12+  Свидетельство СМИ ЭЛ № ФС 77 - 70917
Лицензия на образовательную деятельность №0001058
 Пользовательское соглашение      Контактная и правовая информация
 
Педагогическое сообщество
УРОК.РФ
УРОК
Материал опубликовала
Межакова Наталья Александровна30
Россия, Челябинская обл., Челябинск

Контрольно-измерительные материалы при подготовке к ОГЭ по химии

учитель химии " МАОУ СОШ №5 г. Челябинска"

Высшей квалификационной категории Межакова НА

         В свете модернизации системы образования и введения ГИА, возникла необходимость в специальной дополнительной подготовке учащихся к ОГЭ. Совершенствование и обновление содержания химического образования направлено, прежде всего, на углубление и расширение знаний учащихся в области химии, формирование у них познавательной активности, творческой инициативы, самостоятельности суждений, т.е. личностных компетенций, обеспечивающих успех в любой сфере деятельности, в том числе и учебной. Подготовка учащихся к ГИА требует от учителя систематической и кропотливой работы, внимания к вопросам формирования у учащихся важнейших общеучебных умений: анализа  предложенного задания, переноса усвоенного алгоритма действий в новые ситуации, например на выполнение заданий повышенного уровня сложности и т.д.
        Мой опыт показывает, что ученики, как правило, не могут самостоятельно решить нестандартную задачу, и от педагога требуется помощь, максимально сохраняющая самостоятельность учащихся. Эти, казалось бы, взаимоисключающие требования к действиям учителя и составляют основную сложность моей работы.  

        Я выделяю характерные затруднения учащихся:
- рассмотрение только одного варианта решения;
- отсутствие соотнесения идеи решения с известными  теоретическими положениями;
- дефицит информации, например незнание химических свойств веществ.
        Часто причинами этих затруднений являются: отсутствие интереса, завышенная (заниженная) самооценка, пробелы в теоретических знаниях и т.п. Учитывая причины затруднений учащихся, я стараюсь подбирать задания, содержание которых вызывает у учащихся интерес, подчёркивает их практическую значимость. Считаю необходимой мобилизацию творческих способностей учащихся, проявление интуиции в поиске решения. Помощь ученику оказываю не тогда, когда он столкнётся с тем или иным затруднением, а в случае, если школьник не смог самостоятельно его преодолеть и начинает терять терпение.
        На своих уроках я использую разнообразные формы и методы организации учебной деятельности:
- систематически ввожу в учебный процесс нетрадиционные задачи интегрированного  содержания;
- создаю педагогические ситуации общения на уроке, позволяющие каждому ученику проявить инициативу, самостоятельность, избирательность в способах работы;
- стимулирую учеников к использованию способов решения задач без боязни ошибиться, получить неправильный ответ;
- оцениваю деятельность ученика не только по конечному результату, но и по приводящему к нему процессу;
- обучаю учащихся приёмам работы с различными контролирующими заданиями;
 -
обязательно знакомлю учащихся со структурой контрольно-измерительных материалов (КИМов), кодификатором, спецификацией, позволяющими узнать, какие элементы знаний проверяются в каждом задании, рекомендую литературу для самостоятельной подготовки.
         В процессе подготовки к ГИА важно научить школьников выполнять задания, используемые на экзамене: с выбором одного или нескольких верных ответов, на установление соответствия процессов, их последовательности. Задания такого типа необходимо систематически использовать в учебном процессе: при изучении нового материала, его закреплении, текущей, тематической, итоговой проверке знаний и умений по отдельным разделам курса химии. Следует учитывать, что с помощью заданий с выбором ответа контролируются не только фактические, но и теоретические знания, составляющие ядро содержания химического образования.
           При подготовке учащихся к выполнению заданий со свободным ответом следует обратить внимание на формирование умения кратко, чётко, по существу вопроса устно и письменно излагать свои знания. С этой целью важно использовать задания с чёткими, немногословными формулировками, включающими понятную для школьников терминологию. Обучению учащихся самостоятельно излагать свои мысли, выполнять задания с развёрнутым ответом способствует работа с текстом учебника и составление плана, комментирование устных ответов товарищей, нахождение ошибок в логике рассказов на ту или иную тему. Необходимо готовить учащихся к тому, что оценивание этих заданий происходит пошагово. Если полного и точного ответа ученик не знает, то нужно писать то, в чем он уверен - уравнение, формулы, начало решения задачи, предварительные расчеты, просто рассуждения. Нужно стараться не оставлять такие задания совсем без ответа, в данном случае важно положить в копилку хотя бы немного баллов.
           Практика выпускников прошлых лет показывает, что в систематизации знаний и отработке умений большую помощь могут оказать дополнительные занятия в школе. Я на протяжении нескольких лет веду еженедельные занятия с группой учащихся, выбравших химию в качестве экзамена для итоговой аттестации. Эта подготовка  носит тематический характер. Занятие обычно посвящено разбору заданий одной темы.  После повторения темы учащимся предлагается работа с тематическими тестами:  это фронтальное обсуждение тестовых заданий (иногда учащимся предлагается отвечать на вопросы по цепочке) или выполнение заданий со свободным ответом. Совместная работа в группе мотивированных учащихся  очень  помогает детям. Так как выполнение заданий не оценивается отметкой, ребята чувствуют себя значительно свободнее, чем на уроке, активно включаются в обсуждение и не стесняются задавать вопросы. На таких занятиях очень удобно и продуктивно организовывать работу в малых группах, парах постоянного и переменного состава.
         При подготовке учащихся к ГИА я активно использую интернет-ресурсы. Так, после повторения темы, задается домашняя работа – решение тематических заданий с образовательного портала Дмитрия Гущина «Решу ЕГЭ»(http://chem.reshuege.ru/). 
        В качестве пособий для подготовки к ОГЭ и ЕГЭ я рекомендую учащимся книги группы авторов: В.Н. Доронькин, А.Г.Бережная, Т.В. Сажнева, В.А.Февралева. Это -тематические тренинги, решение заданий повышенной сложности, справочники и демоверсии.
       Такая целенаправленная работа  по подготовке учащихся  дает   хорошие результаты

Учитель должен хорошо знать спецификацию экзаменационной работы. Спецификация включает в себя назначение и структуру экзаменационной работы, распределение заданий экзаменационной работы по частям, тематическим разделам (блокам), видам деятельности и уровню сложности, систему оценивания отдельных заданий и работы в целом, условия проведения и проверки результатов экзамена. На основе спецификации формируется общий план экзаменационной работы, который является основой содержания контрольно – измерительных материалов (КИМов).

Необходимо изучить кодификатор [1] элементов содержания, в котором представлены вопросы, которые выносятся на проверку основного учебного содержания. Следует учитывать изменения в кодификаторах, которые будут внесены в текущем учебном году.

Начинать следует с анализа структуры экзаменационной работы и выделения тех тем, которые в неѐ включены. Затем необходимо подобрать учебные материалы, которые позволят учащемуся последовательно повторить сначала весь курс общей химии и только затем перейти к повторению разделов из органической и неорганической химии. Не следует начинать подготовку к экзамену с вариантов экзаменационных работ, ибо в них материал распределѐн в соответствии с целями экзамена, т.е. вразнобой, а не в соответствии со структурой и программой курса школьной химии. Именно поэтому следует придерживаться обычного оглавления действующих учебников и учебных пособий.

В общем виде план изучения материала соответствует следующему содержанию:

Код содержа- тельного

блока

Код контролиру- емого

элемента

Элементы содержания, проверяемые заданиями экзаменационной работы

1

Вещество

1.1

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

1.2

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

1.2.1

Группы и периоды Периодической системы.

Физический смысл порядкового номера химиче- ского элемента

1.2.2

Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

1.3

Строение веществ. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая

1.4

Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов

1.5

Чистые вещества и смеси

1.6

Атомы и молекулы. Химический элемент. Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений

2

Химическая реакция

2.1

Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях

2.2

Классификация химических реакций по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ, изменению степеней окисления химических элементов, поглощению и выделению энергии

2.3

Электролиты и неэлектролиты

2.4

Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)

2.5

Реакции ионного обмена и условия их осуществления

2.6

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

3

Элементарные основы неорганической химии. Представления об органических веществах

3.1

Химические свойства простых веществ

3.1.1

Химические свойства простых веществ-металлов: щелочных и щелочноземельных металлов, алюминия, железа

3.1.2

Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

3.2

Химические свойства сложных веществ

3.2.1

Химические свойства оксидов: оснόвных, амфотерных, кислотных

3.2.2

Химические свойства оснований

3.2.3

Химические свойства кислот

3.2.4

Химические свойства солей (средних)

3.3

Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

3.4

Первоначальные сведения об органических веществах

3.4.1

Углеводороды предельные и непредельные: метан, этан, этилен, ацетилен

3.4.2

Кислородсодержащие вещества: спирты (метанол, этанол, глицерин), карбоновые кислоты (уксусная и стеариновая)

3.4.3

Биологически важные вещества: белки, жиры, углеводы

4

Методы познания веществ и химических явлений.

Экспериментальные основы химии

4.1

Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Разделение смесей и очистка веществ. Приготовление растворов

4.2

Определение характера среды раствора кислот и щелочей с помощью индикаторов. Качественные реакции на ионы в растворе (хлорид-, сульфат-, карбонат-ионы, ион аммония)

4.3

Получение газообразных веществ. Качественные реакции на газообразные вещества (кислород, водород, углекислый газ, аммиак)

4.4

Получение и изучение свойств изученных классов неорганических веществ

4.5

Проведение расчетов на основе формул и уравнений реакций

4.5.1

Вычисления массовой доли химического элемента в веществе

 

4.5.2

Вычисления массовой доли растворенного вещества в растворе

4.5.3

Вычисление количества вещества, массы или объема вещества по количеству вещества, массе или объему одного из реагентов или продуктов реакции

5

Химия и жизнь

5.1

Проблемы безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни

5.2

Химическое загрязнение окружающей среды и его последствия

5.3

Человек в мире веществ, материалов и химических реакций

Раздел 2. Перечень требований к уровню подготовки обучающихся, освоивших общеобразовательные программы основного общего образования по ХИМИИ

Код

требований

Описание требований к уровню подготовки, достижение которого проверяется в ходе экзамена

1

Знать/понимать:

1.1

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

1.2

важнейшие химические понятия: вещество, химический элемент, атом, молекула, относительные атомная и молекулярная массы, ион, катион, анион, химическая связь, электроотрицательность, валентность, степень окисления, моль, молярная масса, молярный объем, растворы, электролиты и неэлектролиты, электролитическая диссоциация, окислитель и восстановитель, окисление и восстановление, тепловой эффект реакции, основные типы реакций в неорганической химии;

1.2.1

характерные признаки важнейших химических понятий;

1.2.2

о существовании взаимосвязи между важнейшими химическими понятиями;

1.3

смысл основных законов и теорий химии: атомно- молекулярная теория; законы сохранения массы веществ, постоянства состава; Периодический закон Д.И. Менделеева

1.4

первоначальные сведения о строении органических веществ

2

Уметь:

2.1

Называть:

2.1.1

химические элементы;

2.1.2

соединения изученных классов неорганических веществ;

2.1.3

органические вещества по их формуле: метан, этан, этилен, ацетилен, метанол, этанол, глицерин, уксусная кислота, глюкоза, сахароза

2.2

Объяснять:

2.2.1

физический смысл атомного (порядкового) номера химического элемента, номеров группы и периода в Периодической системе Д.И. Менделеева, к которым элемент

принадлежит;

2.2.2

закономерности изменения строения атомов, свойств элементов в пределах малых периодов и главных подгрупп, а также свойства образуемых ими высших оксидов;

2.2.3

сущность процесса электролитической диссоциации и реакций ионного обмена

2.3

Характеризовать:

2.3.1

химические элементы (от водорода до кальция) на основе их положения в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностей строения их атомов;

2.3.2

взаимосвязь между составом, неорганических веществ; строением и свойствами

2.3.3

химические свойства основных классов неорганических веществ (оксидов, кислот, оснований и солей);

2.3.4

взаимосвязь между составом, строением и свойствами отдельных представителей органических веществ

2.4

Определять/классифицировать:

2.4.1

состав веществ по их формулам;

2.4.2

валентность и степень окисления элемента в соединении;

2.4.3

вид химической связи в соединениях;

2.4.4

Принадлежность соединений; веществ к определенному классу

2.4.5

типы химических реакций;

2.4.6

возможность протекания реакций ионного обмена;

2.4.7

возможность протекания реакций некоторых представителей органических веществ: с кислородом, водородом, металлами, водой, основаниями, кислотами, солями

2.5

Составлять:

2.5.1

схемы строения атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева;

2.5.2

формулы неорганических соединений изученных классов;

2.5.3

уравнения химических реакций

2.6

Обращаться: с химической посудой и лабораторным оборудованием

2.7

Проводить опыты / распознавать опытным путем:

2.7.1

подтверждающие химические свойства изученных классов неорганических веществ;

2.7.2

по получению, собиранию и изучению химических свойств неорганических веществ;

2.7.3

газообразные вещества: кислород, водород, углекислый газ, аммиак;

2.7.4

растворы кислот и щелочей по изменению окраски индикатора;

2.7.5

кислоты, щелочи и соли по наличию в их растворах хлорид-, сульфат-, карбонат-ионов и иона аммония

2.8

Вычислять:

2.8.1

массовую долю химического элемента по формуле соединения;

2.8.2

массовую долю вещества в растворе;

2.8.3

количество вещества, объем или массу вещества по количеству вещества, объему или массе реагентов или продуктов реакции

2.9

Использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни для:

2.9.1

безопасного обращения с веществами и материалами в повседневной жизни и грамотного оказания первой помощи при ожогах кислотами и щелочами;

2.9.2

объяснения отдельных фактов и природных явлений;

2.9.3

критической оценки информации о веществах, используемых в быту

Спецификация контрольных измерительных материалов для проведения в 2019 году основного государственного экзамена по ХИМИИ

Назначение контрольных измерительных материалов (КИМ) для ос- новного государственного экзамена (ОГЭ) оценить уровень общеобразо- вательной подготовки по химии выпускников IX классов общеобразователь- ных организаций в целях государственной итоговой аттестации выпускни- ков. Результаты экзамена могут быть использованы при приеме обучающих- ся в профильные классы средней школы.

