Рабочая программа по химии. 8-9 класс
рабочая программа по химии (8, 9 класс) на тему

Муниципальное казенное общеобразовательное учреждение

 «Средняя общеобразовательная школа №2 п. Теплое»

Тепло-Огаревского района Тульской области

РАБОЧАЯ ПРОГРАММА

Теплое

2015 г.

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

Рабочая программа основного курса по химии 8-9 класса составлена в соответствии с федеральным компонентом государственного стандарта основного общего образования, на основе примерной программы по предмету «Химия», утверждённой Министерством образования РФ, авторской программы, допущенной Департаментом общего среднего образования Министерства образования Российской Федерации, авторы: Н. Е. Кузнецова, И. М. Титова, А. Ю. Жегин. Федеральный базисный учебный план для образовательных учреждений Российской Федерации отводит 136 часов для обязательного изучения учебного предмета «Химия» на этапе основного общего образования. В 8 классе – 68 часов, 2 часа в неделю;  9 классе – 68 часов, 2 часа в неделю.

Изучение химии в 8 классе предполагает изучение двух разделов. Первый посвящён теоретическим объяснениям химических явлений на основе атомно-молекулярного учения и создаёт прочную базу для дальнейшего изучения курса химии. Особое внимание уделено формированию системы основных химических понятий и языку науки; жизненно важным веществам и явлениям, химическим реакциям, которые рассматриваются как на атомно-молекулярном, так и на электронном уровнях. Второй раздел посвящён изучению электронной теории и на её основе рассмотрению периодического закона и системы химических элементов, строения и свойств веществ и сущности химических реакций. 

Курс химии 9 класса посвящён систематике химических элементов неорганических и органических веществ и строится на основе проблемно-деятельного подхода. Курс представлен тремя системами знаний: 1) вещество; 2) химические реакции; 3) химическая технология и прикладная химия. Заканчивается курс знакомством с органическими соединениями, в основе отбора которых лежит идея генетического развития органических веществ от углеводородов до биополимеров (белков, углеводов).

Данная программа ориентирована на общеобразовательные  классы.

Данная программа реализована в учебниках:

«Химия. 8.» (М.: Вентана-Граф, 2013), авторы Н.Е.Кузнецова, И.М.Титова, Н.Н.Гара;

«Химия. 9.» (М.: Вентана-Граф, 2013), авторы Н.Е.Кузнецова, И.М.Титова, Н.Н.Гара.

Цели изучения курса химии.

1. Вооружение учащихся знаниями основ науки и химической технологии; способами их добывания, переработки и применения.

2. Раскрытие роли химии в познании природы и обеспечении жизни общества; показ значения общего химического образования для правильной ориентации в жизни в условиях ухудшения экологической обстановки.

3. Внесение вклада в развитие научного миропонимания ученика, формирование химической картины природы как важного компонента научного мировоззрения.

4. Развитие внутренней мотивации учения, повышение интереса к познанию химии.

5. Развитие личности учащегося средствами данного химического предмета, содействие адаптации ученика к постоянно изменяющимся условиям жизни.

6. Обеспечение химико-экологического образования, развитие экологической культуры учащихся.

Изучение химии на ступени основного общего образования направлено на решение следующих задач:

1. Освоение важнейших знаний об основных понятиях и законах химии, химической символики.

2. Овладениями умениями наблюдать химические явления, проводить химический эксперимент, производить расчёты на основе химических формул веществ и уравнений химических реакций.

3. Развитие познавательных интересов и интеллектуальных способностей в процессе проведения химического эксперимента, самостоятельного приобретения знаний в соответствии с возникающими жизненными потребностями.

4. Воспитание отношения к химии как к одному из фундаментальных компонентов естествознания и элементу общечеловеческой культуры.

5. Применение полученных знаний и умений для безопасного использования веществ и материалов в быту, сельском хозяйстве и на производстве, решения практических задач в повседневной жизни, предупреждения явлений, наносящих вред здоровью человека и окружающей среде.

Общая характеристика учебного предмета

         Естественнонаучное образование – один из компонентов подготовки подрастающего поколения к самостоятельной жизни. Оно обеспечивает всестороннее развитие личности ребёнка за время его обучения и воспитания в школе.

Велика роль учебного предмета химии в воспитании общей культуры, научного мировоззрения, нравственности, воли и других черт личности, а также в формировании химической и экологической культуры, поскольку экологические проблемы  имеют в своей основе преимущественно химическую природу, а в решении многих из них используются химические средства и методы. Это подчеркивает значимость учебного предмета химии, необходимость усиления химической компоненты в содержании экологического образования.

Недостаточность химической и экологической грамотности порождает угрозу безопасности человека и природы, недооценку роли химии в решении экологических проблем, хемофобию. Химия как учебный предмет призвана вооружить обучающихся основами химических знаний, необходимых для повседневной жизни, производственной деятельности, продолжения образования, правильной ориентации в поведении в окружающей среде. Она вносит существенный вклад в научное миропонимание и развитие обучающихся.

УЧЕБНО-ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН

Учебно-тематический план 8 класс

Учебно-тематический план 9 класс

СОДЕРЖАНИЕ ТЕМ УЧЕБНОГО КУРСА

Содержание тем курса химии в 8 класс

(2 ч в неделю, всего 68 ч)

Тема 1. Введение. (2 ч).

Химия и научно-технический прогресс. Исторические этапы возникновения и развития химии. Основные понятия и теории химии. Лабораторное оборудование и приёмы работы с ним. Правила техники безопасности при работе в кабинете химии.

Демонстрации (Д). Таблицы, слайды, показывающие исторический путь развития, достижения химии и их значение; лабораторное оборудование.

Практическое занятие (ПЗ). Лабораторное оборудование и приёмы работы с ним.

1. Вещество и химические явления

с позиций атомно-молекулярного учения.

Тема 2. Химические элементы и вещества

в свете атомно-молекулярного учения (9 ч).

Понятие «вещество» в физике и химии. Физические и химические явления. Изменяющееся вещество как предмет изучения химии. Фазовые переходы. Описание веществ. Химические элементы: их знаки и сведения из истории открытия. Состав веществ. Закон постоянства состава, химические формулы. Формы существования химических элементов. Вещества простые и сложные. Простые вещества: металлы и неметаллы. Общая характеристика металлов и неметаллов. Некоторые сведения о металлах и неметаллах, обусловливающих загрязнённость окружающей среды. Описание некоторых наиболее распространённых простых веществ. Атомно-молекулярное учение (АМУ) в химии. Относительные атомные и молекулярные массы. Система химических элементов Д. И. Менделеева. Определение периода и группы. Характеристика положения химических элементов в периодической системе. Валентность.

Количество вещества. Определение валентности по положению элемента в периодической системе. Моль – единица количества вещества. Молярная масса.

Д. 1. Физические и химические явления. 2. Измерение плотности жидкости ареометром. 3. Модели атомов и молекул. Кристаллические решетки. 4. Коллекция металлов и неметаллов. 5. Получение углекислого газа разными способами. 6. Возгонка иода. Опыты по диффузии. 7. Коллекция простых веществ, образованных элементами I-III периодов.

