Муниципальное общеобразовательное бюджетное учреждение «МОБУ «Старосокулакская ООШ» Саракташского района Оренбургской области

Муниципальное общеобразовательное бюджетное учреждение
«МОБУ «Старосокулакская ООШ»
Саракташского района Оренбургской области
«Рассмотрено»
на заседании МО
Протокол №___
«______»___________20____г
Руководитель МО
«Согласовано»
Заместитель директора
школы по УР
_____________
«_____»__________20____г
«Утверждаю»
Директор школы
_____________
«_____»__________20____г
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА
по учебному курсу
«Химия»
9 класс
Педагог: Белалова А.Г.
Количество часов в неделю:2
Общее количество часов:68
Автор программы: И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская
2014-2015 учебный год
1
Пояснительная записка
Программа разработана на основе Федерального компонента государственного
стандарта общего образования по химии ( Часть I. Основное общее образование ) в
соответствии с существующей концепцией химического образования и реализует принцип
концентрического построения курса. Рабочая программа составлена на основе авторской
программы И. И. Новошинский, Н. С. Новошинскаядля общеобразовательных учреждений
курса химии на базовом уровне к учебникам авторов И. И. Новошинский, Н. С.
Новошинская.
В 9 классе продолжается развитие системы знаний по курсу химии: изучаются
окислительно-восстановительные реакции, периодический закон, газовые законы, основы
неорганической химии (химии элементов и их соединений), формируются представления об
органических веществах, что придает курсу логическую завершенность.В основе программы
лежит идея зависимости свойств веществ от их состава и строения. Программа составлена с
учетом ведущей роли химического эксперимента, причем используется не только
демонстрационная его функция, но и стимулирующая, проблемная. Предусматриваются все
виды школьного химического эксперимента — демонстрации, лабораторные опыты и
практические работы, а также сочетание эксперимента с другими средствами обучения.
Опыты, включенные в практические работы, выполняются с учетом возможностей
химического кабинета (наличия вытяжных шкафов, реактивов и оборудования) и
особенностей класса.
Рабочая программа рассчитана на 68 часов, т. е. 2 часа в неделю.
Из них контрольных работ – 5; практических работ – 7.
Основная цель курса - развить представления учащихся о познаваемости мира, единстве
живой и неживой природы, формирование знаний о важнейших аспектах современной
естественно - научной картины мира, дать больше практических сведений об
использовании химических знаний в повседневной жизни, в труде, развить
экологическую культуру школьников.
Задачи:
– стимулировать творческую деятельность учащихся при рассмотрении теоретических
вопросов, в том числе и заданий исследовательского характера, требующих организации
индивидуальной и групповой работы школьника;
- реализовать принципы развивающего обучения;
-подвести учащихся к поэтапной систематизации химических фактов и обобщению
изученных вопросов.
В ходе ее реализации предусматривается изучение таких тем как Повторение (2 ч.);
Окислительно-восстановительные реакции (4 ч.);Периодический закон и Периодическая
система химических элементов Д.И.Менделеева – основа изучения и предсказания свойств
элементов и их соединений. (4 ч.); Водород и его соединения (7 ч.); Галогены (5 ч.);Скорость
химических реакций и их классификация (2ч); Подгруппа кислорода (8 ч.); Подгруппа азота
(8 ч.); Подгруппа углерода (6 ч.); Металлы (11 ч.); Органические соединения (9 ч.); Химия и
жизнь (2 ч).
2
Содержание
9 класс
(2 ч в неделю; всего 68часов)
Повторение некоторых вопросов курса химии 8 класса (2 ч)
Свойства важнейших классов неорганических соединений в свете теории
электролитической диссоциации.
Практическая работа 1
Решение экспериментальных задач по темам «Важнейшие классы неорганических
соединений» и «Реакции ионного обмена».
Тема 1
Окислительно-восстановительные реакции (4 ч)
Определение окислительно-восстановительных реакций. Окислители и
восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
Демонстрации
1. Взаимодействие соляной кислоты с цинком и оксидом кальция.
2. Горение серы (угля) и взаимодействие оксида серы(1У) с водой.
Лабораторный опыт 1
Окислительно-восстановительные реакции.
Тема 2
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И.
Менделеева — основа изучения и предсказания свойств элементов и их
соединений (4 ч)
Первые попытки классификации химических элементов. Открытие Д. И. Менделеевым
периодического закона. Пред-сказательная роль этого открытия. Периодический закон и
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева в свете современных
представлений. Периодическое изменение свойств атомов, простых и сложных веществ
(оксидов, гидроксидов). Современная формулировка периодического закона. Причины
периодичности свойств элементов и образованных ими веществ. Характеристика
химического элемента и его соединений на основе положения элемента в Периодической
системе. Значение периодического закона для развития науки и техники. Роль
периодического закона в создании научной картины мира. Научный подвиг Д. И.
Менделеева.
Демонстрации
3
1. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева.
2. Кинофильм «Жизнь и научная деятельность Д. И. Менделеева» (фрагмент).
Лабораторный опыт 2
Сущность явления периодичности.
Тема 3
Водород и его важнейшие соединения (7 ч)
Водород — химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени
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)
водорода: взаимодействие с неметаллами, активными металлами и оксидами металлов.
Водород — экологически чистое топливо. Применение водорода. Меры предосторожности
при работе с водородом.
Молярный объем газа.
Относительная плотность газов.
Оксид водорода — вода. Состав, строение.
Химические свойства воды: взаимодействие с активными металлами (щелочными и
щелочно-земельными) и оксидами этих металлов, с кислотными оксидами. Кислотноосновные свойства воды. 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(У) и оксидом кальция,
испытание полученных растворов гидроксидов индикаторами.
Расчетные задачи
1. Расчеты с использованием физической величины «молярный объем газа».
