Основные теоретические положения

Неорганические соединения обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Образование названия оксида (его номенклатура) подчиняется следующим правилам:

а) Если элемент, соединяясь с кислородом, проявляет единственную степень окисления, то название такого соединения состоит из слова «оксид» и названия металла, например: Na₂O – оксид натрия, BaO – оксид бария.

б) Если элемент, соединяясь с кислородом, проявляет различные степени окисления, то после названия элемента в круглых скобках римскими цифрами указывается степень окисления элемента или систематическое название с числовыми приставками, например: N₂O – оксид азота (I) или оксид диазота, NO₂– оксид азота (IV) или диоксид азота.

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуются металлами, степень окисления которых не выше трех (например, оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов). Кислотные оксиды образуются неметаллами, а также металлами со степенью окисления +4, +5, +6, +7, например: Р₂О₃, SiО₂, Mn₂О₇ и т.д. Амфотерные оксиды образуются металлами, проявляющими амфотерные свойства и степень окисления которых равна +2, +3, например: Al₂О₃, Cr₂О₃, Ga₂О₃, Fe₂О₃, SnО, BeО, ZnО и т.д.

Если элемент образует несколько оксидов (например, хром: ), то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Таким образом, CrO – основной оксид, Cr₂O₃ – амфотерный оксид, CrO₃– кислотный оксид.

Химические свойства оксидов

1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой:

Nа₂O + Н₂О = 2NаOН;

основной вода щелочь

оксид

N₂O₅ + Н₂О = 2НNO₃.

кислотный вода кислота

оксид

2. Основные и кислотные оксиды реагируют между собой:

Nа₂O + СО₂ = Nа₂СО₃.

основной кислотный соль

оксид оксид

3. Амфотерные оксиды реагируют с кислотными и основными оксидами:

ZnO + SO₃= ZnSO₄;

амфотерный кислотный соль

оксид оксид

ZnO + Nа₂O = Nа₂ZnO₂.

амфотерный основной соль

оксид оксид

4. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Nа₂O + H₂SO₄ = Nа₂SO₄ + Н₂О.

основной кислота соль вода

оксид

5. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями:

N₂O₅ + 2NаOН = 2NaNO₃ + Н₂О.

кислотный основание соль вода

оксид

6. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и основаниями, проявляя при этом:

– основные свойства:

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄+ Н₂О;

амфотерный кислота соль вода

оксид

б) кислотные свойства:

ZnO_т + NаOН_т Nа₂ZnO₂ + Н₂О.

амфотерный основание соль вода

оксид

Гидроксиды можно рассматривать как продукты соединения оксидов с водой. Они бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты).

Амфолиты – гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и с основанием. Если обе реакции осуществимы, то гидроксид амфотерен.

Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы ОН^–, например:

NаOН ↔ Nа⁺ + ОН^–.

Кислотность основания определяется числом гидроксильных групп. В связи с этим различают:

– однокислотные основания (например: NаOН, LiOH);

– двухкислотные основания (например: Mg(OH)₂, Cu(OH)₂);

– трехкислотные основания (например: Al(OH)₃, Fe(OH)₃).

Основания, в составе которых находится более одной гидроксильной группы, называются многокислотными. Диссоциация многокислотных оснований протекает ступенчато:

Cu(OH)₂ ↔ CuOH⁺ + ОН^– I ступень

CuOH⁺ ↔ Cu²⁺ + ОН^– II ступень

По растворимости основания делят на сильные, т.е. растворимые в воде (к ним относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов), и слабые, т.е. малорастворимые в воде (гидроксиды остальных металлов).

Номенклатура основанийоснована на следующих положениях:

1. Если металл имеет постоянную степень окисления, то названия образуются из слова «гидроксид» и названия металла, например: Mg(OH)₂ – гидроксид магния, NаOН – гидроксид натрия.

2. Если металл имеет переменную степень окисления, то к слову «гидроксид» добавляется приставка латинского числительного или после названия катиона в круглых скобках римскими цифрами указывается его степень окисления, например: Cr(OH)₃ – тригидроксид хрома, или гидроксид хрома (III); Fe(OH)₂– дигидроксид железа, или гидроксид железа (II).

