Dla kogo są te testy?

Materiały te przeznaczone są dla studentów przygotowujących się do j OGE-2018 z chemii. Mogą być również wykorzystywane do samokontroli podczas nauki kurs szkolny chemia. Każda poświęcona jest konkretnemu tematowi, z którym dziewiątoklasista spotka się na egzaminie. Numer testu to numer odpowiedniego zadania w formularzu OGE.

Jak organizowane są testy tematyczne?

Czy na tej stronie będą publikowane inne testy tematyczne?

Niewątpliwie! Planuję umieścić testy na 23 tematy po 10 zadań w każdym. Czekać na dalsze informacje!

Co jeszcze jest na tej stronie dla osób przygotowujących się do OGE-2018 z chemii?

Czy czujesz, że czegoś brakuje? Chcesz rozwinąć niektóre sekcje? Potrzebujesz nowych treści? Coś trzeba poprawić? Czy znalazłeś jakieś błędy?

Powodzenia wszystkim przygotowującym się do OGE i USE!

Chemia. Nowy kompletny przewodnik dotyczący przygotowań do OGE. Miedwiediew Yu.N.

M.: 2017. - 320 s.

Nowy podręcznik zawiera cały materiał teoretyczny z zakresu chemii wymagany do zdania głównego egzaminu państwowego w klasie IX. Obejmuje wszystkie elementy treści, sprawdzone materiałami kontrolno-pomiarowymi, oraz pomaga uogólnić i usystematyzować wiedzę i umiejętności dla przebiegu szkoły ponadgimnazjalnej (pełnej). Materiał teoretyczny przedstawiony jest w zwięzłej i przystępnej formie. Każdemu tematowi towarzyszą przykłady zadań testowych. Zadania praktyczne odpowiadają formatowi OGE. Odpowiedzi do testów znajdują się na końcu instrukcji. Podręcznik skierowany jest do uczniów i nauczycieli.

