Теория для сдачи огэ по химии. Огэ химия. Как устроены тематические тесты

• шкалу пересчёта первичного балла за выполнение экзаменационной работы 2020 года в отметку по пятибалльной шкале ;
• шкалу пересчёта первичного балла за выполнение экзаменационной работы 2019 года в отметку по пятибалльной шкале ;
• шкалу пересчёта первичного балла за выполнение экзаменационной работы 2018 года в отметку по пятибалльной шкале ;
• шкалу пересчёта первичного балла за выполнение экзаменационной работы 2017 года в отметку по пятибалльной шкале ;
• шкалу пересчёта первичного балла за выполнение экзаменационной работы 2016 года в отметку по пятибалльной шкале ;
• шкалу пересчёта первичного балла за выполнение экзаменационной работы 2015 года в отметку по пятибалльной шкале ;
• шкалу пересчёта первичного балла за выполнение экзаменационной работы 2014 года в отметку по пятибалльной шкале ;
• шкалу пересчёта первичного балла за выполнение экзаменационной работы 2013 года в отметку по пятибалльной шкале .

Изменения в демонстрационных вариантах ОГЭ по химии

В 2015 году в демострационных вариантах ОГЭ по химии была изменена структура вариантов:

• Вариант стал состоять из двух частей .
• Нумерация заданий стала сквозной по всему варианту без буквенных обозначений А, В, С.
• Была изменена форма записи ответа в заданиях с выбором ответа: ответ стало нужно записывать цифрой с номером правильного ответа (а не обводить кружком).

Начиная с 2014 года, демонстрационные варианты ОГЭ по химии представлены двумя моделями . Эти модели различаются только в практико-ориентированных заданиях последней части, причем модель 1 аналогична работам предыдущих лет, а модель 2 предусматривает выполнение реального химического эксперимента (задания С3,С4 в варианте 2014 года и задания 22,23 в вариантах 2015-2016 годов ). Для организации и проведения реального химического эксперимента в модели 2 Федеральным институтом педагогических измерений были разработаны методические материалы . Выбор модели экзамена осуществляется органами управления образованием суъектов РФ.

В демострационных вариантах ОГЭ 2016-2019 годов по химии по сравнению с демонстрационными вариантами 2015 года изменений не было.

В 2020 году была прежложена только одна модель демонстрационного варианта ОГЭ по химии , в котором по отношению к предыдущему 2019 году произошли следующие изменения :

• увеличена доля заданий с множественным выбором ответа (6, 7, 12, 14, 15);
• увеличена доля заданий на установление соответствия между позициями двух множеств (10, 13, 16);
• добавлено задание 1, предусматривающее проверку умения работать с текстовой информацией;
• в часть 2 включено задание 21 , направленное на проверку понимания существования взаимосвязи между различными классами неорганических веществ и сформированности умения составлять уравнения реакций, отражающих эту связь. Ещё одним контролируемым умением является умение составлять уравнения реакций ионного обмена, в частности, сокращённое ионное уравнение;
• добавлена обязательная для выполнения практическая часть , которая включает в себя два задания: 23 и 24:
  • в задании 23 из предложенного перечня было необходимо выбрать два вещества, взаимодействие с которыми отражает химические свойства указанного в условии задания вещества, и составить с ними два уравнения реакций;
  • в задании 24 нужно было провести две реакции, соответствующие составленным уравнениям реакций.

Для кого предназначены эти тесты?

Данные материалы предназначены для школьников, готовящихся к ОГЭ-2018 по химии . Их также можно использовать для самоконтроля при изучении школьного курса химии. Каждый посвящен определенной теме, которая встретится девятикласснику на экзамене. Номер теста - это номер соответствующего задания в бланке ОГЭ.

Как устроены тематические тесты?

Будут ли на этом сайте публиковаться другие тематические тесты?

Безусловно! Я планирую разместить тесты по 23 темам, по 10 заданий в каждом. Следите за обновлениями!

