Reakcje chemiczne – równania reakcji chemicznych. 

1. Przemiana fizyczna a przemiana chemiczna. 

2. Równanie reakcji jako forma zapisu przemiany chemicznej – współczynniki stechiometryczne. 

3. Klasyczny podział reakcji chemicznych (synteza, analiza, wymiana) – opis przemian i zapis równań reakcji – przypomnienie. 

4. Różne kryteria podziału reakcji chemicznych:
– reakcje egzo- i endoenergetyczne,
– reakcje szybkie i powolne,
– reakcje katalityczne i nie wymagające katalizatora. 

5. Stopień utlenienia. 

6. Elektronowa interpretacja procesów utleniania-redukcji. 

7. Praktyczne znaczenie procesów utleniania-redukcji. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: zjawisko fizyczne, przemiana chemiczna, układ, otoczenie, reakcja syntezy, reakcja analizy, reakcja wymiany, reakcje egzoenergetyczne i endoenergetyczne, utlenianie, redukcja, stopień utlenienia pierwiastków, reduktor, utleniacz 

Uczeń potrafi: 

·   podać przykłady przemian, zakwalifi-kować, która z nich jest przemianą fizyczną, a która przemianą chemiczną; 

·   spośród podanych przemian wskazać, które z nich są przemianą chemiczną, a które przemianą fizyczną; 

·   spośród podanych procesów wskazać reakcje syntezy, analizy i wymiany; 

·   zapisać i uzgodnić proste równania reakcji chemicznych; 

·   podać objawy towarzyszące reakcjom chemicznym (charakterystyczna barwa płomienia spalanej (ogrzewanej) substancji, zapach, zmiana barwy substancji, pienienie się roztworu, zmętnienie, efekt cieplny, reakcja przebiega gwałtownie, powoli); 

·   określić, co oznaczają pojęcia wzór sumaryczny i wzór strukturalny; 

·   zastosować reguły wyznaczania stopni utlenienia do obliczeń stopni utlenienia pierwiastków wchodzących w skład prostego związku chemicznego;

·   podać przykład reakcji utleniania – redukcji i dokonać – jej interpretacji, wskazując utleniacz, reduktor, reakcję utleniania, reakcję redukcji;

·   na podstawie bilansu elektronowego dobierać współczynniki stechiometryczne w prostych równaniach utleniania-redukcji, np.:
Mg + O₂; S + O₂; Na + H₂O;

·   omówić zasady nomenklatury uwzględniającej stopień utlenienia.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   wyjaśnić, na czym polega różnica między przemianą fizyczną a przemianą chemiczną; 

·   wykazać się umiejętnością obserwacji i interpretacji różnorodnych efektów towarzyszącym reakcjom chemicznym w trakcie samodzielnie wykonywanego doświadczenia, a także zapisywać przebieg procesów chemicznych za pomocą równań reakcji; 

·   podać kryteria podziału reakcji chemicznych ze względu na: 
– typ – synteza, analiza, wymiana,
– efekt energetyczny – reakcje egzo- i endoenergetyczne, 
– przebieg – szybkie i powolne, 
– katalityczne i nie wymagające katalizatora; 

·   podać przykłady różnych typów reakcji i zapisać ich przebieg za pomocą równań reakcji chemicznych; 

·   wykazać się znajomością najważniejszych czynników wpływających na szybkość przebiegu różnych reakcji chemicznych (temperatura, stężenia substratów, stopień rozdrobnienia substratów, obecność katalizatora); 

·   na podstawie znajomości reguł wyznaczania stopni utlenienia określić stopnie utlenienia pierwiastków wchodzących w skład jonów; 

·   odróżnić reakcje typu utleniania-redukcji od innych typów reakcji;

·   określić utlenianie jako oddawanie elektronów (a tym samym zwiększanie stopnia utlenienia) zaś redukcję jako przyłączanie elektronów (a tym samym zmniejszanie stopnia utlenienia), a także rozróżniać utleniacz i reduktor;

·   podać elektronową interpretację dowolnego procesu utleniania-redukcji;

·   dobierać współczynniki stechiometryczne (metodą równań połówkowych) równań reakcji utleniania-redukcji typu:
MgO + CO₂, Cu + HNO₃;

·   przewidzieć, które substancje mogą spełniać funkcję utleniacza, reduktora oraz zarówno utleniacza, jak i reduktora;

·   podać przykłady i krótko omówić reakcje utleniania-redukcji powszechnie spotykane lub zachodzące w przyrodzie, przemyśle itp. (otrzymywanie żelaza metodą wielkopiecową, korozja metali, fotosynteza, oddychanie).

18 

* 

Mol i masa molowa. 

1. Mol jako jednostka liczności materii. 

2. Masa molowa. 

3. Molowa interpretacja równań reakcji. 

4. Obliczenia z wykorzystaniem pojęcia mola i masy molowej. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: mol, liczba Avogadra, masa molowa, stosunek masowy. 

Uczeń potrafi: 

·   obliczyć masę molową związku; 

·   wykonać proste obliczenia stechiometryczne z uwzględnieniem mas molowych np.: 
– Dane jest 0,25 mola tlenku siarki(IV). Ile to stanowi gramów, cząsteczek tlenku siarki(IV)? Ile w tej ilości zawartych jest moli atomów siarki oraz moli atomów tlenu? Odpowiedź uzasadnij obliczeniami.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podać pełną interpretację zapisanego równania reakcji (jakościową, cząsteczkową, molową); 

·   praktycznie stosować podstawowe pojęcia chemiczne (mol, liczba Avogadra, masa molowa) w rozwiązywaniu zadań typu: 
– W ilu gramach węgla znajduje się tyle samo atomów, co w 20 g wapnia? Odpowiedź uzasadnij.
– Masa płytki glinu wynosi 8,1 g. Ile to atomów?
– Odważono 3,2 g siarki i 3,2 g węgla. Która próbka zawiera więcej atomów? Ile moli atomów zawierają te próbki?

19 

Podstawowe prawa chemiczne. 

1. Prawo zachowania masy. 

2. Prawo stałości składu. 

3. Rozwiązywanie zadań rachunkowych. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: prawo zachowania masy, prawo stałości składu, wzór elementarny i wzór rzeczywisty. 

Uczeń potrafi: 

·   praktycznie stosować podstawowe prawa chemiczne (prawo zachowania masy, prawo stałości składu) podczas rozwiązywania prostych zadań typu: 
– W reakcji 24 g magnezu z tlenem otrzymano 40 g tlenku magnezu. Ile tlenu przereagowało? 
– Jaki jest stosunek masowy węgla do tlenu w tlenku węgla(II)? 

Uczeń dodatkowo potrafi

·   praktycznie stosować podstawowe prawa chemiczne (prawo zachowania masy, prawo stałości składu) podczas rozwiązywania zadań typu: 
– W zamkniętym naczyniu zmieszano 2 mole wodoru i 35,5 g chloru. Ile gramów produktu powstanie w tej reakcji? Który substrat pozostanie po przeprowadzeniu tej reakcji? 
– Miedź łączy się z tlenem w stosunku wagowym (masowym) 4:1. Oblicz, ile gramów miedzi połączy się z 8 g tlenu. 
– Ustal wzór związku zawierającego: 2,4% wodoru, 39,1% siarki i 58,5% tlenu. 