Лабораторные опыты (ЛО). 1. Рассмотрение веществ с различными физическими свойствами (медь, железо, цинк, сера, вода, хлорид натрия и др.). 2. Примеры физических явлений: кипячение воды, плавление парафина. 3. Примеры химических явлений: горение древесины, взаимодействие мрамора с соляной кислотой. 4. Изучение образцов металлов и неметаллов (серы, железа, алюминия, графита, меди и др.).

Расчётные задачи (РЗ). 1. Вычисление относительной молекулярной массы веществ, массовой доли элементов по химическим формулам. Вычисление молярной массы веществ. 2. Определение массы вещества по известному его количеству и наоборот.

Тема 3. Химические явления в свете атомно-молекулярного учения (8 ч).

Сущность химических явлений в свете атомно-молекулярного учения. Признаки протекания химических реакций. Превращение энергии при химических реакциях, условия протекания химических реакций, экзо - и эндотермические реакции. Законы сохранения массы и энергии, их взаимосвязь в законе сохранения материи. Составление уравнений химических реакций. Расчеты по уравнениям химических реакций. Типы химических реакций: разложения, соединения, замещения, обмена. Обобщение знаний о химических реакциях.

Д. 1. Примеры химических реакций разных видов: разложение малахита, взаимодействие соляной кислоты с карбонатом натрия и др. 2. Опыты, иллюстрирующие закон сохранения массы веществ: горение свечи на весах с поглощением продуктов горения. Набор моделей атомов.

ЛО. 1. Признаки протекания химических реакций: нагревание медной проволоки; взаимодействие растворов едкого натра и хлорида меди; взаимодействие растворов уксусной кислоты и гидрокарбоната натрия; взаимодействие растворов хлорного железа и красной кровяной соли; растирание в ступке порошков хлорида аммония и гашеной извести. 2. Типы химических реакций: разложение малахита; взаимодействие железа с раствором хлорида меди (II), взаимодействие растворов едкого натра и хлорного железа.

ПЗ. Составление уравнений химических реакций.

РЗ. Вычисления по химическим уравнениям масс, количеств веществ: а) вступивших в реакцию, б) образовавшихся в результате реакции.

Тема 4. Методы химии (1 ч).

Понятие о методе как средстве научного познания действительности. Методы, связанные с непосредственным изучением веществ: наблюдение, описание, сравнение, эксперимент. Анализ и синтез веществ – экспериментальные методы химии. Понятие об индикаторах. Теоретическое объяснение, моделирование, прогнозирование химических явлений. Химический язык (термины и названия, знаки, формулы, уравнения), его важнейшие функции в химической науке. Расчёты в химии, количественные химические задачи.

ЛО. 1. Описание веществ молекулярного и немолекулярного строения. 2. Сравнение свойств двух металлов: меди и железа.

Тема 5. Вещества в окружающей нас природе и технике (5 ч).

Чистые вещества и смеси. Понятие о гомогенных и гетерогенных смесях. Разделение смесей. Разделение смесей. Очистка веществ – фильтрование, дистилляция, кристаллизация, экстрагирование, хроматография, возгонка. Идентификация веществ с помощью определения температур плавления и кипения.

Понятие о растворах как гомогенных физико-химических системах. Значение растворов для жизни человека, сельскохозяйственного и промышленного производства. Растворимость веществ. Влияние техносферы на природные пресные и морские воды. Факторы, влияющие на растворимость твёрдых веществ и газов. Изменение растворимости кислорода в связи с загрязнением вод. Коэффициент растворимости. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля, молярная концентрация.

Д. 1. Разделение смесей различными методами: методом отстаивания; с помощью делительной воронки; методом колоночной хроматографии. 2. Коллекция различных сортов нефти, каменного угля. 3. Коллекция природных и синтетических органических веществ. 4. Растворение веществ с различным коэффициентом растворимости. 5. Условия изменения растворимости твёрдых и газообразных веществ. 6. Тепловые эффекты при растворении: растворение серной кислоты, нитрата аммония.

ЛО. 1. Ознакомление с образцами простых и сложных веществ, минералов и горных пород. 2. Разделение смеси серы и железа, разделение смеси нефти и воды. 3. Исследование физических и химических свойств природных веществ (известняков).

ПЗ. 1. Очистка веществ методом фильтрования, кристаллизации. 2. Приготовление растворов заданной концентрации.

РЗ. 1. Вычисление концентрации растворов (массовой доли, молярной) по массе растворённого вещества и объёму или массе растворителя. 2. Вычисление массы, объёма, количества растворённого вещества и растворителя по определённой концентрации раствора.

Тема 6. Понятие о газах. Воздух. Кислород. Горение (7 ч).

Понятие о газах. Закон Авогадро. Воздух – смесь газов. Относительная плотность газов. Кислород – химический элемент и простое вещество. История открытия кислорода. Схема опытов Д. Пристли и А. Л. Лавуазье.

Аллотропия. Озон. Значение озонового слоя Земли. Проблемы нарушения его целостности. Повышение содержания озона в приземном слое атмосферы.

Получение кислорода в промышленности и лаборатории. Химические свойства кислорода. Процессы горения и медленного окисления. Применение кислорода.

Атмосфера – воздушная оболочка Земли. Тенденция изменения состава воздуха в XX в. Основные источники загрязнения атмосферы. Транспортный перенос загрязнений. Круговорот кислорода в природе. О всемирном законе, об атмосфере.

Д.1. Получение кислорода. 2. Сжигание в атмосфере кислорода угля. 3. Опыты, подтверждающие состав воздуха. 4. Опыты по воспламенению и горению.

ПЗ. Получение кислорода и исследование его свойств.

РЗ. 1. Определение относительной плотности газов по их молекулярной массе. 2. Определение относительных молекулярных масс газообразных веществ по значению их относительной плотности.

Тема 7. Классы неорганических соединений (13 ч).

Оксиды -  состав, номенклатура, классификация. Понятие о гидроксидах – кислотах и основаниях. Название и состав оснований. Гидроксогруппа. Классификация кислот (в т. ч. органические и неорганические), их названия, состав. Состав, названия солей, правила составления формул солей.

Химические свойства оксидов. Влияние состава кислот на характер их свойств (на примерах соляной и серной кислот). Общие химические свойства кислот. Кислотные дожди. Физические свойства и способы получения щелочей. Химические свойства солей (взаимодействие растворов солей с растворами щелочей и металлами). Генетическая связь классов неорганических соединений. Амфотерность. Оксиды и гидроксиды, обладающие амфотерными свойствами. Классификация неорганических веществ. Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений (на примере оксидов, гидроксидов и водородных соединений).

Д.1.  Образцы соединений – представителей классов кислот, солей, нерастворимых оснований, щелочей, оксидов. 2. Опыты, иллюстрирующие существование генетической связи между соединениями фосфора, углерода, натрия, кальция. 3. Взаимодействие кальция и натрия с водой. 4. Действие индикаторов. 5. Опыты,  иллюстрирующие химические свойства отдельных классов неорганических соединений. 6. Образцы простых веществ и их соединений (оксидов и гидроксидов), образованных элементами одного периода.

