extracted_text:
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              Код
содерж           контрол   Элементы содержания, проверяемые
заданиями экзаменационной работы а-   иру-
тельно емого го     элем блока ента
1
Вещество
1.1
Строение атома. Строение электронных оболочек атомов    первых20           элементов
Периодической системы Д.И. Менделеева
1.2
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И.
Менделеева
                              1.2.          Группы                и             периоды             Периодической              системы.
                                 1           Физический
смысл порядкового номера химиче- ского элемента
                              1.2.       Закономерности
изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в
2
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
          Код              Код
содерж           контрол   Элементы содержания,
проверяемые заданиями экзаменационной работы а-   иру-
тельно емого го     элем блока ента
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.          Химические
свойства простых веществ-металлов: щелочных и щелочноземельных 1             металлов,
алюминия, железа
                              3.1.          Химические
свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов,
2
серы, азота, фосфора, углерода, кремния
3.2
Химические свойства сложных веществ
3.2.          Химические     свойства             оксидов:             оснόвных,
амфотерных, кислотных 1
3.2.          Химические
свойства оснований 2
                              3.2.          Химические
свойства кислот
3
3.2.          Химические
свойства солей (средних) 4
3.3
Взаимосвязь различных классов неорганических веществ
3.4
Первоначальные         сведения            об          органических
веществах
3.4.          Углеводороды
предельные и непредельные: метан, этан, этилен, ацетилен 1
3.4.          Кислородсодержащие
вещества: спирты (метанол, этанол, глицерин), карбоновые 2 кислоты (уксусная и
стеариновая)
3.4.          Биологически
важные вещества: белки, жиры, углеводы 3
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.          Вычисления
массовой доли химического элемента в веществе 1
4.5.          Вычисления
массовой доли растворенного вещества в растворе 2
                              4.5.          Вычисление
количества вещества, массы или объема вещества по количеству вещества,
3
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

          Код              Код
содерж           контрол   Элементы содержания,
проверяемые заданиями экзаменационной работы а-   иру-
тельно емого го  элем блока ента
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    Описание требований к уровню подготовки,
достижение которого проверяется в ходе экзамена требовани
й
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:
2.4.1
химические элементы;
2.4.2
соединения изученных классов неорганических веществ;
2.4.3
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 электролитическойдиссоциации 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
Код    Описание требований к уровню подготовки,
достижение которого проверяется в ходе экзамена требовани й
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
1.
Назначение
контрольных измерительных материалов (КИМ) для ос- новного государственного
экзамена (ОГЭ) – оценить уровень общеобразо- вательной
подготовки по химии выпускников IX классов общеобразовательных 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».
2.   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). 3. Подходы к отбору содержания,
разработке структуры КИМ
Разработка КИМ
для ОГЭ по химии осуществлялась с учетом следующих общих положений.
•
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
4. 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

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

№ Проверяемые умения и
способы Количес Максимальный
Процент максимального действий тво первичный балл первичного балла за
заданий за выполнение выполненные  заданий  за работу
(М1/М2) заданий (М1/М2) (М1 – 34 / М2 – 38)
массу вещества по количеству
вещества, объему или массе реагентов или продуктов реакции
                     Итого                                                                               22/23          34/38                          100
1.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 Максимальный
Процент максимального первичного балла за заданий первичный балл выполнение
заданий данного уровня сложности
(М1/М2)                           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

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

56

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

137

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 +H2O
1)
CO  2) CO2  3) CH4  4) C  Ответ:
12.
Превратить CaNO3
в  CaSO3 можно 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                                                                                1) BaCl2
Б) FeCl2 и FeCl3         2) Na2CO3 В) H2SO4 и HNO3                    3) HCl
4) NaOH
 Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке,
соответствующем буквам:

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:

Часть2
20.
Используя
метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема
которойP + H2SO4 →H3PO4 + 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

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.
1) 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                                                                                Балл
ы
         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:
1.     Радиус атома уменьшается;
2.     Металлические свойства ослабевают;
3.     Неметаллические свойства возрастают;
4.     Восстановительные свойства
ослабевают;
5.     Окислительные свойства возрастают;
6.     Электроотрицательность возрастает;
7.     Число валентных электронов
возрастает;
8.     Основные оксиды через амфотерные
сменяются кислотными.
В
группе сверху вниз:
1.     Радиус атома возрастает;
2.     Металлические свойства возрастают;
3.     Неметаллические свойства ослабевают;
4.     Восстановительные свойства
возрастают;
5.     Окислительные свойства ослабевают;
6.     Электроотрицательность уменьшается;
7.     Число валентных электронов постоянно
и равно номеру группы.
Тема №3: «Химическая связь». Обязательный минимум знаний.
Типы
химических связей:
1.     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.
2.     Ковалентная неполярная химическая
связь (образуется между атомами неметаллов с одинаковым значением
электроотрицательности). Например:
H2, O2,
P4, S8.
3.     Ионная химическая связь (образуется
между атомами неметалла и металла). Например: NaCl, CaO, K2S.
4.     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:
1.     С.о. водорода = +1 в соединениях с
неметаллами и = -1 в соединениях с металлами (гидриды металлов);
2.     С.о. кислорода = -2, кроме пероксидов
(-1) и фторидов (+2);
3.     С.о. металла = заряду его иона (в
таблице растворимости);
4.     С.о. простого вещества = 0;
5.     Сумма с.о. всех элементов в сложном
веществе = 0; 6. С.о. иона = заряду иона (в таблице растворимости).
Алгоритм
определения степени окисления элементов в бинарных соединениях:
1.     Выбрать более электроотрицательный
элемент и найти его степень окисления, как № группы – 8. Написать над ним
степень окисления.
2.     Умножить степень окисления на индекс
у этого элемента. Полученное число со знаком «минус» подписать под другим
элементом.
3.     Такое же число со знаком «плюс»
подписать под другим элементом.
4.     Разделить это число на индекс другого
элемента. Полученную степень окисления написать над элементом.
Алгоритм
определения степени окисления неметалла в кислотах и солях:
1.     Отделить кислород вертикальной
чертой, записать сверху его степень окисления – 2 и умножить на индекс.
Полученное число написать под кислородом.
2.     Такое же число с противоположным
знаком записать под левой частью формулы.
3.     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:
1.     Изменение цвета;
2.     Выделение тепла и света;
3.     Выделение газа;
4.     Растворение осадка;
5.     Изменение запаха;
6.     Выпадение осадка.
Тема
№7: «Классификация химических реакций».Обязательный минимум знаний. Типы химических реакций по числу и
составу исходных и полученных веществ:
1.
Реакция разложения – это реакции, при которых из одного
вещества образуется несколько других. Например: Cu(OH)2 → CuO + H2O
2.
Реакция
соединения – это
реакции, при которых из нескольких веществ образуется одно. Например: S + O2 → SO2

