Химия ОГЭ 2026 — все самое полезное для подготовки

💬 (0)

26.09.2025

Навигатор подготовки к ОГЭ 2026 по химии. На этой странице вы найдёте материалы к экзамену, которые будут полезны каждому. Именно они помогут вам сдать экзамен на желаемые баллы! 

Мы хотим структурировать всё то, на что вы можете наткнуться, занявшись подготовкой к ОГЭ. Здесь будет собрано всё-всё самое нужное: авторские лекции и конспекты, шпаргалки, практикумы от экспертов, учебную литературу и статьи, ссылки на лучшие ресурсы для подготовки.  Химия - без изменений структуры и содержания КИМ в 2026.

Первое, с чем нужно ознакомиться: 

• Демоверсия ОГЭ 2026 по химии 
• СтатГрад ОГЭ по химии
• Реальные варианты ОГЭ
• Теоретические основы для подготовки к ОГЭ - скачать

Классные ресурсы для подготовки к ОГЭ

• stepenin.ru/tasks/9-lines - База заданий ОГЭ по химии от stepenin.ru
• ФИПИ Открытый банк заданий ОГЭ  Химия - ОФИЦИАЛЬНЫЙ сайт, там найдете демоверсии, задания, кодификаторы и другие официальные полезные документы.
• Практические тесты и задания сайт Дмитрия Гущина - по сути это открытый банк заданий.
• Вся теория для ОГЭ по химии от "Экзамер"
• Практические задания от "Экзамер"

ВСЕ задачи для ОГЭ по химии: как научиться решать без ошибок?

Теоретические основы для подготовки к ОГЭ 2026 по химии

• Вся теория для подготовки к ОГЭ по химии - скачать 

№ 1. Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева.

1. Порядковый номер элемента численно равен заряду ядра его атома, числу протонов в ядре N и общему числу электронов в атоме.
2. Число электронов на последнем (внешнем) слое определяется по номеру группы химического элемента.
3. Число электронных слоев в атоме равно номеру периода.
4. Массовое число атома A (равно относительной атомной массе, округленной до целого числа) - это суммарное количество протонов и нейтронов.
5. Количество нейтронов N определяют по разности массового числа А и числа протонов Z.
6. Изотопы – атомы одного химического элемента, имеющие в ядре одинаковое число протонов, но разное число нейтронов, т.е. одинаковый заряд ядра, но разную атомную массу.

№ 2, 16. Периодический закон Д.И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов.

Характеристика	По периоду (слева направо →)	По группе (сверху вниз ↓)
Заряд ядра Число электронных слоев Число валентных электронов	Возрастает Не изменяется Возрастает	Возрастает Возрастает Не изменяется
Радиусы атомов Металлические свойства Восстановительные свойства Основные свойства оксидов и гидроксидов	Убывают	Возрастают
Электроотрицательность Неметаллические свойства Окислительные свойства Кислотные свойства оксидов и гидроксидов	Возрастают	Убывают

№ 3. Строение молекул. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая.

1. Ковалентная неполярная связь образуется между одинаковыми атомами неметаллов (то есть, с одинаковым значением электроотрицательности).
2. Ковалентная полярная связь образуется между атомами разных неметаллов (с разным значением электроотрицательности).
3. Ионная связь образуется между атомами типичных металлов и неметаллов и в солях аммония! (NH₄Cl, NH₄NO₃ и т.д.)
4. Металлическая связь - в металлах и сплавах.

Длина связи и её прочность. Чем меньше длина связи, тем связь прочнее. Длина связи определяется:

1. радиусом атомов элементов: чем больше радиусы атомов, тем больше длина связи;
2. кратностью связи (одинарная длиннее, чем двойная).

№ 4, 14, 20. Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительные реакции. Электронный баланс.

1. Степень окисления (С.О.) – условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные.

