Химические свойства основных оксидов

1 Взаимодействие с водой (оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов):

Na₂O + H₂O = 2NaOH

2 Взаимодействие с кислотами:

ВаО + H₂SO₄ = BaSO₄ + H₂O

3 Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами:

CaO + SO₂ = CaSO₃

K₂O + ZnO = K₂ZnO₂

4 Участие в ОВР.

Амфотерные оксиды – оксиды таких металлов как Zn, Al, Be (ZnO, Al₂O₃, BeO) и ряда переходных металлов в промежуточной степени окисления +3, +4 (Fe₂O₃, Cr₂O₃).

Химические свойства амфотерных оксидов

1 Взаимодействие с кислотами:

ZnО + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

2 Взаимодействие со щелочами:

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] – в водном растворе;

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O – в расплаве.

3 Взаимодействие с кислотными и оснόвными оксидами:

ZnO + SO₂ = ZnSO₃

ZnO + Na₂O = Na₂ZnO₂

 

Основания – сложные вещества, состоящие из катионов металла или аммония и гидроксогрупп.

По растворимости могут быть растворимыми (щелочи: NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ и др.) и нерастворимыми (Mg(OH)₂, Fe(OH)₃ и др.).

Основания, соответствующие амфотерным оксидам, обладают амфотерными свойствами (Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃ и др.).

По числу групп ОН основания классифицируются на одно- (NH₄OH, KOH) и многокислотные (Ba(OH)₂, Al(OH)₃ и др.).

 

Общие способы получения оснований

1 Взаимодействие оснόвных оксидов (щелочных и щёлочноземельных металлов) с водой:

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

2 Взаимодействие щелочей с растворимыми солями, если в результате образуется нерастворимое вещество:

2NaOH + Cu(NO₃)₂ = Cu(OH)₂¯+ 2NaNO₃

Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaOH

3 Электролиз водных растворов некоторых солей:

2NaCl + 2H₂O = H₂ + Cl₂ + 2NaOH

4 Взаимодействие щелочных и щёлочноземельных металлов с водой:

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂↑

Химические свойства оснований

1 Важнейшее свойство оснований – взаимодействие их с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + 2H₂O

2 Взаимодействие оснований с кислотными и амфотерными оксидами:

Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃)₂

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

2NaOH + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ + H₂O

3 Взаимодействие щелочей с металлами, проявляющими амфотерные свойства:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­

4 Взаимодействие растворимых оснований (щелочей) с солями, приводящее к образованию нерастворимого соединения:

3KOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃¯ + 3KCl

Ba(OH)₂ + Na₂CO₃ = BaCO₃↓ + 2NaOH

5 Разложение нерастворимых оснований при нагревании:

Cu(OH)₂↓ = CuO + H₂O

Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.

По составу кислотного остатка кислоты классифицируют на кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃) и бескислородные (HCl, H₂S, HCN), по числу атомов водорода – на одно- (HF, HCl, HCNS) и многоосновные (H₂CO₃, H₃PO₄).

Общие способы получения кислот

1 Бескислородные кислоты получают прямым взаимодействием простых веществ между собой:

H₂ + Cl₂ = 2HCl

2 Кислородсодержащие кислоты получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

3 Кислоты можно получить обменным взаимодействием их солей с другими кислотами:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

2NaCl_(тв.) + H₂SO_4(конц.) = Na₂SO₄ + 2HCl­

 

Химические свойства кислот

1 Важнейшее свойство кислот – взаимодействие их с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

3HNO₃ + Fe(OH)₃ = Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

2 Взаимодействие с оснớвными и амфотерными оксидами:

H₂SO₄ + CaO= CaSO₄ + H₂O

2HCl + ZnO = ZnCl₂ + H₂O

3 Разбавленные водные растворы кислот взаимодействуют с металлами, расположенными в ряду напряжений (ряду активности) левее водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

4 Взаимодействие с солями, в результате которого образуются летучие или нерастворимые соединения:

2HCl + CaCO₃= CaCl₂ + CO₂­+ H₂O

H₂SO₄ + BaCl₂= BaSO₄¯+2HCl

Соли – сложные вещества, являющиеся продуктами полного или частичного замещения атомов водорода в кислотах на атомы металлов (аммония) или продуктами полного или частичного замещения гидроксогрупп в основаниях на кислотный остаток.