ОГЭ проводится в соответствии с Федеральным законом от 29.12.2012

№ 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации».

  1. Документы, определяющие содержание КИМ

Содержание экзаменационной работы определяет Федеральный компонент государственного стандарта основного общего образования по химии (приказ Минобразования России от 05.03.2004 № 1089).

  1. Подходы к отбору содержания, разработке структуры КИМ

Разработка КИМ для ОГЭ по химии осуществлялась с учетом следующих общих положений.

  1. КИМ ориентированы на проверку усвоения системы знаний, которая рассматривается в качестве инвариантного ядра содержания действующих программ по химии для основной школы. В Федеральном компоненте государственного образовательного стандарта по химии эта система знаний представлена в виде требований к подготовке выпускников.

    КИМ призваны обеспечивать возможность дифференцированной оценки подготовки выпускников. В этих целях проверка усвоения основных элементов содержания курса химии в VIII–IX классах осуществляется на трех уровнях сложности: базовом, повышенном ивысоком.

    Учебный материал, на базе которого строятся задания, отбирается по признаку его значимости для общеобразовательной подготовки выпускников основной школы. При этом особое внимание уделяется тем элементам содержания, которые получают свое развитие в курсе химии X–XI классов

  2. Связь экзаменационной модели ОГЭ с КИМ ЕГЭ

Важнейшим принципом, учитываемым при разработке КИМ для ОГЭ, является их преемственность с КИМ ЕГЭ, которая обусловлена едиными подходами к оценке учебных достижений учащихся по химии в основной и средней школе.

Реализация данного принципа обеспечивается: единством требований, предъявляемых к отбору содержания, проверяемого заданиями ОГЭ; сходст- вом структур экзаменационных вариантов КИМ для ОГЭ и ЕГЭ; использова- нием аналогичных моделей заданий, а также идентичностью систем оцени- вания заданий аналогичных типов, используемых как в ОГЭ, так и в ЕГЭ.

5. Характеристика структуры и содержания КИМ1

В 2019 г. на выбор органов исполнительной власти субъектов РФ, осуществляющих управление в сфере образования, предлагается две модели экзаменационной работы.

Каждый вариант экзаменационной работы состоит из двух частей.

Часть 1 содержит 19 заданий с кратким ответом, в их числе 15 заданий базового уровня сложности (порядковые номера этих заданий: 1, 2, 3, 4,

15) и 4 задания повышенного уровня сложности (порядковые номера этих заданий: 16, 17, 18, 19). При всем своем различии задания этой части сходны в том, что ответ к каждому из них записывается кратко в виде одной цифры или последовательности цифр (двух или трех). Последовательность цифр записывается в бланк ответов №1 без пробелов и других дополнительных сим- волов.

Часть 2 в зависимости от модели КИМ содержит 3 или 4 задания высокого уровня сложности, с развернутым ответом. Различие экзаменационных моделей 1 и 2 состоит в содержании и подходах к выполнению последних заданий экзаменационных вариантов:

экзаменационная модель 1 содержит задание 22, предусматривающее выполнение «мысленного эксперимента»;

экзаменационная модель 2 содержит задания 22 и 23, предусматривающие выполнение лабораторной работы (реального химического эксперимента).

Задания расположены по принципу постепенного нарастания уровня их сложности. Доля заданий базового, повышенного и высокого уровней сложности составила в работе 68, 18 и 14% соответственно.

Общее представление о количестве заданий в каждой из частей экзаменационной работы моделей 1 и 2 дает таблица 1.

Распределение заданий по частям экзаменационной работы моделей 1 и 2

Части работы

Тип заданий

Количество заданий М1/М2

Максимальный первичный балл за выполнение заданий М1/М2

Процент максимального первично- го балла за выполнение заданий дан- ной части от максимального первично- го балла за всю работу, равного М1 – 34 / М2 – 38

1

Часть 1

Задания базового уровня сложности, с кратким ответом

15/15

15/15

44,1/39,5

Задания повышенного уровня сложности,

с кратким ответом

4/4

8/8

23,5/21,0

2

Часть 2

Задания с развернутым ответом

3/4

11/15

32,4/39,5

 

Итого

 

22/23

34/38

100

Распределение заданий экзаменационной работы моделей 1 и 2 по содержательным разделам курса химии

Содержательные разделы

Количество проверяемых элементов со- держания / количество заданий (М1/М2)

Процент элементов данного блока в кодификаторе

Максимальный балл за выполнение заданий каждого блока (М1/М2)

Процент от общего максимального балла (М1/М2)

1

Вещество

7/6

21,9

8/8

23,5/21,05

2

Химическая реакция

6/5

18,8

8/8

23,5/21,05

3

Элементарные основы неорганической химии. Представления об органических веществах

10/8

31,2

12/12

35,3/31,6

4

и

5

Методы познания веществ и химических явлений. Химия и жизнь

9/3/4

28,1

6/10

17,7/26,3

 

Итого

32/22/23

100

34/38

100

Распределение заданий экзаменационной работы моделей 1 и 2 по проверяемым умениям и способам действий

Проверяемые умения и способы действий

Количество заданий (М1/М2)

Максимальный первичный балл за выполнение заданий (М1/М2)

Процент максимального первичного балла за выполненные заданий за работу

(М1 – 34 / М2 – 38)

1

1.1

1.2

Называть: вещества по их химическим формулам;типы химических реакций

2

2

5,9/5,3

2

Составлять формулы важнейших

3

5

14,7/13,2

2.1

неорганических соединений изученных

     
 

классов;

     

2.2

схемы, строения атомов первых

     
 

20 элементов Периодической сис-

     
 

темы Д.И. Менделеева;

     

2.3

уравнения химических реакций

     

3

Характеризовать:

6

7

20,6/18,4

3.1

химические элементы (от водорода

     
 

до кальция) на основе их положения

     
 

в Периодической системе

     
 

Д.И. Менделеева и особенностей

     
 

строения их атомов;

     

3.2

химические свойства веществ –

     
 

представителей различных классов

     
 

неорганических и органических

     
 

соединений

     

4

Объяснять:

5

10

29,4/26,3

4.1

физический смысл порядкового

     
 

номера химического элемента,

     
 

номеров группы (для элементов

     
 

главных подгрупп) и периода в

     
 

Периодической системе,

     
 

к которым принадлежит элемент;

     

4.2

Закономерности в изменении

     
 

свойств химических элементов

     
 

и их соединений;

     

4.3

сущность химических реакций

     
 

(окислительно-восстановительных

     
 

и ионного обмена);

     

4.4

взаимосвязь веществ

     

5

Определять: принадлежность веществ

к определенному классу; тип химической реакции по известным классификационным признакам;

3

3

8,8/7,9

5.1

     

5.2

     

5.3

вид химической связи и степень

окисления элементов;

     

5.4

возможность протекания реакций

ионного обмена

     
     

6

Проводить: опыты, подтверждающие химические свойства изученных классов неорганических веществ

1/2

3/7

8,8/18,4

6.1

     
       

6.2

опыты по получению, собиранию

и изучению свойств неорганических веществ

     
       
       

7

Вычислять:

2

4

11,8/10,5

7.1

массовую долю химического элемента в веществе;

     

7.2

массовую долю растворенного вещества в растворе;

     

7.3

количество вещества, объем или

массу вещества по количеству вещества, объему или массе реагентов или продуктов реакции

     
       
       
       
 

Итого

22/23

34/38

100

Распределение заданий КИМ по уровням сложности

В экзаменационную работу включены задания различных уровней сложности: базового – Б; повышенного – П; высокого – В (таблица 4). Таблица 4 Распределение заданий экзаменационной работы по уровням сложности

Уровень сложности заданий

Количество заданий

Максимальный первичный балл (М1/М2)

Процент максимального первичного балла за выполнение заданий данного уровня сложности от максимального первичного балла за всю работу (М1/М2)

Базовый

15

15/15

44,1/39,5

Повышенный

4

8/8

23,5/21,0

Высокий

3/4

11/15

32,4/39,5

Итого

22/23

34/38

100

Приложение 1

Обобщенный план варианта КИМ 2019 года для ГИА выпускников IX классов

по ХИМИИ

Уровни сложности заданий: Б – базовый; П – повышенный; В – высокий

п/п

Проверяемые элементы содержания

Коды проверяемых элементов содержания

Коды проверяемых требований к уровню подготовки выпускников

Уровень слож- ности зада- ния

Макси- мальный балл за выпол- нение задания

При- мерное время выпол- нения задания (мин.)

Часть 1

1

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

1.1

2.5.1

Б

1

3

2

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

1.2

1.3

2.2.2

Б

1

3

3

Строение молекул. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая

1.3

2.4.3

Б

1

3

4

Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов

1.4

2.4.2

Б

1

3

5

Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений

1.6

2.1.2

2.4.4

Б

1

3

6

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

2.1

2.2

2.4.5

2.5.3

Б

1

3

7

Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)

2.3

2.4

1.2

2.2.3

Б

1

3

8

Реакции ионного обмена и условия их осуществления

2.5

2.4.6

Б

1

3

9

Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов

3.1

2.2.2

2.3.2

Б

1

3

10

Химические свойства оксидов: оснόвных, амфотерных, кислотных

3.2.1

2.3.3

Б

1

3

11

Химические свойства оснований. Химические свойства кислот

3.2.2

3.2.3

2.3.3

Б

1

3

12

Химические свойства солей (средних)

3.2.4

2.3.3

Б

1

3

13

Чистые вещества и смеси. Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Человек в мире веществ, материалов и химических реакций. Проблемы безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни. Разделение смесей и очистка веществ. Приготовление растворов. Химическое загрязнение окружающей среды и его последствия

1.5

4.1

5.1

5.2

5.3

2.6

2.9

Б

1

3

14

Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительные реакции

1.4

2.6

1.2.1

2.4.2

Б

1

3

15

Вычисление массовой доли химического элемента в веществе

4.5.1

2.8.1

Б

1

3

16

Периодический закон Д.И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов

1.2.2

2.2.2

2.3.1

П

2

7

17

Первоначальные сведения об органиче- ских веществах: предельных и непре- дельных углеводородах (метане, этане, этилене, ацетилене) и кислородсодержащих веществах: спиртах (метаноле, этаноле, глицерине), карбоновых кисло- тах (уксусной и стеариновой). Биологи- чески важные вещества: белки, жиры, углеводы

3.4

1.4

2.1.3

2.3.4

2.4.7

П

2

8

18

Определение характера среды раствора кислот и щелочей с помощью индикаторов. Качественные реакции на ионы в растворе (хлорид-, сульфат-, карбонат- ионы, ион аммония). Получение газооб- разных веществ. Качественные реакции на газообразные вещества (кислород, водород, углекислый газ, аммиак)

4.2

4.3

2.7.3

2.7.4

2.7.5

П

2

8

19

Химические свойства простых веществ. Химические свойства сложных веществ

3.1

3.2

2.3.2

2.3.3

П

2

8

20

Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительные реакции

2.6

2.4.2

2.5.3

В

3

12

21

Вычисление массовой доли растворен- ного вещества в растворе. Вычисление количества вещества, массы или объема вещества по количеству вещества, массе или объему одного из реагентов или продуктов реакции

4.5.2

4.5.3

2.8.2

2.8.3

В

3

15

 

Модель 1

         

22

Химические свойства простых веществ. Химические свойства сложных веществ. Взаимосвязь различных классов неорганических веществ. Реакции ионного об- мена и условия их осуществления

3.1

3.2

3.3

4.4

2.4.6

2.5.3

В

5

15

Всего заданий – 22/; из них по типу: с кратким ответом – 19; с развернутым ответом – 3/4; по уровню сложности: Б – 15; П – 4; В – 3/4. Максимальный первичный балл – 34/38.

