Химические свойства неограниченных веществ для егэ

Характерные химические свойства простых веществ — металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия, переходных металлов — меди, цинка, хрома, железа

Простые вещества — металлы

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век).

Начавшаяся примерно $100$ лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до $3000°С$; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы — алюминий и магний.

Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов и сплавов — все зависит от поставленной цели и необходимых для ее достижения свойств материала.

Вы уже имеете представление о природе химической связи в кристаллах металлов. Напомним на примере одного из них — натрия, как она образуется. На рисунке изображена схема кристаллической решетки натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}3p^{0}3d^{0}$, где $3s, 3p, 3d$ — валентные орбитали.

Единственный валентный электрон атома натрия $3s^1$ может занимать любую из девяти свободных орбиталей — $3s$ (одна), $3р$ (три) и $3d$ (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристаллическая решетка, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Такую химическую связь называют металлической. Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла.

Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь — это связь в металлах и сплавах между атомионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ — существовать в нескольких кристаллических модификациях — называют полиморфизмом.

Например, железо имеет четыре кристаллических модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

• $α$ — устойчива до $768°С$, ферромагнитная;
• $β$ — устойчива от $768$ до $910°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $γ$ — устойчива от $910$ до $1390°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $δ$ — устойчива от $1390$ до $1539°С$ ($t°_{пл.} железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модификации:

• $α$ — устойчива ниже $13,2°С$ ($ρ=5,75 г/см^3$). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решетку типа алмаза (атомную);
• $β$ — устойчива выше $13,2°С$ ($ρ=6,55 г/см^3$). Это белое олово.

Белое олово — серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже $13,2°С$ он рассыпается в серый порошок, т.к. при переходе $β→α$ значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны определять и объяснять их физические свойства.

Каковы же они? Это металлический блеск, пластичность, высокая электрическая проводимость и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства.

Давайте попробуем объяснить причины, определяющие основные физические свойства металлов.

Почему металлы пластичны?

Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой вызывает смещение слоев ион-атомов друг относительно друга, а так как электроны перемещаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов характерна большая пластичность.

Аналогичное воздействие на твердое вещество с ковалентными связями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалентных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ионов. По этому вещества с атомными и ионными кристаллическими решетками хрупкие.

Наиболее пластичные металлы — это $Au, Ag, Sn, Pb, Zn$. Они легко вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить золотую фольгу толщиной $0,003$ мм, а из $0,5$ г этого металла можно вытянуть нить длиной $1$ км.

Даже ртуть, которая, как вы знаете, при комнатной температуре жидкая, при низких температурах в твердом состоянии становится ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь $Bi$ и $Mn$, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и медный цвета.

Хотя на практике металл не всегда нам кажется светлым телом. Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому самородная медь выглядит зеленоватым камнем. А во-вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листы серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид — они имеют голубовато-зеленый цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными.

Наибольшую отражательную способность имеют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожекторах.

Почему металлы имеют высокую электрическую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды колебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет перемещение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля сопротивление у металлов практически отсутствует, у большинства металлов появляется сверхпроводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать.

Наибольшую электрическую проводимость имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, наименьшую — марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется теплопроводность металлов.

Она обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температура плавления у металлов очень сильно отличаются. Причем с увеличением числа электронов, связывающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы ($Li, K, Na, Rb, Cs$), атомы которых имеют один валентный электрон, мягкие, с небольшой плотностью (литий — самый легкий металл с $ρ=0,53 г/см^3$) и плавятся при невысоких температурах (например, температура плавления цезия $29°С$). Единственный металл, жидкий при обычных условиях, — ртуть — имеет температуру плавления, равную $–38,9°С$.

Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре ($842°С$).

Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона.

Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления наблюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для металлов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осуществляемой электронами внешнего слоя с $s$-орбиталей.

Вспомните, что самый тяжелый металл — это осмий $Os$ с $ρ=22,5 г/см^3$ (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл — это вольфрам $W$ с $t_{пл.}=3420°С$ (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл — это хром $Cr$ (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изготавливают металлорежущий инструмент, тормозные колодки тяжелых машин и др.

Металлы по-разному взаимодействуют с магнитным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способностью сильно намагничиваться. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля — это парамагнетики. Металлы, выталкиваемые магнитным полем, — диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

Напомним, что при рассмотрении электронного строения металлов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп ($s-$ и $р-$элементы) и металлы побочных подгрупп (переходные $d-$ и $f-$элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

а) плотности — легкие ($ρ < 5 г/см^3$) и тяжелые (все остальные);

б) температуре плавления — легкоплавкие и тугоплавкие.

Железо и его сплавы принято считать черными металлами, а все остальные — цветными.