Химические свойства оснований

1. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):

NаOН + HCl = NаCl + Н₂О.

основание кислота соль вода

2. Растворимые основания взаимодействуют с кислотными оксидами:

2NаOН + СО₂ = Nа₂СО₃ + Н₂О.

основание кислотный соль вода

оксид

3. Растворимые основания взаимодействуют с солями (условие: один из продуктов нерастворим):

2КОН + MgCl₂ = Mg(OH)₂↓ + 2KCl.

основание соль основание соль

4. Нерастворимые основания при повышении температуры разлагаются на оксид и воду:

Cu(OH)₂ CuO + Н₂О.

5. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и основаниями, проявляя при этом:

а) основные свойства:

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O;

амфотерный кислота соль вода

гидроксид

б) кислотные свойства:

Zn(OH)_{2 т} + 2NаOН_т = Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

амфотерный основание соль вода

гидроксид

6. Растворы оснований изменяют цвет индикаторов: фенолфталеин – с бесцветного на малиновый, лакмус – с фиолетового на синий, метиловый оранжевый – с оранжевого на желтый.

Кислоты – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катион водорода Н⁺ и кислотный остаток, например:

HCl ↔ H⁺ + Cl⁻.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, поэтому HCl, HNO₃ – одноосновные кислоты; H₂SO₄, H₂S – двухосновные кислоты; H₃PO₄ – трехосновная кислота. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄⁻ I ступень

HSO₄⁻↔ H⁺ + SO₄²⁻ II ступень

Кислоты могут быть бескислородными (не содержащими кислород в своем составе: HCl, H₂S) и кислородсодержащими (содержащими в своем составе кислород: H₂SO₄, HNO₃).

Номенклатура кислот подчиняется следующим правилам:

1. Названия бескислородных кислот образуются путем прибавления к корню русского названия элемента через соединительную гласную «о» и словосочетания «водородная кислота», например: HCl– хлороводородная кислота, HF – фтороводородная кислота.

2. Названия кислородсодержащих кислот образуются из названия неметалла с прибавлением - ная, - вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. При понижении степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: - оватая,
- истая, - оватистая, например:HCl⁺⁷O₄– хлорная кислота, HCl⁺⁵O₃– хлорноватая кислота, HCl⁺³O₂– хлористая кислота, HCl⁺O – хлорноватистая кислота.

3. Если элемент в одной и той же степени окисления образует две кислоты, различающиеся «по содержанию воды», то перед названием кислоты, содержащей меньшее количество атомов кислорода, ставят приставку мета-, а перед названием кислоты с большим числом атомов кислорода ставят приставку орто-, например: HP^{+ 5}O ₃ – метафосфорная кислота,Н₃P⁺⁵O ₄ – ортофосфорная кислота.

Химические свойства кислот

1. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами:

2HCl + Na₂O = 2NaCl + H₂O.

кислота основной соль вода

оксид

2. Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации):

HCl + NаOН = NaCl + H₂O.

кислота основание соль вода

3. Кислоты взаимодействуют с солями с образованием новой кислоты и новой соли (условие: образование осадка или выделение газа):

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃.

кислота соль соль кислота

4. Кислоты взаимодействуют с металлами:

а) соляная и разбавленная серная кислоты с металлами, стоящими в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с выделением водорода:

2HCl + Mg = MgCl₂ + H₂↑;

б) азотная кислота, в зависимости от положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов и концентрации кислоты, с выделением NO₂, NO, N₂O, N₂ или NH₃, например:

Pb + 4HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O;

в) концентрированная серная кислота, в зависимости от положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов, с выделением SO₂ илиH₂S,например:

Cu + 2H₂SO_{4 (}_конц₎ = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O.

5. Раствор кислоты изменяет цвет индикатора: лакмус – с фиолетового на красный, метиловый оранжевый – с оранжевого на розовый, конго красный – с красного на синий.

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние, кислые, основные, двойные, комплексные и гидратные.

Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода на металл, например: BaSO₄, NaCl. Диссоциацию средней соли можно выразить уравнением

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻.

Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот на металл. Образуются только многоосновными кислотами, например: Ba(HCO₃)₂, MgHPO₄. Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением

Ba(HCO₃)₂ = Ba²⁺ + 2HCO₃^–.

Основные соли (гидроксосоли) – помимо металла и кислотного остатка содержат гидроксильные группы ОН^–. Образуются только многокислотными основаниями, например: AlOHCl₂, Cr(OH)₂NO₃. Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением

AlOHCl₂ = AlOH⁺ + 2Cl^–.

Двойные соли образуются при действии на многоосновную кислоту двух различных оснований. Двойная соль содержит катионы двух металлов и анионы одной и той же кислоты, например:

K₂NaPO₄↔ 2K⁺+ Na⁺+ PO₄^3–;

KAl(SO₄)₂↔ K⁺+ Al³⁺+ 2SO₄^2–.

Комплексные соли – это вещества, в состав которых входят сложные ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки), способные отщепляться при диссоциации, например:

K₄[Fe(CN)₆] ↔ 4K⁺+ [Fe(CN)₆]^4–;

[Ag(NH₃)₂]Cl ↔ [Ag(NH₃)₂]⁺+ Cl^–.

В большинстве комплексных соединений различают внутреннюю и внешнюю сферы. Например, в К₂[BeF₄] и [Zn(NH₃)₄]Cl₂ внутреннюю сферу составляют группировки атомов в квадратных скобках [BeF₄]^2– и [Zn(NH₃)₄]²⁺, а внешнюю сферу, соответственно, ионы К⁺ и Сl^–. Центральный атом (ион) внутренней сферы называется комплексообразователем, а координированные вокруг него молекулы (ионы) – лигандами.

Гидратные соли – это соли, содержащие молекулы кристаллизационной воды, например: Na₂SO₄· 10H₂O.

Номенклатура солейобразуется по следующим правилам:

1. Название средней соли образуется из названия аниона (кислотного остатка) в именительном падеже и катиона (металла или основания) в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления, то после названия катиона указывают римскими цифрами в скобках степень его окисления, например: NaCl – хлорид натрия, FeS– сульфид железа (II).

2. Названия кислых солей образуются добавлением к названию аниона приставки гидро-,например: KНSO₄ – гидросульфат калия, Ca(H₂PO₄)₂ – дигидрофосфат кальция.

3. Названия основных солей образуются добавлением к названию катиона приставки гидроксо-, например: AlOHSO₄ – сульфат гидроксоалюминия, Al(OH)₂Cl – хлорид дигидроксоалюминия.

4. Названия двойных солей образуются из названия аниона (кислотного остатка) в именительном падеже и катионов (металла или основания) в родительном падеже в алфавитном порядке, например: KAl(SO₄)₂ – сульфат алюминия-калия.

5. Название комплексного иона начинается с указания лигандов и заканчивается названием металла (комплексообразователя) с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплексных катионов используют русский корень названия металла, например: [Cu(NH₃)₄]Cl₂ – хлорид тетраамминмеди (II),[Ag(NH₃)₂]₂SO₄ – сульфат диамминсеребра (I). При образовании названия комплексных анаионов применяют латинский корень названия металла с суффиксом - ат, например: K[Al(OH)4] – тетрагидроксиалюминат калия, K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия.

6. Названия гидратных солей образуются чаще всего, начиная с численной приставки к слову гидрат,далее следует название средней соли в родительном падеже, например: СaCl₂· 2H₂O – дигидрат хлорида кальция.

Химические свойства солей

1. Соли взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Условиями протекания реакций являются:

– образование осадка или газа;

– сильная кислота вытесняет слабую из ее соли в соответствии с рядом уменьшения силы кислот (см. прил. 3), например:

2KNO₃ + H₂SO₄ = 2HNO₃ + K₂SO₄;

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + HCl.

2. Соли взаимодействуют с растворимыми основаниями с образованием новой соли и нового основания (условие: образование осадка), например:

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄↓ + 2NaOH.