Общее время выполнения работы – 120/140 минут.

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

ответы на тему 1. Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева


 

тема 2 Периодический закон и Периодическая система элементов

ответы тема 2 Периодический закон и Периодическая система элементов


 

 3.Строение молекул. Химическая связь

Ответы 3. Строение молекул. Химическая связь

тема 4  Валентность и степень окисления химических элементов

ответы тема 4  Валентность и степень окисления химических элементов

тема 5  Простые и сложные вещества. Неорганические вещества 

ответы на тему 5  Простые и сложные вещества. Неорганические вещества 

тема 6  Химические реакции и уравнения

7

ответы на тему 6  Химические реакции и уравнения

тема 7  Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы

ответы тема 7 Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы

Тема 8 Реакции ионного обмена и условия их осуществления

ответы на тему 8  Реакции ионного обмена и условия их осуществления

тема 9 Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов

ответы на тему 9 Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов

тема 10 Химические свойства оксидов

ответы на тему 10 Химические свойства оксидов

тема 11 Химические свойства оснований. Химические свойства кислот

ответы на тему 11 Химические свойства оснований. Химические свойства кислот

тема 12. Химические свойства солей (средних)


 


 


 


 

ответы на тему 12. Химические свойства солей (средних)

тема 13 Чистые вещества и смеси. Безопасность в лаборатории


 

ответы на тему 13 Чистые вещества и смеси. Безопасность в лаборатории

тема 14. Окислительно-восстановительные реакции

15

ответы по теме 14. Окислительно-восстановительные реакции

тема 15 Вычисление массовой доли химического элемента в веществе


 

ответы по теме 15 Вычисление массовой доли химического элемента в веществе

тема 16 Периодический закон Д. И. Менделеева

ответы по теме 16 Периодический закон Д. И. Менделеева

тема 17 Первоначальные сведения об органических веществах

ответы по теме 17 Первоначальные сведения об органических веществах

тема 18 Качественные реакции на ионы и газы. Получение газов 

ответы по теме 19 Качественные реакции на ионы и газы. Получение газов 

тема 20 Окислительно-восстановительные реакции

ответы по теме 20 Окислительно-восстановительные реакции


 

тема 21 Вычисление массовой доли растворенного вещества


 

ответы по теме21 Вычисление массовой доли растворенного вещества

13

19

19

тема 22 Химические свойства простых и сложных веществ


 


 

ответы по теме 22 Химические свойства простых и сложных веществ

варианты

Тренировочный тест для подготовки к ОГЭ – 2018 по химии в 9 классе

Часть 1

При выполнении заданий 1-15 из четырех предложенных вам вариантов ответов выберите один верный.


 

1.Хи­ми­че­ско­му эле­мен­ту 2-го пе­ри­о­да VIA-груп­пы со­от­вет­ству­ет схема рас­пре­де­ле­ния электронов­


 


 


 


 

 

1) Рис. 1 2) Рис. 2 3) Рис. 3 4) Рис. 4

Ответ:

2.  Не­ме­тал­ли­че­ские свой­ства про­стых ве­ществ уси­ли­ва­ют­ся в ряду

  1) фос­фор → крем­ний → алю­ми­ний 2) фтор → хлор → бром

3) селен → сера → кис­ло­род 4) азот → фос­фор → мы­шьяк

Ответ:

3.  Ко­ва­лент­ная по­ляр­ная связь ре­а­ли­зу­ет­ся в ве­ще­стве

  1) CuO 2) P4 3) SO2 4) MgCl2

Ответ:

4. В каком со­еди­не­нии сте­пень окис­ле­ния хлора равна +7? 1)HCl 2) Cl2O 3) KClO3 4) KClO4

Ответ:

5.  Ве­ще­ства, фор­му­лы ко­то­рых — ZnO и Na2SO4, яв­ля­ют­ся со­от­вет­ствен­но

  1) оснόвным ок­си­дом и кис­ло­той 2) ам­фо­тер­ным гид­рок­си­дом и солью

3) ам­фо­тер­ным ок­си­дом и солью 4) оснόвным ок­си­дом и ос­но­ва­ни­ем

Ответ:

6. Ре­ак­ция, урав­не­ние ко­то­рой 2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2NaCl

от­но­сит­ся к ре­ак­ци­ям 1) раз­ло­же­ния 2) со­еди­не­ния 3) за­ме­ще­ния 4) об­ме­на

Ответ:

7. Наи­мень­шее ко­ли­че­ство по­ло­жи­тель­ных ионов об­ра­зу­ет­ся при дис­со­ци­а­ции 1 моль

  1) азот­ной кис­ло­ты 2) кар­бо­на­та на­трия

3) суль­фа­та алю­ми­ния 4) фос­фа­та калия

Ответ:

8. Не­об­ра­ти­мое про­те­ка­ние ре­ак­ции ион­но­го об­ме­на между рас­тво­ра­ми гид­рок­си­да бария и кар­бо­на­та калия обу­слов­ле­но вза­и­мо­дей­стви­ем ионов

1) K+ и  OH 2) K+  и CO32― 3) Ba2+ и CO32― 4) Ba2+ и OH

Ответ:

9. Медь ре­а­ги­ру­ет с рас­тво­ром 1) AgNO3 2) Al2(SO4)3 3) Fe SO4 4) NaOH

Ответ:

10. Оксид меди(II) может ре­а­ги­ро­вать с каж­дым ве­ще­ством пары

1) HCl, O2 2) Ag, SO3 3) H2,   SO4 4) Al, N2

Ответ:

11. Опре­де­ли­те фор­му­лу не­из­вест­но­го ве­ще­ства в схеме ре­ак­ции:KOH + …→ K2CO3 +H2

  1) CO 2) CO2 3) CH4 4) C Ответ:

12. Пре­вра­тить CaNO3 в CaSOможно с по­мо­щью

  1) се­ро­во­до­ро­да 2) суль­фи­та бария

3) суль­фи­та на­трия 4) сер­ни­сто­го газа Ответ:

13.  Верны ли суж­де­ния о спо­со­бах раз­де­ле­ния сме­сей?

А. Вы­па­ри­ва­ние от­но­сят к фи­зи­че­ским спо­со­бам раз­де­ле­ния сме­сей.

Б. Раз­де­ле­ние смеси воды и эта­но­ла воз­мож­но спо­со­бом филь­тро­ва­ния.

1) верно толь­ко А 2) верно толь­ко Б 3) верны оба суж­де­ния 4) оба суж­де­ния не­вер­ны

Ответ:

14. В ре­ак­ции 3CuO + 2NH3 =3Cu+ N2+ 3H2O из­ме­не­ние сте­пе­ни окис­ле­ния окис­ли­те­ля со­от­вет­ству­ет схеме

1) +2 → 0 2) −3 → 0 3) −2 → 0 4) 0 → +2 Ответ:

15. На какой диа­грам­ме рас­пре­де­ле­ние мас­со­вых долей эле­мен­тов

со­от­вет­ству­ет NHNO3

Часть 2

16. При вы­пол­не­нии за­да­ния из пред­ло­жен­но­го пе­реч­ня от­ве­тов вы­бе­ри­те два пра­виль­ных и за­пи­ши­те цифры, под ко­то­ры­ми они ука­за­ны.В ряду хи­ми­че­ских эле­мен­тов Be- Mg- Ca

1) уве­ли­чи­ва­ет­ся атом­ный ра­ди­ус2) воз­рас­та­ет выс­шая сте­пень окис­ле­ния

3) уве­ли­чи­ва­ет­ся зна­че­ние элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти

 

   
4) уве­ли­чи­ва­ют­ся ос­нов­ные свой­ства об­ра­зу­е­мых гид­рок­си­дов

 

5) умень­ша­ет­ся число элек­тро­нов на внеш­нем уров­не


 

17.  При вы­пол­не­нии за­да­ния из пред­ло­жен­но­го пе­реч­ня от­ве­тов вы­бе­ри­те два пра­виль­ных и за­пи­ши­те цифры, под ко­то­ры­ми они ука­за­ны.

 Для ме­ти­ло­во­го спир­та верны сле­ду­ю­щие утвер­жде­ния:

 1) яв­ля­ет­ся га­зо­об­раз­ным ве­ще­ством (н. у.)2) в мо­ле­ку­ле име­ет­ся гид­рок­силь­ная груп­па

 

   
3) ядо­вит 4) плохо рас­тво­рим в воде 5) всту­па­ет в ре­ак­цию с се­реб­ром

 

Ответ:

18. Уста­но­ви­те со­от­вет­ствие между двумя ве­ще­ства­ми и ре­ак­ти­вом, с по­мо­щью ко­то­ро­го можно раз­ли­чить эти ве­ще­ства.

ВЕ­ЩЕ­СТВА

 

РЕ­АК­ТИВ

А) NaNO3 и Ca(NO3)2

Б) FeCl2 и FeCl3 

В) H2SO4 и HNO3

 

1) BaCl2

2) Na2CO3

3) HCl

4) NaOH

 За­пи­ши­те в ответ цифры, рас­по­ло­жив их в по­ряд­ке, со­от­вет­ству­ю­щем бук­вам: 

А

Б

В

 

 

 


 

19.  Уста­но­ви­те со­от­вет­ствие между ве­ще­ством и ре­а­ген­та­ми, с каж­дым из ко­то­рых оно может всту­пать в ре­ак­цию.

ВЕ­ЩЕ­СТВО         

РЕ­А­ГЕН­ТЫ

A) гид­рок­сид калия

1) SO2, FeSO4

Б) гид­рок­сид цинка           

2) NaOH, H2SO4

B) со­ля­ная кис­ло­та

3) Na2SO3, AgNO3

 

4) KCl, CaO

Ответ:

 

А

Б

В

     

 

Часть 2

20. Ис­поль­зуя метод элек­трон­но­го ба­лан­са, рас­ставь­те ко­эф­фи­ци­ен­ты в урав­не­нии ре­ак­ции, схема ко­то­ройP + H2SO4H3PO4 + SO2 + H20 Опре­де­ли­те окис­ли­тель и вос­ста­но­ви­тель

21. При вза­и­мо­дей­ствии из­быт­ка рас­тво­ра кар­бо­на­та калия с 10%-ным рас­тво­ром нит­ра­та бария вы­па­ло 3,94 г осад­ка. Опре­де­лить массу взя­то­го для опыта рас­тво­ра нит­ра­та бария.

22.  Даны ве­ще­ства:CuO, NaCl, KOH, MnO2,  H2SO4, CaCO3

Ис­поль­зуя воду и не­об­хо­ди­мые ве­ще­ства толь­ко из этого спис­ка, по­лу­чи­те в две ста­дии хло­рид меди(II). Опи­ши­те при­зна­ки про­во­ди­мых ре­ак­ций. Для вто­рой ре­ак­ции на­пи­ши­те со­кращённое ион­ное урав­не­ние ре­ак­ции.


 

Часть 1

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

4

3

3

4

3

4

1

3

1

3

11

12

13

14

15

16

17

18

19

 

2

3

1

1

4

14

23

241

123

 

Часть 2

20. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой: HNO3 +Zn = Zn(NO3)2 + NO + H2O Укажите окислитель и восстановитель.

Элементы ответа(допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысл)

1) Со­став­им элек­трон­ный ба­ланс:

 S+6 + 2ē = S+4 │2 │5

10

P0 - 5ē = P+5 │5 │2

2) Ука­жем, что S+6 (H2SO4) — окис­ли­тель, а P0(P) —вос­ста­но­ви­тель

 3) Рас­став­им ко­эф­фи­ци­ен­ты в урав­не­ний ре­ак­ции:2P + 5H2SO4 →2H3PO4 + 5SO2 + 2H20

Критерии оценивания

Баллы

Ответ правильный и полный, включает все названные элементы

3

В ответе допущена ошибка только в одном из элементов

2

В ответе допущены ошибки в двух элементах

1

Все элементы ответа записаны неверно

0

Максимальный балл

3

21. При вза­и­мо­дей­ствии из­быт­ка рас­тво­ра кар­бо­на­та калия с 10%-ным рас­тво­ром нит­ра­та бария вы­па­ло 3,94 г осад­ка. Опре­де­лить массу взя­то­го для опыта рас­тво­ра нит­ра­та бария.