Существуют классификации металлов по химическим свойствам.

Металлы с низкой химической активностью называют благородными (серебро, золото, платина и ее аналоги — осмий, иридий, рутений, палладий, родий).

По близости химических свойств выделяют щелочные (металлы главной подгруппы I группы), щелочноземельные (кальций, стронций, барий, радий), а также редкоземельные металлы (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды).

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т.е. окисляются. В этом, как вам известно, заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ — металлов.

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периодической системы Д.И. Менделеева, изменяется закономерно.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Восстановительную активность металла в химических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сделать следующие важные заключения о химической активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стандартных условиях ($t=25°С, р=1 атм$):

1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее).
3. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе.

Восстановительная активность металла, определенная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в Периодической системе. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитывают не только энергию отрыва электронов от отдельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов.

Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Например, литий более активен в водных растворах, чем натрий (хотя по положению в Периодической системе $Na$ — более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов $Li^+$ значительно больше, чем энергия гидратации $Na^+$, поэтому первый процесс является энергетически более выгодным.

Рассмотрев общие положения, характеризующие восстановительные свойства металлов, перейдем к конкретным химическим реакциям.

Взаимодействие металлов с неметаллами

1. С кислородом большинство металлов образуют оксиды — основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хрома (VI) $CrO_3$ или оксид марганца(VII) $Mn_2O_7$, не образуются при прямом окислении металла кислородом. Их получают косвенным путем.

Щелочные металлы $Na, K$ активно реагируют с кислородом воздуха, образуя пероксиды:

Оксид натрия получают косвенным путем, при прокаливании пероксидов с соответствующими металлами:

Литий и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, образуя основные оксиды:

Другие металлы, кроме золота и платиновых металлов, которые вообще не окисляются кислородом воздуха, взаимодействуют с ним менее активно или при нагревании:

2. С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например:

3. С водородом самые активные металлы образуют гидриды — ионные солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления $–1$, например:

Многие переходные металлы образуют с водородом гидриды особого типа — происходит как бы растворение или внедрение водорода в кристаллическую решетку металлов между атомами и ионами, при этом металл сохраняет свой внешний вид, но увеличивается в объеме. Поглощенный водород находится в металле, по-видимому, в атомарном виде.

Существуют и гидриды металлов промежуточного характера.

4. С серой металлы образуют соли — сульфиды, например:

5. С азотом металлы реагируют несколько труднее, т.к. химическая связь в молекуле азота $N_2$ очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:

Взаимодействие металов со сложными веществами

1. С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания — щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, тоже могут при определенных условиях вытеснять водород из воды. Но алюминий бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т.к. протекает реакция: $2H_{2}+O_{2}=2H_2O$ (говорит водород). Железо взаимодействует с водой только в раскаленном виде:

2. С кислотами в растворе ($HCl, H_2SO_{4(разб.)}, CH_3COOH$ и др., кроме $HNO_3$) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например:

$2Al↖{0}+6{H}↖{+1}Cl=2Al↖{+3}Cl_{3}+3{H_2}↖{0}↑,$

$2CH_3COO{H}↖{+1}+Mg↖{0}=Mg↖{+2}(CH_3COO)_2+{H_2}↖{0}↑$

А вот свинец (и некоторые другие металлы), несмотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т.к. образующийся сульфат свинца $PbSO_4$ нерастворим и создает на поверхности металла защитную пленку.

3. С солями менее активных металлов в растворе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее активный металл в свободном виде.

Например:

$Fe↖{0}+{Cu}↖{+2}SO_4=Fe↖{+2}SO_4+Cu↖{0}$

Нужно помнить, что реакция идет в тех случаях, когда образующаяся соль растворима. Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучил Н.Н. Бекетов — крупный русский физико-химик. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ряда напряжений металлов.

4. С органическими веществами. Взаимодействие с органическими кислотами аналогично реакциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

$2C_2H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_2H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Аналогично реагирует и фенол:

$2C_6H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_6H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А. Вюрца):

${2CH_3Cl}↙{хлорметан}+2Na→{C_2H_6}↙{этан}+2NaCl$

5. Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Например:

$2Al+2KOH+6{H_2}↖{+1}O=2K[Al↖{+3}(OH)_4]+3{H_2}↖{0}↑$.

6. Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

$Cu_3Au, LaNi_5, Na_2Sb, Ca_3Sb_2$ и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Химические свойства щелочных металлов ($Na, K$)

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону, находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления $+1$. Все они типичные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами:

Все щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение — $Li$) образуют пероксиды. В свободном виде щелочные металлы не встречаются из-за их высокой химической активности.