20 

Objętość molowa gazów. 

1. Objętość 1 mola gazu w warunkach normalnych. 

2. Obliczanie liczby cząsteczek gazu w określonej objętości – prawo Avogadra.

 3. Prawo Gay-Lussaca.

Uczeń zna pojęcia i definicje: objętość molowa gazów w warunkach normalnych, prawo Avogadra, prawo Gay-Lussaca.

Uczeń potrafi:  

·   wykonać proste obliczenia na podstawie prawa Avogadra; 

·   obliczać liczbę gramów, moli i cząsteczek danej objętości gazu w warunkach normalnych; 

·   rozwiązywać zadania typu: 
– Oblicz, jaką objętość zajmie 12 g CO₂ w warunkach normalnych. 
– W wyniku spalania węgla otrzymano 0,25 mola CO₂. Oblicz, jaką objętość zajmie otrzymany tlenek węgla(IV) w warunkach normalnych.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   praktycznie stosować podstawowe prawa gazowe (prawo Avogadra i prawo Gay-Lussaca) podczas rozwiązywania zadań typu: 
– Oblicz, jaką objętość w warunkach normalnych zajmie tlenek węgla(IV) powstający podczas spalania 3,2 g metanu.
– W reakcji cynku z kwasem fosforowym(V) wydzieliło się 22,4 dm³ wodoru. Oblicz, ile atomów cynku i ile gramów H₃PO₄ wzięło udział w reakcji.

21-25 

Obliczenia chemiczne. 

Utrwalenie materiału poprzez  rozwiązywanie różnych zadań rachunkowych.  

Uczeń potrafi:  

·   posiadaną wiedzę wykorzystać do rozwiązywania różnorodnych typowych zadań np.: 
– Oblicz, ile atomów siarki znajduje się w próbce o masie 8 g. 

Uczeń potrafi:  

·   posiadaną wiedzę wykorzystać do rozwiązywania różnorodnych zadań problemowych, np.: 
– Oblicz, ile atomów siarki znajduje się w 49 g kwasu siarkowego(VI). 

26 

Pisemny sprawdzian wiadomości. 

27 

Charakterystyka roztworów. 

1. Co to są roztwory? – powtórzenie wiadomości z gimnazjum (roztwór, rozpuszczalnik, rozpuszczanie, krystalizacja). 

2. Kryteria podziału roztworów: 
– stan skupienia roztworów – przykłady roztworów w różnym stanie skupienia, 
– roztwory rzeczywiste (właściwe) i koloidalne, 
– roztwory nasycone i nienasycone,
– rozpuszczalność.

3. Roztwory spotykane w życiu codziennym.

Uczeń zna pojęcia i definicje: mieszanina jednorodna, mieszanina niejednorodna, roztwór, rozpuszczalnik, substancja rozpuszczona, roztwór właściwy, roztwór koloidalny, roztwór nasycony i nienasycony, rozpuszczalność, rozpuszczanie, krystalizacja. 

Uczeń potrafi: 

·   dokonać klasyfikacji znanych z życia codziennego roztworów (np. ocet, woda utleniona, powietrze, stopy metali) na roztwory gazowe, ciekłe i stałe; 

·   podać sposób rozdzielania składników podanych mieszanin, np. cukier i woda; piasek, żelazo i sól kuchenna; 

·   podać czynniki przyspieszające rozpuszczanie substancji stałych w cieczach; 

·   podać kryteria podziału roztworów ze względu na rozpuszczalność substan-cji;  odczytać informacje zawarte na wykresach rozpuszczalności; 

·   wytłumaczyć, na czym polega proces krystalizacji.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podać różne kryteria podziału roztworów (wielkość cząsteczek fazy rozproszonej, stan skupienia, ilość substancji rozpuszczonej), a także zaszeregować roztwory znane z życia do odpowiednich grup; 

·   zaprojektować i wykonać doświadczenia prowadzące do rozdzielania składników różnych mieszanin (cukier i woda, piasek i żelazo, piasek, żelazo i sól kuchenna); 

·   omówić sposób odróżniania roztworów właściwych od koloidalnych (efekt Tyndalla) oraz podać przykłady tych roztworów; 

·   omówić wpływ temperatury i ciśnienia na rozpuszczalność substancji stałych i gazowych; 

·   wykazać się umiejętnością interpretacji krzywych rozpuszczalności; 

·   zaprojektować doświadczenia prowadzące do otrzymania roztworów: nasyconego i nienasyconego dowolnej substancji stałej w danej temperaturze; 

·   wytłumaczyć, na czym polega proces krystalizacji i zaproponować sposób przeprowadzenia tego procesu.

28-31 

Sposoby wyrażania stężeń roztworów. 

1. Stężenia procentowe. 

2. Stężenia molowe. 

3. Zasada sporządzania roztworów o określonym stężeniu. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: stężenie procentowe, stężenie molowe. 

Uczeń potrafi: 

·   Rozwiązywać proste zadania, korzy-stając ze znajomości definicji stężenia procentowego i molowego, np.: 
– Ile gramów substancji rozpuszczonej i ile gramów wody należy użyć, aby sporządzić roztwór o określonych stężeniach: procentowym i molowym?
– Rozpuszczono 20 g NaOH w wodzie i otrzymano 500 cm³ roztworu. Oblicz stężenie molowe otrzymanego roztworu.
– Rozpuszczono 15 g cukru w 185 g wody. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   zaproponować sposób sporządzania roztworów o określonych stężeniach: procentowym i molowym na podstawie obliczeń, uwzględniając poprawną kolejność wykonywanych czynności; 

·   wykazać się znajomością znaczenia pojęcia stężenia roztworu w życiu codziennym, np. w interpretacji wyników badań analitycznych; 

·   wykazać się umiejętnością wykorzystania zdobytej wiedzy do rozwiązywania zadań, np.:
– Oblicz stężenie procentowe nasyconego roztworu określonej substancji, wiedząc, że jej rozpuszczalność wynosi 15g/100g rozpuszczalnika.
– Ile gramów NaCl należy odważyć w celu sporządzenia 500 cm³ roztworu tej soli o stężeniu 0,3 mol/dm³?

·   rozwiązywać zadania polegające na obliczaniu stężeń procento-wego i molowego nowo powstałego roztworu po częściowym odparowaniu rozpuszczalnika lub dodaniu substancji wyjściowej do roztworu;

·   analizując krzywe rozpuszczalności, rozwiązywać zadania polegające na obliczaniu stężenia procentowego roztworu nasyconego w danej temperaturze.

32 

Pisemny sprawdzian wiadomości. 

33 

Wskaźniki, czyli indykatory. 