Элементы ответа(допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысл)

По­яс­не­ние.

Со­став­ле­но урав­не­ние ре­ак­ции:K2CO3 + Ba(NO3)2 = ↓ + 2KNO3

 2) Рас­счи­та­но ко­ли­че­ство ве­ще­ства кар­бо­на­та бария и масса нит­ра­та бария:

 n(BaCO3) = m(BaCO3) / M(BaCO3) = 3,94 : 197 = 0,02 моль

n (Ba(NO3)2) = n(BaCO3) = 0,02 моль

m (Ba(NO3)2) = n (Ba(NO3)2) •M (Ba(NO3)2) = 0,02• 261= 5,22 г.

3) Опре­де­ле­на масса рас­тво­ра нит­ра­та бария:

m (раствора) = m(Ba(NO3)2 / ω (Ba(NO3)2 = 5,22 / 0,1= 52,2 г

 Ответ: 52,2 г.

Критерии оценивания

Баллы

Ответ правильный и полный, включает все названные элементы

3

Правильно записаны 2 элемента из названных выше

2

Правильно записан 1 элемент из названных выше (1-ый или 2-ой)

1

Все элементы ответа записаны неверно

0

Максимальный балл

3


 


 

22. Даны ве­ще­ства:CuO, NaCl, KOH, MnO2,  H2SO4, CaCO3

Ис­поль­зуя воду и не­об­хо­ди­мые ве­ще­ства толь­ко из этого спис­ка, по­лу­чи­те в две ста­дии хло­рид меди(II). Опи­ши­те при­зна­ки про­во­ди­мых ре­ак­ций. Для вто­рой ре­ак­ции на­пи­ши­те со­кращённое ион­ное урав­не­ние ре­ак­ции.

Элементы ответа

(допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысл)

На­пи­шем 2 урав­не­ния ре­ак­ций:

2NaCl + H2SO4 =2HCl↑+ Na2SO4

CuO +2HCl =CuCl2 +H2O

 

Ука­жем при­зна­ки ре­ак­ций.

Для пер­вой ре­ак­ции — вы­де­ле­ние газа. Для ре­ак­ции рас­тво­ре­ния CuO — из­ме­не­ние цвета, об­ра­зо­ва­ние го­лу­бо­го рас­тво­ра.

Со­ста­вим со­кращённое ион­ное урав­не­ние для пер­вой ре­ак­ции:

CuO +2H+ =Cu2+ +H2O

Критерии оценивания

Баллы

Ответ правильный и полный, включает все названные элементы

5

Правильно записаны четыре элемента ответа

4

Правильно записаны три элемента ответа

3

Правильно записаны два элемента ответа

2

Правильно записан один элемент ответа

1

Все элементы ответа записаны неверно

0

Максимальный балл

5

Химия

В помощь сдающим ГИА


 

Задания части А.

Тема №1: «Строение атомов первых 20 химических элементов ПСХЭ Д. И. Менделеева». Обязательный минимум знаний.

Строение атома: ядро (протоны и нейтроны) + электроны.

Число протонов (p+) – равно порядковому номеру химического элемента (Z).

Число нейтронов (n0) – равно A-Z, где А – массовое число.

Число электронов (е-) - равно порядковому номеру химического элемента (Z).

Заряд ядра = число протонов = число электронов (+Z = p+ = е-).

Номер периода показывает – число электронных слоев в электронной оболочке атома.

Номер группы показывает – число электронов на внешнем электронном слое атома + число валентных электронов.

Валентные электроны – электроны, участвующие в образовании химической связи.

Распределение электронов по энергетическим уровням: на 1-м максимум 2 электрона, на 2-м – 8 электронов, на 3-м – 18 электронов (если уровень последний – то число электронов на нём равно номеру группы или высчитывается как разница общего числа электронов и электронов на предыдущих уровнях). Если последний (внешний) уровень атома имеет максимальное число электронов, то такой электронный слой называется завершенным (его имеют атомы благородных газов – элементы 8 группы).

Тема №2: «Периодический закон и ПСХЭ Д. И. Менделеева».

Обязательный минимум знаний.

Закономерности изменения свойств элементов и их соединений.

В периоде слева направо:

Радиус атома уменьшается;

Металлические свойства ослабевают;

Неметаллические свойства возрастают;

Восстановительные свойства ослабевают;

Окислительные свойства возрастают;

Электроотрицательность возрастает;

Число валентных электронов возрастает;

Основные оксиды через амфотерные сменяются кислотными.

В группе сверху вниз:

Радиус атома возрастает;

Металлические свойства возрастают;

Неметаллические свойства ослабевают;

Восстановительные свойства возрастают;

Окислительные свойства ослабевают;

Электроотрицательность уменьшается;

Число валентных электронов постоянно и равно номеру группы.

Тема №3: «Химическая связь». Обязательный минимум знаний.

Типы химических связей:

Ковалентная полярная химическая связь (образуется между атомами неметаллов с разным значением электроотрицательности или между атомами металла и неметалла с небольшой разностью в значении электроотрицательности). Например: H2S, NH3.

Ковалентная неполярная химическая связь (образуется между атомами неметаллов с одинаковым значением электроотрицательности). Например: H2, O2, P4, S8.

Ионная химическая связь (образуется между атомами неметалла и металла). Например: NaCl, CaO, K2S.

Металлическая химическая связь – характерна для металлов и сплавов. Например: Al, Cu, бронза, чугун, латунь.

Тема №4: «Степень окисления химических элементов».Обязательный минимум знаний.

Правила расчета степени окисления:

С.о. водорода = +1 в соединениях с неметаллами и = -1 в соединениях с металлами (гидриды металлов);

С.о. кислорода = -2, кроме пероксидов (-1) и фторидов (+2);

С.о. металла = заряду его иона (в таблице растворимости);

С.о. простого вещества = 0;

Сумма с.о. всех элементов в сложном веществе = 0;

С.о. иона = заряду иона (в таблице растворимости).

Алгоритм определения степени окисления элементов в бинарных соединениях:

Выбрать более электроотрицательный элемент и найти его степень окисления, как № группы – 8. Написать над ним степень окисления.

Умножить степень окисления на индекс у этого элемента. Полученное число со знаком «минус» подписать под другим элементом.

Такое же число со знаком «плюс» подписать под другим элементом.

Разделить это число на индекс другого элемента. Полученную степень окисления написать над элементом.

Алгоритм определения степени окисления неметалла в кислотах и солях:

Отделить кислород вертикальной чертой, записать сверху его степень окисления – 2 и умножить на индекс. Полученное число написать под кислородом.

Такое же число с противоположным знаком записать под левой частью формулы.

Вычесть из него число атомов водорода (для кислот) или заряд металла*индекс металла (для солей). Полученное число написать над знаком центрального элемента.

Тема №5: «Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура органических соединений».

Обязательный минимум знаний.

Классификация веществ

Вещества

Простые Сложные

Металлы Неметаллы Оксиды Основания Кислоты Соли

Оксиды – бинарные соединения кислорода, в котором он проявляет степень окисления –2 (CaO, Al2O3).


 

Классификация оксидов.

Оксиды

несолеобразующие солеобразующие

CO, N2O, NO, SiO, S2O

основные амфотерные кислотные

Несолеобразующие оксиды – не взаимодействуют с кислотами и щелочами и, как следствие, не образуют солей. Основные оксиды – образованы металлом в с.о.+1 и +2 (Na2O, MgO). Амфотерные оксиды – образованы металлами в с.о. +3 и +4 (Al2O3, PbO2). Исключения: ZnO, PbO, SnO, BeO (у них с.о. металла равна +2). Кислотные оксиды – образованы металлом в с.о.+5,+6,+7 или неметаллов, исключая несолеобразующие (SO3, CO2).

Основания – сложные соединения, в составе которых катион металла соединен с гидроксид-анионами: Me(OH)n. Например: NaOH, Ca(OH)2. Основания могут быть растворимыми и нерастворимыми. Растворимые в воде основания – щелочи (они окрашивают индикаторы).

Кислоты – сложные соединения, в составе которых атом водорода соединен с кислотным остатком (HCl, H2SO4). Кислотный остаток может состоять из одного элемента (Cl-) и быть сложным (SO4-).

Соли – сложные вещества, в составе которых катион металла соединен с кислотным остатком (NaCl, CaSO4).

Формулы и названия кислот и солей.

Тема №6: «Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения».Обязательный минимум знаний.

Физические явления – явления, при которых состав вещества остается постоянным, а изменяется лишь его агрегатное состояние или форма и размеры тел. Примеры: плавление парафина, таяние льда, испарение воды.

Химические явления (химические реакции)– явления, при которых одни химические вещества превращаются в другие. Примеры: горение древесины, ржавление металлов, скисание молока.

Химическое уравнение – это условная запись химической реакции с помощью химических формул и коэффициентов.

Признаки химических реакций:

Изменение цвета;

Выделение тепла и света;

Выделение газа;

Растворение осадка;

Изменение запаха;

Выпадение осадка.

Тема №7: «Классификация химических реакций».Обязательный минимум знаний.

Типы химических реакций по числу и составу исходных и полученных веществ:

Реакция разложения – это реакции, при которых из одного вещества образуется несколько других. Например: Cu(OH)2 → CuO + H2O

Реакция соединения – это реакции, при которых из нескольких веществ образуется одно. Например: S + O2 → SO2

Реакция обмена – это реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями. Например:

CuSO4 + BaCl2BaSO4 + CuCl2

Реакция замещения – это реакция между простым и сложным веществом, при которой атомы простого вещества, замещают атомы одного из элементов в сложном веществе. Например:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Типы химических реакций по тепловому эффекту:

Экзотермические – протекают с выделением теплоты;

Эндотермические – протекают с поглощением теплоты.

По изменению степени окисления исходных веществ и продуктов реакции:

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, протекающие с изменением степени окисления;

Не окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекающие без изменением степени окисления;

По участию катализатора:

Каталитические – протекают с участием катализатора;

Некаталитические – протекают без участия катализатора.

По обратимости:

Обратимые – протекают в двух противоположных направлениях;

NaCl + HNO3 ↔ HCl +NaNO3

Необратимые – протекают только в одном направлении.

NaCl + AgNO3AgCl↓ + NaNO3

Тема №8: «Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы».

Обязательный минимум знаний.

Электролиты – вещества, растворы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся – растворимые кислоты, щелочи, соли.

Неэлектролиты – вещества, растворы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся – нерастворимые кислоты, основания, соли; оксиды; органические вещества: раствор сахарозы, метанол, этанол, глюкоза.

Дополнительная информация: Габриелян О. С., Химия 8 кл., 2008г., § 35.

Тема №9: «Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей».

Обязательный минимум знаний.Положения ТЭД:

При растворении в воде электролиты диссоциируют на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы).

Под действие электрического тока катионы движутся к катоду (-), анионы – к аноду (+).

Диссоциация – обратимый процесс.

Не все электролиты диссоциируют в равной мере.

Химические свойства электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Например: HClH+ + Cl-

Основания – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы. Например: NaOHNa+ + OH-

Соли - электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка. Например: NaClNa+ + Cl-

Это важно! При диссоциации индексы выносятся вперед ионов. Например: Al2(SO4)32Al3+ + 3SO42-

Тема №10: «Реакции ионного обмена и условия их осуществления».

Обязательный минимум знаний.

Взаимодействие кислот, оснований и солей

кислота (р)

1р р

основание (р) соль (р) ↓, ↑, H2O

р

Эта схема показывает, что кислота может реагировать с основанием, если что-либо одно из них растворимо; растворимая кислота может реагировать с солью; соли между собой могут реагировать, если обе они растворимы; соль с основанием могут реагировать, если и соль, и основание растворимы. Условия реакции – образование осадка, газа или воды.

Алгоритм составления реакций ионного обмена:

Записать исходные вещества. Подписать классы веществ.

Проверить, являются ли они электролитами (по таблице растворимости). По схеме определить, возможна ли такая реакция.

Если возможно, над ионами в исходных веществах проставить заряды (по таблице растворимости).

Поменять правые части формул местами и записать таким образом продукты реакции.

Правильно составить формулы продуктов. Для этого поставить заряды ионов, снести их крест-накрест и сократить, если нужно.

Расставить коэффициенты в уравнении

Под формулами продуктов реакции подписать, являются ли они электролитами или неэлектролитами.

Записать электролиты в виде ионов с учетом индексов и коэффициентов; неэлектролиты оставить в молекулярном виде.

В левой и правой части сократить одинаковые частицы.

Записать оставшиеся после сокращения ионы и молекулы.