ЛО. 1. Рассмотрение образцов оксидов (углерода (IV), водорода, фосфора, меди, кальция, железа, кремния). 2. Наблюдение растворимости оксидов алюминия, натрия, кальция, меди в воде. 3. Определение среды полученных растворов с помощью индикатора. 4. Рассмотрение образцов солей и определение их растворимости. 5. Взаимодействие оксидов кальция и фосфора с водой, определение характера образовавшегося оксида с помощью индикатора. 6. Взаимодействие оксидов меди (II) и цинка с раствором серной кислоты. 7. Получение углекислого газа и взаимодействие его с известковой водой. 8. Исследование свойств соляной и серной кислот с использованием индикаторов. 9. Взаимодействие металлов (магния, цинка, железа, меди) с растворами кислот. 10. Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей. 11. Взаимодействие растворов кислот со щелочами. 12. Взаимодействие растворов кислот с нерастворимыми основаниями. 13. Получение нерастворимых оснований и исследование их свойств (на примере гидроксида цинка).

ПЗ. Исследование свойств оксидов, кислот, оснований.

2. Вещества и химические реакции в свете электронной теории.

Тема 8. Строение атома. Ядерные реакции (3 ч).

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов элементов:s-, p-, d-, f-электроны.

Место элемента в периодической системе и электронная структура атомов. Радиоактивность. Понятие о превращении химических элементов. Уравнения ядерных реакций. Причины возникновения радиоактивных осадков и их биологическое значение.

Тема 9. Периодический закон

и периодическая система элементов Д.И.Менделеева (4 ч). 

Свойства химических элементов и их изменения. Классификация химических элементов. Открытие периодического закона. Строение атомов химических элементов малых и больших периодов, главных и побочных подгрупп. Формулировка периодического закона в современной трактовке. Периодическая система в свете строения атома. Физический смысл номера периода и группы. Свойства элементов (на примерах щелочных металлов, галогенов, инертных элементов). Характеристика химических свойств элементов главных подгрупп и периодичность их изменения в свете электронного строения атома. Элементы, соединения которых проявляют амфотерные свойства. Относительная электроотрицательность элементов (ОЭО). Общая характеристика элемента на основе его положения в периодической системе Д. И. Менделеева. Значение периодического закона в создании научной картины мира.

Д.1. Таблица «Периодический закон и строение атома». 2. Стенд «Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева».  3. Демонстрация образцов щелочных металлов и галогенов. 4. Взаимодействие щелочных металлов с простыми и сложными веществами.

ЛО. Исследование свойств амфотерных гидроксидов и щелочей.

Тема 10. Химическая связь и строение веществ в свете электронной теории (6 ч).

Валентное состояние атомов в свете теории электронного строения. Валентные электроны. Химическая связь атомов. Ковалентная связь и механизм её образования. Неполярная и полярная ковалентная связь. Свойства ковалентной связи. Электроннные и структурные формулы веществ. Ионная связь и механизм её образования. Свойства ионов. Степень окисления.

Природа химической связи и её типы. Относительность типологии химической связи. Влияние типа химической связи на свойства химического соединения.

Кристаллическое состояние веществ. Кристаллические решётки: атомная, ионная, молекулярная – и их характеристики.

Уровни организации веществ. Зависимость свойств веществ от их строения.

Д. 1. Модели кристаллических решёток веществ с ионным, атомным и молекулярным строением. 2. Возгонка иода.

Тема 11. Химические реакции в свете электронной теории. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) (2 ч).

Физическая сущность химической реакции.

Электронные уравнения Льюиса. Реакции, протекающие с изменением и без изменения степеней окисления. ОВР. Процессы окисления и восстановления, их единство и противоположность. Составление ОВР. Расстановка коэффициентов в ОВР методом электронного баланса. Общая характеристика ОВР. Классификация химических реакций в свете электронной теории.

Тема 12. Водород и его важнейшие соединения (2 ч).

Водород в космосе. Водород в земной природе. Получение водорода в лаборатории. Водород – химический элемент и простое вещество. Энергия связи в молекуле водорода. Изотопы водорода. Физические и химические свойства водорода. Водород и ОВР. Применение водорода. Промышленное получение водорода. Водород – экологически истый вид топлива и перспективы его использования. Оксид водорода – вода: состав, пространственное строение, водородная связь. Физико-химический состав воды. Изотопный состав воды. Тяжелая вода и особенности её свойств. Пероксид  водорода:   состав, строение, свойства, применение, пероксид водорода в ОВР.

Д. 1. Получение водорода в лаборатории. 2. Лёгкость водорода. 3. Диффузия водорода. 4. Горение водорода. 5. Восстановление меди из оксида меди в токе водорода. 6. Опыты, подтверждающие химические свойства воды. 7. Химические свойства пероксида водорода.

ЛО. 1. Получение водорода и изучение его свойств. 2. Восстановителльные свойства водорода.

Тема 13. Галогены (6 ч).

Характеристика галогенов как химических элементов и простых веществ. Строение атомов галогенов. Нахождение галогенов в природе. Физические и химические свойства галогенов. Получение хлора и хлороводорода в лаборатории и промышленности. Биологическое значение галогенов. Галогены и отравляющие вещества. Соляная кислота и её свойства.

Д. 1. Взаимодействие раствора иода с крахмалом. 2. Химические свойства соляной кислоты.

ЛО. 1. Распознавание соляной кислоты, хлоридов, бромидов, иодидов.

ПЗ. 1. Получение соляной кислоты и опыты с ней. 2. Решение экспериментальных задач по теме «Галогены».

РЗ. Вычисление объёма газов по количеству вещества.

Содержание тем курса химии в 9 классе

 (2 часа в неделю, всего 68 часов).

Тема 1. Повторение некоторых вопросов курса неорганической химии 8 класса (2 ч).

Периодический закон. Закономерности изменения свойств элементов в периодах и группах. Относительная электроотрицательность, степень окисления. Валентность. Типы химической связи. Типы кристаллических решёток.

Д. Модели кристаллических решёток.

Тема 2. Электролитическая диссоциация (12 ч).

Сведения о растворах; определение растворов, растворители, растворимость, классификация растворов.

Предпосылки возникновения электролитической диссоциации. Идеи С. Аррениуса, Д. И. Менделеева, И. А. Каблукова и других ученых. Структура и значение научной теории.

Электролиты и неэлектролиты

Дипольное строение молекулы воды. Процессы, происходящие с электролитами при расплавлении или растворение веществ в воде. Роль воды в процессе электролитической диссоциации. Диссоциация электролитов с разным типом химической связи. Тепловые явления, сопровождающие процесс растворения.

Степень диссоциации. Константа диссоциации. Кислотность растворов. Индикаторы.

Основные положения теории растворов

 Сильные и слабые электролиты. Свойства ионов. Ионный состав природных вод. Гидраты и кристаллогидраты, нахождение их в природе.