Что еще есть на этом сайте для готовящихся к ОГЭ-2018 по химии?

Вам кажется, что чего-то не хватает? Вам хотелось бы расширить какие-то разделы? Нужны какие-то новые материалы? Что-то надо исправить? Нашли ошибки?

Успехов всем готовящимся к ОГЭ и ЕГЭ!

М.: 2017. - 320 с.

Новый справочник содержит весь теоретический материал по курсу химии, необходимый для сдачи основного государственного экзамена в 9 классе. Он включает в себя все элементы содержания, проверяемые контрольно-измерительными материалами, и помогает обобщить и систематизировать знания и умения за курс средней (полной) школы. Теоретический материал изложен в краткой и доступной форме. Каждая тема сопровождается примерами тестовых заданий. Практические задания соответствуют формату ОГЭ. В конце пособия приведены ответы к тестам. Пособие адресовано школьникам и учителям.

Формат: pdf

Размер: 4,2 Мб

Смотреть, скачать: drive.google

СОДЕРЖАНИЕ
От автора 10
1.1. Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева 12
Ядро атома. Нуклоны. Изотопы 12
Электронные оболочки 15
Электронные конфигурации атомов 20
Задания 27
1.2. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.
Физический смысл порядкового номера химического элемента 33
1.2.1. Группы и периоды Периодической системы 35
1.2.2. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов 37
Изменение свойств элементов в главных подгруппах. 37
Изменение свойств элементов по периоду 39
Задания 44
1.3. Строение молекул. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая 52
Ковалентная связь 52
Ионная связь 57
Металлическая связь 59
Задания 60
1.4. Валентность химических элементов.
Степень окисления химических элементов 63
Задания 71
1.5. Чистые вещества и смеси 74
Задания 81
1.6. Простые и сложные вещества.
Основные классы неорганических веществ.
Номенклатура неорганических соединений 85
Оксиды 87
Гидроксиды 90
Кислоты 92
Соли 95
Задания 97
2.1. Химические реакции. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические
уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях 101
Задания 104
2.2. Классификация химических реакций
по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ, изменению степеней окисления химических элементов,
поглощению и выделению энергии 107
Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ 107
Классификация реакций по изменению степеней окисления химических элементов НО
Классификация реакций по тепловому эффекту 111
Задания 112
2.3. Электролиты и неэлектролиты.
Катионы и анионы 116
2.4. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних) 116
Электролитическая диссоциация кислот 119
Электролитическая диссоциация оснований 119
Электролитическая диссоциация солей 120
Электролитическая диссоциация амфотерных гидроксидов 121
Задания 122
2.5. Реакции ионного обмена и условия их осуществления 125
Примеры составления сокращённых ионных уравнений 125
Условия осуществления реакций ионного обмена 127
Задания 128
2.6. Окислительно-восстановительные реакции.
Окислители и восстановители 133
Классификация окислительно-восстановительных реакций 134
Типичные восстановители и окислители 135
Подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций 136
Задания 138
3.1. Химические свойства простых веществ 143
3.1.1. Химические свойства простых веществ - металлов: щелочных и щелочноземельных металлов, алюминия, железа 143
Щелочные металлы 143
Щёлочноземельные металлы 145
Алюминий 147
Железо 149
Задания 152
3.1.2. Химические свойства простых веществ - неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора,
углерода, кремния 158
Водород 158
Кислород 160
Галогены 162
Сера 167
Азот 169
Фосфор 170
Углерод и кремний 172
Задания 175
3.2. Химические свойства сложных веществ 178
3.2.1. Химические свойства оксидов: оснбвных, амфотерных, кислотных 178
Оснбвные оксиды 178
Кислотные оксиды 179
Амфотерные оксиды 180
Задания 181
3.2.2. Химические свойства оснований 187
Задания 189
3.2.3. Химические свойства кислот 193
Общие свойства кислот 194
Специфические свойства серной кислоты 196
Специфические свойства азотной кислоты 197
Специфические свойства ортофосфорной кислоты 198
Задания 199
3.2.4. Химические свойства солей (средних) 204
Задания 209
3.3. Взаимосвязь различных классов неорганических веществ 212
Задания 214
3.4. Первоначальные сведения об органических веществах 219
Основные классы органических соединений 221
Основы теории строения органических соединений... 223
3.4.1. Углеводороды предельные и непредельные: метан, этан, этилен, ацетилен 226
Метан и этан 226
Этилен и ацетилен 229
Задания 232
3.4.2. Кислородсодержащие вещества: спирты (метанол, этанол, глицерин), карбоновые кислоты (уксусная и стеариновая) 234
Спирты 234
Карбоновые кислоты 237
Задания 239
4.1. Правила безопасной работы в школьной лаборатории 242
Правила безопасной работы в школьной лаборатории. 242
Лабораторная посуда и оборудование 245
Разделение смесей и очистка веществ 248
Приготовление растворов 250
Задания 253
4.2. Определение характера среды растворов кислот и щелочей с помощью индикаторов.
Качественные реакции на ионы в растворе (хлорид-, сульфат-, карбонат-ионы) 257
Определение характера среды растворов кислот и щелочей с помощью индикаторов 257
Качественные реакции на ионы
в растворе 262
Задания 263
4.3. Качественные реакции на газообразные вещества (кислород, водород, углекислый газ, аммиак).