Format: pdf

Rozmiar: 4,2 MB

Obejrzyj, pobierz:dysk.google

TREŚĆ
Od autora 10
1.1. Struktura atomu. Struktura powłok elektronowych atomów pierwszych 20 elementów układu okresowego D.I. Mendelejewa 12
Jądro atomu. Nukleony. izotopy 12
Powłoki elektroniczne 15
Konfiguracje elektronowe atomów 20
Zadania 27
1.2. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew.
Fizyczne znaczenie numeru seryjnego pierwiastka chemicznego 33
1.2.1. Grupy i okresy układu okresowego 35
1.2.2. Wzorce zmian właściwości pierwiastków i ich związków w związku z pozycją w układzie okresowym pierwiastków chemicznych 37
Zmiana właściwości elementów w głównych podgrupach. 37
Zmiana właściwości pierwiastka według okresu 39
Zadania 44
1.3. Struktura cząsteczek. wiązanie chemiczne: kowalencyjne (polarne i niepolarne), jonowe, metaliczne 52
Wiązanie kowalencyjne 52
Wiązanie jonowe 57
Połączenie metalowe 59
Zadania 60
1.4. Wartościowość pierwiastków chemicznych.
Stopień utlenienia pierwiastków chemicznych 63
Zadania 71
1.5. Czyste substancje i mieszanki 74
Zadania 81
1.6. Proste i złożone substancje.
Główne zajęcia substancje nieorganiczne.
nazewnictwo nie związki organiczne 85
Tlenki 87
Wodorotlenki 90
Kwasy 92
Sole 95
Zadania 97
2.1. Reakcje chemiczne. Warunki i oznaki reakcji chemicznych. Chemiczny
równania. Zachowanie masy substancji w reakcje chemiczne 101
Zadania 104
2.2. Klasyfikacja reakcji chemicznych
z różnych powodów: liczba i skład substancji wyjściowych i otrzymywanych, zmiany stopni utlenienia pierwiastków chemicznych,
pochłanianie i uwalnianie energii 107
Klasyfikacja według liczby i składu odczynników i substancji końcowych 107
Klasyfikacja reakcji ze względu na zmianę stopnia utlenienia pierwiastków chemicznych HO
Klasyfikacja reakcji wg efekt termiczny 111
Zadania 112
2.3. Elektrolity i nieelektrolity.
Kationy i aniony 116
2.4. Dysocjacja elektrolityczna kwasów, zasad i soli (średnia) 116
Dysocjacja elektrolityczna kwasów 119
Dysocjacja elektrolityczna zasad 119
Dysocjacja elektrolityczna soli 120
Dysocjacja elektrolityczna wodorotlenków amfoterycznych 121
Zadania 122
2.5. Reakcje wymiany jonowej i warunki ich realizacji 125
Przykłady pisania zredukowanych równań jonowych 125
Warunki realizacji reakcji wymiany jonowej 127
Zadania 128
2.6. Reakcje redoks.
Utleniacze i reduktory 133
Klasyfikacja reakcji redoks 134
Typowe czynniki redukujące i utleniające 135
Dobór współczynników w równaniach reakcji redoks 136
Zadania 138
3.1. Właściwości chemiczne proste substancje 143
3.1.1. Właściwości chemiczne substancji prostych - metale: metale alkaliczne i ziem alkalicznych, aluminium, żelazo 143
Metale alkaliczne 143
Metale ziem alkalicznych 145
aluminium 147
Żelazo 149
Zadania 152
3.1.2. Właściwości chemiczne substancji prostych - niemetale: wodór, tlen, halogeny, siarka, azot, fosfor,
węgiel, krzem 158
wodór 158
tlen 160
Halogeny 162
Siarka 167
Azot 169
Fosfor 170
Węgiel i krzem 172
Zadania 175
3.2. Właściwości chemiczne substancji złożonych 178
3.2.1. Właściwości chemiczne tlenków: zasadowe, amfoteryczne, kwaśne 178
Tlenki zasadowe 178
Tlenki kwasowe 179
Tlenki amfoteryczne 180
Zadania 181
3.2.2. Właściwości chemiczne zasad 187
Zadania 189
3.2.3. Właściwości chemiczne kwasów 193
Ogólne właściwości kwasów 194
Specyficzne właściwości kwasu siarkowego 196
Specyficzne właściwości kwas azotowy 197
Specyficzne właściwości kwasu fosforowego 198
Zadania 199
3.2.4. Właściwości chemiczne soli (średnie) 204
Zadania 209
3.3. Związek różnych klas substancji nieorganicznych 212
Zadania 214
3.4. Wstępne informacje o materia organiczna 219
Główne klasy związków organicznych 221
Podstawy teorii budowy związków organicznych ... 223
3.4.1. Węglowodory graniczne i nienasycone: metan, etan, etylen, acetylen 226
Metan i etan 226
Etylen i acetylen 229
Zadania 232
3.4.2. Substancje zawierające tlen: alkohole (metanol, etanol, gliceryna), kwasy karboksylowe (octowy i stearynowy) 234
Alkohole 234
Kwasy karboksylowe 237
Zadania 239
4.1. Zasady bezpiecznej pracy w laboratorium szkolnym 242
Zasady bezpiecznej pracy w laboratorium szkolnym. 242
Szkło laboratoryjne i sprzęt 245
Rozdzielanie mieszanin i oczyszczanie substancji 248
Przygotowanie roztworów 250
Zadania 253
4.2. Określanie charakteru środowiska roztworów kwasów i zasad za pomocą wskaźników.
Jakościowe reakcje na jony w roztworze (jony chlorkowe, siarczanowe, węglanowe) 257
Określenie charakteru środowiska roztworów kwasów i zasad za pomocą wskaźników 257
Jakościowe reakcje na jony
w rozwiązaniu 262
Zadania 263
4.3. Reakcje jakościowe na substancje gazowe (tlen, wodór, dwutlenek węgla, amoniak).