Соли классифицируют на средние (Na₂SO₄, KNO₃), кислые (NaHCO₃, KH₂PO₄), оснớвные (MgOHCl, Al(OH)₂NO₃), двойные (KFeSO₄), комплексные (K₄[Fe(CN)₆]).

Способы получения солей

1 Взаимодействие простых веществ:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2 Взаимодействие металлов, находящихся в ряду напряжений левее водорода, с водными растворами кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

3 Взаимодействие более активных металлов с растворами или расплавами солей менее активных металлов:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

4 Взаимодействие металлов, проявляющих амфотерные свойства, с растворами щелочей:

Zn + 2H₂O + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­

5 Взаимодействие кислотного оксида с основаниями:

CO₂ + NaOH = NaHCO₃ или

CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

6 Взаимодействие оснớвного оксида с кислотами:

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

7 Взаимодействие кислотных и основных оксидов:

CO₂+ BaO = BaCO₃

8 Взаимодействие некоторых амфотерных оксидов с кислотными оксидами:

ZnO + N₂O₅ = Zn(NO₃)₂

9 Взаимодействие амфотерных и оснớвных оксидов (сплавление):

Al₂O₃ + MgO = Mg(AlO₂)₂ (при 1600 ˚С)

10 Взаимодействие кислот и оснований (реакция нейтрализации):

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

H₃PO₄ + NH₄OH = NH₄H₂PO₄ + H₂O

11 Взаимодействие соли с кислотой, в результате которого образуется нерастворимое или летучее вещество:

AgNO₃ + HCl = AgCl¯ + HNO₃

FeS + H₂SO₄ = H₂S↑ + FeSO₄

12 Взаимодействие растворимой соли со щёлочью, в результате которого образуется нерастворимое соединение:

MgCl₂ + 2KOH = Mg(OH)₂¯ + 2KCl

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃↓ + 2NaOH

13 Взаимодействие растворимых солей друг с другом, в результате которого образуется нерастворимое соединение:

3AgNO₃ + Na₃PO₄ = Ag₃PO₄¯ + 3NaNO₃

14 Вытеснение более активным неметаллом менее активного из его солей:

Br₂ + 2KI = I₂ + 2KBr

15 Окисление (или восстановление) некоторых солей:

2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃

Na₂SO₃ + O₂ = Na₂SO₄

2FeCl₃ + Cu = 2FeCl₂ + CuCl₂

Химические свойства солей

1Взаимодействие растворов или расплавов солей менее активных металлов с более активными металлами:

Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓

2 Взаимодействие соли с кислотой, в результате которого образуется нерастворимое или летучее вещество:

AgNO₃ + HBr = AgBr¯ + HNO₃

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S↑

3 Взаимодействие растворимой соли с растворимым основанием, в результате которого образуется нерастворимое соединение:

CuCl₂ + 2KOH = Cu(OH)₂¯ + 2KCl

K₂CO₃ + Ba(OH)₂ = BaCO₃↓ + 2KOH

4 Взаимодействие растворимых солей друг с другом, в результате которого образуется нерастворимое соединение:

Na₂CO₃ + Ca(NO₃)₂ = CaCO₃¯ + 2NaNO₃

5 Разложение солей при нагревании:

Fe₂(SO₄)₃ = Fe₂O₃ + 3SO₃

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂↑

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑

6 Гидролиз некоторых солей:

(NH₄)₂CO₃ + H₂O = 2NH₄OH + CO₂

MgCl₂ + H₂O = MgOHCl + HCl

Na₂CO₃ + H₂O = NaHCO₃ + NaOH

7 Участие в ОВР по кислотному остатку:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

2NaNO₂ + O₂ = 2NaNO₃

Na₂SO₃ + H₂O + Cl₂ = Na₂SO₄ + 2HCl

 

Степенью окисления называется условный заряд на атоме химического элемента, вычисленный исходя из предположения, что все его связи с соседними атомами – ионные, то есть электронные пары полностью смещены в сторону атомов с большей электроотрицательностью.