Условия протекания реакций ионного обмена до конца (необратимо):

Образуется осадок.

Образуется газ.

Образуется малодиссоциируемое вещество, например вода.

Тема №11: «Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов».Обязательный минимум знаний.

+ неметалл → соль или оксид (1)

+ Н2О → Ме(ОН)n+H2 (если Ме от Li-Al) (2)

+ Н2О → Ме2Оn+H2 (если Ме от Mn-Cd) (3)

Металл + кислота → соль (растворимая) + Н2 (Ме левее Н) (4)

+ соль → соль' (растворимая)+ Ме (5)

+ Ме2Оn → Ме' + Ме2Om (6)

. Образуется бинарное соединение. Металл пишется слева, неметалл справа. У металла с.о. равна +№ группы (есть исключения), у неметалла с.о. равна № группы - 8.Например: 2Са + О2 → 2Са+2О-2.

. Металлы от лития до натрия реагируют с водой при комнатной температуре, остальные – при нагревании. 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2.

. Данная реакция протекает при нагревании. Zn + H2O → ZnO + H2.

.Данная реакция характерна только для разбавленных кислот. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, с разбавленными кислотами не взаимодействуют. Ещё одно условие данной реакции: в результате неё должна быть образована растворимая соль. Mg + 2HClMgCl2 + H2. Это важно!: азотная кислота по особому взаимодейстует с металлами (см. А.14).

. Zn + CuCl2 → ZnCl2 +Cu.

. 2Al + Cr2O3 → Al2O3 + 2Cr

Это важно! Особенности химических свойств некоторых металлов:

1. Особенности щелочных металлов (Li, Na, K):

При взаимодействии с кислородом литий образует оксид Li2O, натрий образует пероксид Na2O2: 2Na + O2Na2O2.

С растворами кислот и солей не взаимодействуют, т.к. в первую очередь будут вступать в реакцию с водой.

2. Особенности алюминия:

При обычных условиях малоактивен, т.к. покрыт прочной оксидной пленкой Al2O3 (большинство реакций идут при нагревании);

Является амфотерным металлом, поэтому взаимодействует не только с растворами кислот, но и с щелочами, образуя соль - алюминат:

2Al+2NaOH+2H2O→2NaAlO2+3H2

На холоду не взаимодействует с концентрированными серной и азотной кислотами (пассивируется).

3. Особенности железа:

Для железа характерно образование двух соединений: Fe2+ и Fe3+;

Образование соединений железа:

+2

+3

1). С неметаллами

Fe + S → FeS

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

3Fe + 2O2 → Fe3O4

2). C водой:

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2

3). С кислотами

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

 

4). С солями:

Fe + СuSO4 → FeSO4 + Cu

 


 

металлы

Щелочные

Металлы 2 группы

Металлы 3 группы

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом большинство металлов образует оксиды

4Li + O2 →2Li2O

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O2 → Na2O2.

С галогенами ( F2, Cl2, Br2, I2) металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например, 2Na + Cl2 → 2NaCl.

С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1. 2Na + H2 → 2NaH.

С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:

2Na + S = Na2S.

С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании:

6Na + N2→3Na3N

С углеродом образуются карбиды:

2Na +2C→Na2C2.

С фосфором – фосфиды:

3Na+ P →Na3P.

8. Взаимодействие с водой образуют растворимое основание и водород:

2Na0 + 2H2 2NaOH + H2 

9. c солями предыдущий металл вытесняет последующий

3Na + AlCl3( расплав) →Al +3NaCl.

10. Металлы стоящие в ряду активности до водорода реагируют с кислотами с вытеснением водорода

1.С кислородом 

2Са + O2 →2СаO

2. С галогенами ( F2, Cl2, Br2, I2) металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например, Са+ Cl2 →СаCl2

3..С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:

Са + S→СаS.

4.С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании:

3Mg + N2 →Mg3N2.

5 С углеродом образуются карбиды:

Ca + 2C →CaC2.( карбид кальция) 6.С фосфором – фосфиды:

3Ca + 2P →Ca3P2.

7.Взаимодействие с водой Активные (щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

Ca0 + 2H2 Ca(OH)2 +H2 

Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Mg0 + H2O  →  MgO + H2

8. c солями предыдущий металл вытесняет последующий

Мg+ CuSO4 Cu + MgSO4

9.Металлы стоящие в ряду активности до водорода реагируют с кислотами с вытеснением водорода H2SO4gMgSO4+H

Из азотной кислоты ( HNO3 )не один металл не вытесняет водород

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом :

4Al+ 3O2 = 2Al2O3.

2. С галогенами ( F2, Cl2, Br2, I2) металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например,

2Al+ 3Cl2→2AlCl3

3. С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:3 Al + 3S→Al2S3

4.С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании: 2Al + N2 →2AlN

5. С углеродом образуются карбиды: 4Al + 3C →Al4C3.

6.С фосфором – фосфиды:

Al + P →AlP.

Взаимодействие с водой Активные (алюминий , удалив оксидную пленку ) образуют основание и водород

2Аl + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2
8.
c солями предыдущий металл вытесняет последующий

Аl+ FeCl3AlCl3+ Fe

9.Металлы стоящие в ряду активности до водорода реагируют с кислотами с вытеснением водорода

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Серная и азотная концентрированная кислоты не реагируют при обычных условиях с Al,Fe, Cr

Из азотной кислоты ( HNO3 )не один металл не вытесняет водород

11.Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2.

12.

Амфотерные металлы реагируют с основанием с вытеснением водорода

Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2

Амфотерные металлы реагируют с основанием с вытеснением водорода

2Al+2NaOH+6H2O→2Na[Al(OH)4]+3H2

Алюминий реагирует с оксидами металлов

2 Al+ Fe2O3Al2O3+3Fe

металлы побочных подгрупп

медь

Железо, хром

1.С кислородом 

С кислородом в зависимости от температуры взаимодействия медь образует два оксида:

при 400–500°С образуется оксид двухвалентной меди:

2Cu + O2 = 2CuO;

при температуре выше 1000°С получается оксид меди (I):

4Cu + O2 = 2Cu2O.

2. С галогенами ( F2, Cl2, Br2, I2) металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например, Сu+ Cl2 →СuCl2

3..С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:при 400°С образуется сульфид меди (II): Cu + S = CuS;

при температуры выше 400°С получается сульфид меди (I): 2Cu + S = Cu2S.

4. Взаимодействие с аммиаком

Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II):

2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2.

5. Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.

6.Взаимодействие с водой не реагируют Cu0 + H2O  

7. c солями предыдущий металл вытесняет последующий Cu+ 2AgNO3 Cu(NO3)2 +2Ag

8.Металлы стоящие в ряду активности после водорода реагируют с кислотами без вытеснения водорода

Сu + 2 Н2SО4(конц) = СuSО4 + SО2↑ + 2 Н2О,

Из азотной кислоты ( HNO3 )не один металл не вытесняет водород

Сu + 4 НNO3(конц) = Сu(NО3)2 + 2 NО2↑ + 2 Н2О,

Cu + 8 НNО3(разб) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO↑ + 4 Н2О.

металлы после водорода не реагируют с растворами бескислородных кислот HCl + Сu

2 Сr + 3 Н2 Сr2О3 + 3 Н2

Серная и азотная концентрированная кислоты не реагируют при обычных условиях с Al,Fe, Cr

Из азотной кислоты ( HNO3 )не один металл не вытесняет водород

при нагревании

2 Сr + 6 Н2SО4(конц)  Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О

Сr + 6 НNО3(конц) Сr(NО3)3 + 3 NO2↑ + 3 Н2О

3 Fе + 4 Н2О(пар) Fе3О4 + 4 Н2.

На воздухе в присутствии влаги ржавеет:

4 Fе + 3O2 + 6 Н2О 4 Fе(ОН)3.

С галогенами оно образует галогениды железа (III) 2 Fе + 3 Вr22 FеВr3,

а взаимодействуя с соляной и разбавленной серной кислотами железа (II):

Fе + 2НClFeCl2 + Н2↑.

Fе + Н2SО4FеSО4 + Н2↑.

Концентрированные (НNО3, Н2SО4) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:

2 Fе + 6 Н2SО4(конц)  Fе2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О

Fе + 6 НNО3(конц) Fе(NО3)3 + 3 NО2↑ + 3 Н2О.

Fe + P = FeP.

4Fe + N2 = 2Fe2N

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

3Fe + C = Fe3C

Fe + S = FeS,

Fe + KClO3 + 2KOH = K2FeO4 + KCl + H2O.

Fe + 5CO = Fe(CO)5, карбонил железа

турнбуленева синь

Берлинская лазурь

3KSCN + FeCl3 = Fe(SCN)3 + 3KCl роданид железа красного цвета

Медь окисляется оксидом азота (IV) и хлоридом железа (III): 2Cu + NO2 = Cu2O + NO;

Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2.

 

Неметаллы

Водород

Галогены (F2, Cl2, Br2, I2)

С металлами

2Na + H2 → 2NaH.гидрид

Ba+ H2 BaH2. гидрид

C азотом

3H2+ N2 → 2NHаммиак

с галогенами

H2 + Br2 →2HBr

С серой

H2 + SH2S

обладает восстановительными свойствами

CuO + H2 →Cu + H2O

SO2 + 2Н2 →S + 2Н2O.

2+ Cr2O3 →3Н2О+ 2Cr

Взаимодействие с кислородом. При нормальных условиях водород не реагирует с кислородом, при 400 °С реагирует с кислородом, а при 600 °С – с воздухом, при поджигании реакция протекает со взрывом:

2H2 + O2 = 2H2O.

Галогены реагируют с металлами (I, II, III , IV валентными )

2Na + Cl2 →2NaCl,

Са+ Cl2 →СаCl2

2Al+ 3Cl2→2AlCl3

Галогены с углеродом

C + 2Cl2 CCl4.тетрохлорметан

С фосфором

2P + 5Cl2→2PCl5 хлорид фосфора

2P + 3Cl2→2PCl3

с кремнием

Si + 2F2 →SiF4    

С водородом

замещения более активными галогенами менее активных в солях:

Галогены могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами

2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3

С водой

Сl2 + H2O →HСl + HСlO (в холодной воде);

3Сl2 + 3H2O→5HСl + HСlO3 (в горя.воде).

С основаниями

6NaOH +3Cl2 5NaCl+NaClO3 +3H2O

2NaOH + Cl2 NaCl + NaClO + H2O

2F2 + 4NaOH  → 4NaF + O2 + 2H2O

SO3 + Cl2 + 2SCl2 → 3SOCl2 тионилхлорид:

Cl2 +2HBr →Br2+2HCl (в газовой фазе и в растворе);
Cl2 + 2HI  →I2 + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);
Cl2 + H2S  →2HCl + S (в растворе);
Cl2 + 2KBr →Br2 + 2KCl (в растворе);
Cl2 + 3H2O2  →2HCl + 2H2O + O2 (в концентрированном растворе);
Cl2 + CO  →CCl2O (в газовой фазе);
Cl2 + C2H4 →C2H4Cl2 (в газовой фазе).

Азот , фосфор

углерод , кремний

С металлами

6Li + N2 = 2Li3N

3Mg + N2 →Mg3N2.

2Al + N2 →2AlN

3Li + Р = Li3Р

3Ca + 2P →Ca3P2.

Al + P →AlP.

окисление

4P + 5O2 →2P2O5

4P + 3O2 → 2P2O3

С галогенами

2P + 5Cl2 →2PCl5

С серой2P + 5S →P2S5

с основаниями

4P +3NaOHконц.+ 3Н2О PH3 + 3Na2HPO3;

4P +3NaOH+3H₂O →PH₃↑ +3NaH₂PO₂

С оксидом серы

5SO3 + 2PP2O5 + 5SO2

При высоких температурах реагирует с другими неметаллами, например, с бором:

2B + N2 → 2BN.

Азот непосредственно не взаимодействует с галогенами и серой, но галогениды и сульфиды могут быть получены косвенным путем. С водой, кислотами и щелочами азот не взаимодействует.

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

4Р + 6Н2О = РН3 + 3Н3РО (фосфорноватистая кислота).

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;

2P + 5H2SO4 →2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

При нагревании карбида кальция до 1000 °С в наглухо закрытой печи с подачей туда под давлением азота между ними протекает реакция:

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

6P + 5KClO3 5KCl + 3P2O5.

С металлами

4Al + 3C = Al4C3

2Na +2C→Na2C2.

Ca + 2C →CaC2.( карбид кальция)

Горит C + O2 CO2  

Si + O2SiO2.

При 1000 °С реагирует с азотом:

3Si + 2N2 → Si3N4.

С галогенами Si + 2F2 SiF4   

 С серой  C + 2SCS2

с основаниями

Si +2NaOH+H2O 2H2+ Na2SiO3.

