Пояснительная записка

Пояснительная записка
Рабочая программа по химии 9 класса составлена на основе:
•
федерального
компонента
государственного
стандарта
основного
общего
образования (Приказ МО и НРФ от 5 марта 2004 г. № 1089),
•
Примерной программы среднего (полного) общего образования по химии для 9
класса (Сборник нормативных документов. Химия/сост. Э.Д. Днепров, А.Г. Аркадьев.-М.:
Дрофа, 2007.)
•
образовательной программы МБОУ «СОШ с. Лубяны» Кукморского района РТ,
•
учебного плана 1-11 классов муниципального бюджетного образовательного
учреждения
«Средняя
общеобразовательная
школа
с.
Лубяны»
Кукморского
муниципального района Республики Татарстан на 2014-2015 учебный год (Приказ № 60 от
29 августа 2014 г.)
Учебник химии 9 класса (базовый уровень) И.И. Новошинский, Н.С. Новошинская.
М.: «Русское слово», 2008.
Изучение химии в 9 классе базового уровня направлено на достижения следующей цели.
Цель:
Создать условия для расширения знаний учащихся о неорганических соединениях,
их свойствах, практической значимости.
Задачи:
•
овладеть умениями проводить химический эксперимент, умениями производить
расчеты на основе химических формул веществ и уравнений химических реакций;
•
развить познавательный интерес и интеллектуальные способности в процессе
проведения химического эксперимента, самостоятельного приобретения знаний в
соответствии с возникающими жизненными потребностями;
•
воспитывать отношения к химии как к одному из фундаментальных компонентов
естествознания и элементу общечеловеческой культуры.
По учебному плану 1-11 классов муниципального бюджетного образовательного
учреждения
«Средняя
общеобразовательная
школа
с.
Лубяны»
Кукморского
муниципального района Республики Татарстан на 2014-2015 учебный год на изучение
химии в 9 классе отводится 68 часов, 2 часа в неделю.
Учебно-тематический план
№
Название раздела
Количество
часов
1
Повторение некоторых вопросов курса химии 8 класс
3
2
Окислительно-восстановительные реакции
3
3
Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделева 4
– основа изучения и предсказания свойств элементов и их
соединений
4
Элементарные основы неорганической химии.
47
Водород и его важнейшие соединения.
4
Галогены
6
Скорость химической реакции
3
Подгруппа кислорода
9
Подгруппа азота
8
Подгруппа углерода
7
Металлы
10
5
Первоначальные представления об органических веществах.
8
6
Химия и жизнь.
3
Итого
68
Содержание программы
Повторение некоторых вопросов курса химии 8 класса. (3 ч.)
Свойства важнейших классов неорганических соединений в свете теории
электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация веществ в водных
растворах. Электролиты и неэлектролиты. Ионы. Катионы и анионы. Электролитическая
диссоциация кислот, щелочей и солей. Реакции ионного обмена. Гидролиз солей
Практическая работа 1. Решение экспериментальных задач по темам: «Важнейшие классы
неорганических соединений» и « Реакции ионного обмена»
Окислительно-восстановительные реакции. (3 ч.)
Определение и основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
Восстановители и окислители. Окислительно-восстановительная двойственность.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного
баланса.
Демонстрации:
Примеры окислительно-восстановительных реакций: взаимодействие соляной кислоты с
цинком и оксидом кальция, горение серы ( угля) и взаимодействие оксида серы (ІV) с
водой.
Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделева – основа изучения и
предсказания свойств элементов и их соединений (4 часа)
Первые попытки классификации химических элементов. Открытие периодической
системы и периодического закона. Предсказательная роль этого открытия.современная
трактовка периодического закона и причины периодичности свойств элементов и их
соединений. Характеристика элемента и его соединений на основе положения в
периодической системе. Значение периодического закона.
Водород и его важнейшие соединения. (4 ч.)
Водород – химический элемент. Строение атома, электроотрицательности и степень
окисления. Положение водорода в Периодической системе. Водород – простое вещество.
Молекула водорода. Нахождение в природе. Получение водорода и его физические
свойства. Химические свойства (окислительно-восстановительная двойственность):
взаимодействие с неметаллами, активными металлами и оксидами металлов. Водород
экологически чистое топливо. Применение водорода. Меры предосторожности при работе
с водородом.