Правила подсчета степени окисления:

• Степень окисления элемента в составе простого вещества принимается равной нулю; если вещество в атомарном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю.
• Ряд элементов проявляют в соединениях постоянную степень (пример фтор (-1), щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы, бериллий, магний и цинк (+2), алюминий (+3)).
• Кислород, как правило, проявляет степень окисления -2 (исключения: пероксид водорода Н₂О₂(-1) и фторид кислорода OF₂ (+2)).
• Водород в соединениях с металлами (в гидридах) проявляет степень окисления -1; в остальных случаях как правило, +1(кроме SiH₄, B₂H₆).
• Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле должна быть равной нулю, а в сложном ионе – заряду этого иона.

2. Окислитель принимает электроны, происходит процесс восстановления. С.О. элемента при этом уменьшается.
3. Восстановитель отдает электроны, происходит процесс окисления. С.О. элемента возрастает.
4. Валентностью называют число химических связей, которые образует атом в химическом соединении. Часто значение валентности совпадает численно со значением степени окисления.

Различия в значениях степени окисления и валентности
Степень окисления	Валентность
Простые вещества O20   H20   N20   F20   Cl20   Br20   I20	O2II   H2I   N2III   F2I   Cl2I   Br2I   I2I
Соединения азота HN+5O3 N2+5O5 N-3H4Cl	HNIVO3 N2IVO5 NIVH4Cl (в ионе аммония)

Правила расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса:

1. Составить схему реакции.

Al + HCl → AlCl₃ + H₂

2. Определить С.О. всех элементов, участвовавших в ОВР, и записать значения С.О. над знаками элементов (пишут сначала знак «+» или «-», а затем величину С.О.!!!!!).

Al⁰ + H⁺¹Cl^-1 → Al⁺³Cl₃^-1 + H₂⁰

3. Подчеркнуть элементы, изменившие С.О. в ходе реакции.

Al⁰ + H⁺¹Cl^-1 → Al⁺³Cl₃^-1 + H₂⁰

4. Составить схемы изменения С.О. для каждого элемента.

Al⁰          → Al⁺³

H⁺¹         → H₂⁰

5. Уравнять число таких атомов с помощью коэффициентов.

Al⁰          → Al⁺³

2H⁺¹         → H₂⁰

6. Уравнять заряды (из-за разностей С.О. заряды отличаются) путём прибавления или вычитания электронов.

Al⁰  – 3 ē → Al⁺³

2H⁺¹  + 2 ē → H₂⁰

7. Определить элемент-окислитель и элемент-восстановитель.

Al⁰  – 3 ē → Al⁺³      - восстановитель, окисляется

2H⁺¹  + 2 ē → H₂⁰    - окислитель, восстанавливается

8. Уравнять число отданных и принятых электронов (через наименьшее общее кратное), т.е. составить электронный баланс.

Al0  – 3 ē → Al+3	6	х 2
2H+1  + 2 ē → H20		х 3

1. Определить коэффициенты в уравнении.

2Al +6HCl → 2AlCl₃  + 3H₂

№ 5. Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений.

1. Простые вещества образованы атомами только одного какого-либо элемента. Na, O₃, S₈, Cl₂.
2. Сложные вещества – вещества, в состав которых входят атомы различных химических элементов.
3. Кислоты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток: HCl, H₃РO₄
4. Основания – сложные вещества, в состав которых входят ионы металла и гидроксид-ионы ОН^- : NaOH, Ca(OH)₂
5. Соли средние – сложные вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотных остатков (CaCO₃). В составе кислых солей есть еще атом(-ы) водорода (Ca(HCO₃)₂). В составе основных солей – гидроксид-ионы ((CuOH)₂CO₃).
6. Оксиды – сложные вещества, в состав которых входят атомы двух элементов, один из которых обязательно кислород в степени окисления (-2). Оксиды классифицируются на солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие.

Основные оксиды	Амфотерные оксиды	Кислотные оксиды
Их образуют химические элементы
металлы со степенями окисления +1 и +2	металлы со степенями окисления +3, + 4 и Zn+2, Al+3, Be+2	1.     неметаллы 2.     металлы со степенями окисления +5, +6, +7

№ 6. Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях. Классификация химических реакций по различным признакам: количеству и составу исходных и полученных веществ, изменению степеней окисления химических элементов, поглощению и выделению тепла.