3. Соли взаимодействуют с другими солями с образованием двух новых солей (условие: образование осадка), например:

Na₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄↓ + 2NaNO₃.

4. Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла (условие: новый металл в ряду стандартных электродных потенциалов стоит ближе к началу ряда, чем исходный металл), например:

CuSO₄ + Mg = MgSO₄ + Cu;

NaCl + Mg ≠.

Получение кислых солей

1. Взаимодействием основания с избытком кислоты, например:

NaOH + H₂CO₃ = NaHCO₃ + H₂O.

2. Взаимодействием средней соли с избытком кислоты, например:

Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄.

Получение основных солей

1. Взаимодействием кислоты с избытком основания, например:

H₂SO₄ + 2Са(ОН)₂ = (СаOH)₂SO₄ + 2H₂O.

2. Взаимодействием средней соли с избытком основания, например:

CuSO₄ + 2NaOH = (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄.

Перевод кислых (основных) солей в среднюю соль

1. Взаимодействием кислойсоли с основанием, например:

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O.

2. Взаимодействием основнойсоли с кислотой, например:

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2CuSO₄ + 2H₂O.

Порядок выполнения работы

Приборы и реактивы: штатив, пробирки, спиртовка, шпатели, пипетки, стеклянные палочки, вода дистиллированная, растворы HCl, H₂SO₄, HNO₃, CuSO₄, AgNO₃, NaOH, MgSO₄, Al(NO₃)₃, (NH₄)₂C₂O₄, Pb(NO₃)₂, KI, Na₂HPO₄, NH₄OH, фенолфталеина, лакмуса, метилового красного, твердые вещества – СаО, ZnO, Cu, Mg, CH₃COONa.

Х о д р а б о т ы

Получение и свойства оксидов

Опыт 1. В пробирку внести 3 капли раствора сульфата меди (II). Добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка. Пробирку с осадком осторожно нагреть в пламени спиртовки. Как изменяется цвет осадка? К полученному осадку добавить 5 – 6 капель 2 н раствора серной кислоты. Наблюдать растворение осадка и появление окраски раствора.

Опыт 2. Налить в пробирку 2 капли раствора нитрата серебра, добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка оксида серебра. К полученному осадку добавить раствор азотной кислоты. Что наблюдаете?

Опыт 3. Небольшое количество оксида кальция поместить в пробирку с водой. Добавить в пробирку несколько капель раствора фенолфталеина. Отметить растворимость в воде оксида кальция и изменение окраски индикатора.

Опыт 4. В две пробирки внести небольшое количество оксида цинка, добавить в первую пробирку 10 капель 2 н раствора соляной кислоты, во вторую 10 капель 2 н раствора гидроксида натрия. При необходимости нагреть содержимое пробирок.

Получение и свойства гидроксидов

Опыт 5. В три пробирки внести по 5 – 6 капель 2 н раствора гидроксида натрия. В каждую пробирку добавить по 2 – 3 капли индикаторов – фенолфталеина, лакмуса и метилового красного.

Опыт 6. В пробирку внести 5 – 6 капель раствора гидроксида натрия. Добавить каплю фенолфталеина. Перемешивая, добавлять по каплям раствор соляной кислоты до исчезновения окраски индикатора.

Опыт 7. Внести в две пробирки по 3 капли раствора соли магния и в каждую из них добавить по каплям раствор щелочи до образования осадков. Отметить цвет осадков. В одну пробирку прибавить раствор соляной кислоты. В другую пробирку добавить избыток раствора гидроксида натрия. Что происходит с осадками?

Опыт 8. В две пробирки внести по 2 – 3 капли раствора соли алюминия, добавить в каждую пробирку по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка гидроксида алюминия. В одну пробирку к полученному осадку прибавить 3 – 5 капель 2 н раствора соляной кислоты, в другую – столько же 2 н раствора гидроксида натрия. Что происходит в обоих случаях?

Получение и свойства кислот

Опыт 9. В три пробирки внести по 5 – 6 капель 2 н раствора соляной кислоты. В каждую пробирку добавить по 2 – 3 капли растворов индикаторов – фенолфталеина, лакмуса и метилового красного.