Относительная плотность газа. Закон Авогадро. Молярный объем газа. Закон объемных
отношений.
Оксид водорода – вода. Состав, строение. Особенности (аномальные свойства вода).
Химические свойства воды: взаимодействие с активными металлами (щелочными и
щелочноземельными) и оксидами этих металлов, с кислотными оксидами. Круговорот
воды в природе. Вода и здоровье. Охрана водных ресурсов. Очистка воды.
Демонстрации:
1. Получение водорода и ознакомление с его физическими и химическими свойствами.
2. Модель молекулы воды.
3. Очистка воды перегонкой.
4. Взаимодействие воды с натрием, оксидом фосфора (V) и оксидом кальция, испытание
полученных растворов гидроксидов индикаторами.
Расчетные задачи:
1. Определение относительной плотности газов.
2. Вычисление по химическим уравнениям объемов газов по известной массе или
количеству вещества одного из вступающих в реакцию веществ или образующихся в
результате реакции.
3. Расчет объемных отношений газов по химическим уравнениям.
Галогены. (6 ч.)
Общая характеристика галогенов на основе положения химических элементов в
Периодической системе. Общность и различие в строении атомов. Молекулы простых
веществ и галогеноводородов. Физические и химические свойства галогенов.
Хлор. Нахождение в природе. Положение хлора и его физические свойства,
растворимость в воде ( хлорная вода), действие на организм. Химические свойства
(окислительные) хлора: взаимодействие с металлами, водородом. Понятие о хлорной
(белильной) извести. Применение хлора. Хлороводород и соляная кислота: получение,
свойства.
Фтор, бром, йод. Сравнительная характеристика окислительных свойств галогенов.
Качественные реакции на хлорид -, бромид-, иодид – ионы и йод.
Применение галогенов и их соединений.
Демонстрации:
1. Образцы галогенов простых веществ.
2. Получение хлорной воды.
3. Обесцвечивание хлорной водой красящих веществ.
4. Сравнение растворимости йода в воде, в водном растворе иодида калия и в
органических растворителях (спирте)
5. Получение хлороводорода и соляной кислоты.
Лабораторный опыт 1. Распознаванием хлорид -, бромид-, иодид – ионов в растворах.
Практическая работа 2. Изучение свойств соляной кислоты. Решение экспериментальных
задач по теме «Галогены».
Расчетные задачи: Вычисление массы (объема, количества вещества) продукта реакции,
если одно из реагирующих веществ дано в избытке.
Скорость химических реакций. (3 ч.)
Понятие о скорости химической реакции. Реакции гомогенные и гетерогенные. Факторы,
влияющие на скорость химических реакций: природа реагирующих веществ,
концентрация, площадь соприкосновения реагирующих веществ, температура и
катализатор. Понятие об ингибиторах.
Необратимые и обратимые реакции. Классификация химических реакций.
Демонстрации:
Опыты, показывающие зависимость скорости химических реакций от природы,
концентрации и площади реагирующих веществ, температуры, от катализатора.
Лабораторный опыт 2. Влияние величины поверхности твердого вещества на скорость
гетерогенной реакции.
Практическая работа 3. Скорость химической реакции
Подгруппа кислорода. ( 9 ч.)
Общая характеристика элементов подгруппы кислорода. Общность и различие в строении
атомов элементов подгруппы.
Кислород – химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степень
окисления. Кислород простое вещество, нахождение в природе. Получение кислорода,
его физические, химические (окислительные) свойства: взаимодействие с металлами и
неметаллами. Применение кислорода.
Аллотропные видоизменения кислорода. Озон. Получение, свойства и применения.
Озоновый щит Земли.
Сера. Строение атома, степени окисления, аллотропия. Сера в природе. Физические,
химические (окислительно-восстановительная двойственность) свойства: взаимодействие
с металлами, водородом и кислородом. Сероводород. Сульфиды. Применение серы.
Оксиды серы (ІV) и(VІ). Их получение и свойства. Серная кислота, ее физические и
химические свойства. Сульфаты. Разбавленная и концентрированная серная кислота.