Гидролиз солей. Обратимые реакции. Химические свойства кислот, солей и оснований в свете теории электролитической диссоциации.

РЗ. Расчеты по химическим уравнениям, если одно из реагирующих веществ дано в избытке.

Д. 1. Испытание веществ, их растворов на электрическую проводимость. 2. Влияние разбавления на степень диссоциации. Сравнение электрической проводимости концентрированного и разбавленного растворов уксусной кислоты. 3. Гидратация и дегидратация ионов (на примерах безводных солей и кристаллогидратов хлорида кобальта (II), сульфатов меди (II) и никеля.

ЛО. 1. Работа с индикаторами. 2. Реакции обмена между растворами электролитов. 3. Химические свойства кислот, солей и оснований. 4. Гидролиз растворов солей.

ПЗ. 1. Химические свойства кислот, солей и оснований. 2. Решение экспериментальных задач по теме «Электролитическая диссоциация».

Тема 3. Химические реакции в свете трех теорий химии (4 ч).

Энергетика химических превращений. Тепловой эффект химических реакций. Термохимические уравнения. Возможность протекания химических реакций. Скорость химических реакций. Закон действия масс. Зависимость скорости от условий протекания реакции. Химическое равновесие, принцип Ле Шателье. Катализ. Энергия активации, общие сведения о гомогенном и гетерогенном катализе. Понятие о промежуточных комлексах.

Д. 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. 2. Зависимость скорости реакции от температуры. 3. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ. 4. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие (на примере взаимодействия хлорида железа (III) с роданидом калия). 5. Взаимодействие пероксида водорода с оксидом марганца (IV).

РЗ. 1. Расчеты по термохимическим уравнениям. 2. Вычисление скорости химической реакции по кинетическому уравнению.

Тема 4. Неметаллические элементы и их важнейшие химические соединения (26 ч).

Химические элементы – неметаллы.

Положение элементов – неметаллов в периодической системе Д. И. Менделеева. Неметаллы – p-элементы. Особенности строения их атомов: общие черты и различия. Относительная электроотрицательность. Степени окисления, валентные состояния атомов неметаллов. Закономерности изменения  этих величин в периодах и группах периодической системы. Типичные формы водородных и кислородных соединений неметаллов. Распространение неметаллических элементов в природе.

Простые вещества – неметаллы. Особенности их строения. Обусловленность физических свойств (агрегатное состояние, температуры кипения, плавления, растворимости в воде) строением. Конкретизация закономерности на примере галогенов.

Аллотропия. Прогнозирование способности элементов к образованию аллотропных видоизменений на основе особенностей строения их атомов. Аллотропия углерода и кремния, фосфора, серы. Обусловленность свойств аллотропов особенностями строения, их применения.

Обзор химических свойств неметаллов. Причины химической инертности благородных газов, низкой активности азота, окислительных свойств и двойственного поведения серы, азота, углерода и кремния в окислительно-восстановительных реакциях. Распространение простых веществ – неметаллов в природе. Получение и применение неметаллов (на примере хлора, азота, серы)

Водородные соединения неметаллов. Формы водородных соединений. Закономерности изменения физико-химических свойств водородных соединений в зависимости от особенностей строения атомов образующих их элементов (на примере соединений элементов второго периода). Свойства водных растворов водородных соединений неметаллов. Кислотно-основная характеристика их растворов. Оксиды неметаллов, их состав и отражение его в структурных и электронных  формулах. Общая характеристика их строения, свойств, применения.

Гидроксиды неметаллов.

Их состав и отражение его в структурных и электронных формулах. Обзор физических свойств. Общие химические свойства. Качественные реакции на анионы кислот. Сила и устойчивость различных кислот. Кислые и средние соли (карбонаты, гидрокарбонаты, фосфаты и гидрофосфаты). Слабые кислоты (плавиковая, сероводородная, сернистая, угольная, кремниевая). Особенности их строения и свойств. Кислоты – окислители (азотная, серная, хлорная) и особенности их свойств. Применение кислот в технике. Роль кислот в процессах, протекающих в живых организмах.

Характеристика представителей IV, V, VI групп элементов.

Сера и её соединения. Азот и фосфор, их соединения. Кремний и углерод, их соединения, роль в природе. Минеральные удобрения: их классификация, примеры, особенности физиологического воздействия на растения.

Понятие о круговороте химических элементов на примере углерода, азота и фосфора.  

Загрязнение атмосферы соединениями азота, серы, углерода. Химические превращения, происходящие с сернистым газом в атмосфере, механизмы воздействия сернистых соединений на живую и неживую природу (на примерах состояний «физиологической сухости» у растений) и воздействия на карбонатсодержащие минералы (разрушение известняка, мрамора). Кислотные дожди, особенности их химического состава и последствия на живое и неживое. Накопление соединений азота и фосфора в природных водах.

Источники накопления диоксида углерода в атмосфере. «Парниковый» эффект.  

Д. 1. Образцы простых веществ – неметаллов и их соединений. 2. Коллекция простых веществ-галогенов. 3. Растворимость в воде кислорода, серы. 4. Электропроводность неметаллов. 5. Получение моноклинной и пластической серы. 6. Восстановление меди из оксида меди (II) водородом. 7. Получение аммиака и исследование его свойств. 8. Получение и исследование свойств диоксида углерода. 9. Опыты, подтверждающие общие химические свойства кислот. 10. Качественные реакции на анионы: сульфид, сульфат, карбонат, хлорид, бромид, иодид, нитрат, фосфат. 11. Коллекции: «Нефть», «Природный газ», «Топливо», «Пластмассы», «Минеральные удобрения».

ЛО. 1. Ознакомление с образцами серы и её природных соединений. 2. Ознакомление с образцами соединений галогенов. 3. Получение пластической серы и изучение её свойств. 4. Получение углекислого газа и исследование его свойств. 5. Качественные реакции на анионы кислот. 6. Восстановительные свойства водорода. 7. Получение угольной кислоты из оксида углерода(IV) и изучение её свойств. 8. Гидролиз солей, образованных сильными и слабыми кислотами.

ПЗ. 1. Получение аммиака – водородного соединения азота – и исследование его свойств. Ознакомление с химическими свойствами водного раствора аммиака. 2. Получение оксида углерода(IV) и изучение его свойств. Распознавание карбонатов. 3. Соединения фосфора. Минеральные удобрения.

РЗ. 1. Вычисление массы или объёма продукта реакции по массе или объёму исходного вещества, содержащего примеси. 2. Определение эмпирической формулы вещества по данным о его количественном составе.

Тема 5. Металлы (12 ч).

Положение металлов в периодической системе. Особенности строения атомов металлов: s-, p-, d-элементов. Значение энергии ионизации. Металлическая связь. Кристаллические решётки. Общие и специфические физические свойства металлов. Общие химические свойства металлов. Электрохимический ряд напряжения металлов. Электролиз расплавов и растворов солей. Практическое значение электролиза. Свойство металлов образовывать сплавы. Общие сведения о сплавах.