2. Определение относительной плотности газов.
3. Вычисление по уравнениям химических реакций объемов газов по известной массе
или количеству вещества одного из вступающих в реакцию или образующихся в
результате реакции веществ
Тема 4
Галогены (5 ч)
4
Общая характеристика галогенов на основе положения химических элементов в
Периодической системе. Сходства и различия в строении атомов элементов подгруппы.
Молекулы простых веществ и галогеноводородов. Физические и химические свойства
галогенов.
Хлор — химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степень
окисления. Хлор — простое вещество. Нахождение в природе. Получение хлора и его
физические свойства, растворимость в воде (хлорная вода), действие на организм.
Химические (окислительные) свойства хлора: взаимодействие с металлами и водородом.
Применение хлора.
Хлороводород и соляная кислота: получение, свойства. Качественная реакция на
хлорид-ион.
Фтор, бром, иод. Сравнительная характеристика окислительных свойств галогенов.
Качественные реакции на бромид-, иодид-ионы и иод.
Применение галогенов и их соединений.
Демонстрации
1. Образцы галогенов — простых веществ.
2. Получение хлорной воды.
3. Обесцвечивание хлорной водой красящих веществ.
4. Сравнение растворимости иода в воде, водном растворе иодида калия и
органических растворителях (спирте).
5. Получение хлороводорода и соляной кислоты.
Лабораторный опыт 3
Вытеснение одних галогенов другими из соединений (галогенидов).
Лабораторный опыт 4
Растворимость брома и иода в органических растворителях.
Лабораторный опыт 5
Распознавание иода.
Лабораторный опыт 6
Распознавание хлорид-, бромид-, иодид-ионов в растворах.
Практическая работа 2
Галогены.
Расчетные задачи
5
1. Решение задач по материалу темы.
Тема 5
Скорость химических реакций (2 ч)
Понятие о скорости химической реакции. Реакции гомогенные и гетерогенные. Факторы,
влияющие на скорость химических реакций: природа, концентрация веществ, площадь
поверхности соприкосновения реагирующих веществ, температура и катализатор.
Необратимые и обратимые реакции. Классификация химических реакций.
Демонстрации
Опыты, показывающие зависимость скорости химических реакций от природы
реагирующих веществ (взаимодействие алюминия и железа с соляной кислотой или
взаимодействие цинка с уксусной и соляной кислотами), концентрации и температуры
(взаимодействие цинка или оксида меди(II) с серной кислотой различной концентрации при
различных температурах), катализатора (разложение пероксида водорода в присутствии
оксида марганца(IV)).
Лабораторный опыт 7
Влияние площади поверхности твердого вещества на скорость растворения мела в
соляной кислоте.
Тема 6
Подгруппа кислорода (8 ч)
Кислород — химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени
окисления. Кислород — простое вещество. Нахождение в природе. Получение кислорода,
его физические и химические (окислительные) свойства: взаимодействие с металлами и
неметаллами. Роль кислорода в природе и его применение.
Аллотропные видоизменения кислорода. Озон. Получение, свойства и применение.
Действие озона на организм. Озоновый щит Земли.
Сера. Строение атома, степени окисления, аллотропия. Сера в природе. Физические и
химические (окислительно-восстановительная двойственность) свойства серы: взаимодействие с металлами, водородом и кислородом.
Применение серы. Значение серы для здоровья человека.
Сероводород. Нахождение в природе, получение, физические и химические свойства.
Действие сероводорода на организм. Сероводородная кислота и ее соли. Сульфиды.
Качественная реакция на сульфид-ион. Применение сероводорода и сульфидов.
Оксид серы(1У). Получение, свойства и применение. Сернистая кислота и ее соли.
Качественная реакция на сульфит-ион. Применение в медицине, металлургии, химической
промышленности.
Оксид серы(У1). Получение и свойства.
Серная кислота, ее физические и химические свойства. Свойства разбавленной и
6
концентрированной серной кислоты. Действие концентрированной серной кислоты на
организм. Сульфаты. Качественная реакция на сульфат-ион. Значение серной кислоты в
народном хозяйстве. Серная кислота как «хлеб химической промышленности».
Демонстрации
1. Получение кислорода и ознакомление с его физическими и химическими свойствами.
2. Взаимодействие серы с металлами и кислородом.
3. Распознавание сульфид- и сульфит-ионов в растворе.
Лабораторный опыт 8
Качественная реакция на сульфат-ион.
Практическая работа 3
Решение экспериментальных задач по теме «Подгруппа кислорода».
Расчетные задачи
1. Решение задач по материалу темы.
Тема 7
Подгруппа азота (8ч)
Азот — химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени
окисления. Азот — простое вещество. Нахождение в природе, получение и физические
свойства. Химические свойства (окислительно-восстановительная двойственность) азота:
взаимодействие с металлами, водородом и кислородом. Применение азота. Значение азота
для здоровья человека.
Аммиак. Строение молекулы, получение, физические и химические свойства: горение,
взаимодействие с водой, кислотами и оксидами металлов. Соли аммония, их получение и
свойства. Качественная реакция на ион аммония. Применение аммиака и солей аммония.
Оксиды азота. Получение, свойства, действие на организм и окружающую среду оксидов
азота(П) и (IV).
Азотная кислота, ее получение, физические и химические (окислительные) свойства:
взаимодействие с металлами, стоящими в ряду активности после водорода. Применение.
Нитраты. Качественная реакция на нитрат-ион.
Фосфор. Строение атома, электроотрицательность и степени окисления. Аллотропия
(белый, красный, черный фосфор). Химические свойства фосфора: взаимодействие с металлами и кислородом. Важнейшие соединения фосфора: оксид фосфора(У) и ортофосфорная
кислота, фосфаты и гидрофосфаты. Качественная реакция на фосфат-ион.