Опыт 10. В пробирку внести немного кристалликов ацетата натрия и прибавить 5 – 6 капель 2 н раствора серной кислоты. Определить по запаху, какое вещество образовалось.

Опыт 11. В три пробирки поместить по кусочку меди и прибавить по 5 – 6 капель 2 н растворов кислот: в первую – соляной, во вторую – серной, в третью – азотной. При необходимости нагреть содержимое пробирок. В каких случаях наблюдается химическая реакция и где она более интенсивна?

Опыт 12. В три пробирки поместить по небольшому кусочку магния и прибавить по 5 – 6 капель 2 н растворов кислот: в первую – соляной, во вторую – серной, в третью – азотной.

Получение и свойства солей

Опыт 13. Внести в пробирку 4 – 5 капель раствора сульфата меди (II). Добавить 3 – 4 капли раствора оксалата аммония (NH₄)₂С₂О₄. Отметить цвет образовавшегося осадка.

Опыт 14. В пробирку внести 3 – 4 капли раствора соли нитрата свинца (II) и добавить 2 – 3 капли раствора йодида калия. Отметить цвет полученного осадка. К осадку по каплям, помешивая смесь стеклянной палочкой, прибавить избыток раствора йодида калия до полного растворения осадка.

Опыт 15. Внести в пробирку 3 – 5 капель раствора соли магния. Добавить 3 – 5 капель растворов гидрофосфата натрия Nа₂НРО₄ и 2 – 3 капли 2 н раствора аммиака. Отметить цвет выпавшего осадка.

Обработка экспериментальных данных

Опыт 1. Составить уравнения реакций:

а) взаимодействия сульфата меди (II) с раствором щелочи;

б) разложения гидроксида меди при нагревании;

в) взаимодействия оксида меди (II) с раствором серной кислоты.

Указать цвет осадка и образовавшегося оксида меди (II). Назвать полученные соединения. Сделать вывод о характере полученного оксида меди (II).

Опыт 2. Написать уравнение реакции образования оксида серебра. Указать цвет и характер осадка. Что происходит с осадком после добавления азотной кислоты? Составить уравнение реакции и сделать вывод о характере оксида.

Опыт 3. Составить уравнение реакции взаимодействия оксида кальция с водой. Объяснить появление окраски раствора при добавлении индикатора. Сделать вывод о характере оксида.

Опыт 4. Составить уравнения реакций взаимодействия оксида цинка с соляной кислотой и гидроксидом натрия. Объяснить наблюдаемые явления. Сделать вывод о характере оксида.

Опыт 5. Составить таблицу изменения окраски индикатора в растворе щелочи.

Опыт 6. Написать уравнение реакции, объяснить исчезновение окраски раствора, указать тип реакции.

Опыт 7. Составить уравнения реакций:

а) получения гидроксида магния;

б) растворения гидроксида магния в кислоте.

Сделать вывод о характере полученного гидроксида.

Опыт 8. Сделать вывод о свойствах гидроксида алюминия. Написать:

а) молекулярное и ионное уравнение реакции получения гидроксида алюминия;

б) молекулярные и ионные уравнения взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой и гидроксидом натрия.

Указать названия полученных при этом соединений алюминия.

Опыт 9. Составить таблицу изменения окраски индикатора в растворе кислоты.

Опыт 10. Написать молекулярное и ионное уравнение реакции.

Опыт 11. Написать уравнения реакции взаимодействия меди с азотной кислотой, считая, что при этом образуется оксид азота (II). Почему медь не взаимодействует с соляной и серной кислотами?

Опыт 12. Что происходит с магнием? Какой газ выделяется при взаимодействии магния с:

соляной кислотой;

серной кислотой;

азотной кислотой?

Написать уравнения реакций.

Опыт 13. Написать молекулярное и ионное уравнения реакций. Назвать полученные соединения.

Опыт 14. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:

получение йодида свинца (II);

растворение осадка с образованием тетрайодоплюмбата (II) калия (К₂[PbI₄]).

Опыт 15. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, учитывая, что получается двойная соль MgNH₄PO₄.