Углерод обладает восстановительными свойствами

ZnO + CZn + CO

SO2 + С t°  S + СO2

3С+ Cr2O3 →3СО+ 2Cr

При пропускании водяных паров через раскаленный уголь образуется оксид углерода (II) и водород:

C + H2O →CO + H2.

Концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до оксида углерода (IV):

C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + 2H2O;

C + 4HNO3 →CO2 + 4NO2 + 2H2O.

Кремний устойчив к действию кислот, в кислой среде он покрывается нерастворимой пленкой оксида и пассивируется.

Кремний взаимодействует только со смесью плавиковой и азотной кислот:

3Si + 4HNO3 + 18HF →3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O.

Углерод с кремнием

Si + С → CSi карборунд
углерод с оксидом кальция

CaO + CCaC2 + CO

С фтороводородом реагирует при обычных условиях:

Si + 4HF SiF4 + 2H2,

Сера

Кислород

С металлами 2Na + SNa2S.

Fe + S →FeS,

3 Al + 3S→Al2S3

Горит S + O2 SO2

С галогеномиS + 3F2 SF6,

С водородомH2 + SH2S

С углеродомC + 2SCS2

Сера проявляет восстановительные свойства, например, в реакции с концентрированной серной кислотой, в результате которой образуется сернистый газ и вода:

S +6HNO3→H2SO4 +6NO2+ 2H2O

3S+6KOHконц. 2K2S +K2SO3+ 3H2O

С фосфором

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов: 

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

Взаимодействие c металлами В результате реакции образуется оксид этого металла.

4Al + 3O2 = 2Al2O3;

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

2Cu + O2 -- 2CuO     –      медь(II)-оксид

  2Ca + O2 = 2CaO      –      кальций-оксид

Исключение составляют щелочные металлы (кроме Li). Они, реагируя с кислородом, образуют пероксиды или надоксиды: 2Na + O2 = Na2O2

Взаимодействие с неметаллами

При этом образуется оксид этого неметалла.

Сера взаимодействует с кислородом при 250°С:

S + O2 = SO2.

Горение фосфора с образованием оксида фосфора (V) начинается при 60 °С: 4Р + 5О2 = 2Р2О5.

Графит реагирует с кислородом при 700-800 °С:

С + О2 = СО2.

С водородом кислород взаимодействует при 300 °С:

2 + О2 = 2Н2О.

Взаимодействие с некоторыми сложными веществами

В этом случае образуются оксиды элементов, из которых состоит молекула сложного вещества.

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2;

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О.

 2Н2S + 3O2 -- 2H2O + 2SO2

          4NH3 + 3O2 -- 2N2 + 6 H2O

          4HCl + O2 -- 2Cl2 + 2 H2O

          2CO + O2 -- 2CO2

          4 FeS2 + 11O2 -- 2Fe2O3 + 8SO2

          2C6H6 + 15O2 -- 12CO2 + 6 H2O

Тема №12: «Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных». Обязательный минимум знаний.

+H2O кислота (р)

кислотные + щелочь соль + H2O

Оксиды + соль

основные + кислота соль +H2O

+ H2O щелочь

Это важно! Амфотерные оксиды будут сочетать свойства основных и кислотных оксидов, т.е. будут вступать в реакции с щелочами и кислотами.

Тема №13: «Химические свойства оснований». Обязательный минимум знаний.

+ кислотный оксид → соль + H2O

Щелочи + кислота → соль + H2O

Основания + соль → соль + основание (↑,↓)

Нерастворимые + кислота → соль + H2O

нагревание → МеО + H2O

Тема №14: «Химические свойства кислот». Обязательный минимум знаний.

 

+ Ме (до Н) → соль + Н2

+ основный/амфотерный оксид → соль + Н2О

Кислота + основание/амфотерный гидроксид → соль + Н2О

+ соль → соль + кислота (↓,↑)

!Особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами:

Водород никогда не выделяется;

Металл в полученном нитрате имеет максимальную степень окисления;

На холоду не взаимодействует с: Al, Fe, Cr, Co, Ni.

Продукты реакции зависят от двух факторов:

Активность металла;

Концентрация кислоты.

HNO3 (к) + Ме (I, II группа, гл.подгр.) → нитрат + N2O + H2O

HNO3 (к) + Ме (остальные) → нитрат + NO2 +H2O

HNO3 (р) + Ме (I, II группа, гл.подгр.) → нитрат + NH3 (или NH4NO3) + H2O

HNO3 (р) + Ме (остальные) → нитрат + NO + H2O

Например:

Дополнительная информация: Габриелян О. С., Химия 8 кл., 2008г., § 38.

Ag + 2HNO3 (к) → AgNO3 + NO2 + H2O.

!Особенности химических свойств концентрированной серной кислоты:

С металлами:

Может взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода;

Металл в полученном сульфате имеет максимальную с.о.

Водород никогда не выделяется;

На холоду не взаимодействует с: Al, Fe, Cr, Co, Ni.

H2SO4 (к) + Me (I, II группа, гл.подгр, Zn) → сульфат + H2S/S/SO2 +H2O

H2SO4 (к) + Me (остальные) → сульфат + SO2 + H2O.

С неметаллами:

2H2SO4 (к) + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O

2H2SO4 (к) + S → 3SO2 + 2H2O

С органическими веществами: обугливает бумагу, ткань, древесину, сахарозу.

Тема №15: «Химические свойства солей». Обязательный минимум знаний.

+ Ме (левее) → соль + Ме'

+ кислота → соль + кислота'

Соли + щелочь → соль + основание' (↑,↓).

+ соль → соль + соль'


 

Кислоты –электролиты при диссоциации которых образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка

Дополнение

Изменение цвета индикаторов:фенолфталеин – бесцветный,

лакмус – красный, метилоранж –. розовый

1.Взаимодействие кислот с основаниями.

HNO3 + NaOHNaNO3 + H2O

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O.

Серная кислота( концентрированная) с углеродом

Серная кислота( концентрированная) с серой

2 Н 2SO4 (конц)   + S → 3SO2↑+ 2Н2О   

2. А.Взаимодействие кислот с металлами до водорода H2SO4+ZnZnSO4+H

Серная и азотная концентрированная кислоты не реагируют при обычных условиях с Al,Fe, Cr Из азотной кислоты ( HNO3 )не один металл не вытесняет водород

Серная кислота( концентрированная) с фосфором

Серная кислота( концентрированная) с сахаром

С12Н22О11 + 2 Н2SО4 →11C + 2 SO2 + CO2 + 13 H2O

Серная кислота( концентрированная) с сероводородом Н2SO42S = SO2 + 2Н2O + S

Б) с металлами после водорода без вытеснения водорода

2H2SO4+Cu →CuSO4+2HO + SO2

Cu + 4 HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + 2 NO2+2 H2O

В) металлы после водорода не реагируют с бескислородными кислотами

HCl + Сu≠

Н2S (раствор)+ Сl2 →2НСl (раствор)+ S

Н2S (газ) + Сl2→2НСl (газ)+S

Н2S (раствор)+ Вг2 →2НВг (раствор) + S

Н2S (газ) + Вг2 →2НВг (газ) + S

Н2S (раствор) + I2 (раствор) →2НI (раствор) + S

ЗН2S+ 8HNO3ЗН2SO4+8NО+4Н2O

Н2S +2FeCl3 →2FeCl2 + 2НСl + S

2Н2S +SO2→ 2Н2O + 3S

Н2S +Н2SO4 → SO2 + 2Н2O + S

2H2S +4Ag+ O2=2Ag2S +2Н2O

Н2SO3 + Сl2+Н2O → Н2SO4 + 2НСl,

Н2SO3 + Вг2 + Н2O →Н2SO4 + 2НВг,

Н2SO3 + I2+Н2O → Н2SO4 + 2НI

5Н2SO3+2КMnO4 → 2MnSO4 + К2SO4 + 5Н2SO4 + ЗН2O

Н2SO3 + Н2O2Н2SO4 + Н2O

2HNO3 +S →Н2SO4 + 2NO

6HNO3 (конц., гор.) + S → H2SO4 + 6NO2↑ + 2Н2O

5HNO3 (конц., гор.) + Р (красн.) → Н3РO4 + 5NO2↑ + Н2O

2HNO3 (конц., гор.) + SO2 → H2SO4 + 2NO2

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами (оксидами металлов) амфотерными оксидами и смешанными оксидами

2 HCl+CaOCaCl2+H2O

AI2O3 + 6HCl →2AlCl3 + 3H2O

Fe3O4 + 8HClFeCl2+ 2FeCl3 + 4H2O

4. А. кислоты с солями А ) новая соль выпадает в осадок

CuSO4 + H2S = CuS ↓+ H2SO4

Образование кислой соли

Na2SO4 + H2SO4 → 2NaHSO4.

4. кислоты с солями Б. образуется газообразное вещество

2HCl + Na2CO3 2NaCl + CO2­↑ + H2O

4. кислоты с солями

В) образуется кислота в осадке

Na2Si O3 + 2HClH2Si O3↓ +NaCl

5При нагревании некоторые кислоты разлагаются:

H2SiOH2O + SiO2.

Слабые кислоты ( нестабильные сразу разлагаются на оксид и воду)

H2SO3↔ H2O + SO2.↑

H2СO3↔ H2O + СO2.↑

2HCl + SO3 = Cl2 + H2O + SO2

Основания сложные вещества при диссоциации которых образуются ионы металла и гидрооксид ионы

Изменение цвета индикаторов: фенолфталеин – малиновый, лакмус – синий, метилоранж – желтый

1.Взаимодействие оснований с кислотами:

H3PO4 + 3 NaOH →Na3PO4 + 3 H2O

H3PO4+Fe(OH)3→FePO4+3H2O

5. Взаимодействие щелочей с неметаллами:

 6NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

2NaOH + Cl2 NaCl + NaClO + H2O

4P +3NaOH+3H₂O PH₃ +3NaH₂PO

АМФОТЕРНЫЕ ОСНОВАНИЯ

Al(OH)3 + NaOH  Na[Al(OH)4],

Al(OH)3 + NaOH  NaAlO2 + 2H2O

2Fe(OH)3 + Na2O 2NaFeO2 + 3H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH →Na 2ZnO2 + 2H2O

ZnO + 2KOH → K 2ZnO2 + H2O

ZnO + 2HNO3→Zn(NO3)2 + H2O

2Al + 2NaOH + 6H2O →2Na[Al(OH)4] + 3H2­

2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlО2 + 3H2­

2 основания реагируют с солями:

А.) новое основание выпадает в осадок

FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 ↓+ 3 NaCl

Б) новая соль выпадает в осадок

Ca(OH)2 + К2SO4 →CaSO4↓ + 2KOH

В) образуется газообразное вещество

NaOН +NH4Cl →NH3↑+ NaCl+ H2O

3. основания реагируют с кислотными оксидами и амфотерными

СO2 + Ca(OH)2→CaCO3 + H2O

P2O5 + 6KOH →2K3PO4 + 3H2O

2NaOH + Al2O3  2NaAlO2 + H2O

4. нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид и воду:

Cu(OH)2 → CuO + H2O (при нагревании)

2 Fe(OH)3 →Fe2O3 + 3 H2O (при нагревании

Соли: сложные вещества электролиты при диссоциации которых образуются катионы металла( или катионы аммония ) и аноны кислотного остатка  

Таблица - Классификация солей по составу соли

Средние

(нормальные) - продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

AlCl3

Кислые(гидросоли) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл

КHSO4

Основные (гидроксосоли) -продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток

FeOHCl

Двойные - содержат два разных металла и один кислотный остаток

КNaSO4

Смешанные - содержат один металл и несколько кислотных остатков

CaClBr

Комплексные

[Cu(NH3)4]SO4

1. Соли реагируют с кислотами

А ) новая соль выпадает в осадок

AgNO3+HClAgCl↓ + HNO3

Образование кислой соли

Na2SO4 + H2SO4→2NaHSO4

Б) образуется газообразное вещество

2HCl + Na2CO3→ 2NaCl + CO2­↑ + H2O

2HCl + Na2S →2NaCl + Н2S­↑

В) образуется кислота в осадке

Na2Si O3 + 2HClH2Si O3↓ +NaCl

2 Соли при нагревании разлагаются

 

NH4NO2 N2 + 2H2O

(NH4)2 Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

3. Взаимодействие с кислотными оксидами.