Применение фосфора и его соединений.
Демонстрации
1. Растворение аммиака в воде.
7
2. Горение аммиака в кислороде.
3. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью.
4. Образцы азотных, калийных и фосфорных удобрений.
Лабораторный опыт 9
Качественная реакция на соли аммония.
Лабораторный опыт 10
Качественная реакция на фосфат-ион.
Практическая работа 4
Получение аммиака и изучение его свойств. Соли аммония.
Расчетные задачи
Решение задач по материалу темы.
Тема 8
Подгруппа углерода (6 ч)
Углерод — химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени
окисления. Углерод — простое вещество. Аллотропные модификации (алмаз, графит) и их
свойства. Химические свойства (окислительно-восстановительная двойственность) углерода:
горение, восстановление оксидов металлов, взаимодействие с металлами и водородом.
Оксиды углерода(П) и (IV), получение, свойства и применение. Действие оксида
углерода(П) на организм. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты. Качественная
реакция на карбонаты и гидрокарбонаты. Углерод — основа живой (органической) природы.
Охрана атмосферного воздуха от загрязнений. Парниковый эффект. Круговорот углерода в
природе. Применение соединений углерода как строительный и поделочные материалы.
Кремний — химический элемент. Строение атома, электроотрицательность и степени
окисления. Кремний — простое вещество. Нахождение в природе, получение и физические
свойства. Химические свойства (окислительно-восстановительная двойственность) кремния:
взаимодействие с неметаллами и металлами. Оксид кремния(ГУ) и кремниевая кислота,
силикаты. Кремний — основа неживой (неорганической) природы. Применение кремния.
Понятие о силикатной промышленности (производство керамики, стекла, цемента,
бетона, железобетона)
Демонстрации
1. Образцы природных соединений углерода и кремния.
2. Отношение карбонатов и гидрокарбонатов к кислотам.
3. Получение кремниевой кислоты.
Лабораторный опыт 11
8
Адсорбционные свойства угля.
Лабораторный опыт 12
Распознавание карбонатов.
Лабораторный опыт 13
Свойства водных растворов водородных соединений неметаллов. Практическая работа 5
Получение оксида углерода(1У) и изучение его свойств. Свойства карбонатов.
Расчетные задачи
Решение задач по материалу темы.
Тема 9
Металлы и их соединения (11 ч)
Металлы и их важнейшие химические соединения (обзор) (3 ч)
Положение элементов, образующих простые вещества — металлы, в Периодической
системе, особенности строения их атомов, радиусы атомов, электроотрицательность,
степени окисления.
Простые вещества — металлы. Металлическая химическая связь и металлическая
кристаллическая решетка. Характерные физические свойства металлов.
Металлы в природе. Общие способы получения металлов (пирометаллургия,
гидрометаллургия, электрометаллургия). Химические (восстановительные) свойства
металлов. Ряд активности металлов. Отношение металлов к неметаллам, растворам солей,
кислот и воде.
Алюминий (1 ч)
Строение атома алюминия. Его природные соединения, получение, физические и
химические свойства. Взаимодействие с неметаллами, оксидами металлов, растворами
кислот и щелочей, водой. Соединения алюминия, амфотерностъ его оксида и гидроксида.
Качественная реакция на ион алюминия. Применение алюминия и его соединений.
Магний и кальций (3 ч)
Общая характеристика химических элементов главной подгруппы II группы.
Строение атомов магния и кальция. Магний и кальций в природе, способы их получения,
физические и химические свойства.
Важнейшие соединения магния и кальция (оксиды, ги-дроксиды и соли), их свойства и
применение. Качественная реакция на ион кальция. Биологическая роль и применение
соединений магния и кальция. Жесткость воды и способы ее устранения. Превращения
карбонатов в природе.
Щелочные металлы (2 ч)
9
Общая характеристика химических элементов главной подгруппы I группы.
Строение атомов щелочных металлов. Распространение щелочных металлов в природе и
способы их получения. Физические и химические свойства простых веществ и важнейших
соединений (оксидов, гидроксидов, солей). Биологическая роль и применение соединений
натрия и калия. Калийные удобрения. Поваренная соль как консервант пищевых продуктов.
Бытовая химическая грамотность.
Железо (3 ч)
Особенности строения атома железа, степени окисления. Природные соединения железа, его
получение, физические и химические свойства. Оксиды, гидроксиды и соли железа(II) и
(III). Качественные реакции на ионы Fе2+ и Fе3+. Сплавы железа — чугун, сталь. Значение
железа и его соединений в жизненных процессах и в народном хозяйстве.
Демонстрации
1. Образцы минералов, металлов и сплавов.
2. Опыты, показывающие восстановительные свойства металлов.
3. Взаимодействие натрия и кальция с водой.
4. Окрашивание пламени ионами натрия, калия и кальция.
5. Получение и исследование свойств гидроксидов железа(II) и (III).
Лабораторный опыт 14
Жесткость воды и ее устранение.
Лабораторный опыт 15
Качественные реакции на ионы железа.
Практическая работа 6
Решение экспериментальных задач по теме «Металлы и их соединения».
Расчетные задачи
1. Решение задач по материалу темы.
Те м а 10
Органические соединения (9 ч)
Взаимосвязь неорганических и органических веществ. Особенности органических
веществ.
Предельные углеводороды — алканы. Общая характеристика предельных
углеводородов. Нахождение в природе, физические и химические свойства: горение, реакция
замещения (на примере метана). Применение алканов.
Непредельные углеводороды — алкены. Состав и физические свойства алкенов.
10
Химические свойства: горение, реакции присоединения водорода, галогенов и
полимеризации (на примере этилена). Представление о полимерах. Применение этилена в
быту и народном хозяйстве.