Pozyskiwanie substancji gazowych 268
Jakościowe reakcje na substancje gazowe 273
Zadania 274
4.4. Wykonywanie obliczeń na podstawie wzorów i równań reakcji 276
4.4.1. Obliczanie udziału masowego pierwiastka chemicznego w substancji 276
Zadania 277
4.4.2. Obliczanie udziału masowego substancji rozpuszczonej w roztworze 279
Zadania 280
4.4.3. Obliczanie ilości substancji, masy lub objętości substancji na podstawie ilości substancji, masy lub objętości jednego z odczynników
lub produkty reakcji 281
Obliczanie ilości substancji 282
Obliczanie masy 286
Obliczanie objętości 288
Zadania 293
Informacje o dwóch modele egzaminu OGE z chemii 296
Instrukcja wykonania zadania eksperymentalnego 296
Próbki zadań eksperymentalnych 298
Odpowiedzi do zadań 301
Aplikacje 310
Tabela rozpuszczalności substancji nieorganicznych w wodzie 310
Elektroujemność pierwiastków s i p 311
Szereg napięciowy elektrochemiczny metali 311
Niektóre z najważniejszych stałych fizycznych 312
Przedrostki w tworzeniu jednostek wielokrotnych i podwielokrotnych 312
Konfiguracje elektronowe atomów 313
Najważniejsze wskaźniki kwasowo-zasadowe 318
Struktura geometryczna cząstek nieorganicznych 319

Zadanie 1. Budowa atomu. Struktura powłok elektronowych atomów pierwszych 20 elementów układu okresowego DIMendeleeva.

Zadanie 2. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew.

Zadanie 3.Struktura cząsteczek. Wiązanie chemiczne: kowalencyjne (polarne i niepolarne), jonowe, metaliczne.

Zadanie 4.

Zadanie 5. Substancje proste i złożone. Główne klasy substancji nieorganicznych. Nomenklatura związków nieorganicznych.

Pobierać:

Zapowiedź:

Ćwiczenie 1

Struktura atomu. Struktura powłok elektronowych atomów pierwszych 20 elementów układu okresowego DIMendeleeva.

Jak określić liczbę elektronów, protonów i neutronów w atomie?

1. Liczba elektronów jest równa numerowi seryjnemu i liczbie protonów.
2. Liczba neutronów jest równa różnicy między liczbą masową a numerem seryjnym.

Fizyczne znaczenie numeru seryjnego, numeru okresu i numeru grupy.

1. Numer seryjny jest równa liczbie protony i elektrony, ładunek jądra.
2. Liczba grupy A jest równa liczbie elektronów na warstwie zewnętrznej (elektrony walencyjne).

Maksymalna liczba elektronów w poziomach.

Maksymalną liczbę elektronów na poziomach określa wzór N= 2 n 2 .

Poziom 1 - 2 elektrony, Poziom 2 - 8, Poziom 3 - 18, Poziom 4 - 32 elektrony.

Cechy wypełnienia powłok elektronowych w grupach pierwiastków A i B.

Dla pierwiastków A - grupy wypełniają elektrony walencyjne (zewnętrzne). ostatnia warstwa, podczas gdy elementy grup B mają zewnętrzną warstwę elektronową i częściowo przed zewnętrzną warstwę.

Stopnie utlenienia pierwiastków w wyższych tlenkach i lotnych związkach wodoru.

Budowa powłok elektronowych jonów.

Kationy mają mniej elektronów na ładunek, aniony mają więcej elektronów na ładunek.

Na przykład:

około 0 - 20 elektronów, Ca2+ - 18 elektronów;

S0 – 16 elektronów, S 2- - 18 elektronów.

izotopy.

Izotopy to odmiany atomów tego samego pierwiastka chemicznego, które mają taką samą liczbę elektronów i protonów, ale różne masy atomowe ( inny numer neutrony).

Na przykład:

Upewnij się, że jesteś w stanie zgodnie z tabelą D.I. Mendelejewa w celu określenia struktury powłok elektronowych atomów pierwszych 20 pierwiastków.