3.
Реакция обмена – это реакции, при которых два
сложных вещества обмениваются своими составными частями. Например:      CuSO4 + BaCl2 → BaSO4 + CuCl2
4.
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:
1.     Экзотермические – протекают с выделением теплоты;
2.     Эндотермические – протекают с поглощением теплоты.
По
изменению степени окисления исходных веществ и продуктов реакции:
1.     Окислительно-восстановительные
реакции (ОВР) – реакции, протекающие с изменением степени окисления;
2.     Не окислительно-восстановительные
реакции – реакции, протекающие без изменением степени окисления;       По
участию катализатора:
1.
Каталитические
– протекают с
участием катализатора;
2.
Некаталитические
– протекают без
участия катализатора.        По обратимости:
1.     Обратимые – протекают в двух противоположных
направлениях;
NaCl +
HNO3 ↔ HCl +NaNO3
2.     Необратимые – протекают только в одном
направлении. NaCl + AgNO3 →
AgCl↓ + 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:
1.     При растворении в воде электролиты
диссоциируют на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы).
2.     Под действие электрического тока
катионы движутся к катоду (-), анионы – к аноду (+).
3.     Диссоциация – обратимый процесс.
4.     Не все электролиты диссоциируют в
равной мере.
5.     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:
HCl → H+ + Cl-
Основания – электролиты, которые при
диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы. Например: NaOH →
Na+ + OH-
Соли - электролиты, которые при
диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка. Например:
NaCl → Na+ + Cl-
Это важно! При диссоциации индексы
выносятся вперед ионов. Например:
Al2(SO4)3 →  2Al3+ + 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 чтолибо 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:
1.     Записать исходные вещества. Подписать
классы веществ.
2.     Проверить, являются ли они
электролитами (по таблице растворимости). По схеме определить, возможна ли
такая реакция.
3.     Если возможно, над ионами в исходных
веществах проставить заряды (по таблице растворимости).
4.     Поменять правые части формул местами
и записать таким образом продукты реакции.
5.     Правильно составить формулы
продуктов. Для этого поставить заряды ионов, снести их крест-накрест и
сократить, если нужно.
6.     Расставить коэффициенты в уравнении
7.     Под формулами продуктов реакции
подписать, являются ли они электролитами или неэлектролитами.
8.     Записать электролиты в виде ионов с
учетом индексов и коэффициентов; неэлектролиты оставить в молекулярном виде.
9.     В левой и правой части сократить
одинаковые частицы.
10.Записать
оставшиеся после сокращения ионы и молекулы.
Условия
протекания реакций ионного обмена до конца (необратимо):
1.     Образуется осадок.
2.     Образуется газ.
3.     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)
(1)   . 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.
(2)   . Металлы от лития до натрия
реагируют с водой при комнатной температуре, остальные – при нагревании. 2Na +
2H2O → 2NaOH + H2.
(3)   . Данная реакция протекает при
нагревании. Zn + H2O → ZnO + H2.
(4)   .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 + 2HCl → MgCl2 + H2.
Это важно!: азотная кислота по особому взаимодейстует с металлами (см.
А.14).
(5)   .  Zn + CuCl2
→ ZnCl2 +Cu.
(6)   .  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 + O2 → Na2O2.
•
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:

металлы
                              Щелочные
                                                   Металлы 2 группы                                        Металлы
3 группы