1. Co to są wskaźniki? 

2. Jak posługujemy się wskaźnikami? 

3. Wskaźniki kwasowo-zasadowe (fenoloftaleina, oranż metylowy i uni-wersalny papierek wskaźnikowy) i ich rola w określaniu odczynu roztworu. 

4. Badamy odczyn roztworu – pH. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: wskaźnik kwasowo-zasadowy, skala pH. 

Uczeń potrafi: 

·   podać, jaką barwę przyjmują: fenoloftaleina, oranż metylowy, uniwersalny papierek wskaźnikowy w różnych środowiskach; 

·   posługiwać się pojęciem pH w odniesieniu do odczynu roztworu. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podać definicję wskaźników kwasowo-zasadowych i omówić ich zastosowanie; 

·   interpretować i posługiwać się pojęciem pH w odniesieniu do odczynu roztworu i stężenia jonów H⁺ i OH^–. 

34 

* 

Poznajemy związki nieorganiczne. 

1. Tlenki – budowa, wzory, nomenklatura i metody otrzymywania. 

2. Wodorki – budowa, wzory, nomenklatura i metody otrzymywania. 

3. Charakter chemiczny tlenków i wodorków. 

4. Przyczyny i skutki kwaśnych opadów. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: tlenek, wodorek. 

Uczeń potrafi: 

·   pisać wzory sumaryczne i podać nazwy systematyczne typowych tlenków metali i niemetali; 

·   zilustrować równaniami reakcji co najmniej dwa sposoby otrzymywania tlenków; 

·   dokonać podziału podanych tlenków na kwasowe, zasadowe i obojętne oraz zapisać równania reakcji tlenków kwasowych i zasadowych z wodą; 

·   podać przykłady typowych wodorków (np. HCl); 

·   wykazać się znajomością metod ograniczania emisji tlenków siarki i azotu oraz zapobiegania negatywnym skutkom ich działania. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podać różne kryteria podziału tlenków i na tej podstawie dokonać ich klasyfikacji; 

·   doświadczalnie określić charakter chemiczny tlenków na podstawie ich zachowania wobec wody, kwasów, zasad i różnych wskaźników kwasowo-zasadowych oraz ilustrować te doświadczenia równaniami reakcji; 

·   scharakteryzować zmianę właściwości tlenków pierwiastków trzeciego okresu, ilustrując ich właściwości kwasowo-zasadowe odpowiednimi równaniami reakcji (z wodą, z kwasem lub z zasadą); 

·   wyjaśnić przyczyny obecności tlenków siarki i azotu w powietrzu oraz skutki ich oddziaływania na środowisko. 

35 

Kwasy i zasady. 

1. Kwasy – budowa, wzory, nomenklatura i metody otrzymywania. 

2. Zasady – budowa, wzory, nomenklatura i metody otrzymywania. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: kwas, wodorotlenek, zasada. 

Uczeń potrafi: 

·   pisać wzory sumaryczne i podać nazwy systematyczne kwasów tlenowych i beztlenowych; 

·   podać przykład kwasów tlenowych i beztlenowych; 

·   zilustrować równaniem reakcji co najmniej jeden sposób otrzymywania kwasów; 

·   pisać wzory sumaryczne i podać nazwy systematyczne zasad oraz wodorotlenków;

·   zilustrować równaniami reakcji co najmniej dwa sposoby otrzymywania zasad; 

·   podać podstawowe zastosowanie wybranych kwasów i wodorotlenków.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podać po dwie metody otrzymywania kwasów i zasad; 

·   zaplanować i wykonać doświadczenie pozwalające potwierdzić charakter amfoteryczny wodorotlenku glinu; 

·   wyjaśnić różnicę między wodorotlenkiem a zasadą. 

36 

Charakterystyka soli. 

1. Wzory, budowa oraz nomenklatura soli obojętnych. 

2. Metody otrzymywania soli. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: sól. 

Uczeń potrafi: 

·   pisać wzory sumaryczne i podać nazwy systematyczne soli (chlorki, siarczki, azotany(V), siarczany(VI), siarczany(IV), węglany, fosforany(V)); 

·   zilustrować równaniami reakcji co najmniej cztery sposoby otrzymywania soli; 

·   podać podstawowe zastosowanie wybranych soli. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   określić budowę soli, metody ich otrzymywania (przynajmniej sześć, pisząc odpowiednie równania reakcji) oraz na podstawie stopni utlenienia podać poprawne nazwy soli. 

37-39 

* 

Dysocjacja elektrolityczna. 

1. Zachowanie się kwasów, zasad i soli w roztworach wodnych – mechanizm procesu dysocjacji (rola wody). 

2. Zapis równań ilustrujących procesy dysocjacji. 

3. Nomenklatura jonów. 

4. Stopień dysocjacji – elektrolity mocne i słabe. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: elektrolit, dysocjacja elektrolityczna, stopień dysocjacji. 

Uczeń potrafi: 

·   zilustrować równaniem reakcji proces dysocjacji elektrolitycznej kwasów, zasad i soli oraz podać nazwy powstających jonów; 

·   podzielić elektrolity na słabe i mocne, w zależności od wartości stopnia dysocjacji. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   wyjaśnić mechanizm procesu dysocjacji elektrolitycznej z uwzględnieniem roli wody w tym procesie; 

·   uzasadnić odczyn wodnego roztworu amoniaku, pisząc odpowiednie równania reakcji; 

·   wyjaśnić właściwości kwasów i zasad na podstawie teorii Arrheniusa; 

·   rozwiązywać zadania, korzystając z definicji stopnia dysocjacji. 

40 

Procesy zobojętniania. 

1. Reakcje zobojętniania jako metoda otrzymywania soli. 

2. Jonowy zapis równań reakcji zobojętniania. 

3. Znaczenie reakcji zobojętniania. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: reakcja zobojętniania. 

Uczeń potrafi: 

·   zapisać w formie cząsteczkowej i jonowej przebieg reakcji zobojętniania, podając ją jako przykładowy sposób otrzymywania soli. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   wytłumaczyć, na czym polega proces zobojętniania kwasów zasadami, ilustrując go równaniami reakcji (ujęcie cząsteczkowe i jonowe). 

41 

Strącanie osadów. 

1. Substancje trudno rozpuszczalne. 

2. Cząsteczkowy i jonowy zapis równań reakcji strącania osadów. 

3. Praktyczne znaczenie reakcji strącania osadów. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: reakcja strącania osadów. 

Uczeń potrafi: 

·   korzystając z tablicy rozpuszczalności, podać przykład substancji łatwo rozpuszczalnej i trudno rozpuszczalnej w wodzie oraz zapisać w formie cząsteczkowej i jonowej proces wytrącania osadu przynajmniej trzech różnych soli; 

·   posługiwać się tablicą rozpuszczalności do rozwiązywania problemów typu: 

·   dobór odczynnika strącającego osad z kationem i odczynnika strącającego osad z anionem danej soli. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   zaplanować i wykonać doświadczenie pozwalające otrzymać trudno rozpuszczalną sól; 

·   posługiwać się tablicą rozpuszczalności do rozwiązywania problemów typu: 
– określenie metody identyfikacji substancji w roztworze wodnym; 

·   zaproponować sposób wykrywania i usuwania z wody następujących jonów: Cl^–, PO₄^3–, CO₃^2–, NO₃^–, NH₄⁺, Mg²⁺, Ca²⁺; 

·   wyjaśnić znaczenie reakcji strącania (np. wytrącanie PbS i HgS) w ochronie środowiska. 