Атомы химических элементов могут иметь различные степени окисления в зависимости от того, в состав каких веществ они входят. В любом простом веществе степень окисления его атомов равна нулю. В соединениях элементы главных подгрупп 1-й и 2-й групп имеют степени окисления +1 и +2 соответственно, алюминий всегда имеет степень окисления +3, цинк +2, фтор –1, кислород –2 (за исключением пероксидов и F₂O), водород +1 (за исключением гидридов металлов). Максимальная положительная степень окисления равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе; наименьшая отрицательная степень окисления (в названиях бинарных соединений это отражается суффиксом –ИД равна (8 – номер группы). В тех случаях, когда степень окисления элемента может иметь разные значения в различных соединениях, ее вычисляют исходя из требования: сумма положительных зарядов в молекуле должна быть равна сумме отрицательных зарядов в молекуле, то есть молекула должна быть электронейтральной. Как составлять уравнение электронейтральности и вычислять степень окисления, понять нетрудно, если внимательно разобраться в приводимых примерах.

а)

б)

в)

 

По известным значениям степеней окисления составляют формулы химических соединений. Для этого записывают значения степеней окисления отдельных элементов и подбирают индексы таким образом, чтобы молекула оставалась электронейтральной; в формулах неорганических соединений индексы должны быть по возможности наименьшими.

Пример 1. Составить формулы оксида алюминия, фосфида алюминия и сульфата железа (III).

Пример 2. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакции взаимодействия в растворах: а) AgNO₃ и K₂CrO₄; б) NaOH и H₂SO₄; в) CaCO₃ и HCl. Укажите признаки необратимости этих реакций. К какому типу реакций они относятся?

Решение

По схеме классов неорганических соединений (рис. 1.1) определим тип каждой реакции:

а) AgNO₃ и K₂CrO₄– две соли, между которыми возможна реакция обмена;

б) NaOH – основание, H₂SO₄ – кислота. Эти соединения имеют противоположную химическую природу. В результате взаимодействия между ними образуется соль. Тип реакции – реакция нейтрализации.

в) CaCO₃ – соль, HCl – кислота. Между ними происходит реакция обмена.

Составляем молекулярные уравнения данных реакций:

а) 2Ag⁺N⁺⁵O^–2₃ + K⁺₂Cr⁺⁶O^–2₄ = Ag⁺₂Cr⁺⁶O^–2₄¯ + 2K⁺N⁺⁵O^–2₃

б) 2Na⁺O^–2H⁺ + H⁺₂SO^–2₄ = 2H⁺₂O^–2 + Na⁺₂SO^–2₄

в) Ca⁺²C⁺⁴O^–2₃ + 2H⁺Cl^– = Ca⁺²Cl^–₂ + H⁺₂O^–2 + C⁺⁴O^–2₂­

 

Так как в этих реакциях не происходит изменения степени окисления элементов, то такие реакции – реакции ионного обмена. Подбор коэффициентов в уравнениях реакций осуществляется в соответствии с законом сохранения массы, то есть число атомов каждого элемента до и после реакции должно быть одинаковым.

Напомним, что реакции протекают необратимо, если один из продуктов реакции удаляется из области взаимодействия. В результате протекания данных реакций происходит связывание ионов с образованием осадка (Ag₂CrO₄¯, табл. 1.1), малодиссоциирующего соединения (H₂O) и газа (CO₂), то есть выполняются условия необратимости реакций.