Получение газообразных веществ 268
Качественные реакции на газообразные вещества 273
Задания 274
4.4. Проведение расчётов на основе формул и уравнений реакций 276
4.4.1. Вычисления массовой доли химического элемента в веществе 276
Задания 277
4.4.2. Вычисления массовой доли растворённого вещества в растворе 279
Задачи 280
4.4.3. Вычисление количества вещества, массы или объёма вещества по количеству вещества, массе или объёму одного из реагентов
или продуктов реакции 281
Вычисление количества вещества 282
Вычисление массы 286
Вычисление объёма 288
Задания 293
Информация о двух экзаменационных моделях ОГЭ по химии 296
Инструкция по выполнению экспериментального задания 296
Образцы экспериментальных заданий 298
Ответы к заданиям 301
Приложения 310
Таблица растворимости неорганических веществ в воде 310
Электроотрицательность s- и р-элементов 311
Электрохимический ряд напряжений металлов 311
Некоторые важнейшие физические постоянные 312
Приставки при образовании кратных и дольных единиц 312
Электронные конфигурации атомов 313
Важнейшие кислотно-основные индикаторы 318
Геометрическое строение неорганических частиц 319

Теоретический материал к заданиям ОГЭ по химии

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов периодической системы Д.И. Менделеева

Порядковый номер элемента численно равен заряду ядра его атома, числу протонов в ядре N и общему числу электронов в атоме.

Число электронов на последнем (внешнем) слое определяется по номеру группы химического элемента.

Число электронных слоев в атоме равно номеру периода.

Массовое число атома A (равно относительной атомной массе, округленной до целого числа) - это суммарное количество протонов и нейтронов.

Количество нейтронов N определяют по разности массового числа А и числа протонов Z .

Изотопы – атомы одного химического элемента, имеющие в ядре одинаковое число протонов, но разное число нейтронов, т.е. одинаковый заряд ядра, но разную атомную массу.

2.

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

(слева направо → )

По группе

(сверху вниз↓)

Заряд ядра

Число электронных слоев

Число валентных электронов

Возрастает

Не изменяется

Возрастает

Возрастает

Возрастает

Не изменяется

Радиусы атомов

Металлические свойства

Восстановительные свойства

Основные свойства оксидов и гидроксидов

Убывают

Возрастают

Электоотрицательность

Неметаллические свойства

Окислительные свойства

Кислотные свойства оксидов и гидроксидов

Возрастают

Убывают

3.