42-43 

Procesy hydrolizy soli. 

1. Odczyn wodnych roztworów soli. 

2. Procesy hydrolizy soli. 

3. Cząsteczkowy i jonowy zapis równań reakcji hydrolizy soli. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: reakcja hydrolizy, odczyn wodnych roztworów soli. 

Uczeń potrafi: 

·   wymienić typy soli ulegających hydrolizie i podać po jednym przykładzie tych soli; 

·   przewidzieć odczyn roztworu wodnego soli na podstawie podanego jej wzoru i np. dla Na₂CO₃ i AlCl₃ uzasadnić go równaniami reakcji.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   przewidzieć odczyn wodnych roztworów różnych soli i uzasadnić to za pomocą odpowiednich równań reakcji. 

44 

Lekcja powtórzeniowa. 

45 

Pisemny sprawdzian wiadomości. 

46-47 

Charakterystyka tlenu. 

1. Tlen w przyrodzie – rozpowszechnienie i występowanie. 

2. Metody otrzymywania tlenu. 

3. Właściwości tlenu. 

4. Alotropia tlenu. 

5. Rola ozonu. 

6. Zjawisko dziury ozonowej. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: właściwości fizyczne i chemiczne tlenu, alotropia tlenu, dziura ozonowa. 

Uczeń potrafi: 

·   podać właściwości fizyczne tlenu; 

·   omówić rolę tlenu w procesach zachodzących w przyrodzie; 

·   zilustrować za pomocą równania reakcji otrzymywanie tlenu w reakcji rozkładu H₂O₂; 

·   wykazać się zrozumieniem znaczenia ozonu dla funkcjonowania życia na Ziemi; 

·   omówić zagrożenia wynikające z tworzenia się dziury ozonowej. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   scharakteryzować właściwości fizyczne i chemiczne tlenu z uwzględnieniem ozonu jako odmiany alotropowej tlenu; 

·   ilustrować za pomocą równań reakcji laboratoryjne metody otrzymywania tlenu; 

·   wymienić procesy powodujące utrzymanie się w przybliżeniu stałego stężenia tlenu w atmosferze; 

·   wyjaśnić, w jaki sposób powstaje ozon w atmosferze; 

·   wyjaśnić, na wybranych przykładach, czym różni się reakcja spalania od reakcji utleniania; 

·   omówić zjawisko alotropii. 

48 

Charakterystyka wodoru i jego związków. 

1. Metody otrzymywania oraz właściwości wodoru. 

2. Woda jako najpopularniejszy związek wodoru. 

3. Nadtlenek wodoru. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: właściwości fizyczne i chemiczne wodoru. 

Uczeń potrafi: 

·   podać właściwości fizyczne wodoru; 

·   opisać i zilustrować równaniem reakcji laboratoryjną metodę otrzymywania wodoru (reakcja cynku z kwasem solnym); 

·   omówić właściwości fizyczne wody;

·   narysować i omówić wzór strukturalny wody;

·   omówić obieg wody w przyrodzie;

·   podać przyczyny nadmiernego zarastania zbiorników wodnych.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   ilustrować za pomocą równań reakcji laboratoryjną metodę otrzymywania wodoru; 

·   opisać zasady bezpiecznej pracy z wodorem; 

·   omówić właściwości fizyczne i chemiczne wody; 

·   omówić budowę przestrzenną cząsteczki wody; 

·   wyjaśnić istotę wiązania wodorowego, podając jego konsekwencje i na tej podstawie wytłumaczyć nietypowe właściwości wody;

·   pisać równania reakcji, w których woda pojawia się jako substrat lub produkt;

·    uzasadnić stwierdzenie „Ziemia to planeta wody”;

·   omówić właściwości nadtlenku wodoru.

49-50 

* 

Charakterystyka litowców. 

1. Właściwości fizyczne sodu i potasu. 

2. Aktywność litowców – warunki przechowywania. 

3. Reakcja sodu i potasu z tlenem. 

4. Otrzymywanie zasady sodowej i potasowej w reakcji metali z wodą. 

5. Najważniejsze sole sodu i potasu. 

Uczeń potrafi: 

·   wskazać położenie litowców jako typowych metali w układzie okresowym; 

·   podać liczbę elektronów walencyjnych litowców; 

·   scharakteryzować właściwości fizyczne
sodu; 

·   biorąc pod uwagę dużą aktywność litowców, zapisać równanie reakcji sodu z wodą i tlenem; 

·   przedstawić zmianę właściwości litowców wraz ze wzrostem mas atomowych. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   napisać konfigurację elektronową atomu sodu i przewidzieć konsekwencje takiej konfiguracji; 

·   scharakteryzować właściwości fizyczne litowców jako typowych metali; 

·   wymienić najważniejsze związki sodu i potasu oraz podać ich właściwości i zastosowanie; 

·   wyjaśnić zmianę aktywności chemicznej litowców w grupie na podstawie wielkości promienia atomowego; 

·   pisać równanie reakcji, w którym pojawia się NaOH jako substrat lub jako produkt; 

·   na podstawie barwy płomienia dokonać identyfikacji związków litowców. 

51-53 

Charakterystyka fluorowców. 

1. Właściwości fizyczne fluoru, chloru, bromu i jodu. 

2. Otrzymywanie chloru i wody chlorowej. 

3. Chlorowodór i kwas solny. 

4. Chlorki. 

5. Aktywność fluorowców.

Uczeń potrafi: 

·   wskazać położenie fluorowców jako typowych niemetali w układzie okresowym; 

·   podać liczbę elektronów walencyjnych fluorowców; 

·   scharakteryzować właściwości fizyczne fluorowców;

·   wymienić i scharakteryzować najważniejsze związki chloru (HCl, NaCl) i zapisać równania reakcji o trzymywania tych związków;

·   omówić zastosowanie związków takich jak HCl, NaCl;

·   omówić zmianę właściwości fluorowców wraz ze wzrostem ich mas atomowych.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   pisać i interpretować konfiguracje elektronowe atomów fluoru i chloru; 

·   omówić typy wiązań występujących w związkach fluorowców; 

·   scharakteryzować właściwości fizyczne fluorowców jako typowych niemetali;

·   wymienić najważniejsze związki chloru i podać ich zastosowanie;

·   wyjaśnić zmianę aktywności chemicznej fluorowców w grupie na podstawie wielkości promienia atomowego;

·   zaprojektować doświadczenie pozwalające na potwierdzenie zmian aktywności fluorowców w grupie; 

·   pisać równania reakcji, w których pojawia się HCl jako substrat lub jako produkt;

·   zaprojektować i wykonać doświadczenie pozwalające na wykrycie jonów Cl^–, Br^–, I^–.