Оксиды — твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Гидроксиды $NaOH, KOH$ — твердые белые вещества, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: $Na_2CO_3$ — карбонат натрия; $Na_2CO_3·10H_2O$ — кристаллическая сода; $NaHCO_3$ — гидрокарбонат натрия, пищевая сода; $K_2CO_3$ — карбонат калия, поташ; $Na_2SO_4·10H_2O$ — глауберова соль; $NaCl$ — хлорид натрия, пищевая соль.

Химические свойства щелочноземельных металлов ($Ca, Mg$)

Кальций ($Ca$) является представителем щелочноземельных металлов, как называют элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щелочи. Кальций на внеш нем энергетическом уровне содержит два электрона, степень окисления $+2$.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний ($Mg$) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также $+2$. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает его химическую активность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. $MgO$ и $Mg(OH)_2$ проявляют основные свойства. Хотя $Mg(OH)_2$ и малорастворим, но окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Оксиды $MgO$ — твердые белые тугоплавкие вещества. В технике $CaO$ называют негашеной известью, а $MgO$ — жженой магнезией, их используют в производстве строительных материалов.

Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением теплоты и называется гашением извести, а образующийся $Ca(OH)_2$ — гашеной известью. Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь $Ca(OH)_2$ в воде — известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодействием их с кислотами.

$CaCO_3$ — карбонат кальция, мел, мрамор, известняк. Применяется в строительстве. $MgCO_3$ — карбонат магния — применяется в металлургии для освобождения от шлаков. $CaSO_4·2H_2O$ — гипс. $MgSO_4$ — сульфат магния — называют горькой, или английской, солью, содержится в морской воде. $BaSO_4$ — сульфат бария — благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая каша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится $1,5%$ массы тела человека, $98%$ кальция содержится в костях.

Кальций и его соединения.

Кальций	Оксид и гидроксид кальция	Соли кальция
1. Серебристо-белый металл. 2. Активный металл, окисляется простыми веществами — неметаллами: $2Ca+O_2=2CaO$ $Ca+Cl_2=CaCl_2$ $Ca+S=CaS$ $Ca+H_2=CaH_2$ 3. Вытесняет водород из воды: $Ca+2H_2O=Ca(OH)_2+H_2↑$ 4. Вытесняет металлы из их оксидов (кальциотермия): $2Ca+ThO_2=Th+2CaO$ Получение Разложение электрическим током расплава хлорида кальция: $CaCl_2=Ca+Cl_2↑$	1. Порошки белого цвета. 2. Оксид кальция (негашеная известь) проявляет свойства основного оксида: а) взаимодействует с водой с образованием основания: $CaO+H_2O=Ca(OH)_2$ б) взаимодействует с кислотными оксидами: $CaO+SiO_2=CaSiO_3$ 3. Гидроксид кальция проявляет свойства сильного основания: $Ca(OH)_2=Ca^{2+}+2OH^{–}$ $Ca(OH)_2+CO_2=CaCO_3↓+H_2O$; $Ca(OH)_2+Ca(HCO_3)_2=2CaCO_3↓+2H_2O$$ Получение 1. Оксида — обжиг известняка: $CaCO_3=CaO+CO_2↑$ 2. Гидроксида — гашение негашеной извести: $CaO+H_2O=Ca(OH)_2$	1. Образует нерастворимый карбонат: $Ca^{2+}+CO_3^{2−}=CaCO_3↓$ и растворимый гидрокарбонат: $CaCO_{3(кр)}+CO_2+H_2O=Ca(HCO_3)_{2(р-р)}$ 2. Образует нерастворимый фосфат: $3Сa_{2+}+2PO_4^{3−}=Ca_3(PO_4)_2↓$ и растворимый дигидрофосфат: $Ca_3(PO_4)_{2(кр)}+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_{2(р-р)}$ 3. Гидрокарбонат разлагается при кипячении или испарении раствора: $Ca(HCO_3)_2=CaCO_3↓+CO_2↑+H_2O$ 4. Обожженный природный гипс: $CaSO_4·2H_2O=CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O$ затвердевает при взаимодействии с водой, снова образуя кристаллогидрат: $CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O=CaSO_4·2H_2O$

Химические свойства алюминия

Алюминий ($Al$) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами ($2e↖{-}; 8e↖{-}; 3e↖{-}$), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления $+3$.

Алюминий — серебристо-белый металл, $t°_{пл}=660°С$. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия ($2,7 г/{см^3}$) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении. Высокая электропроводность алюминия (в $1.6$ раза меньше, чем у меди) позволяет заменять медные провода более легкими — алюминиевыми.

Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.

Прочность химической связи в оксиде $Al_2O_3$ обуславливает его механическую прочность, твердость. $Al_2O_3$ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — $Al_2O_3$ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.

Алюминий и его соединения.