Контрольные задания

Вариант 1

1. Какими свойствами обладает гидроксид кальция и алюминия? Написать реакции, подтверждающие эти свойства. Назвать все соединения.

2. Написать формулы веществ: гидрокарбоната кальция, фосфата аммония, оксида железа (III), гидроксида цинка, серной кислоты, дигидроксохлорида хрома (III).

3. Ангидридом какой кислоты является Р₂О₅:

фосфористой;

двуфосфорной;

ортофосфорной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

S → H₂S → SO₂ → Na₂SO₃→ Na₂SO₄ → BaSO₄.

Вариант 2

1. Назвать следующие оксиды и определить, к какому типу они относятся: Cl₂O₇, Cr₂O₃, FeO. Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

2. Протекают ли в растворах реакции:

CuSO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + CuCl₂;

FeS + K₂SO₄ → FeSO₄ + K₂S?

Ответ мотивировать.

3. Какие из гидроксидов могут образовать основные соли: а) NaOH, б) Cu(OH)₂, в) Са(ОН)₂? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

Mg(OH)₂→ Mg(NO₃)₂ → MgCO₃→ MgCl₂ → Mg → MgO.

Вариант 3

1. Какие из указанных кислот могут образовать кислые соли: а) H₂S, б) H₂SO₄, в) HNO₃? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

2. Назвать следующие соединения: SO₂, КН₂PO₄, (MgOH)₂SO₄, K[Cr(ОH)₄(H₂O)₂], NaNO₂.

3. Ангидридом какой кислоты является Cl₂О₇:

хлорной;

хлорноватой;

хлорноватистой?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

Al → NaAlO₂ → Al₂(SO₄)₃ → Al(NO₃)₃→ Al(OH)₃→ Al₂O₃.

Вариант 4

1. Написать формулы соединений фосфата аммония-магния, оксида марганца (VII), сульфида водорода, гидросульфита бария, карбоната дигидроксохрома (III).

2. Как доказать амфотерный характер Zn, ZnO и Zn(OH)₂? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

3. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: SiO₂, SO₂, SO₃, NO₂, N₂O₃? Написать соответствующие уравнения реакций.

4.Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

NO₂ → HNO₃ → NaNO₃ → NaNO₂→ NO₂ → NaNO₃.

Вариант 5

1. Написать реакции превращения хлорида алюминия в основные соли, назвать все соединения.

2. Назвать следующие соединения: Zn(NO₃)₂, Al(OH)(NO₃)₂, Fe(OH)₂, NaHS, H₃BO₃, Na₂CrO₄, СО.

3. Написать формулы оксидов, соответствующих следующим гидроксидам и кислотам: H₂SiO₃, Fe(OH)₃, H₃AsO₄, Mn(OH)₂. Назвать все соединения.

Na₃PO₄ → NaCl → Na → Na₂O₂→ NaOH → Na₃PO₄.

Вариант 6

1. В сокращенном ионном уравнении

2H⁺ +? = CO₂ + H₂O

пропущена формула иона. Написать и назвать этот ион.

2. Ангидридом какой кислоты является Cl₂О:

хлорной;

хлорноватой;

хлорноватистой?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с солью? кислоты с основанием? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.

Сa₃(PO₄)₂ → Р → Mg₃Р₂ → РН₃→ Р₂O₅→ К₃PO₄.

Вариант 7

1. Ангидридом какой кислоты является SО₃:

cероводородной;

сернистой;

серной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

2. Назвать следующие соединения: (NH₄)₂HPO₄, Al(OH)₂Cl, KClO₃, HNO₂, Sn(OH)₂, Na₂Cr₂O₇, СО₂, NaAlO₂.

3. Написать уравнения реакций, свидетельствующих об основных свойствах FeO и Cs₂O. Назвать все соединения.

ВaCl₂ → Ba(NO₃)₂ → BaO → Ba(ОН)₂ → BaCl₂ → BaSO₄.

Вариант 8

1. Написать реакции превращения ортофосфата натрия в кислые соли, назвать эти соли.