Взаимодействие
с простыми веществами
1.       С
кислородом большинство металлов образует оксиды
4Li + O2
→2Li2O
Щелочные металлы, за
исключением лития, образуют пероксиды:
2Na + O2
→ Na2O2.
2.       С
галогенами ( F2,
Cl2, Br2, I2) металлы образуют соли
галогеноводородных
кислот,
например,  2Na + Cl2 → 2NaCl. 3. С водородом
самые активные металлы образуют ионные гидриды
– солеподобные вещества, в которых водород имеет степень
окисления -1.  2Na + H2 → 2NaH. 4.              С
серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:
2Na + S = Na2S.
5.      С азотом
некоторые металлы образуют нитриды, реакция
практически всегда
протекает при нагревании:
6Na + N2→3Na3N 6.  С углеродом
образуются карбиды:
2Na +2C→Na2C2.
7.       С
фосфором – фосфиды:  3Na+ P →Na3P.
8.       Взаимодействие
с водой  образуют растворимое основание и водород:
 2Na0 + 2H2O  2NaOH
+ H2
9.       c
солями предыдущий металл вытесняет последующий
3Na + AlCl3( расплав) →Al
+3NaCl.
10.   Металлы стоящие в
рядуактивности 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 + 2H2O → 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
H2SO4+Мg→MgSO4+H2↑
Из азотной
кислоты ( HNO3 )не один металл  не вытесняет водород
Взаимодействие с простыми веществами
1.
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+ FeCl3→AlCl3+ 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+ Fe2O3→Al2O3+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, 3 Cu + 8 НNО3(разб) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO↑ + 4 Н2О. металлы после водорода
не реагируют с растворами бескислородных  кислот  HCl + Сu≠ Медь
окисляется оксидом азота (IV) и хлоридом железа (III):  2Cu + NO2 = Cu2O + NO; Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2.
2 Сr + 3 Н2O → 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 Вr2→2
FеВr3, а
взаимодействуя с соляной и разбавленной серной кислотами железа (II):
Fе + 2НCl→FeCl2 + Н2↑.
Fе + Н2SО4→FеSО4 + 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

С серой2P + 5S
→P2S5 с основаниями
4P +3NaOHконц.+ 3Н2О ⃗t0↑ PH3 + 3Na2HPO3;
4P +3NaOH+3H O
→PH ↑ +3NaH PO₂ ₃ ₂ ₂ С оксидом серы
5SO3
+ 2P → P2O5 + 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 + 3Н3РО2   (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.
Углерод обладает
восстановительными  свойствами
ZnO + C →Zn + 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 + C  →CaC2 + CO

Сера                                                                                Кислород

С
фтороводородом реагирует при обычных условиях: Si + 4HF  → SiF4 + 2H2,

С металлами
2Na + S →Na2S.
Fe + S
→FeS,
3 Al + 3S→Al2S3
 Горит S + O2 → SO2

С галогеномиS
+ 3F2 →SF6,

С водородомH2 + S →H2S
С углеродомC + 2S →
CS2 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. ⃗t0↑         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:
2Н2
+ 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

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:
1.     Водород никогда не выделяется;
2.     Металл в полученном нитрате имеет
максимальную степень окисления;
3.     На холоду не взаимодействует с: Al,
Fe, Cr, Co, Ni.
4.     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:
1.     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.
2.     С неметаллами:
2H2SO4
(к) + C → CO2 + 2SO2
+ 2H2O
2H2SO4
(к) + S →  3SO2 + 2H2O
3.     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.                Серная кислота( концентрированная) с
углеродом HNO3
+ NaOH →NaNO3
+ H2O
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 →Al2(SO4)3 + 6 H2O.
Серная кислота(
концентрированная)  с серой
2 Н 2SO4 (конц)   + S → 3SO2↑+ 2Н2О
2. А.Взаимодействие кислот с
металлами до Серная кислота( концентрированная) с фосфором водорода   H2SO4+Zn→ZnSO4+H2↑
Серная и азотная концентрированная
кислоты  не реагируют при обычных условиях с Al,Fe, Cr Из Серная
кислота( концентрированная) с сахаром
азотной кислоты ( HNO3 )не один металл  не С12Н22О11 + 2 Н2SО4 →11C + 2 SO2 + CO2 + 13 H2O вытесняет водород
Серная кислота( концентрированная) с
сероводородом
Н2SO4+Н2S = SO2 + 2Н2O + S
Б) с металлами
после водорода без вытеснения                                        Н2S (раствор)+ Сl2
→2НСl (раствор)+ S
                                        водорода
                                                                                Н2S (газ) + Сl2→2НСl (газ)+S
                 2H2SO4+Cu →CuSO4+2H2O + SO2↑                                                     Н2S (раствор)+ Вг2
→2НВг (раствор) + S
Cu + 4 HNO3(конц.) →Cu(NO3)2 + 2 NO2↑+2 H2O                                               Н2S (газ) + Вг2 →2НВг (газ) + S
В) металлы после
водорода не реагируют с             Н2S (раствор) + I2 (раствор) →2НI (раствор) + S бескислородными кислотами    ЗНН22S+ 8HNOS +2FeCl33 →2FeCl→ЗН2SO24 + 2НСl + S+8NО+4Н2O
                                         HCl
+ Сu≠                                                                                2Н2S +SO2→ 2Н2O + 3S
3.       Взаимодействие
кислот с основными Н2S +Н2SO4 → SO2
+ 2Н2O + S оксидами (оксидами
металлов) амфотерными 2H2S +4Ag+ O2=2Ag2S +2Н2O
оксидами и смешанными оксидами Н2SO3 + Сl2+Н2O → Н2SO4 + 2НСl,