Алюминий	Соединения алюминия
Оксид алюминия	Гидроксид алюминия
1. Серебристо-белый легкий металл. 2. Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ 3. Вытесняет водород из воды: $2Al+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2↑$ 4. Взаимодействует с кислотами: $2Al^{0}+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2^0{↑}$ 5. Взаимодействует с водным раствором щелочи: $2Al+2H_2O+2NaOH=2NaAlO_2+3H_2{↑}$ 6. Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия): $8Al+3Fe_3O_4=9Fe+4Al_2O_3+Q$ Получение Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите): $2Al_2O_3=4Al+3O_2{↑}–3352 кДж$	1. Очень твердый порошок белого цвета 2. Амфотерный оксид, взаимодействует: а) с кислотами: $Al_2O_3+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al_2O_3+2OH^{–}=2AlO_2^{−}+H_2O$ Образуется: а) при окислении или горении алюминия на воздухе: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ б) в реакции алюминотермии: $2Al+Fe_2O_3=Al_2O_3+2Fe$; в) при термическом разложении гидроксида алюминия: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$	1. Белый нерастворимый в воде порошок. 2. Проявляет амфотерные свойства, взаимодействует: а) с кислотами: $Al(OH)_3+3HCl=AlCl_3+3H_2O$ $Al(OH)_3+3H^{+}=Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al(OH)_3+NaOH=NaAlO_2+2H_2O$ $Al(OH)_3+OH^{–}=AlO_2^{−}+2H_2O$ 3. Разлагается при нагревании: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$ Образуется при: а) взаимодействии растворов солей алюминия с растворами щелочей (без избытка): $Al^{3+}+3OH^{–}=Al(OH)_3↓$ б) взаимодействии алюминатов с кислотами (без избытка): $AlO_2^{−}+H^{+}+H_2O=Al(OH)_3↓$ Соли алюминия в водных растворах гидролизуются: $Al^{3+}+H_2O⇄AlOH^{2+}+H^{+}$ $AlOH^{2+}+H_2O⇄Al(OH)_2^{+}+H^{+}$ $Al(OH)_2^{+}+H_2O⇄Al(OH)_{3}+H^{+}$

Химические свойства меди

Медь ($Cu$) — элемент побочной подгруппы первой группы. Электронная формула: ($…3d^{10}4s^1$). Десятый d-электрон атома меди подвижный, т. к. переместился с $4s$-подуровня. Медь в соединениях проявляет степени окисления $+1(Cu_2O)$ и $+2(CuO)$.

Медь — мягкий, блестящий металл, имеющий красную окраску, ковкий и обладает хорошими литейными качествами, хороший тепло- и электропроводник. Температура плавления $1083°С$.

Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

$Cu+2H_2SO_{4(конц.)}=CuSO_4+SO_2↑+2H_2O$;

$Cu+4HNO_{3(конц.)}=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O$.

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II), который при нагревании разлагается на основный оксид $CuO$ черного цвета и воду:

$Cu^{2+}+2OH^{–}=Cu(OH)_2↓; Cu(OH)_2 {→}↖{t°} CuO+H_2O$

Химические свойства цинка

Цинк ($Zn$) — элемент побочной подгруппы II группы. Его электронная формула следующая: ($…3d^{10}4s^2$). Так как в атомах цинка предпоследний $d-$подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления $+2$.

Цинк — металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки.

Цинк — один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами:

$Zn+Cl_2→↖{t°}ZnCl_2$,

$2Zn+O_2→↖{t°}2ZnO$,

$Zn+S→↖{t°}ZnS$.

Цинк вытесняет водород из кислот:

$Zn+2Н^{+}=Zn^{2+}+H_2↑$

Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании

	.металл	неметалл	вода	Кисл..оксид	Осн.оксид	Амф..оксид	кислота	Нерас.основание/	Щелочь(основание)	Амф.гидроксид	соль
металл	———	1.соль/Fe+Cl2-FeCl3/ 2.оксид;гидрид(только МЕ I;IIгрупп) карбид; нитрид , сульфид и др. Но!/щел.ме.первой группы обр-т пероксиды/Na2O2/кроме лития.	1.акт.ме=щелочь+H2 2.ср.акт.ме=основ.окcид+H2)при нагр.)но помни2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2-если снять оксидную пленку.и Mg+HOH=Mg(OH)2+H2	————но очень редко CO2+Mg(Zn)=MgO+CO	—————-	——————но алюминотермия/Al+Cr2O3=Al2O3+Cr/-	!!! =СОЛЬ+H2если .ме стоит до H2/(Fe+HCl=FeCl2+H2) 1/щел.ме. нельзя!/ 2/ но! HNO3 и к.H2SO4реагирует почти со всеми/кроме AU .Pt/  и H2 не выдел.	———	————-	————	= СОЛЬ+МЕ/.если ме стоит впереди МЕ из состава соли (но щел.мет.нельзя брать)
неметалл	+смотри↑	1.оксиды 2.водородные соед.(CH4/PH3/HCl/и другие	—————ноCl2+H2O=HCl+HClO	———но!CO2+C=2CO/ SiО2 + 2С → Si + 2СО.	———-но 1.Осн.оксид ср.акт.ме или неакт.ме+H2=H2O+ME/при нагр./ 2.карботермияZnO+C=Zn+CO	———-—-	———но!-S+k.HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O/ С + к.2H2SО4 → СО2 + 2SО2 + 2Н2О	————	Но!на холоде: Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O, при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O; (Cl2—Br2 также как и хлор/—I2—P4(белый)—Si —S)см.внизу	————	————но Более активные галогены вытесняют менее активные из их солей./Cl2+KBr=KCl+Br2/
Кислоксид	————но очень редко CO2+Mg(Zn)=MgO+CO	—- но!CO2+C=2CO/ SiО2 + 2С → Si + 2СО.	=кислота/но! SiO2 не реагирует	—————	=соль	=соль/но реагируют только с оксидами сильных и средних кислот/	———	————	= соь +H2O или =кислая соль	=соль+H2O	—-но нелетучие оксиды вытесняют летучие из их солейSiO2+K2CO3=CO2+K2SiO3
	металл	неметалл	вода	Кисл.окид	Осн.оксид	Амф.оксид	кислота	Нер.основание	Щелочь/основание/	Амф.гидроксид	соль
Основ.оксид	—-	—— ————но 1.Осн.оксид ср.акт.ме или неакт.ме+H2=H2O+ME/при нагр./ 2.карботермияZnO+C=Zn+CO	=щелочь/но если оксид акт.Ме/+	=соль	—————	=двойная сольCaO+ZnO=CaZnO2; Li2O+Al2O3=2LiAlO2	=соль +H2O		——————-	=двойная соль +H2o (NaAlO2+H2O)если оксид акт.металла	—
кислота	+ +	———— но!-S+k.HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O/ С + к.2H2SО4 → СО2 + 2SО2 + 2Н2О	————-	—————	=соль +H2O	=соль+H2O	———-	= Соль +H2O	= Соль +H2O	= Соль +H2O	=Соль+кислота/если кислота сильная а соль образована слабой кислотой и соль выпадает в осадок
Щелочь(основание)	—	—————	—————	= соь +H2O или =кислая соль	—————	+H2o=Na2⌠Zn(OH)4⌡комплексная соль в растворе .а при сплавлении соль Na2znO2*но!(железо не обр-т).	=соль+H2O	—————	———————	=компл.соль.Al(OH)3+NaOH=Na⌠Al(OH)4⌡в растворе а при сплавлении будетNaAlO2+2H2O	=нерастворимое основание+H2O/ если в составе соли металл неакт. Или сред.активный/
	металл	неметалл	вода	Кисл.оксид	Осн.оксид	Амф.оксид	кислота	Нер.основание	щелочь	Амф.гидроксид	соль
соль	СОЛЬ+МЕ/.если ме стоит впереди МЕ из состава соли (но щел.мет.нельзя брать)	——но но Более активные галогены вытесняют менее активные из их солей.	но иногда кристаллогидрат CuSO4.H2Oи гидролиз некоторых солей.	————-	————	—————	=Соль+кислота/если кислота сильная а соль образована слабой кислотой и соль выпадает в осадок	————-	=нерастворимое основание+H2O/ если в составе соли металл неакт. Или сред.активный/	————-	=соль(нераст.)+соль/исходные соли должны быть растворимые/
.Нагревание разложение	—	—-	ток=H2+O2	——	——		Угольная.сернистая.	=осн.оксид+вода	——————но NH4OH——NH3+H2O	=осн.оксид+вода	Карбонаты.сульфиты.силикаты и др.нитраты по схеме:см.прим.

(NH4)2CO3—2NH3+CO2+H2O       
 NH4NO3—N2O+2H2O

3I2+6NaOH = NaIO3+5NaI+3H2O        
3s+6NaOH = Na2SO3+2Na2S+3H2O     P4+3NaOH+3H2O = 3NaH2PO3+PH3  /P4-белый
фосфор/

Si+2NaOH+H2O = Na2SiO3+2H2 
                         (H2; O2; N2; C)——НЕ ВЗАИМОДЕЙСТВУЮТ!