Составляем ионные уравнения для этих реакций, указав условия их необратимости:

а) 2Ag⁺ + 2NO^–₃ + 2K⁺ + CrO^2–₄ = Ag₂CrO₄¯ + 2K⁺ + 2NO^–₃

2Ag⁺ + CrO^2–₄ = Ag₂CrO₄¯

б) 2Na⁺ + 2OH^– + 2H⁺ + SO^2–₄ = 2H₂O + 2Na⁺ + SO^2–₄

OH^– + H⁺ = H₂O

в) CaCO₃ + 2H⁺ + 2Cl^– = Ca²⁺ + 2Cl^– + H₂O + CO₂­

CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂­

 

Особое место среди классов химических соединений занимает группа амфотерных соединений. Их химическое поведение имеет двойственный характер. При взаимодействии с соединениями кислотного характера амфолиты проявляют оснόвные свойства, а при взаимодействии с оснόвными соединениями – кислотные свойства.

Пример 3. К раствору хлорида алюминия добавили гидроксид натрия. Образовавшийся осадок разделили на две части. К одной добавили избыток NaOH, а к другой HNO₃. Запишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах.

Решение

С помощью рис. 1 находим, что NaOH относится к классу оснований, а AlCl – к классу солей, между соединениями этих классов возможна реакция обмена:

AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃¯ + 3NaCl

Al³⁺ + 3Cl^– + 3Na⁺ + 3OH^– = Al(OH)₃¯ + 3Na⁺ + 3Cl^–

Al³⁺ + 3OH^– = Al(OH)₃¯

Гидроксид алюминия относится к амфолитам. При взаимодействии гидроксида алюминия с избытком гидроксида натрия Al(OH)₃ проявляет кислотные свойства:

Al(OH)₃¯ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Al(OH)₃¯ + Na⁺ + OH^– Á Na⁺ + [Al(OH)₄] ^–

Al(OH)₃¯ + OH^– Á [Al(OH)₄] ^–

При взаимодействии гидроксида алюминия с кислотой проявляются его свойства как основания:

Al(OH)₃¯ + 3HNO₃ = Al(NO₃)₃ + 3H₂O

Al(OH)₃¯ + 3H⁺ + 3NO^–₃ = Al³⁺ + 3NO^–₃ + 3H₂O

Al(OH)₃¯ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

 

Пример 4. Составьте уравнения реакций, которые позволяют осуществить следующие превращения. Пользуясь табл. 1.1, для каждого превращения обоснуйте выбор реагента и укажите условия необратимости реакции. Запишите соответствующие молекулярные и ионные уравнения.

Решение

Охарактеризуем участников превращения 1:

CuO ® CuCl

CuO (оксид меди(II)) – соединение с кислородом, относящееся к классу оснόвных оксидов и является, как и все другие оксиды, неэлектролитом, то есть не диссоциирует в водных растворах. Продукт реакции – CuCl содержит катион Cu²⁺ и кислотные остатки Cl^–, относится к классу солей и является электролитом.

Для осуществления превращения 1 необходимо ввести вместо кислорода кислотный остаток (Cl^–). Как известно, кислотные остатки входят в состав кислот или солей. Связывание кислорода из оксида происходит с участием ионов H⁺, поэтому вторым реагентом является кислота HCl:

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

Составляем полное и сокращенное ионные уравнения реакции:

CuO + 2H⁺ + 2Cl^– = Cu²⁺ + 2Cl^– + H₂O

CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O

Теперь рассмотрим превращение 2:

CuCl₂ ® Cu(NO₃)₂

Из соли CuCl₂ в результате данного превращения образуется соль Cu(NO₃)₂. Это соответствует реакции обмена, которая происходит при выполнении условия необратимости (образование осадка, газа или малодиссоциированного соединения). Из табл. 1.1 видно, что соли CuCl₂ и Cu(NO₃)₂ – растворимы. Поэтому необходимо, чтобы второй продукт реакции был нерастворим. Поскольку в левой части имеются ионы Cl , то нерастворимое вещество – соль соляной кислоты и реагент должен удовлетворять следующим требованиям: нитрат этого металла растворим в воде, а хлорид – нет. В табл. 1.1 находим подходящий этим требованиям реагент: нитрат серебра AgNO₃ растворим, хлорид серебра AgCl – нерастворим. Составляем молекулярное и ионные уравнения для превращения 2:

CuCl₂ + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2AgCl¯

Cu²⁺ + 2Cl^– + 2Ag⁺ + 2NO^–₃ = Cu²⁺ + 2NO^–₃ + 2AgCl¯

Ag⁺ + Cl^– = AgCl¯

 

Рассмотрим превращение 3:

Cu(NO₃)₂ ® Cu(OH)₂

Из табл. 1.1 видно, что Cu(OH)₂ – нерастворимый гидроксид. Нерастворимые основания получают при взаимодействии растворимых солей со щелочами:

Cu(NO₃)₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂¯ + 2NaNO₃

Полное ионное уравнение реакции:

Cu²⁺ + 2NO^–₃ + 2Na⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂¯ + 2Na⁺ + 2NO^–₃

Сокращенное ионное уравнение:

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂¯

 

Теперь рассмотрим последнее превращение 4:

Cu(OH)₂ ® CuO

Превращение нерастворимого гидроксида в оксид происходит при нагревании с отщеплением воды:

 

Задачи

В соответствии с номером варианта необходимо выполнить три задания.

 

Задачи 1 – 20. Задание 1. Запишите формулы химических соединений. Укажите, к какому классу они относятся. Дайте названия этим соединениям. Для соединений, отмеченных звёздочкой, запишите уравнения их диссоциации.

1) Cr⁺³ _x O _y; *Cr⁺³ _x Cl _y; *Na⁺¹ _x (NO₃) ^–1 _y; Fe⁺³ _x (OH) ^–1 _y; H _x N⁺⁵O _y.

2) Ag⁺¹ _x S^–2 _y; *Ba⁺² _x Br^– _y; Zn⁺² _x (PO₄) ^–3 _y; Fe⁺² _x (OH) ^–1 _y; *H _x Cl^– _y.

3) *Fe⁺³ _x Cl^– _y; Cd⁺² _x O _y; *Fe⁺² _x (SO₄) ^–2 _y; Co⁺³ _x (OH) ^–1 _y; *H _x Cr⁺⁶O _y.

4) Co⁺³ _x O _y; Si⁺⁴ _x O _y; Mn⁺² _x (PO₄) ^–3 _y; Sn⁺⁴ _x (OH) _y; *H _x Cl⁺⁷O _y.

5) Zn⁺² _x F^–1 _y; S⁺⁶ _x O _y; *Cd⁺² _x (NO₃) ^–3 _y; Cr⁺³ _x (OH) ^–1 _y; H _x Cr⁺³O _y.

6) *Sn⁺² _x Cl _y; Mn⁺⁶ _x O _y; Ti⁺⁴ _x (OH) _y; *H _x Cl⁺⁵O _y; *Ba _x Cl^– _y.

7) Pb⁺² _x Cl _y; Mo⁺⁶ _x O _y; Fe⁺² _x (SO₃) ^–2 _y; Bi⁺³ _x (OH) ^–1 _y; *H _x Cl⁺O _y.

8) P⁺⁵ _x O _y; Mo⁺⁴ _x S^–2 _y; *Na⁺¹ _x (SiO₃) ^–2 _y; Ca⁺² _x (OH) ^–1 _y; *H _x B⁺³O _y.

9) Na⁺N _x O^–2 _y; C⁺⁴ _x O _y; *K⁺ _x (PO₄) ^–3 _y; Mg⁺² _x (OH) ^–1 _y; *H _x C⁺⁴O _y.

10) Pb⁺² _x Cl^–1 _y; P⁺⁵ _x O _y; Al⁺³ _x (OH) _y; Na⁺NO _y; Fe _y (OH) _x.

11) Li⁺ _x Cl _y; Ti⁺⁴ _x O _y; *Ca⁺² _x (HCO₃) ^–1 _y; Cr⁺² _x (OH) ^–1 _y; H _x Zn⁺²O _y.