Строение молекул.

Химическая связь:

ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая

Ковалентная неполярная связь образуется между одинаковыми атомами неметаллов (то есть, с одинаковым значением электроотрицательности).

Ковалентная полярная связь образуется между атомами разных неметаллов (с разным значением электроотрицательности).

Ионная связь образуется между атомами типичных металлов и неметаллов и в солях аммония! (NH 4 Cl , NH 4 NO 3 и т.д.)

Металлическая связь - в металлах и сплавах.

Длина связи определяется:

радиусом атомов элементов: чем больше радиусы атомов, тем больше длина связи;

кратностью связи (одинарная длиннее, чем двойная)

4.

Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов

Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные.

Окислитель принимает электроны, происходит процесс восстановления.

Восстановитель отдает электроны, происходит процесс окисления.

Валентностью называют число химических связей, которые образует атом в химическом соединении. Часто значение валентности совпадает численно со значением степени окисления.

Степень окисления

Валентность

Простые вещества

O 0 2 H 0 2 N 0 2 F 0 2 Cl 0 2 Br 0 2 I 0 2

O II 2 H I 2 N III 2 F I 2 Cl I 2 Br I 2 I I 2

Соединения азота

HN +5 O 3

N 2 +5 O 5

N -3 H 4 Cl

HN IV O 3

N 2 IV O 5

N IV H 4 Cl (в ионе аммония)

5.

Простые и сложные вещества. Основные классы

неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений

Сложные вещества – вещества, в состав которых входят атомы различных химических элементов.

Кислоты - сложные вещества , в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток: HCl , H 3 Р O 4

Основания – сложные вещества, в состав которых входят ионы металла и гидроксид-ионы ОН - : NaOH , Ca (OH ) 2

Соли средние – сложные вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотных остатков (CaCO 3 ) . В составе кислых солей есть еще атом(-ы) водорода ( Ca ( HCO 3 ) 2 ) . В составе основных солей – гидроксид-ионы ((CuOH ) 2 CO 3 ) .

Оксиды – сложные вещества, в состав которых входят атомы двух элементов, один из которых обязательно кислород в степени окисления (-2). Оксиды классифицируются на основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие.

Zn +2 , Be +2

неметаллы

металлы со степенями окисления +5, +6, +7

Оксиды CO , NO , N 2 O – являются несолеобразующими.

6.

Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях. Классификация химических реакций по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ, изменению степеней окисления химических элементов, поглощению и выделению энергии

Химические реакции – явления, при которых из одних веществ образуются другие вещества.

Признаки протекания химической реакции – выделение света и тепла, образование осадка, газа, появление запаха, изменение цвета.

Сохранение массы веществ при химических реакциях.

Сумма коэффициентов в уравнении реакции: Fe +2 HCl → FeCl 2 (1+2+1=4)

Классификация химических реакций

По числу и составу исходных и полученных веществ различают реакции:

Соединения А+В = АВ

Разложения АВ = А+ В

Замещения А + ВС = АС + В

Обмена АВ + С D = AD + CB

Реакции обмена между кислотами и основаниями – реакции нейтрализации.

По изменению степеней окисления химических элементов:

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), в процессе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов.

Если в реакции участвует простое вещество – это всегда ОВР

Реакции замещения – это всегда ОВР.

Не окислительно-восстановительные реакции, в процессе которых не происходит изменения степеней окисления химических элементов. !Реакции обмена всегда не ОВР.

По поглощению и выделению энергии:

экзотермические реакции идут с выделением тепла (это все реакции горения, обмена, замещения, большинство реакций соединения);

эндотермические реакции идут с поглощением тепла (реакции разложения)

По направлению процесса : обратимые и необратимые.

По наличию катализатора : каталитические и некаталитические.

7.

Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы.

Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)

Электролиты – вещества, которые в водных растворах и расплавах распадаются на ионы, вследствие чего их водные растворы или расплавы проводят электрический ток.

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуется только катионы Н +

Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуется только гидроксид-анионы ОН -

Соли средние - электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

Катионы имеют положительный заряд; анионы – отрицательный

8.

Реакции ионного обмена и условия их осуществления

Реакции ионного обмена идут до конца, если образуется осадок, газ или вода (или другое малодиссоциирующее вещество)

В ионных уравнениях в неизменном виде надо оставлять формулы неэлектролитов, нерастворимых веществ, слабых электролитов, газов.

Правила составления ионных уравнений:

составить молекулярное уравнение реакции ;

проверить возможность протекания реакции ;

отметить вещества (подчеркнуть), которые будут записываться в молекулярном виде (простые вещества, оксиды, газы, нерастворимые вещества, слабые электролиты);

записать полное ионное уравнение реакции;

вычеркнуть из левой и правой части одинаковые ионы;

переписать сокращённое ионное уравнение.

9.

Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов

С кислотами взаимодействуют только металлы, которые находятся в ряду активности левее водорода. Т.е. неактивные металлы Cu , Hg , Ag , Au , Pt с кислотами не реагируют.

Но: Cu , Hg , Ag реагируют с HNO 3 конц, разбавл. , H 2 SO 4конц.

Ме ( Cu , Hg , Ag ) +

HNO 3 конц,

→ Ме NO 3 + NO 2 + H 2 O

HNO 3 разбавл.

→ Ме NO 3 + NO + H 2 O

H 2 SO 4конц.

→ Ме SO 4 + SO 2 + H 2 O

!!! HNO 3 конц, , H 2 SO 4конц. пассивируют Fe , Al , С r (при н.у.))

Окислительные свойства галогенов усиливаются по группе снизу вверх.

Неметаллы реагируют с металлами и между собой.

H 2 +Ca →CaH 2

N 2 + 3Ca → Ca 3 N 2

N 2 + O 2 ↔ 2 NO

S + O 2 → SO 2

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

2P + 3Cl 2 → 2PCl 3 или 2P + 5Cl 2 → 2PCl 5

Галогены

1) реагируют со щелочами:

Cl 2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O (в холодном растворе)

3 Cl 2 + 6 NaOH → NaCl + 5 NaClO 3 + H 2 O (в горячем растворе)

2) более активный галоген (вышестоящий в группе, кроме фтора, так как он реагирует с водой) вытесняет менее активные галогены из их галогенидов. вытесняет нижестоящий галоген из галогенида.

Cl 2 + 2 KBr → Br 2 + 2 KCl , но Br 2 + KCl ≠

3) 2 F 2 + O 2 → 2 O +2 F 2 (фторид кислорода)

4) Запомнить: 2 Fe + 3 Cl 2 → 2 Fe +3 Cl 3 и Fe + 2 HCl → Fe +2 Cl 2 + H 2

Свойства металлов

Неактивные

Cu , Hg , Ag , Au , Pt

1. + H 2 O → Me * OH + H 2 (н.у.)

2.+ неметаллы

(!2 Na + O 2 → Na 2 O 2 - пероксид)

3.+ кислоты

1.+ Н 2 О ( t 0 ) → MeO + H 2

2.+ неметаллы (кроме N 2 )

3. +кислоты

4. + соль (раств.),

5. Ме 1 +Ме 2 О (если Ме 1 =М g , Al )

1. (только Cu , Hg )

+ О 2 (при t 0 )

2. (только Cu , Hg ) + Cl 2 (при t 0 )

3. + соль (раств.), если Ме более акт., чем в соли

10.

Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных

Химические свойства оксидов

Обозначим активные металлы (Me *): Li , Na , K , Rb , Cs , Fr , Ca , Sr , Ba , Ra .

Металлы, образующие амфотерные соединения, обозначим Ме А (Zn , Be , Al )