Неорганическая химия — раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли.
Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В
этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении
химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты
(в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

• CuO — соответствует основанию Cu(OH)₂
• Li₂O — соответствует основанию LiOH
• FeO — соответствует основанию Fe(OH)₂ (сохраняем ту же СО = +2)
• Fe₂O₃ — соответствует основанию Fe(OH)₃ (сохраняем ту же СО = +3)
• P₂O₅ — соответствует кислоты H₃PO₄

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

• Основные

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются
исключительно металлами. Примеры: Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными
оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li₂O + H₂O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Li₂O + P₂O₅ → Li₃PO₄ (осн. оксид + кисл. оксид = соль)

Li₂O + H₃PO₄ → Li₃PO₄ + H₂O (осн. оксид + кислота = соль + вода)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

• Амфотерные (греч. ἀμφότεροι — двойственный)

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al₂O₃,
Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, PbO, PbO₂, Ga₂O₃.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и
кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

Fe₂O₃ + K₂O → (t) KFeO₂ (амф. оксид + осн. оксид = соль)

ZnO + KOH + H₂O → K₂[Zn(OH)₄] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N₂O₅ → Zn(NO₃)₂ (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe₂O₃ + HCl → FeCl₃ + H₂O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что
СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)



• Кислотные

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO₂,
SO₃, P₂O₅, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, SiO₂,
MnO₃, Mn₂O₇.

Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять
степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.

• SO₂ — H₂SO₃
• SO₃ — H₂SO₄
• P₂O₅ — H₃PO₄
• N₂O₅ — HNO₃
• NO₂ — HNO₂, HNO₃

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO₃ + Li₂O → Li₂SO₄ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P₂O₅ + NaOH → Na₃PO₄ + H₂O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO₂ — не реагирует с водой,
так как продукт реакции — H₂SiO₃ является нерастворимой кислотой.

Mn₂O₇ + H₂O → HMnO₄ (сохраняем СО марганца +7)

SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (сохраняем СО серы +6)

SO₂ + H₂O → H₂SO₃ (сохраняем СО серы +4)

Несолеобразующие оксиды — оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования.
К таким оксидам относят:

• CO
• N₂O
• NO
• SiO
• S₂O

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей.
Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO₂ (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания — химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов.
Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр — NaOH, едкое кали — KOH.

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания
способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O (основание + кислота = соль + вода — реакция нейтрализации)

Mg(OH)₂ → (t) MgO + H₂O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет.
Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)₂ + NH₄Cl → BaCl₂ + NH₃ + H₂O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH₄OH,
которое распадается на NH₃ и H₂O)

LiOH + MgCl₂ → LiCl₂ + Mg(OH)₂↓

KOH + BaCl₂ ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами — с образованием соли
и воды, так и с основаниями — с образованием комплексных солей.

Al(OH)₃ + HCl → AlCl₃ + H₂O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)₃ + KOH → (t) KAlO₂ + H₂O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода — при высоких
температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Кислоты

Кислота — химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации
кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое способна отдать молекула кислоты, реагируя с основанием. Определять основность кислоты по числу атомов водорода в ней — часто верный способ, но не всегда: например, борная кислота H₃BO₃ является слабой одноосновной кислотой, фосфористая кислота H₃PO₃ — двухосновной кислотой.

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию
с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H₃PO₄ + LiOH → Li₃PO₄ + H₂O (кислота + основание = соль + вода — реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду — угольная и сернистая кислоты:

• H₂CO₃ → H₂O + CO₂↑
• H₂SO₃ → H₂O + SO₂↑

Записать эти кислоты в растворе в виде «H₂CO₃ или H₂SO₃» — будет считаться ошибкой. Пишите угольную
и сернистую кислоты в разложившемся виде — виде газа и воды.

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз.
В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной — серную кислоту. Природу не
обманешь

K₂S + HCl → H₂S + KCl (из сильной — соляной кислоты — получили более слабую — сероводородную)

K₂SO₄ + CH₃COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной — серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)₂ и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными
гидроксидами, например серная кислота — H₂SO₄. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO₂(OH)₂

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Соли

Соль — ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается
металлом или ионом аммония (NH₄). Наиболее известной солью является поваренная соль — NaCl.

По классификации соли бывают:

• Средние — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO₃, NaCl, BaSO₄, Li₃PO₄
• Кислые — продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO₄, NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄ (гидросульфат
  лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
• Основные — продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
• Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO₄)₂
  
• Смешанные — содержат один металл и два кислотных остатка MgClBr (хлорид-бромид магния
• Комплексные — содержат комплексный катион или анион — атом металла, связанный с несколькими лигандами: Na[Cr(OH)₄]
  (тетрагидроксохромат натрия)

Растворы или расплавы солей могут вступать в реакцию с металлом, который расположен левее металла, входящего в состав соли. В этом случае более
активный металл вытеснит менее активный из раствора соли. Например, железо способно вытеснить медь из ее солей:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu (железо стоит левее меди в ряду активности и способно вытеснить медь из ее солей)

Замечу важную деталь: исход реакции основание + кислота иногда определяет соотношение. Запомните, что если двух- или трехосновная кислота дана в
избытке — получается кислая соль, если же в избытке дано основание — средняя соль.