Качественная реакция на сульфат-ион. Значение серы и ее соединений в народном
хозяйстве. Химические реакции, лежащие в основе промышленного получения серной
кислоты.
Демонстрации:
1. Получение кислорода и ознакомление с его химическими и физическими свойствами.
2. Взаимодействие серы с металлом и кислородом.
3. Распознавание сульфат-иона врастворе.
Практическая работа 4. Решение экспериментальных задач по теме: «Подгруппа
кислорода».
Расчетные задачи: Вычисление массы или объема продукта реакции по известной массе
или объему исходного вещества содержащего определенную массовую долю примесей.
Подгруппа азота. (8 ч.)
Общая характеристика элементов подгруппы азота.
Азот - химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени
окисления. Азот простое вещество, строение, нахождение в природе, получение и
физические свойства. Химические (окислительно-восстановительная двойственность)
свойства: взаимодействие с металлами, водородом и кислородом. Применение азота.
Аммиак. Строение, получение, физические и химические свойства: горение,
взаимодействие с водой и кислотами. Аммиачная вода. Соли аммония. Качественная
реакция на ион – аммония. Применение аммиака и солей аммония.
Азотная кислота. Получение, физические и химические (окислительные) свойства:
взаимодействие с металлами и неметаллами, применение. Нитраты. Азотные удобрения.
Круговорот азота в природе.
Фосфор. Строение атома, электроотрицательность и степени окисления. Аллотропия.
Химические свойства фосфора: взаимодействие с кислородом. Основные соединения
фосфора: оксид фосфора (V) и ортофосфорная кислота, фосфаты и гидрофосфаты.
Качественная реакция на фосфат-ион. Фосфорные удобрения. Классификация удобрений.
Простые и сложные удобрения. Экологические проблемы применения удобрений.
Круговорот фосфора в природе.
Демонстрации:
1. Растворение аммиака в воде
2. Горение аммиака в кислороде.
3. взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью.
4.Образцы азотных и калийных удобрений.
Лабораторный опыт 3. Качественные реакции на соли аммония.
Лабораторный опыт 4. Качественная реакция на фосфат-ион.
Практическая работа 5. Получение аммиака и изучение его свойств. Ознакомление со
свойствами водного раствора аммиака. Возгонка хлорида аммония.
Расчетные задачи: Решение разных типов задач по материалам темы.
Подгруппа углерода. (7 ч.)
Общая характеристика элементов подгруппы углерода.
Углерод - химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени
окисления. Углерод простое вещество, аллотропные модификации и их свойства.
Химические (восстановительные) свойства: горение, восстановление оксидов металлов.
Оксиды углерода (ІІ) и (ІV), получение, свойства и применение. Угольная кислота,
карбонаты и гидрокарбонаты. Углерод - основа живой (органической) природы. Охрана
атмосферного воздуха от загрязнений. «Парниковый эффект». Круговорот углерода в
природе.
Кремний. Строение атома, свойства и применение. Оксид кремния (ІV) и кремневая
кислота, силикаты. Кремний – основа неживой (неорганической) природы. Понятие о
силикатной промышленности( керамика, стекло, цемент, бетон, железобетон)
Водородные соединения неметаллов ІV –VІІ групп, их состав и свойства. Закономерности
изменения кислотно-основных свойств водных растворов этих соединений в периодах и
главных подгруппах периодической системы.
Демонстрации:
1.
Образцы природных соединений углерода и кремния.
2.
Отношение карбонатов и гидрокарбонатов к действию кислот.
3.
получение кремневой кислоты.
Лабораторный опыт 5. Адсорбционные свойства угля.
Практическая работа 6. Получение оксиды углерода (ІV) и изучение его свойств.
Распознавание карбонатов.
Расчетные задачи: Решение разных типов задач по материалам темы.
Металлы и их соединения. (10 ч.)
Металлы и их важнейшие химические соединения (обзор).
Положение металлов в Периодической системы, особенности строения их атомов,
радиусы атомов, электроотрицательность, степени окисления.
Простые вещества – металлы. Металлическая химическая связь и металлическая
кристаллическая решетка. Характерные физические свойства металлов. Сплавы, их
свойства и применение.