Zapowiedź:

http://mirhim.ucoz.ru

2. B 1.

Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew

Wzorce zmian właściwości chemiczne pierwiastki i ich związki w związku z pozycją w układ okresowy pierwiastki chemiczne.

Fizyczne znaczenie numeru seryjnego, numeru okresu i numeru grupy.

Liczba atomowa (szeregowa) pierwiastka chemicznego jest równa liczbie protonów i elektronów, ładunkowi jądra.

Numer okresu jest równy liczbie wypełnionych warstw elektronowych.

Numer grupy (A) jest równy liczbie elektronów w warstwie zewnętrznej (elektrony walencyjne).

Zapowiedź:

http://mirhim.ucoz.ru

4

Stopień utlenienia i wartościowość pierwiastków chemicznych.

Stan utlenienia- warunkowy ładunek atomu w związku, obliczony przy założeniu, że wszystkie wiązania w tym związku są jonowe (tj. wszystkie wiążące pary elektronów są całkowicie przesunięte do atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego).

Zasady określania stopnia utlenienia pierwiastka w związku:

• WIĘC. wolnych atomów i substancji prostych jest równa zeru.
• Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w złożonej substancji wynosi zero.
• Metale mają tylko dodatnie S.O.
• WIĘC. atomy metale alkaliczne(grupa I(A)) +1.
• WIĘC. atomy metali ziem alkalicznych (grupa II (A)) + 2.
• WIĘC. atomy boru, aluminium +3.
• WIĘC. atomy wodoru +1 (w wodorkach metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych -1).
• WIĘC. atomy tlenu -2 (wyjątki: w nadtlenkach -1, w Z 2 +2 ).
• WIĘC. atomy fluoru są zawsze -1.
• Stopień utlenienia jonu jednoatomowego pokrywa się z ładunkiem jonu.
• Wyższe (maksymalne, dodatnie) S.O. element jest równy numerowi grupy. Zasada ta nie dotyczy pierwiastków drugorzędnej podgrupy pierwszej grupy, których stopnie utlenienia zwykle przekraczają +1, a także pierwiastków drugorzędnej podgrupy grupy VIII. Nie pokazuj też ich wyższe stopnie utlenianie równe numerowi grupy, pierwiastki tlen i fluor.
• Najniższy (minimalny, ujemny) S.O. dla elementów niemetalowych określa wzór: numer grupy -8.

* WIĘC. – stopień utlenienia

Wartościowość atomuto zdolność atomu do tworzenia określonej liczby wiązań chemicznych z innymi atomami. Walencja nie ma znaku.

Elektrony walencyjne znajdują się na zewnętrznej warstwie pierwiastków grup A, na warstwie zewnętrznej d - podpoziomie przedostatniej warstwy pierwiastków grup B.

Wartościowości niektórych pierwiastków (oznaczone cyframi rzymskimi).

Przykłady wyznaczania wartościowości i S.O. atomy w związkach:

Zapowiedź:

A3. Struktura cząsteczek. Wiązanie chemiczne: kowalencyjne (polarne i niepolarne), jonowe, metaliczne.

Wiązanie chemiczne to siła oddziaływania między atomami lub grupami atomów, prowadząca do powstania cząsteczek, jonów, wolnych rodników, a także jonowych, atomowych i metalicznych sieci krystalicznych.

wiązanie kowalencyjneWiązanie powstaje między atomami o tej samej elektroujemności lub między atomami o niewielkiej różnicy wartości elektroujemności.

kowalencyjne nie wiązanie polarne utworzone między atomami identycznych pierwiastków - niemetali. Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane powstaje, gdy substancja jest prosta, np. O2, H2, N2.

Między atomami różnych pierwiastków - niemetali powstaje kowalencyjne wiązanie polarne.

Kowalencyjne wiązanie polarne powstaje, jeśli substancja jest złożona, na przykład SO 3, H20, HC1, NH3.