Природные источники углеводородов. Природные и попутные нефтяные газы, их состав и
использование. Нефть. Каменный уголь.
Функциональные группы (гидроксильная, карбоксильная группы, аминогруппа).
Спирты. Общая характеристика спиртов. Метиловый и этиловый спирты. Химические
свойства спиртов: горение, взаимодействие с кислотами. Действие спиртов на организм.
Трехатомный спирт глицерин. Применение спиртов.
Карбоновые кислоты на примере уксусной кислоты. Ее свойства и применение. Реакция
этерификации. Понятие о сложных эфирах.
Жиры — сложные эфиры глицерина и высших карбоновых кислот. Физические свойства,
применение и биологическая роль жиров.
Понятие об углеводах. Глюкоза, сахароза, крахмал, целлюлоза, их нахождение в природе
и биологическая роль.
Азотсодержащие соединения. Понятие об аминокислотах. Белки, их биологическая роль.
Качественные реакции на белки.
Демонстрации
1. Отношение углеводородов к кислороду и бромной воде.
2. Образцы полимеров.
3. Горение спирта.
4. Образцы жиров и углеводов.
Лабораторный опыт 16
Свойства уксусной кислоты.
Лабораторный опыт 17
Качественная реакция на белки.
Тема 11
Химия и жизнь (2 ч)
Человек в мире веществ, материалов и химических реакций. Химия и здоровье.
Лекарственные препараты; проблемы , связанные с их применением. Химия и пища.
Калорийность жиров, белков, углеводов. Консерванты пищевых продуктов (поваренная
соль, уксусная кислота). Химические вещества как строительные и поделочные материалы
(мел, мрамор, известняк, стекло, цемент).
Химическое загрязнение окружающей среды и его последствия. Проблемы
безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни.
11
Токсичные. Горючие и взрывоопасные вещества. Бытовая химическая грамотность.
Демонстрации
Презентации на тему «Химия и жизнь»
Кинофильм о загрязнении окружающей среды.
Расчетные задачи
Решение задач по материалу
Требования к подготовке обучающихся за курс основной школы:
Кроме того, в результате изучения химии на базовом уровне ученик должен:
Уметь
1
осуществлять самостоятельный поиск химической информации с использованием
различных источников (научно-популярных изданий, компьютерных баз данных,
ресурсов Интернета); использовать компьютерные технологии для обработки и
передачи химической информации и ее представления в различных формах;
использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и
повседневной жизни для:
2
понимания глобальных проблем, стоящих перед человечеством, - экологических,
энергетических и сырьевых;
3
объяснения химических явлений, происходящих в природе, быту и на производстве;
4
экологически грамотного поведения в окружающей среде;
5
оценки влияния химического загрязнения окружающей среды на организм человека и
другие живые организмы;
6
безопасной работы с веществами в лаборатории, быту и на производстве;
7
определения возможности протекания химических превращений в различных условиях
и оценки их последствий;
8
распознавания и идентификации важнейших веществ и материалов;
9
оценки качества питьевой воды и отдельных пищевых продуктов;
10 критической оценки достоверности химической информации, поступающей из
различных источников
Календарно- тематическое планирование
Номер
урока Содержание (разделы, темы)
Колво
часов
Даты
проведения
план
факт
Домашнее
задание
Примечание
12
Повторение некоторых
вопросов курса химии 8
класса.
1
Важнейшие классы
неорганических соединений.
Реакции ионного обмена.
2
1
1
2
Практическая работа №1.
Решение экспериментальных
задач по темам «Важнейшие
классы неорганических
соединений.» и « Реакции
ионного обмена.»
ТЕМА 1.Окислительновосстановительные
реакции.
4
Понятие об окислительновосстановительных реакциях.
1
4
Восстановители и окислители,
окислительновосстановительная
двойственность.
1
5
Составление уравнений
окислительновосстановительных реакций.
1
Упражнение в составлении
уравнений окислительновосстановительных реакций
1
3
6
ТЕМА 2. Периодический
закон и Периодическая
система химических
элементов Д.И.Менделеева –
основа изучения и
предсказания свойств
элементов и их соединений.
4
7
Периодический закон.
1
8
Характеристика элементов и
его соединений на основе
положения в Периодической
системе и строения атома.
1
9
Значение Периодического
закона.
1
.
13
Контрольно-обобщающий
урок по темам
«Окислительновосстановительные реакции»
и «Периодический закон и
Периодическая система
химических элементов
Д.И.Менделеева - основа
изучения и предсказания
свойств элементов и их
соединений.»
1
ТЕМА 3. Водород и его
важнейшие соединения
7
11
Водород, его общая
характеристика, нахождение в
природе и получение.
1
12
Свойства и применения
водорода.
1
13
Молярный объем газов.
Относительная плотность
газов.
1
14
Вычисления по уравнениям
химических реакций с
использованием физической
величины «молярный объем
газа».
1
15
Оксид водорода – вода.
1
Итоговый урок по теме:
«Водород и его важнейшие
соединения».
1
Контрольная работа №1 по
теме: «Водород и его
соединения».
1
ТЕМА 4. Галогены
5
18
Общая характеристика
галогенов.
1
19
Хлор.
1
20
Хлороводород и соляная
1
10
16
17
14
кислота.
21
Фтор. Бром. Йод.
1
22
Практическая работа №2.
Галогены.
1
ТЕМА 5. Скорость
химических реакций и их
классификация.
2
23
Понятие о скорости
химической реакции.
1
24
Классификация химических
реакций.
1
ТЕМА 6. Подгруппа
кислорода.
8
25
Кислород.
1
26
Озон. Аллотропия.
1
27
Сера.
1
28
Сероводород. Оксид серы
(IV).Сернистая кислота.
1
29
Оксид серы (IV).Серная
кислота.
1
30
Практическая работа №3.