Коррозия металлов – общепланетарный геохимический процесс; химическая и электрохимическая, способы борьбы с коррозией.

Металлы – элементы I-II групп. Сравнительная характеристика, физические и химические свойства простых веществ, оксидов и гидроксидов, солей. Закономерности распространения щелочных и щелочноземельных металлов в природе, их получение электролизом соединений. Способы регуляции геохимических циклов с целью выделения минералов натрия. Минералы кальция, их состав, особенность свойств, области практического применения.

Металлы – p-элементы.

Алюминий: химический элемент. Простое вещество. Распространение в природе. Основные минералы. Применение в современной технике. Важнейшие соединения алюминия: оксиды, гидроксиды, амфотерный характер их свойств. Железо как представитель d-элементов. Строение атома, свойства химического элемента. Исторический аспект применения железа. Аллотропия железа. Состав, особенности свойств и применение чугуна и стали как важнейших сплавов железа. О способах химической антикоррозионной защиты сплавов железа. Краткие сведения о  важнейших соединениях железа (оксиды и гидроксиды), их поведение в окислительно - восстановительных реакциях.

Д. 1. Образцы металлов, изучение их электрической проводимости. 2. Теплопроводность металлов. 3. Модели кристаллических решёток металлов. 4. Взаимодействие металлов с неметаллами и водой. 5. Электролиз растворов хлорида меди (II) и иодида калия. 6. Опыты по коррозии металлов и защите от коррозии металлов. Взаимодействие натрия с водой. 7. Взаимодействие оксида кальция с водой. 8. Качественные реакции на ионы кальция и бария. 9. Устранение жесткости воды. 10. Механическая прочность оксидной плёнки алюминия. 11. Взаимодействие алюминия с водой. 12. Взаимодействие алюминия с кислотами и щелочами.

ЛО. 1. Рассмотрение образцов металлов, их солей и природных соединений. 2. Взаимодействие металлов с растворами солей. 3. Ознакомление с образцами сплавов (коллекция «Металлы и сплавы»). 4. Ознакомление с образцами природных соединений кальция. 5. Ознакомление с образцами алюминия и его сплавов. 6. Ознакомление с образцами чугуна и стали. 7. Свойства едких щелочей.8. Свойства оксидов и гидроксидов алюминия. 9. Получение и исследование свойств гидроксидов железа (II) и (III). 10. Качественные реакции на ионы железа.

ПЗ. 1. Свойства металлов. 2. Металлы в окислительно-восстановительных реакциях. 3. Обнаружение ионов металлов.

Тема 6. Общие вопросы химической технологии (3 ч).

 Химическая технология как наука. Взаимосвязь фундаментальной химии с химической технологией (значение учений о кинетике, катализе энергетике химических реакций в химической технологии). Понятие о химико-технологическом процессе. Понятие о системном подходе к организации химического производства; необходимость экономических, экологических, технологических требований. Химико-технологический процесс на примере производства серной кислоты контактным способом. Различные виды сырья для производства серной кислоты. Условия протекания химических реакций, их аппаратурное оформление. Способы управления химическими реакциями в производственных условиях. Принципы химической технологии. Научные способы организации и оптимизации производства в современных условиях. Понятие о взаимосвязи: сырьё – химико-технологический процесс – продукт. Промышленный синтез аммиака. Металлургия. Производство чугуна и стали. Химико-технологические основы получения металлов из руд. Доменное производство. Различные способы производства стали. Легированнные стали.

Вопросы экологии и химического производства.

Направление развития химических и металлургических  производств: малоотходные производства, короткие технологические циклы, утилизация отходов, замкнутость технологических циклов и т д.

Д. 1. Коллекция минералов и горных пород. 2. Модели  сернокислотного производства и производства аммиака. 3. Коллекция «Чугун и сталь».  

ЛО. Ознакомление с образцами сырья для производства серной кислоты.

РЗ. 1. Определение массовой или объёмной доли выхода продукта в процентах от   теоретически возможного. 2. Расчетные задачи различных типов с производственным содержанием.

Тема 7. Общие сведения об органических соединениях (9 ч).

Соединения углерода – предмет самостоятельной науки – органической химии. Основные положения и роль теории А. М. Бутлерова в развитии этой науки.

Понятие о гомологии и изомерии. Классификация органических соединений. Общие свойства органических соединений. Краткая характеристика их классов. Основные классы углеводородов. Способность алканов к реакции замещения и изомеризации. Способность алкенов и алкинов – к присоединению и полимеризации. Распространение углеводородов в природе. Состав нефти и характеристика основных продуктов, получаемых из нефти.

 Понятие о функциональной группе. Гомологические ряды спиртов, карбоновых кислот. Общие формулы классов этих соединений. Химические свойства карбоновых кислот. Реакция этерификации.

Азотсодержащие органические соединения: аминокислоты, белки. Их состав, физические свойства. Реакция поликонденсации аминоуксусной кислоты, её взаимодействие с соляной кислотой и щелочью. Роль белков в природе и их химические свойства: гидролиз, денатурация. Жиры. Углеводы.

Д. 1. Модели молекул органических соединений. 2. Получение этилена и его взаимодействие с раствором перманганата калия. 3. Опыты, подтверждающие химические свойства карбоновых кислот. 4. Реакция этерификации. 5. Образцы аминокислот. 6. Модель молекулы белка. 7. Денатурация белка.

ТРЕБОВАНИЯ К УРОВНЮ ПОДГОТОВКИ ОБУЧАЮЩИХСЯ

В результате изучения химии выпускник на ступени основного общего образования должен

знать /понимать

химическую символику: знаки химических элементов, формулы веществ и уравнения химических реакций;

важнейшие химические понятия: химический элемент, атом, молекула, относительная атомная и молекулярная массы, ион, химическая связь, вещество, классификация веществ, моль, молярная масса, молярный объём, химическая реакция, классификация химических реакций, электролит и неэлектролит, электролитическая диссоциация, окислитель и восстановитель, окисление и восстановление;

основные законы химии:

сохранения массы веществ, постоянства состава периодический закон;

уметь

называть: химические элементы, соединения изученных классов;

объяснять: физический смысл атомного (порядкового) номера химического элемента, номер группы и периода, к которым элемент принадлежит в периодической  системе Д. И. Менделеева; закономерности изменения свойств элементов в пределах малых периодов и главных подгрупп; сущность реакций 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 определённому 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 путём: кислород, водород, углекислый газ, аммиак; растворы кислот и щелочей, хлорид -, сульфат -, карбонат-ионы;

вычислять: массовую долю химического элемента по формуле соединения; массовую долю вещества в растворе; количество вещества, объём или массу по количеству вещества, объёму или массе реагентов или продуктов реакции;

использовать приобретённые знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни для:

безопасного обращения с веществами и материалами;

экологически грамотного поведения в окружающей среде;

оценки влияния химического загрязнения окружающей среды на организм человека;

критической оценки информации о веществах, используемых в быту;

приготовления растворов заданной концентрации.