Общие способы получения металлов. Химические свойства ( восстановительные)
металлов. Ряд активности металлов. Отношение металлов к неметаллам, к растворам
солей, кислот и воде.
Алюминий. Общая характеристика элементов 3 группы главной подгруппы. Строение
атома алюминия. Его природные соединения, получение, физические и химические
свойства. Соединения алюминия, амфотерность его оксида и гидроксида. Качественная
реакция на ион Аl 3+. Применение алюминия и его соединений.
Магний и кальций. Общая характеристика элементов 2 группы главной подгруппы.
Строение атомов магния и кальция. Металлы в природе и способы их получения,
физические и химические свойства. Важнейшие соединения кальция и магния ( оксиды,
гидроксиды и соли), их свойства и применения. Качественная реакция на ион Са2+.
Биологическая роль и применение соединений магния и кальция. Жесткость воды и
способы ее устранения. Превращения карбонатов в природе.
Щелочные металлы. Общая характеристика элементов 1 группы главной подгруппы.
Строение атомов. Распространение металлов в природе и способы их получения.
Физические и химические свойства простых веществ и важнейших соединений( оксидов,
гидроксидов и солей). Биологическая роль и применение солей натрия и калия. Калийные
удобрения.
Железо. Особенности строения атома, степени окисления. Природные соединения железа,
его получение, физические и химические свойства. Оксиды, гидроксиды и соли железа (ІІ)
и (ІІІ). Качественные реакции на ионы Fе2+ и Fе3+. Сплавы железа – чугун, сталь.
Значение железа и его соединений в жизненных процессах и народном хозяйстве.
Коррозия металлов и способы ее предотвращения.
Демонстрации:
1.
Образцы металлов, минералов и сплавов.
2.
Опыты, показывающие восстановительные свойства металлов.
3.
Взаимодействие натрия и кальция с водой.
4.
Окрашивание пламени ионами натрия, кальция и калия.
5.
Получение и исследование свойств гидроксидов железа (ІІ) и (ІІІ).
Лабораторный опыт 6. Получение гидроксида алюминия и исследование его кислотноосновных свойств.
Лабораторный опыт 7. Жесткость воды и ее устранение.
Домашний эксперимент. Коррозия, защита металлов от коррозии.
Лабораторный опыт 8. Качественные реакции на ионы Fе2+ и Fе3+.
Расчетные задачи: Определение состава смеси, компоненты которой выборочно
взаимодействуют с указанными реагентами.
Первоначальные представления об органических веществах. ( 8 ч.)
Взаимосвязь неорганических и органических веществ. Особенности органических
веществ.
Алканы. Общая характеристика предельных углеводородов. Физические и химические
свойства: горение, реакции замещения. Применение алканов.
Алкены и алкины. Этилен и ацетилен. Физические и химические свойства: горение,
реакции присоединения (гидрирование, галогенирование, гидрогалогенирование). Реакция
полимеризации непредельных углеводородов ( на примере этилена). Представление о
полимерах. Применение их в быту и народном хозяйстве. Природные источники
углеводородов. Природные и попутные газы. Их состав и использование. Нефть.
Функциональные группа ( гидроксид, карбоксил и аминогруппы).
Спирты. Общая характеристика спиртов. Метиловый и этиловый спирты. Химические
свойства спиртов: горение, взаимодействие с кислотами. Действие спиртов на организм.
Трехатомный спирт – глицирин. Применение спиртов.
Карбоновые кислоты на примере уксусной кислоты. Ее свойства и применение. Реакция
этерефикации. Понятие о сложных эфирах.
Жиры – сложные эфиры глицирина и жирных карбоновых кислот.
Понятие об углеводах. Глюкоза. Сахароза. Крахмал, целлюлоза. Нахождение в природе и
биологическая роль.
Азотсодержащие соединения. Понятие об аминокислотах.
роль. Качественные реакции на белки.
Белки и их биологическая
Демонстрации:
1.
Образцы полимеров.
2.
Горение спиртов.
3.
Образцы жиров и углеводов.
Лабораторный опыт 9. Свойства уксусной кислоты.
Лабораторный опыт 10. Качественные реакции на белки.