Решение экспериментальных
задач по теме: «Подгруппа
кислорода».
1
31
Итоговый урок по темам :
«Галогены»,«Скорость
химических реакций»,
«Подгруппа кислорода».
1
32
Контрольная работа №2. по
теме: «Галогены», «Скорость
химических реакций»,
«Подгруппа кислорода».
1
ТЕМА 7. Подгруппа азота
8
Азот. А.Н.: Действие оксида
азота на организм человека.
1
33
15
34
Аммиак. Соли аммония.
1
35
Практическая работа №4.
Получение аммиака и
изучение его свойств. Соли
аммония.
1
36
Оксиды азота.
1
37
Азотная кислота.
1
38
Фосфор и его соединения.
Минеральные удобрения.
1
39
Практическая работа №5.
Минеральные удобрения.
1
40
Контрольно-обобщающий
урок по теме: «Подгруппа
азота».
1
ТЕМА 8. Подгруппа
углерода.
6
41
Углерод
1
42
Кислородные соединения
углерода. А.Н.: Угарный газ и
летучие наркотические
препараты. Опасности
отравления ими.
1
43
Практическая работа №6.
Получение оксида углерода
(IV) и изучение его свойств.
Свойства карбонатов.
1
44
Кремний и его соединения.
1
45
Итоговый урок по темам:
«Подгруппа азота» и
«Подгруппа углерода»
1
Контрольная работа №3. по
темам: «Подгруппа азота» и
«Подгруппа углерода»
1
ТЕМА 9. Металлы и их
соединения
11
46
16
47
Общая характеристика
металлов. Получение и
физические свойства
металлов.
1
48
Химические свойства
металлов.
1
49
Алюминий и его соединения.
1
50
Магний и кальций.
1
51
Жесткость воды и способы ее
устранения.
1
52
Щелочные металлы.
1
53
Железо.
1
54
Соединения и сплавы железа.
1
55
Практическая работа №7.
Решение экспериментальных
задач по теме: «Металлы и их
соединения».
1
56
Итоговый урок по теме:
«Металлы и их соединения».
1
57
Контрольная работа №4.
Металлы и их соединения.
1
ТЕМА 10. Органические
соединения.
9
17
58
Первоначальные
представления об
органических веществах.
1
59
Углеводороды. Предельные
углеводороды - алканы.
1
60
Непредельные углеводороды алкены и алкины.
1
61
Природные источники
углеводородов.
1
62
Кислородсодержащие
органические соединения.
Спирты.
1
63
Карбоновые кислоты.
Уксусная кислота
1
64
Жиры. Углеводы.
1
Азотосодержащие
соединения.
1
Диагностическая
контрольная работа №5 по
изученному в 9 классе
материалу .
1
Тема 11. Химия и жизнь.
2
Человек в мире веществ,
материалов и химических
реакций.
1
65
66
67
68
Химическое загрязнение.
1
Материально- техническая база по предмету
Комплект таблиц
Комплект дисков по химии
Термометр электронный
18
Штатив универсальный
Весы лабораторные электронные
Лабораторная посуда, приборы и оборудование для демонстраций, принадлежности для
ученического эксперимента
Микролаборатория для химического эксперимента
Модели и коллекции
Химические реактивы
Контрольная работа №1.
«Водород и его соединения»
1. Запишите уравнение химической реакции получения водорода из железных опилок и соляной кислоты. Как
доказать, что получен газ водород? Назовите взятые и полученные вещества.
2. Перечислите физические свойства водорода. Предложите способ распознавания кислорода и водорода,
каждый из которых находится в плотно закрытом сосуде. Массы и размеры сосудов одинаковы.
3. Допишите уравнения химических реакций, назовите их типы. Укажите, какими из них можно
воспользоваться для получения водорода:
CuO +H2 → Cu +…
Al + HCl → AlCl3 +…
Zn + …→ ZnSO4 +…
4. Запишите уравнение химической реакции получения водорода путем взаимодействия цинка с соляной
кислотой. Назовите взятые и полученные вещества. Как доказать, что в реакции кроме водорода получена
соль?
5. Допишите уравнения реакций, характеризующих химические свойства водорода:
H 2 + O2 →
H2 + CuO →
Отметьте, является ли водород в этих реакциях окислителем или восстановителем.
6. Перечислите области применения водорода. На каких физических или химических свойствах основано это
применение?
7. Что такое «гремучая смесь»?
Контрольная работа №2.
«Галогены», «Скорость химических реакций», «Подгруппа кислорода»
1 вариант
19
1.
Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнениях реакций:
P2O5 + C → P + CO
Fe + Cl2 → FeCl3
2.
Вычислите, сколько теплоты выделяется при окислении меди количеством вещества
6 моль. Тепловой эффект реакции окисления меди кислородом – 311 кДж
3. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением: а) температуры и б) давления для
следующих обратимых реакций?
2SO2 + O2⇄ 2SO3 + 196 Дж
N2 + O2⇄ 2NO – 180,7кДж
4. Приведите примеры зависимости скорости химических реакций от присутствия катализаторов.
5. Дайте характеристику атома химического элемента №9 по плану: состав → строение →
свойства.
6. Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:
Br2 → HBr → AlBr3 → Al(OH)3 → AlCl3
7. Укажите схему реакции, в которой оксид серы (IV) – восстановитель. Допишите уравнение и покажите
переход электронов.
1) SO2 + H2O →;
2) SO2+ O2 →;
3) SO2 + H2S →;
4) SO2 + CaO →.
8. С какими из перечисленных веществ будет реагировать раствор серной кислоты:
гидроксид натрия, золото, оксид меди(II), магний, хлорид бария, серебро, гидроксид
алюминия? Запишите уравнения возможных реакций.