ПЕРЕЧЕНЬ УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОГО ОБЕСПЕЧЕНИЯ

Учебные и методические пособия

1. Доронькин В.Н., Бережная А.Г., Сажнева Т.В., Февралева В.А. Химия: 9 класс. Тематические тесты для подготовки к ГИА : Учебно-методическое пособие /Под ред. Доронькина В.Н. – Изд 2-е, исправ. и дополн. – Ростов н/Д: Легион, 2013. – 368 с.

2. Зуева М.В., Гара Н.Н. Контрольные и проверочные работы по химии. 8-9 кл.:Метод. пособие. – М.: Дрофа, 1998. – 160с.: ил.

3.  Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. Пособие для учащихся/Сост. В.А. Крицман. – 2-е изд., перераб. – М.:Просвещение, 1983. – 320 с., ил.

4. Кузнецова Н.Е., Титова И.М., Гара Н.Н., Жегин А.Ю. Химия: 8 класс: учебник для учащихся общеобразовательных учреждений / Под ред. Кузнецовой Н.Е.. – 3-е изд., перераб. – М.: Вентана-Граф, 2013. – 224 с.: ил.

5. Кузнецова Н.Е., Титова И.М., Гара Н.Н., Жегин А.Ю.   Химия: 9 класс: учебник для учащихся общеобразовательных учреждений / Под ред. Кузнецовой Н.Е.. – 3-е изд., перераб. – М.: Вентана-Граф, 2013. – 220 с.: ил.

6. Химия: 8-11 классы: программы для общеобразовательных учреждений к комплекту учебников, созданных под руководством Кузнецовой Н.Е. 2-е изд., стереотип. М.: Дрофа, 2010. – 92 с.

Технические средства обучения

1. Компьютер

2. Мультимедийный  проектор

3. Документ-камера

4. Интерактивная доска

5. Справочно-информационный стенд «Периодическая система химических элементов  Д.И.Менделеева»

6. Компьютерный измерительный блок с комплектом датчиков

Медиаресурсы

1. Мультимедийный обучающий комплекс «1С: Образовательная коллекция. Химия. 8 -9 класс»

2. Электронное приложение к учебнику Г.Е.Рудзитиса, Ф.Г. Фельдмана «Химия 8 класс»

3. Электронное приложение к учебнику Г.Е.Рудзитиса, Ф.Г. Фельдмана «Химия 9 класс»

4. Мультимедийный обучающий комплекс « 1С: Репетитор. Химия»

Таблицы, приборы, химическое оборудование, наборы химических реактивов необходимые для проведения демонстрационных, лабораторных опытов, практических работ.

СПИСОК  ЛИТЕРАТУРЫ И ИНТЕРНЕТ-РЕСУРСОВ

1. Воловиков В.Б., Крутецкая Е.Д. «Неорганическая химия: упражнения и задачи» Изд-во А.Кардакова, 2004 г.

2. Гара Н.Н., Химия: уроки в 8 классе: пособие для учителя. - М.: Просвещение, 2008

3. Габриелян О.С. Химия: пособие для школьников старших классов и поступающих в вузы / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – 2-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2006. – 703с.: ил.

4. Демидов В.А. «Химия: практикум. 8-11 класс». Изд-во НЦ ЭНАС, 2003 г.

5. Денисова О.И. Формирование компетенций на уроках химии: 8 класс: Методическое пособие /Денисова О.И. – М.: Вентана-Граф, 2011. – 144 с.

6. Кузнецова Н.Е., Титова И.М., Гара Н.Н., Жегин А.Ю. Химия: 8 класс: учебник для учащихся общеобразовательных учреждений / Под ред. Кузнецовой Н.Е.. – 3-е изд., перераб. – М.: Вентана-Граф, 2013. – 224 с.: ил.

7. Кузнецова Н.Е., Титова И.М., Гара Н.Н., Жегин А.Ю.   Химия: 9 класс: учебник для учащихся общеобразовательных учреждений / Под ред. Кузнецовой Н.Е.. – 3-е изд., перераб. – М.: Вентана-Граф, 2013. – 220 с.: ил.

8. Доронькин В.Н., Бережная А.Г., Сажнева Т.В., Февралева В.А. Химия: 9 класс. Тематические тесты для подготовки к ГИА : Учебно-методическое пособие /Под ред. Доронькина В.Н. – Изд 2-е, исправ. и дополн. – Ростов н/Д: Легион, 2013. – 368 с.

9. Зуева М.В., Гара Н.Н. Контрольные и проверочные работы по химии. 8-9 кл.:Метод. пособие. – М.: Дрофа, 1998. – 160с.: ил.

10. Химия: 8-11 классы: программы для общеобразовательных учреждений к комплекту учебников, созданных под руководством Кузнецовой Н.Е. 2-е изд., стереотип. М.: Дрофа, 2010. – 92 с.

11. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. Пособие для учащихся/Сост. В.А. Крицман. – 2-е изд., перераб. – М.:Просвещение, 1983. – 320 с., ил.

12. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Химия. Пособие для средней школы. 8 – 11 классы. – М.: Экзамен: Издательский дом «ОНИКС 21 век», 2001. – 448 с. – (Школьное учебное пособие»

13. Кузнецова Н.Е. Формирование систем понятий при обучении химии: Книга для учителя. – М: Просвещение, 1989.

14. Кузнецова Н.Е., Шаталов М.А. Обучение химии на основе межпредметной интеграции: Учебно-методическое пособие. – М: «Вентана-Граф, 2004.

15. Титова И.М. Вещества и материалы: Учебное пособие. – М: Мирос, 1998.

16. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. «Сборник задач по химии». Изд-во «Новая волна», 2001

Интернет-ресурсы

1. http://him.1september.ru/  - электронная версия газеты «Химия» приложение к «1 сентября».

2. http://pedsovet.org/ - Педсовет.org. Живое пространство образования. Интернет-ресурс содержит теоретические и практические материалы для проведения уроков, внеклассных мероприятий.

3. http://www.uroki.net/ - UROKI.NET. На страницах этого сайта размещены поурочное и тематическое планирование, открытые уроки, сценарии школьных праздников классные часы, методические разработки, конспекты уроков, лабораторные, контрольные работы и множество других материалов.

4. http://som.fsio.ru/subject.asp?id=10000755 - Сетевое объединение методистов – это сайт, предназначенный для методической поддержки учителей-предметников. В нем размещаются различные материалы по химии: методические разработки уроков, лабораторные работы, тесты и контрольные работы, олимпиады, видеоопыты, химические задачи, интернет-учебники по химии и многое другое.

5. http://www.alhimik.ru/ - АЛХИМИК. Электронный журнал для преподавателей, школьников и студентов, изучающих химию. Включает методические рекомендации для учителей химии, справочники, биографии великих химиков, разделы "Веселая химия", "Химия на каждый день" и много другой интересной и полезной информации.