 СО2 + Na2SiO3 Na2CO3  + SiO2

 Na2CO3  + SiO2СО2­ + Na2SiO3

4 соли основаниями реагируют:

А.) новое основание выпадает в осадок

FeCl3 + 3 NaOHFe(OH)3 ↓+ 3 NaCl

Б) новая соль выпадает в осадок

Ca(OH)2 + К2SO4CaSO4↓ + 2KOH

В) образуется газообразное вещество

NaOН +NH4ClNH3↑+ NaCl+ H2O

4. Соли реагируют с солями если новая соль выпадает в осадок

BaCl2 + K2SO4BaSO4 + 2 KCl

5. Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли: CuSO4 + FeCu+ FeSO4       

Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓

Дополнительные

2(NН4)2S+O22NH3+ S + Н2O,

KNO3 + Pb = KNO2 + PbO (350–400 °C)

KNO3 (конц.) + Pb (губка) + Н2O = KNO2 + Pb(OH)2

2KNO3 + СаО + SO2 = 2KNO2 + CaSO4 (300 °C)

Са3(РO4)2 + 5С + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °C)

Na2S–2

+

Br20

S0

+

2 NaBr–1

Так же идут реакции с Cl2, J2

2NaCl(т)+2H2SO4 (конц.)+MnO2(т) →Cl2↑+MnSO4+2Н2O + Na2SO4

4КClO3 ЗКClO4 + КCl (400 °C)

2КClO3 → 2КCl + 3O2 (150–300 °C, кат. MnO2)

КClO3(т) + 6НCl (конц.) → КCl + ЗCl2| + ЗН2(50–80 °C)

Оксиды сложные вещества неэлектролиты состоящие из двух элементов один из которых кислород

Кислотные оксиды: оксиды неметаллов дающие при взаимодействии с водой кислоты

P2O5 + 3H2O= 2H3PO4

2.кислотные оксиды реагируют с основаниями

СO2 + Ca(OH)2CaCO3 + H2O

2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O

P2O5 + 6KOH 2K3PO4 + 3H2O
3. кислотные оксиды реагируют с основными оксидами SO3 + Na2O → Na2SO4

СaO + SiO2 CaSiO3.         

Дополнительные уравнения

2ВаО + O2 (изб.) = 2ВаO2 пероксид бария (до 500 °C),

SO2 + С  –  S + СO2

SO2 + 2Н2 = S + 2Н2O.

SO2 + NO2 → SO3 + NO↑.

2HCl + SO3 = Cl2 + H2O + SO2

5SO3 + 2P → P2O5 + 5SO2

H2SO4 + SO3 → H2S2O7. образуя олеум:

3SO3 + H2S → 4SO2 + H2O

2SO3 + 2KI → SO2 + I2 + K2SO4.

при взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота: SO3 + HCl → HSO3Cl

Также присоединяет хлор, образуя тионилхлорид:

SO3 + Cl2 + 2SCl2 → 3SOCl2

Оксиды металлов реагируют с Аl, C, CO2

С образованием металла

2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr

3С+ Cr2O3 = 3СО+ 2Cr

3СО+ Cr2O3 = 3СО2+ 2Cr

2+ Cr2O3 = 3Н2О+ 2Cr

Основные оксиды: оксиды металлов при взаимодействии с водой дающие основания

1.CaO + H2O Ca(OH)2

Na2O + H2O → 2NaOH

2. Основные оксиды реагируют с кислотами

СuO + H2SO4→ CuSO4 + H2O

Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O
3FeO + 2H
3PO4 Fe3(PO4)2 + 3H2O

3. основные оксиды реагируют с кислотными

SO3 + Na2O → Na2SO4

СaO + SiO2 CaSiO3.       

  

Амфотерные оксиды

1. C водой не взаимодействуют.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей при сплавлении (основные свойства): ZnO + SiO2ZnSiO3.

 3. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды    (основные свойства):

ZnO + H2SO4ZnSO4 + H2O.

 4. Взаимодействие с растворами и расплавами щелочей с образованием соли и воды (кислотные свойства):

 Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4], AI2O3 + 2NaOH  2NaAIO2 + H2O.

 5. Взаимодействие с основными оксидами (кислотные свойства):  AI2O3 + CaO Ca(AIO2)2

Сr2О3 + 2 NaОН = 2 NaСrО2 + Н2О↑,

Сr2О3 + Nа2СО3 = 2 NaСrО2 + СО2↑,

Сr2О3 + 6 КНSО4 = Сr2(SО4)3 + 3 К2SО4 + 3 Н2О.

Тема №16: «Первоначальные представления об органических веществах».

Обязательный минимум знаний.

Общие признаки органических веществ:

Наличие углерода;

Наличие в молекулах только ковалентных связей;

Валентность углерода всегда равна четырем.

Основные классы органических веществ.

Предельные углеводороды (алканы). Общая формула CnH2n+2. Важнейшие представители алканов:

Формула

Название

CH4

Метан

C2H6

Этан

C3H8

Пропан

C4H10

Бутан

C5H12

Пентан

Характерные реакции: замещение и окисление.

Непредельные углеводороды (алкены). Общая формула CnH2n. Важнейшие представители:

Формула

Название

C2H4

Этен (этилен)

C3H6

Пропен (пропилен)

C4H8

Бутен

C5H10

Пентен

Особенность строения: наличие двойной С-С связи. Характерные реакции: присоединения и окисления.

Непредельные углеводороды (алкины). Общая формула CnH2n-2. Важнейшие представители:

Формула

Название

C2H2

Этин (ацетилен)

C3H4

Пропин

C4H6

Бутин

C5H8

Пентин

Особенность строения: наличие тройной С-С связи. Характерные реакции: присоединения и окисления.

Спирты. Общая формула CnH2n+1ОН. Важнейшие представители:

Формула

Название

CH3ОН

Метанол (метиловый спирт)

C2H5ОН

Этанол (этиловый спирт)

C3H5(ОН)3

Глицерин

Карбоновые кислоты. Общая формула CnH2n+1СООН. Важнейшие представители:

Формула

Название

НСООН

Муравьиная кислота

CH3СООН

Уксусная кислота

C17H35СООН

Стеариновая кислота

Характерны все свойства кислот (взаимодействие с металлами, оксидами металлов, основаниями, солями).

справочник по органике для 9 классов

предельные углеводороды СnH2n+2 суффикс ан

СnH2n+2

Название

СnH2n+1

Название радикала

CH4

Метан

CH3

Метил

C2H6

Этан

C2H5

Этил

C3H8

Пропан

C3H7

Пропил

C4H10

Бутан

C4H9

Бутил

C5H12

Пентан

C5H11

Пентил

C6H14

Гексан

C6H13

Гексил

C7H16

Гептан

C7H15

Гептил

C8H18

Октан

C8H17

Октил

C9H20

Нонан

C9H19

Нонил

C10H22

Декан

C10H21

Децил

химические свойства предельные

1.вступают в реакции замещения с галогенами( F2 ,Cl2 Br2 I2)

с азотной кислотой

с серной кислотой

2. горят с образованием углекислого газа и воды ( СО2, Н2О)

3. разлагаются

4. изомеризуются с бутана (C4H10)

связи в молекуле все одинарные сигма ()

непредельные этиленовые общая формула СnH2n

суффикс ен двойная связь в молекуле сигма связи и одна пи (π ) связь

химические свойства непредельных этиленовых

1.вступают в реакции присоединения:

с галогенами( F2 ,Cl2 Br2 I2)

с галогеноводородами ( НF , НCl, НBr, НI)

с водой ( Н2О)

2. полимеризуются

3. горят с образованием углекислого газа и воды ( СО2, Н2О)

непредельные ацетиленовые общая формула СnH2n-2

суффикс ин тройная связь в молекуле сигма связи и две пи (π ) связи

химические свойства непредельных ацетиленовых

1.вступают в реакции присоединения:

с галогенами( F2 ,Cl2 Br2 I2)

с галогеноводородами ( НF , НCl, НBr, НI)

с водой ( Н2О)

2. полимеризуются

3. горят с образованием углекислого газа и воды ( СО2, Н2О)

спирты общая формула R-OH( CnH2n+1 OH)

в спиртах все связи сигма

химические свойства предельные спирты вступают в реакции;

1. замещения с щелочными металлами (Na, K )

2. горят с образованием углекислого газа и воды ( СО2, Н2О)

3. с галогеноводородами ( НF , НCl, НBr, НI)

4. карбоновыми кислотами ( RCOOH)

5. дегидротация спиртов получаются непредельные углеводороды, или простые спирты

Карбоновые кислоты ( RCOOH) CnH2n+1СООН или СnH2nO2

имеется двойная связь между углеродом и кислородом

химические свойства :

1. с основаниями( растворимыми и не растворимыми)

2. с солями

когда кислота выпадает в осадок

образуется газообразное вещество

3. с активными металлами до водорода

4. с основными оксидами

5. с галогенами( F2 ,Cl2 Br2 I2) по радикалу

6. со спиртами R-OH( CnH2n+1 OH)

Тема №17: «Чистые вещества и смеси. Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Разделение смесей и очистка веществ».

Обязательный минимум знаний.

Химические формулы соответствуют чистым веществам. Все изучаемы в школьном курсе способы разделения смесей относятся к физическим.

Смесь – многокомпонентная система (воздух, нефть, морская вода, стекло, бронза, молоко, лимонад).

Смеси бывают однородными (нельзя увидеть границу раздела между веществами): раствор сахара в воде и неоднородными (видна граница раздела между веществами): взвесь мела в воде.

Способы разделения неоднородных смесей:

Отстаивание (этим же методом можно разделить две несмешивающиеся жидкости с помощью делительной воронки). Ускоряют отстаивание центрифугированием;

Фильтрование;

Некоторые твердые смеси можно разделить при помощи магнита (смесь железных и медных опилок, смесь железных опилок и серы).

Способы разделения однородных смесей:

Выпаривание;

Перегонка (дистилляция).

Некоторые правила безопасной работы в химической лаборатории:

При растворении серной кислоты нужно вливать её тонкой струей в воду и перемешивать;

При работе с растворами едких веществ необходимо надевать защитные перчатки и очки;

Воспламенившиеся ЛВЖ (нефть, спирт, ацетон) необходимо тушить песком;

Опыты с получением токсичных газообразных веществ (SO2, H2S, NO2) необходимо проводить в вытяжном шкафу.

Тема №18: «Определение характера среды раствора кислот и щелочей с помощью индикаторов. Качественные реакции на ионы в растворе и на газообразные вещества». Обязательный минимум знаний.

Индикаторы

 

Название

Окраска  индикатора  в  среде

 

Кислая [H+] > [OH-]
рН < 7

Нейтральная [H+] = [OH-]
рН = 7

Щелочная[OH-] > [H+]
рН > 7

Лакмус

красный

фиолетовый

синий

Фенолфталеин

бесцветный

бесцветный

малиновый

Метилоранж

розовый

оранжевый

желтый

Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый "Универсальный индикатор Кольтгоффа"). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH:


Реакция
раство-ра

сильно-
кислая

слабо-
кислая

?

слабо-
щелочная

сильно-
щелочная

<

нейтральная

>

Усиление кислотности среды

 

Усиление основности среды

 

 

Качественные реакции на катионы.

Катион

Реагент или воздействие

Внешний эффект

КИУ реакции на катион

Н+

Индикаторы

Изменение цвета: универсальный индикатор и лакмус покраснеют, метиловый оранжевый—порозовеет.

Не записываем.

Na+

Пламя

Жёлтый цвет пламени.

Не записываем.

Li +

Пламя

Малиновый цвет пламени.

Не записываем.

K+

Пламя

Окраска пламени становится равномерно фиолетовой.

Не записываем.

Ag+

Раствор с анионом Cl-

Выпадает белый творожистый осадок, не растворимый в азотной кислоте, чернеющий на свету.

Ag++Cl- = AgCl↓

NH4+

Раствор щелочи при нагревании ОН-

Запах аммиака. Влажная индикаторная бумага дает изменение как на ион ОН-

NH4++OH- = NH3↑+H2O

Cu2+

1. Цвет пламени

2. Раствор щелочи ОН-

1. Сине – зелёный цвет пламени.

2. В голубом растворе соли выпадает осадок синего цвета.

1. Не записываем.

2. Cu2++2OH- = Cu(OH)2↓

Ba2+

1. Пламя;

2. Раствор с анионом SO42-

1. Окраска пламени становится равномерно желто-зеленой;

2. Выпадает белый осадок, который в кислотах не растворяется.

1. Не записываем;

2. Ba2++SO42- = BaSO4↓

Fe2+

1. Красная кровяная соль K3(Fe(CN)6)

2. Раствор щёлочи (ОН-)

1. Выпадение темно-синего осадка.

2. Зеленоватый осадок, который с течением времени буреет.

1. K++Fe2++(Fe(CN)6)3 → KFe(Fe(CN)6)↓

2. Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓

Ca2+

Пламя

Окраска пламени становится равномерно кирпично-красной.

Не записываем.