9. Скорость химической реакции:
2SO2+ O2⇄2SO3 +Q уменьшится при:
1) применении катализатора; 2) охлаждении; 3) увеличении давления; 4) нагревании.
Дайте обоснованный ответ.
2 вариант
1.
Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнениях реакций:
Mn2O3 + Si → SiO2 + MnKClO3 → KCl + O2
2.
При сжигании 1,2г магния в кислороде выделилось 30,1 кДж теплоты. Вычислите тепловой эффект и
напишите ТХУ реакции горения магния в кислороде.
3.
Приведите примеры зависимости скорости химических реакций от температуры.
4. Дайте характеристику атома химического элемента №17 по плану: состав → строение → свойства.
5. Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:
Na → NaOH → NaBr → NaCl → NaNO3
20
6. Медные изделия со временем теряют свой блеск из-за налёта оксида меди. Предложите химический способ
восстановления блеска медного изделия.
7. Формула соединения, в котором степень окисления серы максимальна, - это:
1) FeS; 2) SO2; 3) NaHSO4; 4) Ca(HSO3)2.
Запишите искомое вещество, расставьте степени окисления элементов в нём и назовите.
8. При изменении каких внешних факторов равновесие химической реакции:
2SO3 + H2O⇄H2SO4 + Q
сместится в сторону продукта реакции.
9. Скорость химической реакции: 4FeS2 + 11O2 → 8SO2↑+2Fe2O3 +Q
увеличится при:
1) измельчении пирита; 2) охлаждении; 3) обогащении газовой смеси кислородом;
4) нагревании.
Дайте обоснованный ответ.
Контрольная работа №3.
«Подгруппа азота», «Подгруппа углерода»
Вариант №1
1. Составьте уравнения реакций, выполните их как окислительно-восстановительные реакции или реакции
ионного обмена
а)КNO₃→ КNO₂+O₂
б)AgNO₃ +MgCl₂→
2. Назовите аллотропные модификации фосфора и опишите свойства красного фосфора.
3 . Задача . Прокалили 222г технического нитрата калия с массовой долей примесей 18%.Определите объём
(н.у.) и число молекул выделившегося кислорода.
4.Качественная реакция на растворимые фосфаты является:
а)нитрат натрия,
б)нитрат серебра
в)водород
г)гидроксид калия.
Вариант №2
1. Составьте уравнения реакций, выполните их как окислительно-восстановительные реакции или реакции
ионного обмена.
а)CO₂+ C→ CO
б)Na₂CO₃+ HNO₃ →
2. Назовите аллотропные модификации углерода и опишите свойства графита.
3. Задача. Вычислите массу раствора с массовой долей азотной кислоты 20%,необходимого для растворения
408 г оксида алюминия с массовой долей примесей 25%.
4. Формула высшего оксида элемента с электронной конфигурацией 2е8е5е6е:
а)Э₂О₃; б)ЭО₂ в)Э₂О ₅ г)ЭО₃.
21
Контрольная работа №4
Металлы
1 вариант
Часть А
При выполнении заданий с выбором ответа этой части (А1 – А16) выберите один правильный ответ и внесите его в
бланк ответов
А1. Металлические свойства химических элементов в ряду Na → K → Rb → Cs:
1) не изменяются2) усиливаются3) изменяются периодически4) ослабевают
А2. Среди элементов третьего периода наибольший атомный радиус имеет
1) натрий
2) алюминий
3) магний
4) сера
А3. Кальций относят к:
1) s – элементам
2) p – элементам
3) d – элементам
4) f – элементам
А4. Самым твердым металлом является:
1) осмий
2) хром
3) железо
4) натрий
А5. Определите состав сплава дюраль:
1) Cu - 98%, Be - 2%
2) Cu - 58%, Zn - 40%, Pb - 2%
3) Al - 94%, Cu - 4%, Mn - 0,5% и др.
4) Fe - 50%, C - 2,14% и др.
А6. В реакцию с соляной кислотой вступает каждый из двух металлов
1) Ca и Ag
2) Hg и Na
3) Cu и Zn
4) Al и Zn
А7. Какой из данных щелочных металлов при взаимодействии с кислородом образует оксид:
1) натрий
2) литий
3) калий
4) рубидий
А8. Сумма всех коэффициентов в уравнении реакции калия с водой равна:
22
1) 3
2) 5
3) 7
4) 9
А9.Гидроксид кальцияСа(ОН)2 называют:
1) известняком
2) гашеной известью
3) негашеной известью
4) хлорной известью
А10.Процесс гашения негашеной извести отражает уравнение реакции:
1) СаО + Н2О → Са(ОН)2
3) СаСО3 + Н2О + СО2 →Са(НСО3)2
2) Са(ОН)2 + СО2 → СаСО3 + Н2О
4) СаО + СО2 →СаСО3
А11. Алюминиевая посуда может разрушаться под действием:
1) O2
2) NaOH (р-р)
+X
+Y
3) Na2SO4 (р-р)
4) H2O
А12. Формулы веществ Xи Y в схеме превращений Al2O3→ Al(NO3)3→ Al(OH)3 соответственно:
1) KNO3 и KOH
2) NaNO3 и Н2О
3) HNO3 и KOH
4) HNO3 и Cu(OH)2
А13. При взаимодействии железа со слабыми окислителями степень окисления железа изменяется:
1) Fe0 → Fe+3 2) Fe0 → Fe+2 3) Fe0 → Fe+4 4) не изменяется
А14. Верны ли следующие суждения о соединениях железа?
А. Степень окисления железа в железной окалине равна + 6.
Б. Оксид железа (II) относится к основным оксидам.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
А15. Качественной реакцией на Fe3+ является реакция с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6]. Какое окрашивание образуется
при этом?