Основания
  сложные вещества при диссоциации

Изменение цвета индикаторов: фенолфталеин –

                           2 HCl+CaO →CaCl2+H2O                                                              Н2SO3 + Вг2 + Н2O
→Н2SO4 + 2НВг,
                       AI2O3  + 6HCl →2AlCl3 + 3H2O                                                              Н2SO3 + I2+Н2O → Н2SO4 + 2НI
                Fe3O4 + 8HCl→ FeCl2+ 2FeCl3 + 4H2O                                  5Н2SO3+2КMnO4 → 2MnSO4
+ К2SO4 + 5Н2SO4 + ЗН2O
4.       А.
кислоты с солями  А ) новая соль выпадает               Н2SO3 + Н2O2→ Н2SO4 + Н2O
                                         в
осадок                                                                                2HNO3 +S  →Н2SO4 + 2NO
                      CuSO4 + H2S = CuS ↓+ H2SO4    5HNO6HNO3 (конц.,
гор.3 (конц., гор) + Р .) + S → H(красн.) → Н2SO34Р +O 6NO4 + 5NO2↑ + 22↑ + НН2O2O
Образование кислой
соли 2HNO3 (конц.,
гор.) + SO2 → H2SO4 + 2NO2↑ 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 + 2HCl → H2Si O3↓ +NaCl
5При нагревании
некоторые кислоты разлагаются:
H2SiO3 H2O + SiO2.
Слабые кислоты (
нестабильные сразу разлагаются на оксид и воду)
H2SO3↔ H2O + SO2.↑
H2СO3↔ H2O + СO2.↑
2HCl + SO3
= Cl2 + H2O + SO2
которых
образуются ионы металла и   гидрооксид ионы

малиновый, лакмус –
синий, метилоранж – желтый

1.Взаимодействие оснований с кислотами:                      5.
Взаимодействие щелочей с неметаллами:
H3PO4 + 3 NaOH →Na3PO4 + 3 H2O t⃗0↑ 5NaCl + NaClO3 + 3H2O H3PO4+Fe(OH)3→FePO4+3H2O 6NaOH + 3Cl2
2 основания  реагируют с солями:                                          2NaOH
+ Cl2        t⃗0↓ NaCl + NaClO
+ H2O
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                                                          4P
+3NaOH+3H₂O →PH₃↑ +3NaH₂PO₂
В)
образуется газообразное вещество                                  АМФОТЕРНЫЕ ОСНОВАНИЯ
NaOН +NH4Cl →NH3↑+ NaCl+ H2O                                                                               раствор Na[Al(OH)4],
3. основания реагируют с кислотными
оксидами и      Al(OH)3
+ NaOH        расплав
амфотерными
                                                                                Al(OH)3 + NaOH  
NaAlO2 + 2H2O
СO2 + Ca(OH)2→CaCO3 + H2O                                                          2Fe(OH)3 + Na2O t
C
2NaFeO2 + 3H2O
P2O5 + 6KOH →2K3PO4 + 3H2O                                                       Zn(OH)2 + 2NaOH →Na 2ZnO2 + 2H2O
2NaOH + Al2O3 t
C            2NaAlO2
+ H2O ZnO +
2KOH → K 2ZnO2 + H2O 4.  нерастворимые
основания при нагревании     ZnO + 2HNO3→Zn(NO3)2 + H2O
разлагаются на оксид и воду:  2Al + 2NaOH + 6H2O →2Na[Al(OH)4] + 3H2
Cu(OH)2 → CuO + H2O (при нагревании)                                 2Al
+ 2NaOH + 2H2O
расплав 2NaAlО2 + 3H2
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    Кислые(гидросоли) - продукт            Основные
(гидроксосоли)                  Двойные - содержат      Смешанные
-                    Комплексные (нормальные) - продукт                     неполного
замещения                         -продукт неполного       два разных
металла и   содержат один металл [Cu(NH3)4]SO4 полного замещения   атомов водорода в
кислоте    замещения ОН-групп    один кислотный              и несколько
атомов водорода в                         на
металл                                                  основания на кислотный                      остаток                                        кислотных
остатков
кислоте на металл                           КHSO4                                                                                остаток                                                           КNaSO4                                                                                CaClBr
AlCl3                                                                                FeOHCl
1. Соли реагируют с кислотами                                                 Дополнительные

А ) новая соль выпадает в осадок                                                       2(NН4)2S+O2→2NH3+ S + Н2O,
AgNO3+HCl →AgCl↓ + HNO3            KNO3 + Pb = KNO2 + PbO (350–400 °C)
Образование кислой соли               KNO3 (конц.) + Pb (губка) + Н2O
= KNO2 +
Pb(OH)2
Na2SO4 + H2SO4→2NaHSO4                                                                                2KNO3 + СаО + SO2 = 2KNO2 + CaSO4 (300 °C)
Б) образуется газообразное
вещество
2HCl + Na2CO3→ 2NaCl + CO2↑ + H2O
2HCl + Na2S
→2NaCl + Н2S↑
В)
образуется кислота в осадке Na2Si O3 + 2HCl → H2Si O3↓ +NaCl
2 Соли при нагревании разлагаются                                            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| + ЗН2O (50–80 °C)
NH4NO2 →  N2 + 2H2O
 (NH4)2 Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O
3.  Взаимодействие с
кислотными оксидами. СО2
+ Na2SiO3 →Na2CO3  + SiO2
 Na2CO3  + SiO2
t
СО2 + Na2SiO3 4 соли основаниями  реагируют:
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
4.  Соли реагируют с
солями если новая соль
выпадает в осадок
 BaCl2 + K2SO4 →BaSO4 + 2 KCl
5.  Взаимодействие с
металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за
ним из раствора его
соли:  CuSO4 + Fe → Cu+
FeSO4
Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓
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)2→
CaCO3 + H2O 2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O
P2O5 + 6KOH → 2K3PO4 + 3H2O
3. кислотные оксиды
реагируют с  основными оксидами  SO3 + Na2O → Na2SO4
t
СaO + SiO2 ⃗¿→¿ CaSiO3.
Дополнительные уравнения
2ВаО
+ O2 (изб.) = 2ВаO2 пероксид бария (до 500 °C),