Wiązanie kowalencyjne klasyfikuje się według mechanizmów powstawania:

mechanizm wymiany (ze względu na wspólne pary elektronów);

donor-akceptor (atom - donor ma wolną parę elektronów i przekazuje ją do wspólnego użytku z innym atomem - akceptorem, który ma wolny orbital). Przykłady: jon amonowy NH 4 + , tlenek węgla WSPÓŁ.

Wiązanie jonowe powstaje między atomami o bardzo różnej elektroujemności. Z reguły, gdy łączą się atomy metali i niemetali. Jest to połączenie między przeciwnie zakażonymi jonami.

Im większa różnica między EO atomów, tym bardziej jonowe wiązanie.

Przykłady: tlenki, halogenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, wszystkie sole (w tym sole amonowe), wszystkie zasady.

Zasady określania elektroujemności zgodnie z układem okresowym:

1) od lewej do prawej w okresie i od dołu do góry w grupie, elektroujemność atomów wzrasta;

2) najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor, ponieważ gazy obojętne mają pełny poziom zewnętrzny i nie mają tendencji do oddawania ani przyjmowania elektronów;

3) atomy niemetali są zawsze bardziej elektroujemne niż atomy metali;

4) wodór ma niską elektroujemność, chociaż znajduje się na górze układu okresowego.

połączenie metalowe- powstaje między atomami metali dzięki swobodnym elektronom utrzymującym dodatnio naładowane jony w sieci krystalicznej. Jest to wiązanie między dodatnio naładowanymi jonami metali i elektronami.

Substancje o budowie molekularnejmają molekularną sieć krystaliczną,struktura niemolekularna- atomowa, jonowa lub metaliczna sieć krystaliczna.

Rodzaje sieci krystalicznych:

1) jądrowy kryształowa komórka: powstają w substancjach z kowalencyjnym wiązaniem polarnym i niespolaryzowanym (C, S, Si), atomy znajdują się w miejscach sieci, substancje te są najtwardsze i najbardziej ogniotrwałe z natury;

2) molekularna sieć krystaliczna: utworzona w substancjach z kowalencyjnymi wiązaniami polarnymi i kowalencyjnymi niespolaryzowanymi, cząsteczki znajdują się w węzłach sieci, substancje te mają niską twardość, topliwość i lotność;

3) jonowa sieć krystaliczna: powstaje w substancjach z wiązaniem jonowym, w węzłach sieci znajdują się jony, substancje te są stałe, ogniotrwałe, nielotne, ale w mniejszym stopniu niż substancje z siecią atomową;

4) metalowa sieć krystaliczna: utworzona w substancjach z wiązaniem metalicznym, substancje te mają przewodnictwo cieplne, przewodnictwo elektryczne, plastyczność i metaliczny połysk.

Zapowiedź:

http://mirhim.ucoz.ru

A5. Substancje proste i złożone. Główne klasy substancji nieorganicznych. Nomenklatura związków nieorganicznych.

Substancje proste i złożone.

Substancje proste składają się z atomów jednego pierwiastka chemicznego (wodór H 2, azot N2 , żelazo Fe itp.), substancje złożone - atomy dwóch lub więcej pierwiastków chemicznych (woda H 2 O - składa się z dwóch pierwiastków (wodór, tlen), kwas siarkowy H 2 WIĘC 4 - utworzone przez atomy trzech pierwiastków chemicznych (wodór, siarka, tlen)).

Główne klasy substancji nieorganicznych, nomenklatura.

tlenki - substancje złożone składające się z dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2.

Nazewnictwo tlenków

Nazwy tlenków składają się ze słów „tlenek” i nazwy pierwiastka w przypadek dopełniacza(podając w nawiasach stopień utlenienia pierwiastka cyframi rzymskimi): CuO - tlenek miedzi(II), N 2 O 5 - tlenek azotu (V).

Charakter tlenków:

Tlenki zasadowe tworzą typowe metale z C.O. +1, +2 (Li 2 O, MgO, CaO, CuO itp.). Podstawowe tlenki nazywane są tlenkami, które odpowiadają zasadom.