1. Химические реакции – явления, при которых из одних веществ образуются другие вещества.
2. Признаки протекания химической реакции – выделение света и тепла, образование осадка, газа, появление запаха, изменение цвета.
3. Сохранение массы веществ при химических реакциях.

Сумма коэффициентов в уравнении реакции: Fe +2HCl = FeCl₂ +Н₂     (1+2+1+1=5)

4. Классификация химических реакций.

По числу и составу исходных и полученных веществ различают реакции:

• Соединения А+В = АВ
• Разложения АВ = А+ В
• Замещения А + ВС = АС + В
• Обмена АВ + СD = AD + CB

Реакции обмена между кислотами и основаниями – реакции нейтрализации.

По изменению степеней окисления химических элементов:

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

• Если в реакции участвует простое вещество – это всегда ОВР!!!
• Реакции замещения – это всегда ОВР!!!

Не окислительно-восстановительные реакции, в процессе которых не происходит изменения степеней окисления химических элементов.

• Реакции обмена всегда не ОВР!!!

По поглощению и выделению энергии:

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

По направлению процесса: обратимые и необратимые.

По наличию катализатора: каталитические и некаталитические.

№ 7. Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних).

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

Электролиты	Неэлектролиты
Растворимые кислоты, основания и соли	Оксиды, простые вещества, большинство органических веществ, НР кислоты, основания и соли

1. Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуется только катионы Н⁺. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
2. Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуется только гидроксид-анионы ОН^-. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
3. Соли средние – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Средние соли диссоциируют нацело.
4. Катионы имеют положительный заряд; анионы – отрицательный.
5. Диссоциация описывается уравнением диссоциации.
6. Существуют сильные и слабые электролиты (по степени диссоциации)

№ 8. Реакции ионного обмена и условия их осуществления.

1. Реакции с участием электролитов, протекающие в растворах (вещества находятся в виде ионов), называются ионными.
2. Реакции ионного обмена идут до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество, например вода.
3. В ионных уравнениях вещества-электролиты записывают в виде ионов, в неизменном виде надо оставлять формулы неэлектролитов, нерастворимых веществ, слабых электролитов, газов.

Правила составления ионных уравнений:

• составить молекулярное уравнение реакции (коэффициенты!);
• проверить возможность протекания реакции;
• отметить вещества (подчеркнуть), которые будут записываться в молекулярном виде (простые вещества, оксиды, газы, нерастворимые вещества, слабые электролиты);
• записать полное ионное уравнение реакции;
• вычеркнуть из левой и правой части одинаковые ионы;
• переписать сокращённое ионное уравнение.

№ 9, 19. Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов.

1. Металлы – вещества, образованные элементами-металлами. Обладают сходными физическими свойствами.
2. Неметаллы – вещества, образованные элементами-неметаллами. Обладают различными физическими свойствами, для них характерно явление аллотропии.

и

Активные (Me*): Li , Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra.	Средней активности	Неактивные Cu, Hg, Ag, Au, Pt
1. +H2O→ Me*OH +H2 (н.у.) 2.+ неметаллы (но!   2Na+O2 →Na2O2 пероксид натрия) 3.+ кислоты	1.+ Н2О (t0) →MeO +H2 2.+ неметаллы (кроме N2) 3. +кислоты 4. + соль(раств.), если Ме более акт., чем в соли 5. Ме1+Ме2О (если Ме1=Мg, Al)	1. (только Cu,Hg) + О2  (при t0)  2. (только Cu,Hg) + Cl2    (при t0) 3. + соль(раств.), если Ме более акт., чем в соли

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

Исключение составляют  HNO₃ (конц, разбавл.), H₂SO₄ (конц.)

• HNO₃ (конц.), H₂SO₄ (конц.) пассивируют Fe, Al, Сr (при н.у.)
• Cu,Hg, Ag восстанавливают кислоты до следующих продуктов:

Ме (Cu,Hg, Ag )  +	HNO3 конц,	→ МеNO3  + NO2 +H2O
	HNO3 разбавл.	→ МеNO3  + NO +H2O
	H2SO4конц.	→ МеSO4 +  SO2 +H2O

Химические свойства неметаллов

Неметаллы реагируют с металлами и между собой.