6. http://www.chemistry.narod.ru/ - Мир химии. Содержит химические справочники, историю создания и развития периодической системы элементов (ссылка "Музей"), описание химических опытов с различными элементами, сведения из основных областей химии (ограническая, агрохимия, геохимия, экохимия, аналитическая химия, фотохимия, термохимия, нефтехимия), раздел химических новостей, ссылки на полезные ресурсы Интернета и т.д.

7. http://hemi.wallst.ru/ - Химия. Образовательный сайт для школьников и студентов. Электронный учебник по химии для средней школы, пригодный для использования как в обычных, так и в специализированных классах, а также для повторения материала в выпускном классе и для подготовки к экзаменам. На сайте опубликован ряд приложений: таблица Менделеева, таблица электроотрицательностей элементов, электронные конфигурации элементов и др., а также задачи для самостоятельного решения.

8. http://www.college.ru/chemistry/ - Открытый Колледж: Химия. Электронный учебник по химии (неорганическая, органическая, ядерная химия, химия окружающей среды, биохимия); содержит большое количество дополнительного материала. Учебник сопровождается справочными таблицами, приводится подробный разбор типовых задач, представлен большой набор задач для самостоятельного решения.

ПРИЛОЖЕНИЯ К ПРОГРАММЕ

                          Контрольные работы по химии. 8 класс.

Контрольная работа № 1 по теме «Вещества и химические явления с позиций атомно-молекулярного учения».

Вариант 1.

№ 1. Определить валентность химических элементов: CH4, Cl2O7, SO3, CaO, Al2O7.

№ 2. Составить формулы веществ, образованных химическими элементами:

1) азот (V), кислород;

2) фосфор (III), водород;

3) углерод (IV), кислород;

4) магний, кислород.

№ 3.Расставить коэффициенты, указать тип химических реакций, подчеркнуть формулы простых веществ:

1) Mg + HCl = MgCl2 + H2↑

               эл. ток

2) H2O   =   H2↑ + O2↑

3) Cu + O2 = CuO

4) N2 + H2 = NH3

№ 4. Решить задачу:

Дан оксид азота (I) массой 4,4 г. Вычислите количество данного вещества.

№ 5. Напишите уравнение реакции, происходящей между кальцием и кислородом (О2).

Вариант 2.

№ 1. Определить валентность химических элементов: NH3, CO2, P2O5, BaO, FeS.

№ 2. Составить формулы веществ, образованных химическими элементами:

1) азот (III), водород;

2) алюминий, кислород;

3) сера (VI), кислород;

4) кальций, кислород.

№ 3. Расставить коэффициенты, указать тип химических реакций, подчеркнуть формулы сложных веществ:

                t

1) KClO3 = KCl + O2↑

2) Zn + HCl = ZnCl2 + H2↑

3) Li + O2 = Li2O

4) Ba + O2 = BaO

№ 4. Решить задачу:

Дан оксид серы (VI) массой 80 г. Вычислите количество данного вещества.

№ 5. Напишите уравнение реакции, происходящей между натрием и водородом (Н2).

Контрольная работа № 2 по теме «Смеси. Растворы. Газы. Кислород. Горение».

Вариант 1.

№ 1. Из перечисленных формул веществ выпишите оксиды и назовите их:

H2SO4, P2O5, H2S, K2O, MnO2, CaO, Na2CO3.

№ 2. Напишите уравнения реакций горения веществ: S, Mg, Al, C2H4, C4H10. Что такое окисление?

№ 3. Вычислите массу соли и воды, которые необходимо взять для приготовления  200 г. 15 % раствора.

№ 4. Определите объём кислорода, который образуется при разложении 12,25 г. бертолетовой соли.

Вариант 2.

№ 1. Из перечисленных формул веществ выпишите оксиды и назовите их: BaO, SO3, HCl, H2SO3, Cl2O7, K2SO4, Al2O3.

№ 2. Напишите уравнения реакций горения веществ: C, Ba, Li, C5H12, C6H14. Что такое горение?

№ 3. Вычислите массу соли и воды, которые необходимо взять для приготовления 300 г. 40 % раствора.

№ 4. Определите объём кислорода, который образуется при разложении 31,6 г. перманганата калия.

Контрольная работа № 3 по теме «Классы неорганических соединений».

Вариант 1.

№ 1. Из перечисленных формул выпишите основные оксиды: Na2O, SO3, KOH, CuCl2, NaOH, HNO3, HCl, CuO, Cu(OH)2, P2O5, MgO, KNO3, N2O5, H3PO4. Почему эти вещества вы отнесли к основным оксидам? Напишите уравнения реакций между этими оксидами и соляной кислотой.

№ 2. Напишите уравнения реакций, подтверждающих принадлежность гидроксида меди(II) к классу нерастворимых оснований.

№ 3. Осуществите превращения и назовите продукты:

Р → Р2О5 → Н3РО4 → Са3(РО4)2 → Н3РО4 → Na3PO4.

Вариант 2.

№ 1. Из перечисленных формул выпишите кислотные оксиды: Na2O, SO3, KOH, CuCl2, NaOH, HNO3, HCl, CuO, Cu(OH)2, P2O5, MgO, KNO3, N2O5, H3PO4. Почему эти вещества вы отнесли к кислотным оксидам? Напишите уравнения реакций между этими оксидами и гидроксидом натрия.

№ 2. Напишите уравнения реакций, подтверждающих принадлежность оксида калия к классу основных оксидов.

№ 3. Осуществите превращения и назовите продукты:

Ca → CaO → Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 → HNO3.

Контрольная работа № 4 по теме «Периодический закон химических элементов. Строение атома. Строение вещества».

Вариант 1.

№ 1. Охарактеризуйте химический элемент Al.

№ 2. Расположите химические элементы в порядке возрастания неметаллических свойств: Cl, P, S, F, Si.

№ 3. Определите степень окисления химических элементов: Na2S, K2CrO7, NaF, O2, Na2SO4, MgH2, SO3, , K3PO4, BaCl2, H2SO3.

№ 3. Составьте электронные и графические формулы веществ, определите тип химической связи: Br2, Na2S, HF, H2O, KCl, BaCl2, N2, SiH4, CaBr2..

Вариант 2.

№ 1. Охарактеризуйте химический элемент S.

№ 2. Расположите химические элементы в порядке возрастания металлических свойств: Rb, Be, Li, K, Na.

№ 3. Определите степень окисления химических элементов: Na2Cr2O7, KMnO4, MnO2, K2CO3, I2, LiCl, CaSiO3, AlH3, P2O5, CO2.

 № 3. Составьте электронные и графические формулы веществ, укажите тип химической связи: MgF2, NaCl, F2, AlCl3, CH4, PH3, O2, H2S, K2S.

Контрольная работа № 5 по теме «Окислительно – восстановительные реакции. Водород и его важнейшие соединения. Галогены».

Вариант 1.

№ 1. Уравняйте методом электронного баланса:

H2S + Cl2 + H2O = H2SO4 + HCl

№ 2. Даны вещества: хлорид лития, фтор, барий, водород. Напишите уравнения возможных реакций между этими веществами, выбирая их попарно. Назовите продукты.

№ 3. Осуществите превращения:

Бромид калия → бром → бромоводород → бромид алюминия → бромид серебра (I).