1) интенсивно красное
2) желтое
3) синее
4) малиновое
А16.Схема алюминотермического процесса — это:
1) Аl2О3 + К2О→
2) Аl +Cr2O3→
3) Аl + КОН →
23
4) Аl2О3 + H2SO4 →
Часть В
В задании В1, 2 выберите верные ответы и запишите цифры в бланк ответов в порядке возрастания
B1. В ряду химических элементов Mg – Ca – Sr
1) не изменяется число протонов в ядре
2) возрастают восстановительные свойства
3) возрастает число электронов во внешнем энергетическом уровне
4) увеличивается радиус атомов
5) возрастают металлические свойства
6) число энергетических уровней в атоме не изменяется
В2. С железом могут взаимодействовать:
1) азотная кислота (раствор)
2) азотная кислота (конц. горячая)
3) алюминий
4) хлор
5) хлорид цинка
В3. Установите соответствие между схемой превращения и формулой реагента, необходимого для данного превращения:
СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЯ
А)
Al(NO3)3 → Al(OH)3
Б)
Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]
В)
Fе →Fe3O4
ФОРМУЛА РЕАГЕНТА
1)
2)
H2O
Fe(OH)3
3)
NaOHизбыток
4)
NaOHпо каплям
Часть С
При выполнении заданий этой части дайте развернутый ответ
С1. Какой объем углекислого газа выделится при прокаливании 19,8 г карбоната магния, содержащего 15% примесей?
2 вариант
Часть А
24
При выполнении заданий с выбором ответа этой части (А1 – А16) выберите один правильный ответ и внесите его в
бланк ответов
А 1 . В порядке усиления металлических свойств элементы расположены в ряду:
1) Mg, Ca, Ва
2) Na, Mg, A1
3) K, Ca, Fe
4) Sc, Ca, Mg
А2.Металлические свойства натрия сильнее, чем у
1) магния
2) рубидия
3) калия
4) цезия
А3.Элементыпобочных подгрупп относятся к:
1) s – элементам
2) p – элементам
3) d – элементам
4) f – элементам
А4. Металлы обладают высокой электропроводностью. Какой из перечисленных металлов лучший проводник
электричества:
1) алюминий
2) свинец
3) марганец
4) ртуть
А5. Какой вид коррозии возникает при контакте металлов с электролитами и протекает с возникновением электрического
тока с системе:
1) химическая
2) электрохимическая 3) газовая
4) коррозия не возникает
А6. В водном растворе не осуществима реакция:
1) Zn + Cu(NO3)2 (раствор)
2) Fe + CuSO4 (раствор)
3) Ag + Pb(NO3)2 (раствор)
4) Pb + Cu(NO3)2 (раствор)
А7.Натрий взаимодействует с каждым из веществ, формулы которых перечислены в группе:
1) K, O2, H2
2) H2, H2O, Cl2
3) S, H2O, CaO
4) H2O, LiOH, P
А8.Ряд формул, которые соответствуют хлориду, сульфиду, гидриду натрия, это
1) NaCl, Na2S, NaOH
2) NaH, Na2S, NaCl
3) NaCl, Na2S, NaH
4) Na2O, Na2S, NaH
А9.Карбонат кальцияСаСО3 называют:
25
1) известняком
+X
2) гашеной известью
3) негашеной известью
4) хлорной известью
+Y
А10. Формулы веществ X и Y в схеме превращений Са→ Са(ОН)2→ СаСО3 соответственно:
1) Н2О и СО2
2) Н2О и CO
3) NaOH и СО2
4) Н2О и Nа2СО3
А11.Алюминий может реагировать с
1) MgSO4
2) NaCl
3) Ca(NO3)2
4)NaOH
А12. Гидроксид алюминия можно получить при взаимодействии
1)
Al2O3 и H2O2) AlCl3 и Fe(OH)3
3)AlCl3 и NaOH
4) Al2O3 и NaOH
А13. При взаимодействии железа с хлором степень окисления железа изменяется:
1) Fe0 → Fe+3
2) Fe0 → Fe+2
3) Fe0 → Fe+4
4) не изменяется
А14. Верны ли следующие суждения о соединениях железа?
А. Гидроксид железа (III) образуется при действии растворов щелочей на растворы солей железа(III).
Б. Гидроксид железа (II) обладает основными свойствами.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
А15.Ионы кальция окрашивают пламя в
1) желтый цвет
2) ярко-малиновый цвет
3) желто-зеленый
4) кирпично-красный
А16. Металлы из руд с помощью электролиза позволяет получить:
1) гидрометаллургия
2) пирометаллургия
3) алюмотермия
4) электрометаллургия
Часть В
В задании В1,2 выберите верные ответы и запишите цифры в бланк ответов в порядке возрастания
B1. В ряду химических элементов Na – Mg – Al
1) уменьшается значение электроотрицательности
26
2) возрастают восстановительные свойства
3) возрастает число электронов во внешнем энергетическом уровне
4) уменьшается радиус атомов
5) ослабевают металлические свойства
6) уменьшается число энергетических уровней в атоме
В2. С алюминием могут взаимодействовать:
1) серная кислота (конц. холодная)
2) хлор
3) соляная кислота
4) железо
5) гидроксид калия
В3. Установите соответствие между схемой превращения и формулой реагента, необходимого для данного превращения
СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЯ
А)
FeCl3 → Fe(OH)3
Б)
Fe(OH)3 → Na3[Fe(OH)6]
В)
Fe(OH)3 → FeCl3
ФОРМУЛА РЕАГЕНТА
1)
2)
Cl2
HCl
3)
NaOHконц. избыток
4)
NaOHпо каплям
Часть С
При выполнении заданий этой части дайте развернутый ответ
C1. Найдите объём углекислого газа, получившегося при действии соляной кислоты на 5 г известняка, содержащего 15%
примесей.