NaOH + H₂SO₄ → NaHSO₄ (кислота дана в избытке)

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O (основание дано в избытке)

Если в ходе реакции соли с кислотой, основанием или другой солью выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода),
то такая реакция идет. Кислую соль также можно получить в реакции соли с соответствующей двух-, трехосновной кислотой.

Na₂CO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂↑ (сильная кислота — соляная, вытесняет слабую — угольную)

MgCl₂ + LiOH → Mg(OH)₂↓ + LiCl

K₂SO₄ + H₂SO₄ → KHSO₄ (средняя соль + кислота = кислая соль)

Чтобы сделать из кислой соли — среднюю соль, нужно добавить соответствующее основание:

KHSO₄ + KOH → K₂SO₄ + H₂O (кислая соль + основание = средняя соль)

Химические
свойства неорганических соединений.

Взаимодействие
неметаллов с растворами щелочей

Реакции
металлов и неметаллов

Взаимодействие
неметаллов с кислотами-окислителями

•Металл+неметалл→
оксид, соль, бинарное соединение или не
реагируют 4Al+3O₂→ 2Al₂O₃

2Na+Cl₂→ 2NaCl

3Mg+N₂→ Mg₃N₂

Fe+N₂→

Неметалл+неметалл t° 
оксид,
кислота, бинарное соединение или не реагируют

S+O₂  ^t°         SO₂

H₂+Cl₂→ 2HCl

N₂+H₂  ^t°          2NH₃

N₂+С→

•Металл+кислота→ соль+H₂↑

Условие: металл должен стоять в электрохимическом ряду левее H₂.

Fe+2HCl→ FeCl₂+H₂↑

Cu+HCl→

•Галогены вытесняют менее
активные галогены, а также серу из растворов солей

Br₂+K₂S→ 2KBr+S

Реакции
основных, кислотных и амфотерных оксидов.

•Основный оксид+H₂O→
основание

Условие: реакция проходит, если основание растворимо.

CaO+H₂O→ Ca(OH)₂

FeO+H₂O→

•Кислотный оксид+H₂O→
кислота

Условие: реакция проходит, если кислота растворима.

SO₃+H₂O→ H₂SO₄

SiO₂+H₂O→

•Основный оксид+кислотный оксид→
соль

3Na₂O+P₂O₅→ 2Na₃PO₄

•Основный оксид+кислота→ соль+H₂O

Na₂O+2HNO₃→ 2NaNO₃+H₂O

•Кислотный оксид+основание→
соль+H₂O CO₂+Ca(OH)₂→
CaCO₃↓+H₂O

•Кислотный оксид+соль→
соль+летучий кислотный оксид SiO₂+CaCO₃→
CaSiO₃+CO₂↑

•Амфотерный оксид+соль→
соль+летучий кислотный оксид Al₂O₃+Na₂CO₃→
2NaAlO₂+CO₂↑

•Амфотерный
оксид+основный оксид→ соль

Al₂O₃+Na₂O→ 2NaAlO₂

•Амфотерный
оксид+кислотный оксид→ соль

t°

Al₂O₃+3SiO₂→ Al₂(SiO₃)₃

•Амфотерный оксид+кислота→
соль+H₂O ZnO+2HNO₃→
Zn(NO₃)₂+H₂O

•Амфотерный оксид+основание+
H₂O→ комплексная соль ZnO+2NaOH+H₂O→
Na₂[Zn(OH)₄]

t°

•Амфотерный оксид+основание→
соль+ H2O

t°

ZnO+2NaOH→ Na₂ZnO₂+H₂O

Оксиды
вступают в окислительно-восстановительные реакции:

•Невысшие оксиды могут
реагировать с кислородом

t°

CO+O₂→ CO₂

•Оксиды могут разлагаться
при нагревании

t°

2HgO→2Hg+O₂

•Оксиды могут
восстанавливаться до простых веществ

t°

CuO+H₂→_t° Cu+H₂O

Cr₂O₃+Al→ Al₂O₃+Cr

NO₂+2H₂→ N₂+2H₂O

•Другие
окислительно-восстановительные реакции MnO₂+4HCl→MnCl₂+Cl₂+2H₂O

SO₂+2H₂S →3S+H₂O

Реакции
оснований

•Основание+кислотный
(амфотерный) оксид→ соль+H₂O
6NaOH+P₂O₅→ 2Na₃PO₄+3H₂O

•Основание+кислота→
соль+H₂O

2NaOH+H₂SO₄→ Na₂SO₄+2H₂O

NaOH+H₂SO₄→ NaHSO₄+H₂O

Mg(OH)₂+HCl→Mg(OH)Cl+2H₂O

•Основание+кислая соль→
соль+H₂O NaOH+NaHCO₃→ Na₂CO₃+H₂O

•Основание+амфотерный
оксид+ H₂O→ комплексная соль

2NaOH+ZnO+H₂O→ Na₂[Zn(OH)₄]