54 

Węgiel w przyrodzie. 

1. Występowanie i rozpowszechnienie węgla w przyrodzie (tlenek węgla(IV), węglany, związki organiczne – biomasa). 

2. Paliwa kopalne. 

3. Spalanie węgla źródłem energii. 

4. Efekt cieplarniany. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: węgiel pierwiastkowy, paliwa kopalne, sucha destylacja węgla, spalanie, efekt cieplarniany. 

Uczeń potrafi: 

·   opisać występowanie węgla w przyrodzie; 

·   omówić występowanie węgla jako składnika różnych paliw kopalnych; 

·   wymienić gałęzie przemysłu, dla których węgiel jest podstawowym surowcem; 

·   omówić skutki efektu cieplarnianego. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

• wyjaśnić, na wybranych kilku przykładach, czym różni się reakcja spalania od reakcji utleniania; 
• omówić obieg węgla w przyrodzie; 
• omówić istotę efektu cieplarnianego. 

55 

Alotropia węgla. 

1. Charakterystyka odmian alotropowych węgla. 

2. Zastosowanie diamentu i grafitu. 

3. Co to jest sadza ? 

4. Węgiel drzewny i kostny.

Uczeń zna pojęcia i definicje: alotropia, właściwość fizyczna, właściwość chemiczna, adsorpcja. 

Uczeń potrafi: 

·   wyjaśnić przyczynę różnych właściwości diamentu i grafitu; 

·   omówić właściwości fizyczne i zastosowanie grafitu i diamentu.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   omówić zjawisko alotropii na przykładzie węgla; 

·   podać przyczynę różnych właściwości odmian alotropowych węgla (diament, grafit, fulereny);

·    wykonać doświadczenie potwierdzające właściwości sorpcyjne węgla;

·   wyjaśnić właściwości sadzy (zdefektowanego grafitu).

56-57 

Charakterystyka nieorganicznych związków węgla. 

1. Tlenki węgla. 

2. Kwas węglowy i węglany. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: właściwość fizyczna, właściwość chemiczna. 

Uczeń potrafi: 

·   podać wzory najważniejszych nieorganicznych związków węgla: tlenku węgla(II), tlenku węgla(IV), kwasu węglowego, węglanu wapnia; 

·   omówić ich właściwości, a w szczególności redukujące właściwości CO, kwasowy charakter CO₂, nietrwałość kwasu węglowego, rozpuszczalność w wodzie węglanów 

·   ilustrować omawiane w punkcie drugim właściwości związków węgla odpowiednimi równaniami reakcji; 

·   podać właściwości fizyczne tlenku węgla(II) i tlenku węgla(IV); 

·   zapisać równania reakcji przedstawione na poniższym schemacie: 

·   omówić obieg CO₂ w przyrodzie. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·  opisać właściwości fizyczne i chemiczne tlenku węgla(II) i tlenku węgla(IV); 

·  omówić właściwości kwasu węglowego; 

·   wykryć doświadczalnie CO₂ i jony węglanowe; 

·  rozwiązać dowolny chemograf ilustrujący właściwości węgla i jego związków, pisząc odpowiednie równania reakcji oraz podać nazwy wszystkich reagentów: 

58-59 

Chemia organiczna jako chemia związków węgla. 

1. Rozwój chemii organicznej – rys historyczny. 

2. Różnorodność związków organicznych. 

3. Osiągnięcia współczesnej chemii organicznej. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: związek organiczny, katenacja. 

Uczeń potrafi: 

·   krótko przedstawić rozwój chemii organicznej; 

·   omówić znaczenie wybranych związków organicznych, np. tłuszczy, białek, cukrów dla organizmów oraz w życiu codziennym. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   wyjaśnić przyczynę dużej różnorodności związków organicznych (katenacja atomów węgla, izomeria); 

·   samodzielnie przeprowadzić i zinterpretować wyniki doświadczenia pozwalającego na wykrycie w związkach organicznych węgla, wodoru, azotu, tlenu i siarki. 

60-61 

Węglowodory jako najprostsze związki organiczne. 

1. Podział węglowodorów: węglowodory nasycone, nienasycone i cykliczne. 

2. Szeregi homologiczne alkanów, alkenów i alkinów – wzory ogólne, wzory sumaryczne i strukturalne, nomenklatura. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: węglowodory, grupa alkilowa, alkany, alkeny, alkiny, szereg homologiczny, cykloalkany, wzór elementarny. 

Uczeń potrafi: 

·   podać definicję węglowodorów i dokonać ich podziału ze względu na krotność wiązania; 

·   napisać wzory sumaryczne i strukturalne oraz podać nazwy systematyczne węglowodorów nasyconych i nienasyconych o liczbie atomów węgla od 1 do 10 (o łańcu-chach prostych i rozgałęzionych); 

·    zaklasyfikować podane związki do odpowiednich grup: alkanów, alkenów, alkinów; 

·   podać wzory ogólne szeregów homologicznych alkanów, alkenów i alkinów i na tej podstawie wyprowadzić wzory sumaryczne dowolnych węglowodorów. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podzielić węglowodory na nasycone, nienasycone i cykliczne; 

·   podać wzory ogólne szeregów homologicznych alkanów, alkenów, alkinów oraz podać nazwy systematyczne wymienionych typów węglowodorów o liczbie atomów węgla od 1 do 20 (zarówno o łańcuchach prostych, jak i rozgałęzionych); 

·   scharakteryzować zmianę właściwości fizycznych węglowodorów w zależności od długości łańcucha węglowego; 

·   samodzielnie rozwiązywać zadania dotyczące następujących zagadnień: 
– obliczanie składu procentowego związku organicznego na podstawie podanego wzoru sumarycznego związku, 
– ustalanie wzoru elementarnego związku organicznego na podstawie jego składu procentowego, 
– ustalanie wzoru gazowego związku organicznego na podstawie jego składu procentowego i masy molowej lub znanej gęstości.

62-63 

Charakterystyka alkanów. 

1. Ropa naftowa i gaz ziemny jako naturalne źródła alkanów. 

2. Właściwości fizyczne alkanów (temperatury wrzenia, stan skupienia, rozpuszczalność w wodzie i rozpuszczalnikach organicznych). 

3. Reakcje alkanów z halogenami – reakcja substytucji. 

4. Halogenoalkany. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: reakcja substytucji, halogenoalkany. 

Uczeń potrafi: 

·   wymienić występujące w przyrodzie źródła węglowodorów; 

·   omówić właściwości produktów destylacji ropy naftowej; 

·   podać charakterystyczne typy reakcji dla węglowodorów nasyconych (substytucja); 

·   podać podstawowe właściwości fizyczne metanu; 

·   napisać równania reakcji chlorowania metanu; 

·   ilustrować równaniami reakcji spalanie całkowite i niecałkowite metanu, etanu i propanu. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   omówić, ilustrując równaniami reakcji, metody otrzymywania alkanów (metoda bezpośredniej syntezy z pierwiastków, otrzymy-wanie z gazu wodnego, hydroliza węgliku glinu, reakcja Wurtza); 

·   omówić i zilustrować równaniami reakcji właściwości chemiczne alkanów; 

·   omówić, ilustrując równaniami reakcji, właściwości chemiczne halogenopochodnych węglowodorów – reakcja z Zn, KOH w środowisku wodnym i NH₃. 