Расчетные задачи: Решение разных типов задач по материалам темы.
Химия и жизнь. (3 ч)
Календарно-тематическое планирование
№
урок
а
Тема урока
Дата
проведения
урока
Примечание
календ факт
арный ическ
ий
Повторение некоторых вопросов курса химии 8 класса.
1
Важнейшие классы неорганических соединений 02.09
в свете ТЭД
2
Реакции ионного обмена
04.09
Дем.: Взаимодействие BaCl 2 c H2SO4,
Na2CO3 c H2SO4, NH4NO3 с Ca(OH)2
3
Практическая работа № 1 «Важнейшие классы 09.09
неорганических соединений. Реакции ионного
обмена»
Окислительно-восстановительные реакции.
4
Окислительно-восстановительные
реакции. 11.09
Основные положения теории окислительновосстановительных реакций
Дем.: 1. Сравнение взаимодействия HCl с Zn и
взаимодействия HCl с CaO
2. Сравнение горения серы (угля) и
взаимодействия SO2 (CO2) с H2O или с NaOH
5
Окислительно-восстановительная
двойственность. Метод электрон. баланса.
6
Окислительно-восстановительные
Решение задач
16.09
реакции. 18.09
Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева – основа изучения и
предсказания свойств элементов и их соединений.
7
Периодический закон и периодическая система 23.09
химических элементов
8
Характеристика химического элемента и его 25.09
соединений
на
основе
положения
в
периодической системе
9
Решение задач. Подготовка к контрольной 30.09
работе
10
Контрольная работа № 1 «Окислительно- 02.10
восстановительные реакции.
Периодический
закон и периодическая система».
Водород и его важнейшие соединения.
11
Водород. Свойства и применение
07.10
Дем.: 1. Получение водорода.
2. Свойства водорода
12
Газообразное состояние веществ
09.10
13
Водород и его важнейшие соединения. Вода.
14.10
Дем: 1. Модель молекулы воды.
2. взаимодействие воды с натрием, оксидом
фосфора (V) и оксидом кальция, испытание
полученных
растворов
гидроксидов
индикаторами.
14
Водородные соединения неметаллов. Решение 16.10
задач.
Галогены.
15
Галогены.
21.10
16
Хлор.
23.10
Л.о. № ! : Распознавание хлорид-, бромид-,
иодид-ионов в растворах
17
Галогеноводородные кислоты и их соли.
18
Практическая работа № 2 «Изучение свойств 30.10
соляной кислоты. Решение экспериментальных
28.10
задач. Галогены».
19
Решение задач
реагентов.
на
избыток
и
недостаток 11.11
20
Контрольная работа № 2 «Водород и его 13.11
соединения. Галогены».
Скорость химических реакций.
21
Понятие о скорости химических реакций. 18.11
Условия, влияющие на скорость химической
реакции
Л.о .№ 2: влияние величины поверхности
твердого вещества на скорость гетерогенной
реакции
Дем.: 1. Взаимодействие Zn с HCl и CН3COOH
2. Взаимодействие CuO с H2SO4 различной
концентрации и при различных температурах
3. Разложение H2O в присутствии MnO2
22
Практическая работа
химической реакции»
№
3
«Скорость 20.11
23
Обратимые и необратимые реакции
25.11
Подгруппа кислорода.
24
Кислород. Озон
27.11
Дем.: Получение кислорода и его свойства
25
Сера. Сероводородная кислота и ее соли.
02.12
Дем.: Взаимодействие серы с металлами и
кислородом
26
Оксид серы (IY). Сернистая кислота и ее соли.
04.12
27
Оксид серы (YI). Серная кислота и ее соли
09.12
Дем.: Распознавание сульфат-иона в растворе
28
Химизм промышленного способа получения 11.12
серной кислоты.
Дем.: Таблица «Производство серной кислоты»
29
Проведение химических расчетов, связанных с 16.12
участием веществ, содержащих примеси
30
Практическая работа №
экспериментальных задач».
31
Обобщающий урок по теме «Скорость 23.12
химических реакций. Подгруппа кислорода».
32
Контрольная работа № 3 «Скорость 25.12
химических реакций. Подгруппа кислорода».