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 + 2H3PO4 → Fe3(PO4)2 + 3H2O
3.  основные оксиды реагируют с
кислотными
SO3 + Na2O → Na2SO4
t
СaO + SiO2 ⃗¿→¿ CaSiO3.

Амфотерные оксиды
1.  C водой не взаимодействуют.
2.  Взаимодействие с кислотными
оксидами с образованием солей при сплавлении (основные свойства): ZnO + SiO2 → ZnSiO3.
3.  Взаимодействие с кислотами с
образованием соли и воды    (основные свойства): ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O.
4.  Взаимодействие с растворами
и расплавами щелочей с образованием соли и воды (кислотные свойства):
 Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4],
AI2O3 + 2NaOH  сплавление
2NaAIO2 + H2O.
5.  Взаимодействие с основными
оксидами
(кислотные свойства):  AI2O3 + CaO  сплавление
Ca(AIO2)2
Сr2О3 + 2 NaОН = 2 NaСrО2 + Н2О↑, Сr2О3 + Nа2СО3 = 2 NaСrО2 + СО2↑,
Сr2О3 + 6 КНSО4 = Сr2(SО4)3 + 3 К2SО4 + 3 Н2О.
SO2 + С  –t°  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, CO,Н2
С образованием металла
 2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr
3С+ Cr2O3 = 3СО+ 2Cr
3СО+ Cr2O3 = 3СО2+ 2Cr
3Н2+ Cr2O3 = 3Н2О+ 2Cr

Тема
№16: «Первоначальные представления об органических веществах».
Обязательный минимум знаний.
Общие признаки органических веществ:
1.
Наличие углерода;
2.
Наличие в
молекулах только ковалентных связей; 3. Валентность углерода всегда равна
четырем.
Основные классы органических веществ.
1.
Предельные
углеводороды (алканы). Общая формула CnH2n+2. Важнейшие представители алканов:

Характерные реакции: замещение и окисление.
2.
Непредельные
углеводороды (алкены). Общая формула         CnH2n. Важнейшие представители:

Особенность строения: наличие двойной С-С связи.
Характерные реакции: присоединения и окисления.
3.
Непредельные
углеводороды (алкины). Общая формула         CnH2n-2. Важнейшие представители:

Особенность строения: наличие тройной С-С связи.
Характерные реакции: присоединения и окисления.
4.
Спирты. Общая
формула CnH2n+1ОН. Важнейшие представители:
                                         Формула                                                                Название
                                            CH3ОН                                                  Метанол
(метиловый спирт)
                                           C2H5ОН                                                     Этанол
(этиловый спирт)
                                         C3H5(ОН)3                                                                                Глицерин
5.
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).

с серной кислотой

( СО2, Н2О)

2.
горят с
образованием углекислого газа и воды
3.
разлагаются

СnH2n

4.
изомеризуются
с бутана (C4H10) связи в молекуле  все одинарные
сигма () непредельные этиленовые общая формула
суффикс ен двойная связь в молекуле сигма связи и одна пи (π ) связь химические свойства
непредельных этиленовых 1.вступают в реакции присоединения:
a.
с
галогенами( F2 ,Cl2 Br2 I2)
b.
с
галогеноводородами ( НF , НCl,  НBr,  НI)
c.
с водой (
Н2О)
2.
полимеризуются
3.
горят с образованием
углекислого газа и воды ( СО2, Н2О)

СnH2n-2

непредельные ацетиленовые  общая формула
суффикс ин   тройная связь в молекуле сигма связи и две пи (π ) связи химические свойства
непредельных ацетиленовых 1.вступают в реакции присоединения:
a.
с
галогенами( F2 ,Cl2 Br2 I2)
b.
с
галогеноводородами ( НF , НCl,  НBr,  НI)
c.
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;

щелочными
  металлами  (Na

,

K )

1.
замещения
с
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

CnH2n+1

Карбоновые кислоты ( RCOOH) СООН или СnH2nO2 имеется двойная связь между углеродом
и кислородом химические
свойства :
1.
с
основаниями( растворимыми и не растворимыми)
2.
с солями
a.
когда
кислота выпадает в осадок
b.
образуется
газообразное вещество
3.
с
активными металлами до водорода
4.
с
основными оксидами
5.
с
галогенами( F2 ,Cl2 Br2 I2) по радикалу

R-OH( CnH2n+1 OH)