64-65 

Charakterystyka węglowodorów nienasyconych. 

1. Właściwości fizyczne alkenów i alkinów (temperatury wrzenia, stan skupienia, rozpuszczalność). 

2. Otrzymywanie etenu i badanie jego właściwości. 

3. Otrzymywanie etynu i badanie jego właściwości. 

4. Reakcje addycji – reguła Markownikowa. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: reakcja addycji, polimeryzacji, reguła Markownikowa. 

Uczeń potrafi: 

·   podać typy reakcji charakterystycz-nych dla węglowodorów niena-syconych (addycja, polimeryzacja) i ilustrować je równaniami reakcji (addycja H₂, X₂, HX, H₂O zgodnie z regułą Markownikowa i reakcje polimeryzacji etylenu); 

·   podać podstawowe właściwości fizyczne etenu i etynu; 

·   omówić laboratoryjny sposób otrzymywania etynu;

·   zaproponować doświadczenie pozwalające na odróżnienie węglowodorów nasyconych od nienasyconych.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   omówić i zilustrować równaniami reakcji właściwości chemiczne węglowodorów nienasyconych:
a) reakcje addycji H₂, X₂ oraz HX, H₂O zgodne z regułą Markownikowa,
b) polimeryzacji; 

·   podać sposób otrzymywania etenu i etynu w warunkach laboratoryjnych, ilustrując go odpowiednimi równaniami reakcji;

·   doświadczalnie odróżnić węglowodory nasycone od nienasyconych (reakcja z KMnO₄ i Br₂aq), ilustrując równaniami reakcji przyłączenie Br₂;

·   samodzielnie rozwiązywać zadania dotyczące np. następujących zagadnień:
– obliczanie ilości wodoru (mole, gramy, dm³) potrzebnej do uwodornienia określonej ilości węglowodoru nienasyconego. 

66-68 

Izomeria i nomenklatura węglowodorów alifatycznych i ich halogenopochodnych. 

1. Zjawisko izomerii. 

2. Rodzaje izomerii. 

3. Izomeria łańcuchowa alkanów. 

4. Izomeria położeniowa halogenoalkanów. 

5. Izomeria węglowodorów nienasyconych – położenie wiązania wielokrotnego. 

6. Izomeria geometryczna. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: rzędowość atomu węgla, izomeria położeniowa, łańcuchowa i geometryczna (cis-trans). 

Uczeń potrafi: 

·   napisać wzory sumaryczne i strukturalne n-butanu i metylopropanu, n-pentanu, metylobutanu i dimetylopropanu określając typ izomerii; 

·   napisać wzory sumaryczne i struk-turalne 1-chloropropanu i 2-chloro-propanu, określając typ izomerii; 

·   napisać wzory sumaryczne i struk-turalne pent-1-enu i pent-2-enu, określając typ izomerii; 

·   napisać wzory sumaryczne i struktu-ralne cis-but-2-enu i trans-but-2-enu, określając typ izomerii. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   wytłumaczyć, na czym polega zjawisko izomerii, oraz zilustrować na prostych przykładach za pomocą odpowiednich wzorów półstrukturalnych (grupowych) izomerię łańcuchową alkanów (izomery heksanu, heptanu), położeniową (położenia podstawnika – izomery związku o wzorze sumarycznym C₅H₉BrCl₂ i wiązania wielokrotnego – izomery heksynu) oraz geometryczną (cis-trans) dla alkenów – izomery pentenu, heksanu, podając nazwy zapisanych izomerów; 

·   wykazać się znajomością zasad nomenklatury halogenopochodnych węglowodorów i umiejętnością jej stosowania.  

69 

Węglowodory cykliczne. 

1. Cykloheksan i benzen jako przedstawiciele węglowodorów cyklicznych. 

2. Szczególne właściwości benzenu (toksyczność). 

3. Addycja wodoru do benzenu. 

4. Substytucja chloru do benzenu. 

5. Inne węglowodory cykliczne. 

Uczeń zna pojęcia i definicje:

cykloalkany, węglowodory aromatyczne. 

Uczeń potrafi: 

·   zaklasyfikować podane związki do odpowiednich grup:
alkany – cykloalkany,
alkeny – cykloalkeny,
alkiny – cykloalkiny,
areny; 

·   przedstawić warunki bezpiecznej pracy z benzenem. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   wykazać różnice między węglowodorami cyklicznymi a węglowo-dorami aromatycznymi na przykładzie cykloheksanu i benzenu; 

·   omówić właściwości fizyczne i chemiczne benzenu (reakcja substytucji chloru, addycji wodoru ilustrowane równaniami reakcji) ze szczególnym zwróceniem uwagi na bezpieczną pracę z tym związkiem oraz jego rakotwórcze właściwości; 

·    wyjaśnić podobieństwa i różnice pomiędzy związkami typu:
alkan – cykloalkan,
alken – cykloalken,
alkin – cykloalkin. 

70 

Znaczenie węglowodorów. 

1. Naturalne węglowodory. 

2. Węglowodory jako surowce energetyczne – spalanie węglowodorów. 

3. Zastosowanie węglowodorów w przemyśle – tworzywa polimeryzacyjne – reakcje polimeryzacji. 

4. Efekt cieplarniany. 

5. Niekonwencjonalne źródła energii. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: surowce energetyczne, reakcja spalania, tworzywa polimeryzacyjne, efekt cieplarniany, kraking, reforming. 

Uczeń potrafi: 

·   napisać równania reakcji spalania całkowitego i niecałkowitego węglowodorów zawierających w cząsteczce od 1 do 4 atomów węgla, chlorowania metanu i etanu, uwodornienia etenu i etynu; 

·   wyjaśnić negatywne skutki spalania węglowodorów;

·   omówić procesy poszukiwania nowych źródeł energii przyjaznych środowisku (źródła geotermalne, energia wiatru, wody). 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   doświadczalnie zidentyfikować produkty całkowitego spalania węglowodorów; 

·   podać najważniejsze zastosowania węglowodorów (surowce energetyczne, tworzywa polimeryzacyjne) ze szczególnym zwróceniem uwagi na główne źródła ich pozyskiwania (ropę naftową i gaz ziemny); 

·   wyjaśnić przyczyny efektu cieplarnianego; 

·   wytłumaczyć, na czym polega kraking i reforming oraz uzasadnić konieczność prowadzenia tych procesów w przemyśle; 

·   wymienić produkty spalania paliw, omówić negatywne skutki tego procesu i przedstawić metody zapobiegania ich emisji do środowiska;

·   omówić praktyczne znaczenie produktów reakcji polimeryzacji;

·   wyjaśnić, co to są alternatywne źródła energii i dlaczego istnieje konieczność ich poszukiwania i stosowania;

·   krótko scharakteryzować biogaz jako nowe źródło energii;

·   samodzielnie rozwiązywać zadania dotyczące następujących zagadnień:
– obliczanie objętości tlenu (lub powietrza) potrzebnej do spalenia określonej objętości albo masy węglowodoru. 