Итоговая контрольная работа 9класс
Вариант 1
1.Шесть электронов во внешнем электронном слое находятся у атома
1) хлора
2)кислорода 3)азота
4)алюминия
2. Ковалентная полярная связь образуется между атомами
1)лития и кислорода 2)серы и натрия 3)хлора и водорода
4)магния и фтора
3. Такую же степень окисления, как и в SO2, сера имеет в соединении
1)K2SO4
2) H2SO3
3) (NH4)2S 4) SO3
27
4.Какуюформулуимеетсульфат-ион?
1) S0
2) SO32- 3) SO42-
4) S2-
5. Какое уравнение соответствует реакции соединения?
1)K2CO3 + 2HCl = 2KCI + CO2 +H2O
2)Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O
3)CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
4)4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O
6. Выделение газа происходит в результате взаимодействия ионов
1)Н+ и NO32) Н+ и CO323) NН4+ и SO42- 4)NН4+ и Cl7. В реакцию с разбавленной серной кислотой вступает
1) медь 2) золото 3) цинк 4) кислород
8. Функциональную группу –CООН содержит
1)этиловый спирт 2)метан 3)уксусная кислота 4)ацетилен
9. Верны ли следующие суждения о чистых веществах и смесях?
А. Минеральная вода является чистым веществом.
Б. Духи являются смесью веществ.
1)верно только А 2) верно только Б 3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
10.Металлические свойства у магния выражены сильнее, чем у
1)бериллия
2)калия
3) кальция 4) натрия
В1. В порядке увеличения числа электронов во внешнем уровне расположены химические элементы
следующих рядов:
1)Br – Cl – F
2) C – Si – Ge 3) Al – Si – P 4) C – N – O 5) Te – Se – S
B2. Алюминий может взаимодействовать с растворами
1)сульфата калия 2)гидроксида кальция 3) нитрата аммония
4) хлорида бария 5)серной кислоты
В3. Выберите схемы превращений, в которых углерод является восстановителем
1)С+4→ С+2
2) С+2 → С+4
3) С0 → С-2
4) С-2 → С-4
5)С-4 → С0
С1. 3 г лития растворили в избытке воды. Вычислите объём газа(л), выделившегося в результате реакции
при н.у.
С2. 35 г сульфата натрия растворили в 50 г воды. Вычислите массовую долю (%) соли в полученном
растворе.
Итоговая контрольная работа 9класс
Вариант 2
1.Число электронов во внешнем электронном слое атома с зарядом ядра +9 равно
1) 1
2) 2
3) 5
4) 7
2. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами
1)азота и водорода 2)серы и кислорода 3)алюминия
4) фосфора
3. Такую же степень окисления, как и в NH3, азот имеет в соединении
1)N2O3
2) HNO2
3) Ca3N2 4) Ba(NO3)2
4.Какую формулу имеет сульфит-ион?
1) S0
2) SO32- 3) SO42-
4) S2-
5. Какое уравнение соответствует реакции соединения?
1)CO2 + C = 2CO
2)2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
3)2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O
4)Zn + 2HCl= ZnCl2 + H2↑
28
6. Выделение газа происходит в результате взаимодействия ионов
1)Ag+ и NO32) Н+ и SiO323) NН4+ и NO3- 4)Н+ и S27. В реакцию с соляной кислотой
1) ртуть 2) оксид магния 3) сероводород 4) сульфат бария
8. Функциональную группу –CОН содержит
1)этиловый спирт 2)метан 3)уксусный альдегид 4)ацетилен
9. Верны ли следующие суждения о чистых веществах и смесях?
А. Стекло является смесью веществ.
Б. Бронза является чистым веществом.
1)верно только А 2) верно только Б 3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
10.Металлические свойства у алюминия выражены сильнее, чем у
1) натрия
2)бария
3) бора 4) кальция
В1. В порядке уменьшения числа электронов во внешнем уровне расположены химические элементы
следующих рядов:
1)N – О – F
2) C – Si – Ge 3) Al – Mg – Na 4) C – N – O 5) Br – Se – As
B2. Оксид магния вступает в реакцию с
1)оксид углерода(IV) 2) оксидом калия 3)серной кислотой 4)сульфат калия
2)гидроксид натрия
В3. Выберите схемы превращений, в которых углерод является окислителем
1)С-2→ С+2
2) С+2 → С0
3) С0 → С+2
4) С-4 → С0
5)С+4 → С-4
С1. 10 г бария растворили в избытке воды. Вычислите объём газа(л), выделившегося в результате реакции
при н.у.
С2. 105 г фосфата калия растворили в 500 г воды. Вычислите массовую долю (%) соли в полученном
растворе.
29
Перечень учебно-методических средств обучения
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Новошинский И.И., Новошинская Н.С.., Химия. 9 кл.: Учебник.— М.: Русское слово, 2010.
Новошинский И.И., Новошинская Н.С.., Сборник самостоятельных работ 9 кл.:— М.: Русское
слово, 2010.
Новошинский И.И., Новошинская Н.С.., Программа курса, тематическое и поурочное
планирование. 9 класс:— М.: Русское слово, 2012.
Новошинский И.И. Типы химических задач и способы их решения. 8-11 класс. ООО «Издательство
Оникс», 2008
Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия 9 кл. Тетрадь для практических работ. «ТИД
«Русское слово» - РС», 2010.
Аликберова Л. Занимательная химия: Книга для учащихся, учителей и родителей.- М.: АСТПРЕСС, 2006.- 560 с.
Степин Б.Д. Аликберова Л.Ю. Книга по химии для домашнего чтения.- М.: Химия, 2005.- 400 с.
Ольгин О. Чудеса на выбор: Забавная химия для детей/ Оформл. серии Г. Грозной; Обложка В.
Королькова; Ил. Т. Никитиной.- М.: Дет. лит., 2007.- 142 с.
30