12) K⁺₂Cr⁺⁶ _x O _y; S⁺⁴ _x O _y; Al⁺³ _x (PO₄) ^–3 _y; Ni⁺²(OH) ^–1 _x; *H _x I^– _y.

13) Na⁺ _x Br^– _y; W⁺⁶ _x O _y; Ni⁺² _x (PO₄) ^–3 _y; Co⁺²(OH) _x; *H _x Mo⁺⁶O _y.

14) Ba⁺² _x S^–2 _y; H⁺¹ _x Te^–2 _y; Co⁺³ _x (NO₃) ^–1 _y; Sc⁺³ _x (OH) ^–1 _y; *Na _x Cl _y.

15) As⁺⁵ _x O _y; *K _x Br^–; *K _x S⁺⁴O _y; V⁺³ _x (OH) ^–1 _y; *LiNO _y.

16) Zr⁺⁴ _x O _y; *Ag⁺ _x (NO₃) _y; Fe⁺³ _x (OH) _y; *H _x Cl^–; Na _x HC⁺⁴O₃.

17) *Cr⁺³ _x Cl _y; Bi⁺⁵ _x O _y; Ba⁺² _x (PO₄) ^–3 _y; *H _x Se⁺⁶O _y; Ca⁺² _x (C⁺⁴O₃) _y.

18) B⁺³ _x O _y; *Bi⁺³(NO₃) ^–1 _y; *H _x S⁺⁶O₄; Al⁺³ _x (OH) _y; *K _x HC⁺⁴O₃.

19) *K _x Cl^– _y; Ti⁺⁴ _x O^–2 _y; Fe⁺³ _x (OH) _y; *Ni⁺² _x (NO₃) ^–1 _y; *Li _x F^–.

20) Sb⁺⁵ _x O^–2 _y; V⁺⁴ _x O^–2 _y; *Bi⁺³ _x (NO₃) ^– _y; *Na⁺¹ _x (BeO₂) ^–2 _y; *H⁺¹ _x C⁺⁴O^–2 _y.

Задачи 1 – 20. Задание 2. Расставьте степени окисления атомов в соединениях. Укажите, к какому классу соединений они относятся, их названия. Какие из них хорошо растворимы в воде? Для соединений, отмеченных звёздочкой, запишите уравнения их диссоциации.