71 

Lekcja powtórzeniowa. 

72 

Pisemny sprawdzian wiadomości. 

73 

Jednofunkcyjne pochodne węglowodorów. 

1. Pojęcie grupy funkcyjnej. 

2. Najważniejsze jednofunkcyjne pochodne węglowodorów: 

·   alkohole, 

·   aldehydy, 

·   ketony, 

·   kwasy karboksylowe, 

·   aminy. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: grupa funkcyjna, alkohole, aldehydy, kwasy karboksylowe, aminy, rzędowość atomu węgla. 

Uczeń potrafi: 

·   podać wzór grupy hydroksylowej (wodorotlenowej), aldehydowej, karboksylowej i aminowej; 

·   klasyfikować podane jednofunkcyjne pochodne węglowodorów na podstawie grup funkcyjnych obecnych w cząsteczce; 

·   wyprowadzić różne jednofunkcyjne pochodne od odpowiednich węglowodorów oraz tworzyć ich nazwy systematyczne. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   klasyfikować podane jednofunkcyjne pochodne węglowodorów na podstawie grup funkcyjnych obecnych w cząsteczce; 

·   wskazać we wzorze półstrukturalnym określonego związku atomy węgla o różnej rzędowości; 

·   wyprowadzić różne jednofunkcyjne pochodne od odpowiednich węglowodorów oraz tworzyć ich nazwy systematyczne. 

74-76 

Charakterystyka alkoholi. 

1. Otrzymywanie alkoholi. 

2. Szereg homologiczny alkoholi jednowodorotlenowych. 

3. Glikol i gliceryna jako przykłady alkoholi wielowodorotlenowych. 

4. Właściwości fizyczne alkoholi – stan skupienia, rozpuszczalność w wodzie. 

5. Reakcja alkoholi z aktywnymi metalami – alkoholany. 

6. Odwadnianie alkoholi – reakcja eliminacji. 

7. Utlenianie alkoholi
I- i II-rzędowych. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: alkohol jednowodorotlenowy, alkohol wielowodorotlenowy, rzędowość alkoholi, reakcja eliminacji. 

Uczeń potrafi: 

·   podać definicję alkoholu; 

·   opisać budowę i właściwości alkoholu metylowego i etylowego:
a) fizyczne,
b) chemiczne (odczyn, równanie reakcji całkowitego spalania i reakcji z metalicznym sodem); 

·   napisać wzór strukturalny i omówić właściwości fizyczne gliceryny jako alkoholu trójwodorotlenowego; 

·   omówić zastosowanie i wpływ na organizm człowieka alkoholu metylowego i etylowego. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podać definicję alkoholi, zasady nomenklatury oraz podzielić je ze względu na rzędowość, liczbę grup wodorotlenowych, a także właś-ciwości wynikające z rodzaju podstawnika węglowodorowego; 

·   omówić właściwości fizyczne i chemiczne (ilustrując je równania-mi reakcji) alkoholi jednowodorotlenowych (odczyn, reakcje z Na, HCl, spalanie, utlenianie za pomocą CuO, odwadnianie jako przykład reakcji eliminacji); 

·   wyjaśnić, dlaczego wodny roztwór alkoholu ma odczyn obojętny, a alkoholanu – zasadowy; 

·   omówić właściwości fizyczne i chemiczne glikolu i gliceryny i porównać je z właściwościami alkoholi jednowodorotlenowych (reakcja z Cu(OH)₂); 

·   omówić zastosowanie metanolu, etanolu i gliceryny; 

·   omówić toksyczne właściwości alkoholu metylowego oraz szkodliwy wpływ alkoholu etylowego na organizm człowieka. 

77 

Charakterystyka aldehydów. 

1. Szereg homologiczny aldehydów. 

2. Właściwości fizyczne metanalu i etanalu. 

3. Redukcyjne właściwości aldehydów. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: aldehydy, reakcja charakterystyczna, właściwości redukujące. 

Uczeń potrafi: 

·   podać definicję i napisać wzory strukturalne aldehydu mrówkowego i octowego; 

·   napisać równanie reakcji otrzymywania aldehydu octowego; 

·   podać reakcje charakterystyczne dla aldehydów i napisać równania reakcji ilustrujące próbę Tollensa i Trommera dla aldehydu mrówkowego i octowego. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podać wzór ogólny, strukturalny, definicję i zasady nomenklatury aldehydów; 

·   wyprowadzić aldehydy jako produkty utleniania alkoholi I-rzędo-wych, omówić ich właściwości fizyczne i chemiczne (odczyn, właściwości redukujące – próba Tollensa i próba Trommera ilustrowane równaniami reakcji) oraz ich zastosowanie. 

78-80 

Charakterystyka kwasów karboksylowych. 

1. Szereg homologiczny kwasów karboksylowych. 

2. Właściwości fizyczne kwasów karboksylowych. 

3. Dysocjacja kwasów karboksylowych. 

4. Reakcje kwasów karboksylowych z metalami, tlenkami metali i zasadami. 

5. Mydła jako szczególny przykład soli. 

6. Reakcje estryfikacji. 

7. Tłuszcze jako szczególny przykład estrów. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: kwasy karboksylowe, estry, tłuszcze, mydła, reakcje charakterystyczne, odczyn wodnego roztworu, charakter nienasycony, woda twarda. 

Uczeń potrafi: 

·   podać definicję kwasów karboksylowych; 

·   narysować wzory strukturalne kwasu mrówkowego i octowego; 

·   omówić właściwości chemiczne kwasu mrówkowego i octowego: odczyn, reakcje z metalami aktywnymi, tlenkami metali i zasadami, ilustrując je równaniami reakcji; 

·   podać wzory i nazwy kwasów tłuszczowych: stearynowego, palmitynowego i oleinowego; 

·   zapisać równanie reakcji kwasu octowego z alkoholem etylowym i podać jego nazwę; 

·   podać zastosowanie estrów;

·   podać, jakie właściwości mają tłuszcze i jaką odgrywają rolę w organizmie człowieka;

·   napisać równanie reakcji otrzymywania dowolnego mydła;

·   wyjaśnić, czym są mydła pod względem chemicznym.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podać wzór ogólny, strukturalny i zasady nomenklatury kwasów karboksylowych; 

·   ukazać różnorodność właściwości kwasów karboksylowych ze względu na długość łańcucha węglowego, charakter grupy węglowodorowej (nasycony, nienasycony) i liczbę grup karboksylowych; 

·   przeprowadzić analogię między właściwościami kwasów nieorganicznych i kwasów karboksylowych, ilustrując ją odpowiednimi równaniami reakcji; 