Tlenki kwasowetworzą niemetale z S.O. więcej niż +2 i metale z S.O. +5 do +7 (SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2, SiO 2, CrO 3 i Mn 2 O 7 ). Kwaśne tlenki nazywane są tlenkami, które odpowiadają kwasom.

Tlenki amfoteryczneutworzone przez metale amfoteryczne z S.O. +2, +3, +4 (BeO, Kr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 , GeO 2 , SnO 2 i RIO). Amfoteryczne to tlenki wykazujące dwoistość chemiczną.

Tlenki nietworzące soli– tlenki niemetali z С.О.+1,+2 (СО, NO, N 2O, SiO).

podstawy ( zasadowe wodorotlenki) - Związki, z których się składa

Jon metalu (lub jon amonowy) i grupa hydroksylowa (-OH).

Podstawowa nomenklatura

Po słowie „wodorotlenek” należy wskazać pierwiastek i jego stopień utlenienia (jeżeli pierwiastek wykazuje stały stopień utlenienia, można go pominąć):

KOH – wodorotlenek potasu

Cr(OH) 2 – wodorotlenek chromu(II).

Podstawy są klasyfikowane:

1) w zależności od ich rozpuszczalności w wodzie zasady dzielą się na rozpuszczalne (zasady i NH 4 OH) i nierozpuszczalne (wszystkie inne zasady);

2) w zależności od stopnia dysocjacji zasady dzielą się na mocne (zasady) i słabe (wszystkie pozostałe).

3) przez kwasowość, tj. w zależności od liczby grup hydroksylowych, które można zastąpić resztami kwasowymi: jeden kwas (NaOH), dwa kwasy, trzy kwasy.

Wodorotlenki kwasowe (kwasy)- substancje złożone, które składają się z atomów wodoru i reszty kwasowej.

Kwasy są klasyfikowane:

a) zgodnie z zawartością atomów tlenu w cząsteczce - na beztlenowe (Н C l) i utlenione (H 2SO4);

b) przez zasadowość, tj. liczba atomów wodoru, które można zastąpić metalem - jednozasadowy (HCN), dwuzasadowy (H 2S) itp.;

c) przez wytrzymałość elektrolityczną - na mocne i słabe. Najczęściej stosowanymi mocnymi kwasami są rozcieńczone wodne roztwory HCl, HBr, HI, HNO 3, H2S, HC104.

Wodorotlenki amfoteryczneutworzone przez pierwiastki o właściwościach amfoterycznych.

sól - substancje złożone utworzone przez atomy metali połączone z resztami kwasowymi.

Średnie (normalne) sole- siarczek żelaza(III).

Sole kwasów - atomy wodoru w kwasie są częściowo zastąpione atomami metali. Otrzymuje się je przez zobojętnienie zasady nadmiarem kwasu. Aby poprawnie nazwać kwaśna sól, konieczne jest dodanie przedrostka hydro- lub dihydro- do nazwy zwykłej soli, w zależności od liczby atomów wodoru, które tworzą sól kwasową.

Na przykład KHCO 3 – wodorowęglan potasu, KH 2PO4 - dwuwodorofosforan potasu

Należy pamiętać, że sole kwasów mogą tworzyć dwa lub więcej kwasów zasadowych, zarówno zawierających tlen, jak i beztlenowych.

Sole zasadowe - grupy hydroksylowe zasady (OH− ) są częściowo zastąpione resztami kwasowymi. Nazwać sól zasadowa, konieczne jest dodanie przedrostka hydroksy- lub dihydroksy- do nazwy zwykłej soli, w zależności od liczby grup OH- tworzących sól.

Na przykład (CuOH) 2 CO 3 - wodorowęglan miedzi (II).

Należy pamiętać, że sole zasadowe mogą tworzyć tylko zasady zawierające w swoim składzie dwie lub więcej grup hydroksylowych.

podwójne sole - w ich składzie są dwa różne kationy, otrzymuje się je przez krystalizację z mieszanego roztworu soli z różnymi kationami, ale tymi samymi anionami.

sole mieszane - w ich składzie są dwa różne aniony.