6.
со
спиртами
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:
1.     Отстаивание (этим же методом можно разделить две
несмешивающиеся жидкости с помощью делительной воронки). Ускоряют отстаивание
центрифугированием;
2.     Фильтрование;
3.     Некоторые твердые смеси можно
разделить при помощи магнита (смесь железных и медных опилок, смесь железных
опилок и серы). Способы разделения однородных смесей:
1.     Выпаривание;
2.     Перегонка (дистилляция).
Некоторые
правила безопасной работы в химической лаборатории:
1.     При растворении серной кислоты нужно
вливать её тонкой струей в воду и перемешивать;
2.     При работе с растворами едких веществ
необходимо надевать защитные перчатки и очки;
3.     Воспламенившиеся ЛВЖ (нефть, спирт,
ацетон) необходимо тушить песком;
4.     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

Fe2+            1. Красная кровяная соль        1. Выпадение темно-синего
осадка.                        1. K++Fe2++(Fe(CN)6)3 → KFe(Fe(CN)6)↓
K3(Fe(CN)6)             2. Зеленоватый осадок,
который с              2. Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓ 2. Раствор щёлочи (ОН-)       течением времени буреет.
Ca2+            Пламя                                            Окраска
пламени становится равномерно       Не записываем.
кирпично-красной.
Fe3+            1. Желтая кровяная соль          1. Выпадение синего осадка.                                  1.
K++Fe3++(Fe(CN)64-=
                K4(Fe(CN)6);                                                                                =KFe(Fe(CN)6)↓
2.
роданид-ион SCN-;         2. Кроваво-красное окрашивание раствора.            2.
Не записываем
3.
раствор щелочи
(ОН-)   3. Выпадение бурого осадка.        3.
Fe3++3OH- = Fe(OH)3↓
Zn2+                                                                                Раствор щёлочи (ОН-)              Белый осадок, при избытке щёлочи           Zn2+ + 2 ОН- = Zn(OH)2↓
растворяется
Al3+                                                                                Раствор щёлочи (ОН-)              Белый желеобразный осадок, который при       Al3+ + 3OH-
= Al(OH)3↓ избытке щёлочи растворяется
Качественные реакции на анионы
Хлорид-ион              Cl-                                          +  Ag+ → AgCl↓ белый
творожистый осадок
Сульфат-ион           SO42-                                    +  Ba2+ → BaSO4↓ белый осадок
Карбонат-ион         CO32-                                   +  H+  → CO2↑+H2O выделение газа
 + Ca2+ → CaCO3↓  белый 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 = Ar∙n/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 F2 которых
степень окисления неМе не max)
Галогены (F2,                                   Ме, H2                                                                                -
Cl2, Br2)
                S                                              Ме,
H2                                             O2, галогены, H2SO4 (к),
HNO3(к)
N2 Ме (в обычных условиях
только с литией, с O2 (при температуре
электрической остальными – при нагревании), H2(при дуги), галогены.

    +
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
окислительновосстановительную 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.                                                                 Металлы
Перманганат калия (KMnO4)                                Водород
Манганат калия (K2MnO4)                                      Уголь
Оксид марганца (IV) (MnO2)                                   Окись углерода (II) (CO)
Дихромат калия (K2Cr2O7)                                      Сероводород (H2S)
Хромат калия (K2CrO4)                                             Оксид
серы (IV) (SO2)
Азотная кислота (HNO3)                                           Сернистая кислота
H2SO3 и ее соли
Серная кислота (H2SO4) конц.                                Галогеноводородные
кислоты и их соли
Оксид меди(II) (CuO)                                                Катионы
металлов в низших степенях
Оксид свинца(IV) (PbO2)                                            окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3
Оксид серебра (Ag2O)                                              Азотистая
кислота HNO2
Пероксид водорода (H2O2)                                     Аммиак
NH3
Хлорид железа(III) (FeCl3)                                       Гидразин NH2NH2
Бертоллетова соль (KClO3)                                      Оксид азота(II) (NO)
Анод при электролизе                                           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:
1.     Составить уравнение реакции, уравнять
его.
2.     По таблице растворимости определить в
правой части реакции осадок, обозначить его ↓.
3.     Рассчитать массу вещества в растворе
по формуле:

m(вещества) = m(раствора)∙ω.
4.     Рассчитать количество вещества по
формуле: n = m/M.
5.     По уравнению реакции определить
количество вещества того вещества, которое выпало в осадок.
6.     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.
1.     Составляем уравнение реакции: NaOH +
CuSO4 → Na2SO4
+ Cu(OH)2.
2.

По таблице растворимости
определяем, что в осадок выпадает гидроксид меди(II), тогда уравнение реакции
принимает вид:          NaOH + CuSO4
→ Na2SO4 + Cu(OH)2↓.
3.     Рассчитаем массу NaOH по формуле
m(вещества) = m(раствора)∙ω:
m(NaOH)=80г
∙ 0,05= 4г.
4.     Рассчитаем количество вещества NaOH
по формуле m = M∙n:
n(NaOH)=
4г/40г/моль=0,1моль.
5.     По уравнению реакции определяем (по
коэффициентам перед веществами), что n(Cu(OH)2)=1/2n(NaOH)→n(Cu(OH)2)=0,05моль.
6.     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:
1.     m = M∙n;   n = m/M.
2.     m(в-ва)=m(р-ра)∙ω;
m(р-ра)=m(в-ва)/ω.
3.     V=Vm∙n;   n=V/Vm.
4.     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.
5.     Это дает возможность учащимся:
6.     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.
7.     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.
8.     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.
9.     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.
10.Однако в
условиях недостатка времени не всегда удается провестиполноценную
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.
11.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.
12.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.
13.Эффективные
методы и формы подготовки обучающихся куспешной сдаче экзамена по химии:
14.
Бесплатные  On-line
тесты ГИА 9 класс
15.
Различные пособия для
подготовки к ОГЭ и ЕГЭ
16.
Интерактивные тесты на
http://nsportal.ru/
17.
Видеоуроки для подготовки
к ГИА.
18.Крайне
эффективной становится работа накануне экзамена. Онавыстраивается 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:
1.
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
2.
В.Н. Доронькин,
А.Г.  Бережная, Т.В. Саженева, В.А Февралева " Химия подготовка к
ОГЭ" 2016-2019 уч.г издательство " Легион"
3.
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.
4.
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.
5.
А.С Корощенко,
А.В. Купцова " ОГЭ химия 2017-2019 г"  издательство Москва АСТ