Fe3+

1. Желтая кровяная соль K4(Fe(CN)6);

2. роданид-ион SCN-;

3. раствор щелочи (ОН-)

1. Выпадение синего осадка.

2. Кроваво-красное окрашивание раствора.

3. Выпадение бурого осадка.

1. K++Fe3++(Fe(CN)64-=

=KFe(Fe(CN)6)↓

2. Не записываем

3. Fe3++3OH- = Fe(OH)3↓

Zn2+

Раствор щёлочи (ОН-)

Белый осадок, при избытке щёлочи растворяется

Zn2+ + 2 ОН- = Zn(OH)2↓

Al3+

Раствор щёлочи (ОН-)

Белый желеобразный осадок, который при избытке щёлочи растворяется

Al3+ + 3OH- = Al(OH)3↓

Качественные реакции на анионы

Хлорид-ион Cl-

+ Ag+AgCl↓ белый творожистый осадок

Сульфат-ион SO42-

+ Ba2+BaSO4белый осадок

Карбонат-ион CO32-

+ H+ → CO2↑+H2O выделение газа

+ Ca2+ → CaCO3белый осадок

Ион аммония NH4+

+ OH-NH4OH при нагревании запах аммиака

Кислород O2

Загорание тлеющей лучины

Водород H2

Хлопок при поднесении горящей лучины

Углекислый газ CO2

Горящая лучина гаснет

Аммиак NH3

По запаху; посинение влажной лакмусовой бумаги; появление белого дыма при внесении палочки, смоченной соляной кислотой («дым без огня»).

Тема №19: «Вычисление массовой доли химического элемента в веществе».

Обязательный минимум знаний.

Вычисления производятся по следующей формуле:

ω = Arn/Mr ∙ 100%, где Ar – атомная масса химического элемента; n – число атомов того элемента, массовая доля которого находится; Mr – молярная масса молекулы. Например: вычислите массовую долю кислорода в карбиде натрия. Решение:

1. Составляем формулу карбида натрия: Na4C.

2. Ar(Na)=23 г/моль; n(Na)=4; Mr(Na4C)=104г/моль.

3. Подставляем в формулу и вычисляем: ω(Na)=23∙4/104 ∙100% = 88,5%

4. Ответ: 88,5%.

Задания части В. Тема №1: «Периодический закон Д. И. Менделеева».

Обязательный минимум знаний. См. тема №2 части А.

Тема №2: «Химические свойства простых веществ и оксидов».

Обязательный минимум знаний. Химические свойства неметаллов.

 

Как окислитель

Как восстановитель

H2

Щелочные металлы

НеМе и МеО

O2

Ме, неМе (большинство), неМеО (в которых степень окисления неМе не max)

F2

Галогены (F2, Cl2, Br2)

Ме, H2

-

S

Ме, H2

O2, галогены, H2SO4 (к), HNO3(к)

N2

Ме (в обычных условиях только с литией, с остальными – при нагревании), H2(при нагревании и давлении)

O2 (при температуре электрической дуги), галогены.

P

Ме, H2

O2, галогены, HNO3(к)

C

Ме, H2

O2, галогены, МеО, H2SO4(к), HNO3(к)

Si

Ме, H2

O2, галогены, щелочи

+ см. тема № 12 части А.

Тема №3: «Окислительно-восстановительные реакции». Обязательный минимум знаний.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, в ходе которых атомы меняют степени окисления.

Восстановитель – элемент, отдающий электроны (в ОВР его степень окисления повышается). Им может быть атом, ион, имеющий минимальную или промежуточную степень окисления. Например: Zn0 – 2e- = Zn+2.

Окислитель – элемент, принимающий электроны (в ОВР его степень окисления понижается). Им может быть атом, ион, максимальную или промежуточную степень окисления. Например: S0 + 4e- = S+4.

Атом или ион, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства, т.е. проявлять окислительно-восстановительную двойственность. Для элементов главных подгрупп максимальная степень окисления = +№ группы; минимальная № группы – 8.

Восстановление – процесс принятия электронов.

Окисление – процесс отдачи электронов.

+ см. тема №4 части А.

Важнейшие окислители и восстановители

Окислители

Восстановители

Галогены.

Перманганат калия (KMnO4)

Манганат калия (K2MnO4)

Оксид марганца (IV) (MnO2)

Дихромат калия (K2Cr2O7)

Хромат калия (K2CrO4)

Азотная кислота (HNO3)

Серная кислота (H2SO4) конц.

Оксид меди(II) (CuO)

Оксид свинца(IV) (PbO2)

Оксид серебра (Ag2O)

Пероксид водорода (H2O2)

Хлорид железа(III) (FeCl3)

Бертоллетова соль (KClO3)

Анод при электролизе

Металлы

Водород

Уголь

Окись углерода (II) (CO)

Сероводород (H2S)

Оксид серы (IV) (SO2)

Сернистая кислота H2SO3 и ее соли

Галогеноводородные кислоты и их соли

Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3

Азотистая кислота HNO2

Аммиак NH3

Гидразин NH2NH2

Оксид азота(II) (NO)

Катод при электролизе.

Тема №4: «Химические свойства кислот, оснований и солей».

Обязательный минимум знаний. см. тема №13, 14, 15 части А.

Задания части С.

Тема №1: «Взаимосвязь различных классов неорганических веществ».

Обязательный минимум знаний.

Схема генетической связи веществ.

+O2 +H2O

металл основной оксид основание соль

неметалл кислотный оксид кислота соль

+O2 +H2O

Тема №2: «Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе».

Обязательный минимум знаний.

Алгоритм решения расчетных задач на нахождение массы выпавшего осадка по уравнению реакции:

Составить уравнение реакции, уравнять его.

По таблице растворимости определить в правой части реакции осадок, обозначить его ↓.

Рассчитать массу вещества в растворе по формуле:

m(вещества) = m(раствора)∙ω.

Рассчитать количество вещества по формуле: n = m/M.

По уравнению реакции определить количество вещества того вещества, которое выпало в осадок.

Рассчитать массу осадка по формуле: m = M·n.

Пример. К 80 г раствора с массовой долей гидроксида натрия 5% добавили избыток раствора сульфата меди (II). Определите массу выпавшего осадка.

Решение.

Составляем уравнение реакции: NaOH + CuSO4Na2SO4 + Cu(OH)2.

По таблице растворимости определяем, что в осадок выпадает гидроксид меди(II), тогда уравнение реакции принимает вид: NaOH + CuSO4Na2SO4 + Cu(OH)2↓.

Рассчитаем массу NaOH по формуле m(вещества) = m(раствора)∙ω:

m(NaOH)=80г · 0,05= 4г.

Рассчитаем количество вещества NaOH по формуле m = M·n:

n(NaOH)= 4г/40г/моль=0,1моль.

По уравнению реакции определяем (по коэффициентам перед веществами), что n(Cu(OH)2)=1/2n(NaOH)→n(Cu(OH)2)=0,05моль.

Рассчитаем массу Cu(OH)2 (осадок) по формуле m = M·n:

m(Cu(OH)2)= 98г/моль∙0,05моль = 4,9г. Ответ: 4,9 г.

Необходимые формулы:

m = M·n; n = m/M.

m(в-ва)=m(р-ра)·ω; m(р-ра)=m(в-ва)/ω.

V=Vm·n; n=V/Vm.

Одним из направлений организационно-методической работы является создание банка тестовых заданий, подбор учебно-методической литературы. Сейчас благодаря интернету (сайтам http://www.fipi.ru/, http://reshuege.ru/, http://egeigia.ru/ и т.д.) накопилась большая база заданий, которые входят в состав экзаменационных контрольно-измерительных материалов (КИМов). Теперь учащимся уже не нужно покупать большое количество тестового материала, а можно в режиме он-лайн решить диагностическую работу или полный вариант теста.

Это дает возможность учащимся:

Во-первых, выявить темы, по которым имеются наибольшие пробелы в знаниях. Сначала необходимо отработать по ним теоретический материал, а потом прорешать типовые задания, выработав практические навыки.

Во-вторых, учащийся сможет сориентироваться по времени. На выполнение заданий по химии в 9 классе отводится 120 минут, а в 11 классе 180 минут. Если объективно оценивать сложность заданий, разноуровневую подготовку детей, то многим из них просто не хватает времени на выполнение всех заданий. Поэтому сначала нужно начинать с самых простых вопросов. Помните: эти баллы  упускать нельзя. Заработать 1 балл на сложных заданиях труднее, чем  4-5  баллов на простых, обидно будет ошибиться в простых заданиях. Также учащиеся не должны бояться приступать к сложным заданиям (часть С). Потому что за каждую верно написанную реакцию, они получают баллы. Это же касается и задачи С2.

        При подготовке учащихся  9 классов к сдаче ОГЭ очень помогают консультативные занятия по группам. Они охватывают как сильных учащихся, с которыми разбираем задания повышенной сложности, так и   слабоуспевающих учащихся, с которыми отрабатываем базовые знания умения и навыки. Разбираем демонстрационный вариант и задачи из открытого банка, а также тестовые задания. Знакомимся с системой оценивания, учимся работать с тестом.  Провожу тренировочные работы в классе, затем ученики самостоятельно работают над вариантами тестов дома, после проверки происходит разбор заданий, вызвавших затруднения.

         Основной метод подготовки – решение типовых и тренировочных заданий (их можно найти в разнообразных пособиях по ОГЭ или на сайтах http://www.fipi.ru/, http://reshuege.ru/) с выявлением имеющихся пробелов в знаниях.  Работа с детьми по ликвидации пробелов знаний повышает успешность изучения химии.

Однако в условиях недостатка времени не всегда удается провести полноценную самостоятельную подготовку – перегруженному старшекласснику сложно каждый день выделять по нескольку часов на решение заданий. Но необходимо, чтобы подготовка была ежедневной, и в этом помогают дополнительные способы освоения теории, рассчитанные на занятия-пятиминутки. В своей работе активно использую ИКТ – технологии (цифровые образовательные ресурсы, а также Интернет – ресурсы), которые очень эффективно  помогают в подготовке  к экзамену и мне, как учителю  и  моим ученикам.

        В течение  года провожу  тренировочные, репетиционные работы внутри школы. Работы беру с официального сайта СтатГрад, где работы максимально приближены к новым стандартам. Стараюсь создать реальные условия проведения ОГЭ. Опыт свидетельствует о том, что такая организация деятельности позволяет выпускникам регулировать  темп своей  работы над тестом, снижает уровень тревожности перед экзаменом, вселяет  веру в свои  силы, позволяет адаптироваться в условиях аттестации.

       Подытожив выше сказанное, можно сделать следующие выводы, что положительная динамика при изучении химии  и сдачи ОГЭ происходит за счет высокого профессионализма, хорошо сорганизованной работы учащихся, активного внедрения новейших технологий, таких как интерактивное обучение, информационно-коммуникативные технологии, а так же некоторые приемы и методики из коллективно-учебных занятий, индивидуально-ориентированного обучения.

Эффективные методы и формы подготовки обучающихся к успешной сдаче экзамена по химии:

 Бесплатные  On-line  тесты ГИА 9 класс 

 Различные пособия для подготовки к ОГЭ и ЕГЭ

 Интерактивные тесты на http://nsportal.ru/

 Видеоуроки для подготовки к ГИА.

Крайне эффективной становится работа накануне экзамена. Она выстраивается следующим образом: в преддверии экзамена проводить ежедневные консультации в течение 5 дней по 1 часу. На них  выпускники смогут получить последние наставления, советы, прояснить те вопросы, которые представляют наибольшую трудность.

Список используемой литературы:

Химия В помощь сдающим ГИА методическое пособие по химии для учащихся 9-х классов, исправленное и дополненное Разработал: учитель химии I категории МОУ Лицей №5 им. Ю.А.Гагарина, магистр естественнонаучного образования Ковалев Евгений Геннадиевич

В.Н. Доронькин, А.Г. Бережная, Т.В. Саженева, В.А Февралева " Химия подготовка к ОГЭ" 2016-2019 уч.г издательство " Легион"

Государственная итоговая аттестация выпускников 9 классов в новой форме. Химия. 2018 / ФИПИ. авт.-сост. Добротин Д. Ю., Каверина А. А., Гончарук О. Ю. – М.: «Интеллект-Центр», 2018.

Справочное руководство по химии: Справ. пособие / А. И. Артеменко, В. И. Тикунова, В. А., Малеванный. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Высшая школа, 2017. – 367с.: ил.

А.С Корощенко, А.В. Купцова " ОГЭ химия 2017-2019 г" издательство Москва АСТ

 

Опубликовано в группе «Материалы для подготовки к ЕГЭ по химии»


Комментарии (0)

Чтобы написать комментарий необходимо авторизоваться.