4
«Решение 18.12
Подгруппа азота.
33
Азот. Оксиды азота.
13.01
34
Аммиак.
15.01
Л.о. № 3: Качественная реакция на соли
аммония
Дем.: таблица «Производство аммиака»
35
Практическая работа № 5
аммиака и изучение его свойств»
36
Азотная кислота и ее соли.
Дем.:
Взаимодействие
азотной кислоты с медью
«Получение 20.01
22.01
концентрированной
37
Круговорот азота в природе. Соли аммония.
38
Фосфор и его соединения. Оксид фосфора, 29.01
ортофосфорная кислота и ее соли.
27.01
Л.о. № 4: Качественная реакция на фосфат-ион
39
Ознакомления с минеральными удобрениями и 03.02
их распознавание
Дем.: Коллекция
удобрений
40
азотных
и
минеральных
Обобщающий урок по теме «Подгруппа азота».
05.02
Подгруппа углерода.
41
Углерод. Алмаз. Графит.
Дем.:
1.
Образцы
природных
10.02
соединений
углерода.
2. Таблица «Аллотропия углерода»
3. Модели кристаллических решеток алмаза,
графита
Л.о. № 5: Адсорбционные свойства угля
42
Угарный и углекислый газы. Угольная кислота и 12.02
ее соли. Химические вещества как строительные
материалы (мел, мрамор, известняк).
43
Практическая работа № 6 Получение 17.02
газообразных веществ. «Получение углекислого
газа и изучение его свойств».
44
Кремний. Оксид кремния. Кремниевая кислота. 19.02
Силикаты.
Дем.: 1.
кремния.
45
Образцы
природных
соединений
Силикатная промышленность. Химические 24.02
вещества как строительные и поделочные
материалы (стекло, цемент).
Дем: образцы стекол
46
Обобщающий
углерода».
урок
по
теме
«Подгруппа 26.02
47
Контрольная работа № 4 «Подгруппа углерода 03.03
и азота»
Металлы и их соединения.
48
Общая характеристика металлов. Химические 05.03
свойства металлов.
49
Вычисление массы (объема) компонентов в 10.03
смеси.
50
Алюминий. Амфотерность оксида и гидроксида.
Л.о. № 6: Получение гидроксида алюминия и
12.03
исследование его кислотно-основных свойств
51
Магний и кальций.
17.03
Дем.: 1. Взаимодействие кальция с водой.
2. Окрашивание пламени ионами кальция
52
Жесткость воды и способы ее устранения.
19.03
Л.о. № 7: Жесткость воды и ее устранение
53
Щелочные и щелочноземельные металлы и их 31.03
соединения.
Дем.: 1. Окрашивание пламени ионами натрия и
калия.
2. Взаимодействие натрия с водой
54
Железо. Оксиды, гидроксиды и соли железа.
02.04
Л.о. № 8: Качественные реакции на двух- и
трехзарядные ионы железа
Дем.: Получение и
гидроксидов железа
55
исследование
свойств
Коррозия металлов.
07.04
Дем.: Коррозия и защита металлов от коррозии
56
Обобщающий урок по теме «Металлы и их 09.04
соединения».
57
Контрольная работа № 5 «Металлы и их 14.04
соединения»
Первоначальные представления об органических веществах.
58
Первоначальные
сведения
органических веществ.
59
Углеводороды. Метан, этан.
60
Этилен. Представления о полимерах на примере 23.04
полиэтилена.
Дем.: 1. Образцы полимеров
о
строении 16.04
21.04
61
Природные источники углеводородов. Нефть и 28.04
природный газ, их применение.
62
Спирты (метанол, этанол, глицерин).
30.04
Дем.: Горение спирта
63
Карбоновые кислоты (уксусная, стеариновая) 05.05
как
представители
кислородосодержащих
органических соединений.
Л.о. № 9: Свойства уксусной кислоты.
64
Биологически
важные
углеводы, белки.
вещества:
жиры, 07.07
Л.о. № 10: Качественные реакции на белок
65
Обобщающий урок по теме «Первоначальные 12.05
представления об органических веществах».
Химия и жизнь.
66
Человек в мире веществ, материалов
химических реакций. Химия и здоровье.