file_name: Межакова подготовка к ОГЭ по ХИМИИ (pdf.io).pdf


extracted_text:
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение
«Средняя общеобразовательная школа № 16 города Белово»
Рассмотрено  на заседании МО
художественноэстетического
курса.
Руководитель МО
___________/Н.КСеменова/
Протокол от 01.09.2018г. № 1
Согласовано на заседании
методического совета.
Председатель МС
____________/Н.Б. Таюшова/
Протокол от 01.09.2018г. № 1
Утверждено
приказом директора
МБОУ СОШ №16
 города Белово
________/Т.А. Шкуренко/
          от 01.09.2018г. № 1
КАЛЕНДАРНОТЕМАТИЧЕСКОЕ ПЛАНИРОВАНИЕ
по учебному предмету
 «Физическая культура»
для 1 «А», 1 «Б» классов
на 20182019 учебный год
Составитель: Остащенко Т.А.,
учитель физической культуры Пояснительная записка
Календарнотематическое   планирование   по   учебному   предмету
«Физическая   культура»   составлено   на   основе   Основной   образовательной
программы начального общего образования МБОУ СОШ № 16 города Белово.
На освоение данной программы в 1 классе отводится:
всего часов   99 часов,
в неделю   3 часа.
2 Плановые
1«А»
класс
сроки
1«Б
»
класс
Фактические
сроки
1 «А»
класс
1«Б»
класс
№
урока
Название раздела (темы)
Тема урока
Знания о физической культуре
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
1.Понятие о физической культуре
2.Основные способы передвижения человека
3.Возникновение физической культуры у древних людей
Способы физкультурной деятельности
1. Режим дня
2.Утренняя зарядка
3.Физкультминутки и физкультпаузы
4.Понятие правильной осанки
Физическое совершенствование
1. Оздоровительные формы занятий
2.Развитие физических качеств
3.Профилактика утомления
Общеразвивающие упражнения
1.  Инструктаж   по   ТБ  Основная   стойка.   Построение   в
колонну по одному и в шеренгу
2. Перестроение по звеньям
3. Размыкание на вытянутые в стороны руки
Колво часов
В разделе
3
4
3
5 14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
10
4. Повороты направо, налево
5. Команды «Класс, шагом марш!», «Класс, стой!»
Спортивнооздоровительная деятельность
1. Инструктаж по ТБ на занятиях легкой атлетикой
2 .Техника бега 30 м с низкого старта
3.Техника   бега   30   м   с   низкого   старта.
Подготовка   к   выполнению   нормативов
комплекса ГТО
4.Техника   бега   из   различных   и.п.
передвижение 600м
5. Техника высокого старта
6. Смешанное передвижение 1 км
7. Техника равномерного бега 3 мин
8. Броски мяча на дальность
9. Метание малого мяча в вертикальную цель
10. Метание малого мяча с места на дальность
  Смешанное
Спортивнооздоровительная деятельность
12
1.  Знакомство с подвижными играми «К своим флажкам»,
«Два мороза»
2.  Знакомство   с   подвижными   играми   «Класс,   смирно!»,
«Октябрята»
3.  Знакомство   с   подвижными   играми   «Метко   в   цель»,
«Погрузка арбузов»
4 29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
4.  Знакомство   с   подвижными   играми   «Через   кочки   и
пенечки», «Кто дальше бросит»
5. Знакомство с подвижной игрой «Кто дальше бросит»
6. Знакомство с подвижными играми «Волк во рву», «Посадка
картошки»
7.  Знакомство   с   подвижными   играми   «Капитаны»,
«Попрыгунчикиворобушки»
8.  Знакомство   с   подвижными   играми   «Пятнашки»,   «Два
мороза».
9.Знакомство с подвижными играми «Прыгающие воробуш
ки», «Зайцы в огороде»
10. Знакомство с подвижной игрой «Зайцы в огороде»
11. Знакомство с подвижными играми «Лисы и куры», «Точ
ный расчет»
12. Знакомство с подвижными играми «Удочка», «Компас»
Общеразвивающие упражнения
1. Перекаты в группировке, лежа на животе
2. Перекаты в группировке, лежа на животе.
Совершенствование
3. Перекаты в группировке из упора стоя на коленях
4. Перекаты в группировке из упора стоя на коленях
5. Упоры, седы, упражнения в группировке
6. Упоры, седы, упражнения в группировке.  Подготовка
к выполнению нормативов комплекса ГТО.
21
5 44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
7. Стойка на лопатках
8. Стойка на лопатках
9. Акробатическая комбинация
10. Акробатическая комбинация.  Подготовка к
выполнению нормативов комплекса ГТО
11. Опорный прыжок с разбега через гимнастического
козла
12. Опорный прыжок с разбега через гимнастического
козла
13. Ходьба по гимнастической скамейке. Перешагивание
через мячи
14. Ходьба по гимнастической скамейке. Перешагивание
через мячи
15. Ходьба по гимнастической скамейке.
Перешагивание через мячи