·   zilustrować równaniami reakcji otrzymywanie najważniejszych kwasów tłuszczowych w wyniku reakcji zmydlania; 

·   omówić właściwości kwasów tłuszczowych i ich soli sodowych i potasowych; 

·   wytłumaczyć, pisząc odpowiednie równania reakcji, przyczynę zasadowego odczynu wodnego roztworu octanu sodu i mydeł rozpuszczalnych w wodzie;

·   omówić mechanizm działania mydeł i detergentów oraz wpływ tych ostatnich na zanieczyszczenia wód;

·   zapisując odpowiednie równania reakcji wyjaśnić, dlaczego do prania w wodzie twardej zużywamy więcej środka piorącego;

·   napisać równania reakcji alkoholi z kwasami prowadzące do powstania estrów, wskazać we wzorze strukturalnym wiązanie estrowe, omówić zasady nomenklatury estrów, ich właściwości (hydroliza) i zastosowanie;

·   napisać równanie reakcji gliceryny z kwasami tłuszczowymi prowadzące do otrzymywania cząsteczek tłuszczów mieszanych;

·   zaplanować i wykonać doświadczenie wykazujące nienasycony charakter oleju jadalnego; 

·   wykazać się znajomością i rozumieniem znaczenia tłuszczów dla diety człowieka;

·   umieć napisać wzory sumaryczne oraz strukturalne i omówić właściwości estrów powstałych z tlenowych kwasów nieorganicznych.

81 

Charakterystyka amin. 

1. Przykłady amin – wzory i nomenklatura. 

2. Otrzymywanie amin. 

3. Właściwości fizyczne amin. 

4. Właściwości chemiczne amin – charakter zasadowy.

Uczeń zna pojęcia i definicje: aminy. 

Uczeń potrafi: 

·   podać definicję amin; 

·   narysować wzór strukturalny metyloaminy i etyloaminy;

·   na podstawie równania reakcji z wodą wyjaśnić charakter chemiczny metyloaminy i etyloaminy.

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   podać ogólny wzór amin I-rzędowych; 

·   na podstawie równania reakcji z wodą i kwasami omówić zasadowy charakter amin; 

·   wyjaśnić, pisząc odpowiednie równania reakcji z wodą i kwasami, podobieństwo amin do amoniaku.

82 

Lekcja powtórzeniowa. 

83 

Pisemny sprawdzian wiadomości. 

84-86 

Charakterystyka aminokwasów i ich pochodnych. 

1. Glicyna, alanina i cysteina jako przykłady aminokwasów białkowych. 

2. Ogólny wzór aminokwasów białkowych. 

3. Właściwości chemiczne aminokwasów – charakter amfoteryczny. 

4. Kondensacja aminokwasów – peptydy i białka. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: aminokwasy, właściwości amfoteryczne, reakcja kondensacji, wiązanie peptydowe. 

Uczeń potrafi: 

·   podać wzór glicyny i za pomocą równań reakcji z NaOH i HCl potwierdzić jego właściwości amfoteryczne; 

·   napisać równanie reakcji kondensacji dwóch dowolnych aminokwasów i wskazać we wzorze otrzymanego produktu wiązanie peptydowe; 

·   wyjaśnić, jaką rolę w organizmie odgrywają białka; 

·   opisać doświadczenie pozwalające na wykrycie białka – reakcja biuretowa; 

·   omówić budowę białek. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   na przykładzie glicyny i alaniny omówić właściwości aminokwasów (właściwości amfoteryczne) ilustrując je równaniami reakcji; 

·   doświadczalnie potwierdzić amfoteryczne właściwości aminokwasów ilustrując je równaniami reakcji; 

·   napisać równanie reakcji kondensacji 2 lub 3 aminokwasów, wskazać wiązanie peptydowe we wzorze otrzymanego produktu, omówić zasady nomenklatury peptydów i omówić charakter wiązania peptydowego; 

·   scharakteryzować białka jako związki wielkocząsteczkowe; 

·   zaplanować i wykonać doświadczenie pozwalające wykryć w badanym związku wiązanie peptydowe. 

87-90 

Budowa i właściwości glukozy. 

1. Glukoza jako przykład monosacharydów. 

2. Wzór glukozy – forma łańcuchowa i pierścieniowa. 

3. Właściwości chemiczne glukozy wynikające z obecności odpowiednich grup funkcyjnych. 

4. Kondensacja glukozy jako reakcja powstawania cukrów złożonych. 

Uczeń zna pojęcia i definicje: cukry, cukry proste, cukry złożone, dwucukry, wielocukry, aldozy, ketozy, właściwości redukujące. 

Uczeń potrafi: 

·   podzielić cukry na proste i złożone, podając po jednym przykładzie każdego cukru (nazwa i wzór sumaryczny); 

·   zdefiniować glukozę jako wielowodorotlenowy aldehyd, podając jej wzór w projekcji Fischera; 

·   opisać właściwości fizyczne cukrów prostych; 

·   podać reakcje charakterystyczne dla glukozy (wykrywanie wielu grup
—OH oraz grupy —CHO); 

·   określić produkty hydrolizy sacharozy i skrobi; 

·   stwierdzić doświadczalnie brak właściwości redukujących sacharozy; 

·   wykryć skrobię za pomocą roztworu I₂/KI; 

·   wyjaśnić, jaką rolę w organizmach odgrywają cukry. 

Uczeń dodatkowo potrafi: 

·   dokonać podziału cukrów na cukry proste, dwucukry i wielocukry oraz na aldozy i ketozy; 

·   podać i zinterpretować wzór sumaryczny oraz strukturalny (w formie łańcuchowej i pierścieniowej) glukozy i fruktozy, omówić ich właściwości fizyczne oraz chemiczne (fermentacja i właściwości redukujące); 

·   omówić funkcję biologiczną glukozy; 

·   wyjaśnić, że kondensacja cząsteczek cukrów prostych prowadzi do powstania cukrów złożonych; 

·   podać wzór sumaryczny sacharozy oraz jej właściwości fizyczne i chemiczne oraz produkty jej hydrolizy; 

·   opisać skrobię jako wielocukier; 

·   wykryć doświadczalnie w różnych artykułach spożywczych glukozę (próba Trommera) i skrobię (za pomocą roztworu I₂/KI); 

·   omówić podstawowe funkcje, jakie pełnią w organizmach cukry proste i złożone. 

91-96 

Chemia w naszym życiu. 

1. Podsumowanie nauki – dobór problemów ilustrujących znaczenie chemii w:
– życiu codziennym,
– życiu gospodarczym,
– ochronie środowiska. 

Uczeń powinien: 

·   dostrzegać różnorodne zjawiska zachodzące w przyrodzie i opisywać je prostym językiem chemicznym; 

·   dostrzegać pozytywny wpływ rozwoju chemii, ale i niewłaściwe wykorzystywanie substancji chemicznych; 

·   przedstawić rolę chemii w rozwoju cywilizacji i w życiu codziennym; 

·   wyjaśnić wpływ działalności człowieka na środowisko przyrodnicze.