•Основание+амфотерный оксид
→ соль+ H₂O

2NaOH+ZnO→ Na₂ZnO₂+H₂O

•Основание+амфотерный
гидроксид→ комплексная соль

2NaOH+Zn(OH)₂→ Na₂[Zn(OH)₄]

•Основание+амфотерный гидроксид
→ соль+ H₂O

2NaOH+Zn(OH)₂ → Na₂ZnO₂+H₂O

•Основание+соль
→ соль+ основание 2NaOH+CuSO₄→
Na₂SO₄+Cu(OH)₂

•Нерастворимое основание → основный
оксид+H₂O

Реакции
амфотерных гидроксидов

•Амфотерный гидроксид+кислотный
оксид→ соль+H₂O 2Al(OH)₃+3SO₃→ Al₂(SO₄)₃+3H₂O

•Амфотерный гидроксид+основный
оксид→ соль+H₂O 2Al(OH)₃+Na₂O→ 2NaAlO₂+3H₂O

•Амфотерный гидроксид+кислота→
соль+H₂O

Zn(OH)₂+H₂SO₄→ ZnSO₄+2H₂O

•Амфотерный гидроксид+основание→
комплексная соль 2NaOH+Zn(OH)₂→ Na₂[Zn(OH)₄]

t°

•Амфотерный гидроксид+основание
→ соль+ H₂O

t°

2NaOH+Zn(OH)₂ → Na₂ZnO₂+H₂O

t°

•Амфотерный гидроксид→ амфотерный
оксид+H₂O

Zn(OH)₂→^t° ZnO+H₂O

Реакции
кислот

•Кислота+основание
(амфотерный гидроксид)→ соль+H₂O

H₂SO₄+2NaOH→ Na₂SO₄+2H₂O

H₂SO₄+NaOH→ NaHSO₄+H₂O

HCl+Mg(OH)₂→Mg(OH)Cl+2H₂O

•2HCl+Zn(OH)₂→ZnCl₂+2H₂O

•Кислота+основная соль→ соль+H₂O

HCl+Mg(OH)Cl→MgCl₂+H₂O

•Кислота+основный
(амфотерный) оксид→ соль+H₂O

2HCl+Na₂O→ 2NaCl+H₂O

•2HCl+ZnO→ ZnCl₂+H₂O

•Кислота+металл→
соль+H₂↑ (Исключение реакции с H₂SO_4(конц)
и с HNO₃)

Условие: металл должен стоять в
электрохимическом ряду левее H₂. Fe+2HCl→ FeCl₂+H₂↑

•Кислота+соль
→ соль+ кислота

H₂SO₄+CaCO₃→ CaSO₄+H₂O+CO₂

Взаимодействие
неметаллов с кислотами-окислителями

*    
HNO_3(конц) всегда
восстанавливается до NO₂

Реакции солей

Реакции ионного обмена

Условия:

1.      
Реагенты
должны быть растворимы (исключение: осадки можно растворять в сильных
кислотах).

2.      
В продуктах реакции должны быть
нерастворимое вещество (осадок), газ или

H₂O.

•Соль+кислота→
соль+кислота

BaCl₂+H₂SO₄→ BaSO₄↓+2HCl

•Соль+основание→
соль+основание

CuCl₂+NaOH→ Cu(OH)₂↓+2NaCl

•Соль+соль→
соль+соль

BaCl₂+Na₂SO₄→ BaSO₄↓+2NaCl

•Галогены
вытесняют менее активные галогены, а также серу из растворов
солей

Br₂+K₂S→ 2KBr+S

•Металл+соль→
металл↓+соль

Условие: каждый металл, начиная с Mg,
может вытеснить менее активный металл

из его растворимой
соли.

Fe+CuSO₄→FeSO₄+Cu↓

Ag+CuSO₄→

•Основная соль+кислота→ соль+H₂O

Mg(OH)Cl+HCl→MgCl₂+H₂O

•Кислая соль+основание→
соль+H₂O

NaHCO₃+NaOH→ Na₂CO₃+H₂O

•Соли вступают в различные
окислительно-восстановительные реакции

5KClO₃+6P →3P₂O₅+5KCl

Термические превращения солей