Sole hydratowe ( krystaliczne hydraty ) - zawierają cząsteczki krystalizacjiwoda . Przykład: Na2SO4 · 10H2O.

Dla uczniów, którzy planują w przyszłości opanować zawód związany z chemią, OGE z tego przedmiotu jest bardzo ważny. Jeśli chcesz się przebadać najlepsze oszacowanie natychmiast przystąpić do przygotowań. Najlepszy wynik w wykonaniu pracy to 34. Wskaźniki tego egzaminu można wykorzystać przy wysyłaniu do zajęcia specjalistyczne Liceum. Jednocześnie minimalny limit wskaźnika według punktów w tym przypadku wynosi 23.

Jakie są opcje

OGE z chemii, podobnie jak w poprzednich latach, obejmuje teorię i praktykę. Za pomocą zadań teoretycznych sprawdzają, jak chłopcy i dziewczęta znają podstawowe wzory i definicje chemii organicznej i nieorganicznej oraz jak je zastosować w praktyce. Druga część ma na celu sprawdzenie zdolności dzieci w wieku szkolnym do przeprowadzania reakcji typu redoks i wymiany jonowej, aby mieć pojęcie o masach molowych i objętościach substancji.

Dlaczego testowanie jest konieczne

OGE 2019 z chemii wymaga poważnego przygotowania, gdyż tematyka jest dość skomplikowana. Wielu już zapomniało o teorii, być może źle ją zrozumieli, a bez niej nie można poprawnie rozwiązać praktycznej części zadania.

Warto poświęcić czas na trening już teraz, aby w przyszłości pokazać przyzwoity wynik. Dziś uczniowie mają doskonałą okazję, aby ocenić swoje siły, rozwiązując ubiegłoroczne prawdziwe testy. Bez kosztów - możesz bezpłatnie skorzystać z wiedzy szkolnej i zrozumieć, jak będzie przebiegał egzamin. Studenci będą mogli nie tylko powtórzyć omówiony materiał i zaliczyć część praktyczną, ale także poczuć atmosferę prawdziwych sprawdzianów.

Wygodny i wydajny

Świetną okazją jest przygotowanie się do OGE bezpośrednio przy komputerze. Wystarczy nacisnąć przycisk Start i zacząć przechodzić testy online. Jest to bardzo skuteczne i może zastąpić korepetycje. Dla wygody wszystkie zadania są pogrupowane według numerów biletów iw pełni odpowiadają zadaniom rzeczywistym, ponieważ pochodzą ze strony internetowej Federalnego Instytutu Pomiarów Pedagogicznych.

Jeśli nie jesteś pewien swoich umiejętności, boisz się zbliżających się testów, masz luki w teorii, nie wykonałeś wystarczającej liczby zadań eksperymentalnych, włącz komputer i zacznij się przygotowywać. Życzymy sukcesów i najwyższych ocen!

■ Czy mamy gwarancję, że po zajęciach z Państwem zdamy maturę z chemii z wymaganą oceną?

ponad 80% dziewiątoklasiści, którzy zdali razem ze mną pełny kurs przygotowując się do OGE i regularnie odrabiając prace domowe, zdali ten egzamin doskonale! I to pomimo tego, że jeszcze 7-8 miesięcy przed egzaminem wielu z nich nie pamiętało wzoru kwasu siarkowego i myliło tablicę rozpuszczalności z układem okresowym!

■ Już styczeń, znajomość chemii - na zero. Czy jest już za późno, czy jest jeszcze szansa na zaliczenie OGE?

Jest szansa, ale pod warunkiem, że student jest gotowy do pracy na poważnie! Nie szokuje mnie poziom zerowy wiedza. Ponadto, większość Dziewiątoklasiści przygotowują się do OGE. Ale musisz zrozumieć, że cuda się nie zdarzają. Bez aktywnej pracy ucznia wiedza „sama” nie zmieści się w głowie.

■ Przygotowanie do OGE z chemii - czy to bardzo trudne?