и 14.05
67
Химия и пища. Консерванты пищевых 19.05
продуктов (поваренная соль, уксусная кислота).
68
Химическое загрязнение окружающей среды и 21.05
его последствия. Проблемы безопасного
использования веществ и химических реакций в
повседневной жизни.
Требования к уровню подготовки обучающихся 9 класса
В результате изучения химии ученик должен знать
•
химическую символику: знаки химических элементов, формулы химических
веществ и уравнения химических реакций;
•
важнейшие химические понятия: химический элемент, атом, молекула,
относительная атомная и молекулярная масса, ион, аллотропия, валентность, степень
окисления, химическая связь, вещество, классификация веществ, моль, молярная масса,
молярный объем, химическая реакция, классификация реакций, электролит и не
электролит, электролитическая диссоциация, окислитель и восстановитель, окисление и
восстановление, тепловой эффект химической реакции, катализ, химическое равновесие,
углеродный скелет, функциональная группа, гомология, изомерия;
•
основные законы химии: сохранения массы веществ, закон постоянства состава
вещества, периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева;
уметь
•
называть: химические элементы, соединения изученных классов;
•
объяснять: физический смысл атомного (порядкового) номера химического
элемента, номеров группы и периода, к которым элемент принадлежит в периодической
системе Д.М. Медведева; закономерности изменения свойств элементов в пределах малых
периодов и главных подгрупп; сущность реакции ионного обмена;
•
характеризовать: химические элементы (от водорода до кальция) на основе их
положения в периодической системе Д.И. Менделеева и особенностей строения их
атомов; связь между составом, строением и свойствами веществ; химические свойства
основных классов неорганических веществ;
•
определять: состав веществ по их формулам, принадлежность веществ к
определенному классу соединений, типы химических реакций, валентность и степень
окисления элемента в соединениях, тип химической связи в соединениях. Возможность
протекания реакций ионного обмена;
•
составлять: формулы неорганических соединений изученных классов, схемы
строения атомов первых 20 элементов периодической системы Д.И. Менделеева;
уравнения химических реакций;
•
обращаться с химической посудой и лабораторным оборудованием;
•
распознавать опытным путем: кислород, водород, углекислый газ, аммиак,
растворы кислот и щелочей, хлорид-,сульфат-,карбонат-ионы, ионы аммония;
•
вычислять: массовую долю химического элемента по формуле соединения;
массовую долю вещества в растворе; количество вещества, объем или массу по
количеству вещества, объему или массе реагентов или продуктов реакции;
Литература
1. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия, 9 класс. Москва. Русское слово, 2007
2. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия. Программа для общеобразовательных
учреждений. 8-11 классы. Москва. ОНИКС Мир и Образование, 2007
3. Новошинский И.И., Новошинская Н.С Типы химических задач и способы их решения.
М. Оникс. Мир и образование. 2006
4. Новошинский И.И. , Новошинская Н.С. Самостоятельные работы по химии. 9 класс.
Москва Оникс 21 век. Мир и образование, 2010
9 класс - химия
Форма проведения промежуточной аттестации: тестирование
Часть 1
При выполнении заданий этой части (А1–А15) из четырёх предложенных вариантов
выберите один верный. В бланке ответов № 1 поставьте знак «×» в клеточке, номер
которой соответствует номеру выбранного Вами ответа.
А1.Электронная
конфигурация
2е
8е
6е
соответствует
атому
1) Mg
2) S
3) Al
4) N
А2. В каком ряду химические элементы расположены в порядке возрастания их атомного
радиуса?