1) *H₂SO₄; SiO₂; *Mn(OH)₂; NaOH; *HBr; Ag₂O; *ZnCl₂; CuO

2) *H₂SO₃; HMnO₄; *K₂Cr₂O₇; Fe(OH) ₃; NaBr; *KOH; Cr₂O₃; *FeCl₃

3) *HNO₃; *KI; Fe₂O₃; *HCl; *NH₄OH; TiO₂; Cu(OH)₂; *KMnO₄

4) *HI; MgO; Mg(OH)₂; *Rb₂SO₄; CaCO₃; Al₂O₃; *H₃PO₄; *Na₂SO₄

5) *HNO₂; ZnO; *CsOH; *NH₄Cl; Zn(OH)₂; *NaNO₃; MnO₂; (AlOH)₂Cl

6) Ca₃(PO₄)₂; *(NH₄)₂SO₃; Na₂SO₃; *Pb(NO₃)₂; *Ba(OH)₂; KNO₃; MnSO₄; *H₂S

7) Cr₂O₃; *K₂CO₃; *Cu(NO₃)₂; ZnOHNO₃; *Na₂SO₄; Ni(OH)₂; Ni(OH)₃; *HClO₄

8) ZnO; Cr(OH)₃; *K₂SO₄; *HClO₂; *HClO₃; *Na₂CrO₄; AlCl₃; *HBr

9) Al₂O₃; Cr₂S₃; *Na₂CO₃; *Na₂HPO₄; *Bi(OH)(NO₃)₂; *HNO₂: CrO₃; CaO

10) Co(OH)₂; CaSO₄; *NiCl₂; H₂SO₃; *H₃PO₄; *Cu(OH)₂; *HI

11) *HMnO₄; B₂O₃; HCl; *AlOHSO₄; Fe(OH)₃; *NH₄NO₃; CdSO₄; *MnCl₂

12) Al₂S₃; Hg₂O; *H₂CO₃; *ZnOHNO₃; Fe(OH)₂; KBr; *ZnCl₂; *H₂SO₄

13) Cu₂O; Bi(OH)₃; Al₂(SO₄) ₃; *HNO₃; *NH₄Cl; *Cd(NO₃)₂; *Ba(HCO₃)₂; *H₃PO₄

14) P₂O₃; *FeCl₃; Cd(OH)₂; *Na₂HPO₄; *HClO₂: PbCrO₄; *NaAlO₂; *KBr

15) Bi₂O₃; Pb(OH)₂; *Na₂BeO₂; *NaOH; *HNO₃; *ZnCl₂; *NH₄NO₃; *KCNS

16) BaO; Co(CNS)₂; Fe₂O₃; *RbOH;∙ AlCl₃; CaSO₄; *Hg(NO₃)₂; *K₂MnO₄

17) MnO₂; *CsOH; *CuOHCl; *K₂HPO₃; As₂S₃; *Mn(NO₃)₂; Ag₂SO₄; *Fe(NO₃)₂; *ZnBr₂

18) Rb₂O; *AgNO₃; *SnBr₂; (NH₄) ₂SO₃; *NaNO₃; *H₂CO₃; Bi₂(SO₄)₃; Mg(OH)₂

19) HgO; *Ba(OH)₂; *MgI₂; SnF₂; *Na₂Cr₂O₇; *H₂CrO₄; AlF₃; *AlOH(NO₃)₂

20) Na₂O; *Ba(OH)₂; *MnBr₂; MgCrO₄; *H₂S; *Na₂SiO₃; *Fe₂(SO₄) ₃; CaS

 

Задачи 1 – 20. Задание 3. Составьте уравнения реакций, которые позволяют осуществить следующие превращения. Пользуясь табл. 1.1, для каждого превращения обоснуйте выбор реагента и укажите условия необратимости реакции. Запишите соответствующие молекулярные и ионные уравнения.

1) MgCl₂ → Mg(OH)₂ → MgSO₄ → MgCl₂

2) AlCl₃ → Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ → Al(NO₃)₃

3) Cu(NO₃)₂ → Cu(OH)₂ → CuCl₂ → Cu(NO₃)₂

4) Sn(NO₃)₂ → Sn(OH)₂ → SnO → SnSO₄

5) FeCl₂ → Fe(OH)₂ → FeSO₄ → FeCl₂

6) Ni(NO₃)₂ → Ni(OH)₂ → NiCl₂ → Ni(NO₃)₂

7) MgSO₄ → MgCl₂ → Mg(OH)₂ → Mg(NO₃)₂

8) AlCl₃ → Al(NO₃)₃ → Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃

9) CuCl₂ → Cu(NO₃)₂ → Cu(OH)₂ → CuSO₄

10) Pb(NO₃)₂ → Pb(OH)₂ → Pb(NO₃)₂ → PbI₂

11) FeSO₄ → FeCl₂ → Fe(OH)₂ → Fe(NO₃)₂

12) NiCl₂ → Ni(NO₃)₂ → Ni(OH)₂ → NiSO₄

13) CdCl₂ → Cd(OH)₂ → CdSO₄ → CdCl₂

14) Mg(NO₃)₂ → Mg(OH)₂ → MgCl₂ → Mg(NO₃)₂

15) Al(NO₃)₃ → Al(OH)₃ → AlCl₃ → Al(NO₃)₃

16) CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuSO₄ → CuCl₂

17) Zn(OH)₂ → ZnO → Zn(NO₃)₂ → Zn(OH)₂

18) FeCl₃ → Fe(OH)₃ → Fe(SO₄)₃ → FeCl₃

19) NiSO₄ → NiCl₂ → Ni(NO₃)₂ → Ni(OH)₂

20) P₂O₅ → H₃PO₄ → Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂

 

Таблица 1.1