№ 4. Вычислите массу 80 % - го раствора серной кислоты, при взаимодействии которого с хлоридом калия образовался сульфат калия и хлороводород, объём которого составил 4,48 л (при н.у.).

Вариант 2.

№ 1. Уравняйте методом электронного баланса:

KClO3 + P = KCl + P2O5 

№ 2. Даны вещества: бромид натрия, хлор, кальций, водород. Напишите уравнения возможных реакций между этими веществами, выбирая их попарно. Назовите продукты.

№ 3. Осуществите превращения:

Хлорид натрия → хлороводород → хлор → хлорид натрия → хлор

№ 4. Вычислите массу 10 % - го раствора соляной кислоты, при взаимодействии которой с цинком образовалось 6,72 л (при н.у.) водорода.

                        Контрольные работы  по химии. 9 класс.

Контрольная работа № 1 по теме «Электролитическая диссоциация веществ».

Вариант 1.

№ 1. Между какими веществами возможны химические реакции? Напишите уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном видах.

Ba(OH)2 , Pb(NO3)2, NaCl, MgSO4

№ 2. Из списка формул солей выпишите те, которые подвергаются гидролизу и составьте уравнения гидролиза в молекулярном и ионном видах, указав реакцию среды.

K2SO4, ZnCl2 , BaCO3, K2CO3, K3PO4

№ 3. По сокращенным ионным уравнениям напишите полные ионные и молекулярные уравнения:

1) H+ + OH- = H2O

2) Cu2+ + 2 OH- = Cu(OH)2↓ 

3) Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ 

Вариант 2.

№ 1. Между какими веществами возможны химические реакции? Напишите уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном видах.

HCl, Na2CO3, AgCl, K2SO4

№ 2. Из списка формул солей выпишите те, которые подвергаются гидролизу и составьте уравнения гидролиза в молекулярном и ионном видах, указав реакцию среды.

NaCl, BaSO4, Na2SO3, AlCl3, CH3COOLi

№ 3. По сокращенным ионным уравнениям напишите полные ионные и молекулярные  уравнения:

1) Ag+ + Cl- = AgCl↓ 

2) Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓ 

3) Ca2+ + CO32- = CaCO3↓ 

Контрольная работа № 2 по теме «Подгруппа кислорода и её типичные представители».

Вариант 1.

№ 1. С какими из перечисленных веществ взаимодействует раствор серной кислоты: LiOH, Fe(OH)2, SO3, Fe2O3, K2SO4, Ba(NO3)2, CaSO3, Ag, Al ?

Напишите уравнения реакций.

№ 2. Осуществите превращения, назовите продукты:

S → H2S → SO2 → Na2SO3 → SO2 → SO3 

№ 3. Определите массу соли, образовавшейся при взаимодействии 168 г гидроксида калия и 196 г серной кислоты.

Вариант 2.

№ 1. С какими из перечисленных веществ взаимодействует раствор серной кислоты: NaOH, BaSO4, Na2CO3, AgNO3, Au, K, FeO, Al(OH)3? Напишите уравнения реакций.

№ 2. Осуществите превращения, назовите продукты:

H2S → S → SO2 → SO3 → H2SO4 → Fe2(SO4)3 

№ 3. Определите массу соли, образовавшейся при взаимодействии 200 г гидроксида натрия и 246 г сернистой кислоты.

Контрольная работа № 3 по теме «Подгруппа азота и её типичные представители» .

Вариант 1.

№ 1. С какими из перечисленных веществ взаимодействует раствор азотной кислоты: Ca(OH)2, H2SO4, K2O, CO2, Na2CO3, K2SO4, Na, NH3, Ag? Напишите уравнения химических реакций.

№ 2. Осуществите превращения, назовите продукты:

N2 → NH3 →( NH4)2SO4 → NH3→ (NH4)3PO4

        ↙  ↘ 

      N2    NO

№ 3. Гидрокарбонат аммония иногда применяют при выпечке кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната аммония при этом используются? Составьте уравнение реакции.

Вариант 2.

№ 1. С какими из перечисленных веществ взаимодействует раствор азотной кислоты: SO3, Ba(OH)2, Na2O, NH4OH, K2CO3, NH4NO3, Na2SO4,  Cu, Mg? Напишите уравнения химических реакций.

№ 2. Осуществите превращения, назовите продукты:

NH3 → NO → NO2 → HNO3 → N2 → NH3 → (NH4)2SO4 

№ 3. Можно ли смешивать перед внесением в почву нитрат аммония с гашеной известью (Ca(OH)2)? Ответ поясните уравнением реакции.

Контрольная работа № 4 по теме «Подгруппа углерода».

Вариант 1.

№ 1. Между какими веществами возможны химические реакции:

CO2, KOH, Na2CO3, H2SiO3, H2O, C? Напишите уравнения химических реакций, назовите продукты.

№ 2. Сколько граммов песка, содержащего 20 % примесей, необходимо взять для того, чтобы он полностью прореагировал с 30 г гидроксида калия?

№ 3. Почему раствор щелочи нельзя хранить в лаборатории в открытых сосудах? Ответ поясните уравнением реакции.

Вариант 2.

№ 1. Между какими веществами возможны химические реакции:

SiO2, H2O, K2CO3, NaOH, Mg, BaCl2 ? Напишите уравнения химических реакций.

№ 2. Сколько граммов соляной кислоты необходимо взять для того, чтобы она полностью прореагировала с 500 г известняка, содержащего 30 % примесей?

№ 3. Как освободить карбонат натрия от небольшой примеси гидрокарбоната натрия ? Ответ поясните уравнением реакции.

Контрольная работа № 5 по теме «Металлы».

Вариант 1.

№ 1. Даны два химических элемента: Li и Be. Сравните, какой из двух элементов проявляет наиболее ярко выраженные металлические свойства. Дайте объяснение, исходя из положения этих элементов в ПСХЭ Д.И.Менделеева и строения атома. Напишите формулы гидроксидов этих элементов, укажите характер их свойств, доказав это уравнениями реакций.

№ 2. Напишите уравнения реакций, которые могут происходить между следующими веществами: алюминий, гидроксид алюминия, раствор гидроксида натрия, соляная кислота. Назовите продукты.

№ 3. Осуществите превращения, назовите продукты:

Mg → MgO → MgCO3 → Mg(HCO3)2 → MgCl2 

Вариант 2.

№ 1. Даны два химических элемента: Na и Al. Сравните, какой из двух элементов проявляет наиболее ярко выраженные металлические свойства. Дайте объяснение, исходя из положения этих элементов в ПСХЭ Д.И.Менделеева и строения атома. Напишите формулы гидроксидов этих элементов, укажите характер их свойств, доказав это уравнениями реакций.

№ 2. Напишите уравнения реакций, которые могут происходить между следующими веществами: магний, раствор гидроксида калия, соляная кислота, гидроксид железа (III), азот. Назовите продукты.

№ 3. Осуществите превращения, назовите продукты:

                                                    + NaOH

Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3     →      X