1) H₂+Ca →CaH₂

2) N₂+ 3Ca → Ca₃N₂

3) N₂+ O₂ ↔ 2NO

4) S + O₂ → SO₂

5) N₂+ 3H₂ →  2NH₃

6) 2P + 3Cl₂ →  2PCl₃ или 2P + 5Cl₂ →  2PCl₅

Свойства галогенов можно объединить:

1) реагируют со щелочами:

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O (в холодном растворе)

3Cl₂ + 6NaOH → NaCl + 5NaClO₃ + H₂O (в горячем растворе)

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

Cl₂ + 2KBr →Br₂ + 2KCl, но Br₂ + KCl  ≠

3) 2F₂ + O₂ → 2O⁺²F₂ (фторид кислорода)

4) Запомнить: 2Fe + 3Cl₂ →  2Fe⁺³Cl₃    и   Fe + 2HCl →  Fe⁺²Cl₂ + H₂

Окислительные свойства галогенов усиливаются по группе снизу вверх.

№ 10, 19. Химические свойства оксидов: оснόвных, амфотерных, кислотных.

Обозначим активные металлы (Me*): щелочные и щелочно-земельные

Металлы, образующие амфотерные соединения, обозначим Ме^А (Zn²⁺, Be²⁺, Al³⁺, Fe³⁺)

Э – элементы-неметаллы и металлы в высокой степени окисления.

Основные		Амфотерные	Кислотные
Me*O	MeO	MeAO	ЭО
1.+ Н2О 2. + кислоты (НCI и др.) 3.+ЭО 4.+ MeAO 5.+ MeAOН	1. + кислоты (НCI и др.) 2. +восстановители:  С, СО, Н2, Al 3. + ЭO	1.+ кислоты (НCI и др.) 2.+ Me*O 3.+ Me*OН 4. +восстановители: С, СО, Н2, Al 5. ZnO + ЭO	1.+ Н2О 2. +  Me*O      +MgO     +ZnO 3.+ Me*OН 4. ЭОнелетуч + соль → ЭОлетуч.↑+ соль

№ 11, 19. Химические свойства оснований. Химические свойства кислот.

Химические свойства КИСЛОТ

Химические свойства ОСНОВАНИЙ

1. Взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды: CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O ZnO+2HNO3=Zn(NO3)2+H2O 2. Взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): NaOH + HCl(разб.) = NaCl + H2O Zn(OH)2+H2SO4=ZnSO4+2H2O 3. Взаимодействуют с солями А) если выпадает осадок или выделяется газ: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl CuS+ H2SO4 = CuSO4 + H2S↑ Б) сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей (если в реакционной системе мало воды): 2KNO3(тв.)+ H2SO4(конц.) = K2SO4+ 2HNO3 4. С металлами: А) металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты HNO3 любой концентрации и концентрированной серной кислоты H2SO4) Б) с азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе (см. свойства металлов)

1. Все основания взаимодействуют с кислотами (см. свойства кислот).   2. Щелочи взаимодействуют А) с солями если выделяется газ или образуется осадок: NH4Cl + KOH = KCl + NH3↑ + H2O Ni(NO3)3 + 3NaOH = Ni(OH)3↓ + 3NaNO3     Б) С амфотерными и кислотными оксидами: 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O 2NaOH + Al2O3 +3H2O= 2Na[Al(OH)4]   3. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании: 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

№ 12, 19. Химические свойства солей (средних).

Химические свойства СОЛЕЙ:

1. Соль _раств. + Соль _раств.→ если образуется ↓
2. Соль _раств. + основание _раств.→ если образуется ↓или ↑(NH₃)
3. Соль_. + кислота_.→ если образуется ↓или ↑
4. Соль _раств. + Ме → если Ме более активен, чем в соли, но не Ме*
5. Карбонаты, сульфиты образуют кислые соли

               CаCO₃ + CO₂ +Н₂О → Cа(НCO₃)₂

6. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

А) Карбонаты, сульфиты и силикаты (кроме щелочных металлов)     CuCO₃=CuO+CO₂↑

Б) Нитраты (разных металлов разлагаются по-разному) 