16. Ходьба по гимнастической скамейке. Перешагивание
через мячи. Контрольное выполнение
17. Подтягивания, лежа на животе на гимнастической
скамейке
18. Подтягивания, лежа на животе на гимнастической
скамейке
19. Гимнастическая полоса препятствий
20. Гимнастическая полоса препятствий
21. Передвижение в колонне по одному по указанным
ориентирам
6 59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
Спортивнооздоровительная деятельность
1. Техника одновременного одношажного хода
2. Техника одновременного одношажного хода
3. Техника одновременного одношажного хода
4. Техника попеременного двухшажного хода
5. Чередование лыжных ходов
6.   Прохождение   дистанции   до   1   км.    Подготовка   к
выполнению нормативов комплекса ГТО
7. Техника подъема «лесенкой»
8.Техника   подъема   «лесенкой».
выполнению нормативов комплекса ГТО
9. Техника спусков в высокой и низкой стойках
10.Техника торможения «плугом»
11.Техника передвижения с равномерной скоростью до
1,5 км
12.Техника передвижения с равномерной скоростью до
1,5 км. Контрольное выполнение
 Подготовка   к
Спортивнооздоровительная деятельность
1. Бросок мяча снизу на месте
2. Ловля мяча на месте
3. Ловля и броски мяча на месте
4. Знакомство с подвижной игрой «Передача мячей в колон
нах»
12
18
7 75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
5. Передача мяча снизу на месте
6. Передача мяча снизу на месте
7. Знакомство с подвижной игрой. Игра «Мяч соседу»
8. Знакомство с подвижной игрой «Гонка мячей по кругу»
9. Бросок мяча снизу на месте в щит
10. Знакомство с подвижной игрой «Передал  садись»
11. Знакомство с подвижной игрой «Выстрел в небо»
12. Ловля и передача мяча снизу на месте
13. Знакомство с подвижной игрой «Охотники и утки»
14. Знакомство с подвижной игрой «Круговая лапта»
15. Знакомство с подвижной игрой «Мяч в обруч»
16. Знакомство с подвижной игрой Игра «Мяч в обруч»
17.  Знакомство   с   подвижной   игрой   «Не   давай   мяча
водящему»
18. Знакомство с подвижной игрой «Не давай мяча
водящему»
Общеразвивающие упражнения
1.Техника бега 60 м с низкого старта
2.Техника бега 60 мс низкого старта
3.Техника челночный бега 3х10 м
4.Техника бега 5 мин.  Подготовка к выполнению
нормативов комплекса ГТО.
11
8 93
94
95
96
97
98
99
5.Прыжок в высоту способом «перешагивание»
6.Прыжок в высоту способом «перешагивание».
Подготовка к выполнению нормативов комплекса ГТО
7.Метание на дальность
8.Метание мяча на дальность и заданное расстояние
9.Метание мяча на дальность и заданное расстояние.
Подготовка к выполнению нормативов комплекса ГТО
10.Метание мяча в цель
11.Метание мяча в цель
Итого:
99
9 Колво
часов
Проведено
фактически
Четверть Класс
по
програм
ме
Час.
%
Прохождение программы
Контрольных
(практически
х) работ по
программе
Проведено
фактически
Час.
%
Отставание
(ч.)
Причина
I
II
III
IV
год
Учитель ______________  /________________________/
10 11 ЛИСТ РЕГИСТРАЦИИ ВНЕСЕННЫХ ИЗМЕНЕНИЙ
Описание внесенных изменений
Рукль МО
На основании приказа по МБОУ СОШ №16 г. Белово
Дата
09.02.1
9
от 07.02.2019 г. № 29
в связи с карантинными мероприятиями проведена

календарнотематического
корректировка
планирования.
Не проведено
Механизм устранения – объединение уроков:

12

file_name: КТП 1класс.docx

intro:
Физи́ческая культу́ра — сфера социальной деятельности, направленная на сохранение и укрепление здоровья, развитие психофизических способностей человека в процессе осознанной двигательной активности. Физи́ческая культу́ра — часть культуры, представляющая собой совокупность ценностей, норм и знаний, создаваемых и используемых обществом в целях физического и интеллектуального развития способностей человека, совершенствования его двигательной активности и формирования здорового образа жизни, социальной адаптации путем физического воспитания, физической подготовки и физического развития (в соответствии с Федеральным законом Российской Федерации от 4 декабря 2007 г. N 329-ФЗ «О физической культуре и спорте в Российской Федерации»).

Основными показателями состояния физической культуры в обществе являются:

уровень здоровья и физического развития людей;
степень использования физической культуры в сфере воспитания и образования, в производстве и быту.

физическая культура

group: Дисциплины

title: КАЛЕНДАРНО-ТЕМАТИЧЕСКОЕ ПЛАНИРОВАНИЕ по учебному предмету  «Физическая культура» для 1 «А», 1 «Б» классов на 2018-2019 учебный год