2. Ангидридом какой кислоты является N₂О₅:

азотной;

азотистой;

азотистоводородной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии оксида с кислотой? соли с солью? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.

Сa → СаО → Са(ОН)₂ → СаСО₃→ Са(НСО₃)₂ → СаСl₂.

Вариант 9

1. Написать формулы соединений метахромита натрия, сульфата гидроксоалюминия, гидроарсената натрия, оксида хрома (VI), хлорной кислоты, фосфата кальция.

2. Какое соединение образуется при реакции 1 моль гидроксида цинка и 2 моль ортофосфорной кислоты? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.

3. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: СO₂, SO₂, SO, NO, N₂O₅? Написать соответствующие уравнения реакций.

К → К₂O → КOH → К₃PO₄ → КOH → КNO₃.

Вариант 10

1. Написать уравнения реакций, доказывающие кислотные свойства SeO₂, Mn₂O₇, CrO₃. Назвать все соединения.

2. Ангидридом какой кислоты является N₂О₃:

азотной;

азотистой;

азотистоводородной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Назвать следующие соединения: Са(H₂PO₄)₂, (Сr(OH)₂)₂SO₄, NaClO, NH₄NO₂, Sn(OH)₄, K₂MnO₄, SО₃.

Fe → FeCl₃ → Fe(OH)₃→ Fe₂O₃ → Fe → FeCl₂.

Вариант 11

1. Какое соединение образуется при реакции 1 моль гидроксида алюминия и 1 моль серной кислоты? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.

2. Ангидридом какой кислоты является Р₂О₃:

фосфористой;

двуфосфорной;

ортофосфорной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Написать формулы соединений хромата натрия, гидроксокарбоната хрома (III), гидроксида железа (III), оксида марганца (IV), хлорноватой кислоты, дигидрофосфата аммония.

SiO₂ → Si → Mg₂Si → SiH₄ → SiO₂ → SiF₄.

Вариант 12

1. С какими веществами реагирует соляная кислота: а) N₂O₅; б) Zn(OH)₂; в) AgNO₃; г) H₂SO₄? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.

2. Какое соединение образуется при реакции 1 моль гидроксида натрия и 1 моль оксида углерода (IV)? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.

3. Назвать следующие соединения: Ba(OCl)₂, MgSO₄∙ 7H₂O, К₂Н₂Р₂О₇, СrOHSO₄, MnO, Н₂СО₃, SbONO₃.

4.Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Al → Al₂O₃ → NaAlO₂ → Al(OH)₃→ Al₂O₃→ Al.

Вариант 13

1. Как доказать амфотерный характер Al, Al₂O₃ и Al(OH)₃? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

2. Ангидридом какой кислоты является SО₃:

сероводородной;

сернистой;

серной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Написать формулы соединений сульфида свинца (II), ортофосфата серебра, хлористой кислоты, гидроксосульфата алюминия, гидросульфита алюминия, оксида марганца (VII).

Li → Li₂O → LiOH → Li₂SO₄ → LiOH → LiCl.

Вариант 14

1. Назвать следующие оксиды и определить, к какому типу они относятся: BeO, CO₂, CaO. Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

2. Какое соединение образуется при реакции 2 моль гидроксида натрия и 1 моль оксида углерода (IV)? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.

3. Назвать следующие соединения: Ba(OCl₄)₂, CuSO₄∙ 5H₂O, CaНРО₄, FeOHCO₃, SnO₂, Н₂CrО₄, KMnO₄.

Zn → ZnBr₂ → Zn(NO₃)₂ → Zn(OH)₂ ® Na₂ZnО₂ → ZnSO₄.

Вариант 15

1. Ангидридом какой кислоты является SО₂:

сероводородной;

сернистой;

серной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

2. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с металлом? соли с основанием? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.

3. Назвать следующие соединения: Ca(OCl₂)₂, Na₂CO₃∙ 10H₂O, К₂НРО₄, AlOHCl₂, Mn₂O₇, Н₂SiО₃, CaCrO₄.

Р → Сa₃P₂ → РН₃→ Р₂O₅ → Н₃PO₄ → NaН₂PO₄.

Работа 3