активные (кроме Li): Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra и Mg	to MeNO3→MeNO2 + O2
Li + металлы средней акт. + Cu	MeNO3 → MeO + NO2 + O2
металлы неактивные, кроме Cu	MeNO3 → Me + NO2 + O2

В) Соли аммония разлагаются с образованием газообразных продуктов:

NH₄NO₃  → N₂O↑ + 2H₂O                                NH₄NO₂ → N₂↑ + 2H₂O

№ 13. Чистые вещества и смеси. Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Человек в мире веществ, материалов и химических реакций. Проблемы безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни. Разделение смесей и очистка веществ. Приготовление растворов. Химическое загрязнение окружающей среды и его последствия.

Чистые вещества и смеси.

• Чистое вещество имеет определенный постоянный состав или структуру, физические свойства (соль, сахар).
• Смесь – это система, состоящая из двух и более компонентов (чистых веществ).
• Вещества в смесях сохраняют свои свойства, поэтому смеси можно разделить, используя различия в этих свойствах.
• Смеси могут быть однородными (нельзя обнаружить частицы веществ даже вооруженным глазом) и неоднородными.

Разделить смеси можно, используя их физические свойства:

• Железо, сталь притягиваются магнитом, остальные вещества – нет.
• Песок и др. нерастворим в воде.
• Измельченная сера, опилки всплывают на поверхность воды.
• Несмешивающиеся жидкости можно разделить с помощью делительной воронки.
• Однородную смесь жидкостей разделяют дистилляцией.

Некоторые правила безопасной работы в лаборатории:

• Работать с едкими веществами надо в перчатках.
• Получение таких газов, как SO₂, Cl₂, NO₂, NH₃ надо проводить только под тягой.
• Нельзя нагревать легковоспламеняющиеся вещества на открытом огне.
• При нагревании жидкости в пробирке, надо сначала прогреть всю пробирку и держать ее под углом 30-45⁰ C.

Правила безопасности при работе с бытовой химией:

• Применять химические товары нужно, используя индивидуальные средства защиты - повязку и перчатки.
• «Химию» необходимо применять только по назначению.
• Химическую продукцию нельзя подвергать воздействию прямых солнечных лучей или открытого пламени.
• При использовании бытовой химии рекомендации по дозировке и периодичности применения являются обязательными к соблюдению.
• Химические средства с просроченным сроком годности категорически запрещено использовать.
• Не оставляйте бытовую химию без присмотра или в доступном для детей месте.
• Не храните бытовую химию в открытом виде.
• Не используйте и не храните бытовую химию в непосредственной близости с пищевыми продуктами.

Проблемы химического загрязнения планеты. Некоторые из этих проблем:

• Кислотные осадки (SO₂, NO₂, CO₂)
• Парниковый эффект (CH₄, CO₂)
• Общее загрязнение атмосферы, воды, почвы (соли Pb²⁺, Cd²⁺, Cu²⁺, Hg²⁺ и чистая ртуть)
• Озоновая дыра (фреоны)
• Радиоактивное загрязнение.

№ 15. Вычисление массовой доли химического элемента в веществе.

Массовая доля химического элемента в общей массе соединений равна отношению массы данного элемента к массе всего соединения (выражают в долях единицы или в процентах).

ω = n Ar(элемента) / Mr(вещества)(×100%);   где n – число атомов элемента (индекс)

Для бинарных соединений вычисляют по формуле долю одного из элементов, доля второго элемента рассчитывается путем вычитания из 100% массовой доли первого элемента.

Если вещество состоит из трех элементов, то по формуле рассчитывают значения массовых долей двух элементов, а массовую долю третьего – вычитанием из 100% известных двух.

№ 17. Первоначальные сведения об органических веществах: предельных и непредельных углеводородах (метане, этане, этилене, ацетилене) и кислородсодержащих веществах: спиртах (метаноле, этаноле, глицерине), карбоновых кислотах (уксусной и стеариновой). Биологически важные вещества: белки, жиры, углеводы.

1. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ – химия, изучающая соединения С, кроме оксидов, угольной кислоты и ее солей.
2. ОСОБЕННОСТИ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ:

• Содержат углерод.
• Горят и (или) разлагаются с образованием углеродсодержащих продуктов.
• Связи в молекулах органических веществ ковалентные.
• Миллионное количество.
• Многообразие благодаря явлению изомерии органических соединений.

3. ИЗОМЕРЫ - вещества, имеющие качественный и количественный состав, но обладающие различными свойствами.
4. ГОМОЛОГИ – вещества сходные по строению и химическим свойствам и отличающиеся друг от друга на одну или несколько групп – СН₂ –.
5. РАДИКАЛ – частица, образованная в результате гомолитического разрыва связи С – Н в молекуле углеводорода.
6. УГЛЕВОДОРОДЫ

7. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ.

Углеводородный радикал соединен с ФУНКЦИОНАЛЬНОЙ группой (определяет отношение к классу веществ и отвечает за химические свойства).

№ 18. Определение характера среды раствора кислот и щелочей с помощью индикаторов. Качественные реакции на ионы в растворе (хлорид-, сульфат-, карбонат-ионы, ион аммония). Получение газообразных веществ. Качественные реакции на газообразные вещества (кислород, водород, углекислый газ, аммиак).

Индикаторы – вещества, меняющие цвет в присутствии кислот и щелочей.

Индикатор	Среда
	Кислая	Нейтральная	Щелочная
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Метиловый оранжевый	Розовый	Оранжевый	Желтый
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый

Качественные реакции на ионы в растворе.

Ион	Ион для определения (пример вещества)	Наблюдения
Сl-	Ag+ (AgNO3)	Образуется творожистый белый осадок, нерастворимый в азотной кислоте.
Br-		Образуется желтоватый осадок
I-		Образуется желтый осадок
PO43-		Образуется желтый осадок
SO42-	Ba2+ (Ba(NO3)2)	Выпадает молочно-белый осадок, нерастворимый ни в кислотах, ни в щелочах
CO32-	H+  (HCl)	Бурное выделение газа СО2
NH4+	OH-  (NaOH)	Появление запаха NH3
Fe2+		Зеленоватый осадок↓, буреющий на воздухе
Fe3+		Бурый осадок↓
Cu2+		Голубой ↓гелеобразный
Al3+		Белый ↓ гелеобразный, в избытке щелочи растворяется
Zn2+
Ca2+	CO32- (Na2CO3)	Белый осадок CaCO3

Получение газов.

№ 21. Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе. Вычисление количества вещества, массы или объема вещества по количеству вещества, массе или объему одного из реагентов или продуктов реакции.

№ 22 (23). Химические свойства простых веществ. Химические свойства сложных веществ. Взаимосвязь различных классов неорганических веществ. Реакции ионного обмена и условия их осуществления.

Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Получение и изучение свойств основных классов неорганических веществ.

Алгоритм выполнения задания.

1. Составить цепочку взаимных превращений веществ, отражая генетическую связь.

Для составления цепочки превращений целесообразно отталкиваться от формулы вещества, которое необходимо получить («начать с конца»). Затем подобрать в списке исходных веществ то, которое могло бы являться «родоначальником» цепочки. Проанализировать, какие вещества способны к взаимодействию с предполагаемым исходным веществом. Причем, продукт этого взаимодействия мог бы послужить реагентом для получения конечного продукта.

2. Записать соответствующие уравнения реакций, расставить в них коэффициенты, указать тип реакций, условия их протекания (например, выделение газа или выпадение осадка).
3. В произвольной форме охарактеризовать (записать) вещества-реагенты и вещества-продукты реакции (класс веществ) и указать признаки реакций.
4. Составить сокращенное ионное уравнение в соответствии с заданием.

5. Провести эксперимент в лаборатории, комментируя свои действия

Источники:

1. www.fipi.ru - Официальный сайт ФИПИ (Федеральный институт педагогических измерений) 
2. vk.com/russian_100 - Сообщество ЕГЭ 100 баллов - для подготовки к ЕГЭ
3. www.stepenin.ru - Подготовка К ЕГЭ, ОГЭ по химии