Przede wszystkim jest bardzo ciekawy! OGE z Chemii nie mogę nazwać egzaminem trudnym: oferowane zadania są dość standardowe, zakres tematyczny znany, kryteria oceny „przejrzyste” i logiczne.

■ Jak przebiega egzamin OGE z chemii?

Istnieją dwa opcja OG: z częścią doświadczalną i bez. W pierwszej wersji studentom oferowane są 23 zadania, z których dwa są powiązane praktyczna praca. Na wykonanie zadania masz 140 minut. W drugim wariancie w ciągu 120 minut należy rozwiązać 22 zadania. 19 zadań wymaga tylko krótkiej odpowiedzi, reszta wymaga szczegółowego rozwiązania.

■ Jak (technicznie) mogę zapisać się na zajęcia?

Bardzo prosta!

1. Zadzwoń do mnie na telefon: 8-903-280-81-91 . Można dzwonić każdego dnia do godziny 23.00.
2. Umówimy się na pierwsze spotkanie w celu wstępnego sprawdzenia i ustalenia poziomu grupy.
3. Sam wybierasz dogodny dla siebie termin zajęć oraz wielkość grupy (lekcje indywidualne, zajęcia w parach, mini-grupy).
4. Wszystko, o wyznaczonej godzinie, zaczyna się praca.

Powodzenia!

Lub możesz po prostu skorzystać z tej strony.

■ Jak najlepiej się przygotować: w grupie czy indywidualnie?

Obie opcje mają swoje zalety i wady. Zajęcia w grupach są optymalne pod względem stosunku ceny do jakości. Lekcje indywidualne pozwalają na bardziej elastyczny grafik, dokładniejsze „dopasowanie” kursu do potrzeb konkretnego ucznia. Po wstępnych testach polecam najlepsza opcja ale ostateczny wybór należy do Ciebie!

■ Czy odwiedzasz uczniów w domach?

Tak, wyjeżdżam. Do dowolnej dzielnicy Moskwy (w tym obszarów poza obwodnicą Moskwy) i na przedmieścia Moskwy. W domu uczniowie mogą prowadzić nie tylko zajęcia indywidualne, ale również grupowe.

■ I mieszkamy daleko od Moskwy. Co robić?

Ćwicz zdalnie. Skype jest nasz najlepszy pomocnik. Zajęcia zdalne nie różnią się niczym od zajęć stacjonarnych: ta sama metodologia, ta sama materiały edukacyjne. Mój login: repetytor2000. Skontaktuj się z nami! Zróbmy lekcję próbną - zobaczysz jakie to proste!

■ Kiedy mogą rozpocząć się zajęcia?

Zasadniczo w dowolnym momencie. Idealna opcja- rok przed egzaminem. Ale nawet jeśli do OGE pozostało kilka miesięcy, skontaktuj się z nami! Być może są jeszcze wolne "okienka" i mogę zaproponować Ci kurs intensywny. Zadzwoń: 8-903-280-81-91!

■ Czy dobre przygotowanie do OGE pomyślnie zdanie egzaminu z chemii w jedenastej klasie?

Nie gwarantuje tego, ale bardzo się do tego przyczynia. Podstawy chemii kładzie się właśnie w klasach 8-9. Jeśli uczeń dobrze opanuje podstawowe działy chemii, dużo łatwiej będzie mu uczyć się w liceum i przygotować do egzaminu. Jeśli planujesz aplikować na uniwersytet wysoki poziom wymagań z chemii (Moskiewski Uniwersytet Państwowy, wiodące uczelnie medyczne), przygotowanie powinno rozpocząć się nie rok przed egzaminem, ale już w klasach 8-9!

■ Jak bardzo OGE-2019 w chemii będzie się różnić od OGE-2018?

Nie planuje się żadnych zmian. Istnieją dwie wersje egzaminu: z częścią praktyczną lub bez. Liczba zadań, ich tematyka oraz system oceniania pozostają takie same jak w 2018 roku.