1) Li, Be, B, C
2) P, S, Cl, Ar
3) Sb, As, P, N
4) F, Cl, Br, I
А3.Наименьшую
степень
окисления
хром
имеет
в
соединении
1) K2CrO4
2) CrSO4
3) CrO3
4) Cr2(SO4)3
А4. Окислительно-восстановительной химической реакцией является
1) Zn и CuCl2
2) FeCI2 и Na2S
3) NaOH и CuSO
4
4) HCl и AgNO3
А5. Продуктом горения серы является
1) SO3
2) SO4
3) SO
4) SO2
A6.C
водой
при
обычных
условиях
реагирует
1) оксид азота (II)
2) оксид железа (II)
3) оксид железа (III)
4) оксид азота (IV)
А7. Гидроксид натрия взаимодействует с каждым из двух веществ:
1) MgO и HCl
2) NH3 и SO3
3) H2S и KNO3
4) HNO3 и Al
А8. В схеме превращений
SiO2 X→ K2SiO3 Y→ H2SiO3 веществами «X» и «Y» могут быть соответственно
1) KCl и H2O
2) K2SO4 и H2O
3) KOH и HCl
4) KCl и CO2
А9. С наибольшей скоростью соляная кислота взаимодействует с
1) цинком
2) гидроксидом натрия (р-р)
3) железом
4) карбонатом железа (II)
А10. К углеводородам относится вещество
1) С3Н7ОН
2) С2Н5СООН
3) Н2О
4) С4Н10
А11. К предельным углеводородам относится
1) СН4
2) С2Н4
3) С2Н2
4) С3Н4
А12. Спиртом не является
1) СН4
2) СН3ОН
3) С2Н5ОН
4) С3Н7ОН
А13. Белки – это природные полимеры, состоящие из остатков
1) Спиртов
2) Кислот
3) Углеводородов
4) Аминокислот
А14. Верны ли следующие высказывания?
А. Щелочные металлы нельзя брать голыми руками.
Б. Кислород нельзя собрать методом вытеснения воды, так как он хорошо растворим
в воде.
1) Верно только А
2) Верно только Б
3) Оба высказывания не верны
4) Верны оба высказывания
Часть 2
При выполнении заданий В1 и В2 из предложенного перечня ответов выберите два
правильных и запишите цифры, под которыми они расположены.
В1. Аммиак
1) Газ с резким запахом
2) Не растворяется в воде
3) Его формула NH3
4) Не горит
5) Не является ядом.
Ответ:
В2. Общим для магния и кремния является
1) наличие трёх электронных слоёв в их атомах
2) существование соответствующих им простых веществ в виде
двухатомных молекул
3) то, что они относятся к металлам
4) то, что значение их электроотрицательности меньше, чем у фосфора
5) образование ими высших оксидов с общей формулой ЭО2
Ответ:
При выполнении заданий B3 и B4 к каждому элементу первого столбца подберите
соответствующий элемент из второго столбца. Выбранные цифры запишите под
соответствующими буквами таблицы. Цифры в ответе могут повторяться.
В3. Установите соответствие между ионом и реагентом его определяющим
1. SO42A. HСI
22. CO3
Б. BaSO4
B. BaCI2
Г. H2SiO3
Д. К2О
Ответ:
1
2
В4. Установите соответствие между названием вещества и реагентами, с которыми это
вещество может взаимодействовать.
НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА
РЕАГЕНТЫ
1. сера
А) CO2, Na2SO4(р-р)
2. оксид цинка
Б) HCl, NaOH(р-р)
3. хлорид алюминия
В) AgNO3(р-р), KOH(р-р)
Г) Н2, О2
Ответ:
1
2
3
Часть 3
Запишите сначала номер задания (С1, С2), а затем его полное решение. Ответы
записывайте чётко и разборчиво.
С1. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении
реакции, схема которой
HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O
Определите окислитель и восстановитель.
С2. 170 г раствора нитрата серебра смешали с избытком раствора хлорида натрия. Выпал
осадок массой 8,61 г. Вычислите массовую долю соли в растворе нитрата серебра.
Критерии оценивания: Всего можно набрать 28 баллов. В части А по 1 баллу за каждый
правильный ответ, в части В по 2 балла, в части С по 3 балла
24—28 баллов — оценка «5»;
18—23баллов— оценка «4»;
12—17баллов— оценка «З»;
меньше 12баллов— оценка «2».
вар
А1
А2
А3
А4
А5
А6
А7
А8
А9
А10
1
2
4
1
4
4
4
4
3
2
4
баллы 1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
вар
1
А11
1
баллы 1
А12
1
1
А13
4
1
А14
1
1
В1
13
2
В2
14
2
В3 В4
ВА ГБВ
2
2
С1
НI-в-ль
H2SO43
С2
6%
ок-ль
3