Какие задания в егэ по химии на неорганику

ВЕЩЕСТВО  

 РЕАГЕНТЫ

А) Si

1) H₂, S, NaCl

Б) Be

2) Cl₂, Mg, NaOH

В) Ag₂O

3) O₂, HCl, KOH

Г) (NH₄)₂CO₃

4) CaCl₂, KOH, HCl

5) H₂, CO, HNO₃

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ

А) Al + KOH + H₂O

1) KAlO₂ + H₂

Б) Al(NO₃)₃ + K₂CO₃ + H₂O

2) KAlO₂ + CO₂

В) Al₂O₃(тв) + K₂CO₃(тв)

3) K[Al(OH)₄] + H₂

Г) KNO₃ + Al + KOH + H₂O

4) K[Al(OH)₄] + NH₃

5) K[Al(OH)₄] + CO₂

6) Al(OH)₃ + KNO₃ + CO₂

Для записи ответов на задания 29–34 используйте чистый лист бумаги. Запишите сначала номер задания (29, 30 и т.д.), а затем его подробное решение. Ответы записывайте чётко и разборчиво.

Для выполнения заданий 29 и 30 используйте следующий перечень веществ: сульфат меди(II), гидроксид натрия, карбонат натрия, сульфид аммония, бромат калия, серная кислота. Допустимо использование воды в качестве среды для протекания реакций.

Код раз- дела

Код контроли

-руемого элемента

Элементы содержания, проверяемые заданиями экзаменационной работы

Федеральный компонент государственного стандарта среднего общего образования

Наличие позиций ФК ГОС в ПООП СОО

базовый уровень

углублённый уровень

2

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

ОСНОВЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

2.1

Классификация неорганических ве- ществ. Номенклатура неорганичес-

ких веществ (тривиальная и между- народная)

–

–

2.2

Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щёлочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома,

железа)

Окислительно-восстановительные свойства простых веществ – металлов главных и побочных подгрупп (медь, железо) и неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота,

фосфора, углерода, кремния

Общие физические и химические свойства металлов. Закономерности в изменении свойств простых веществ, водородных соединений, высших оксидов и гидроксидов

2.3

Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Свойства, получение и применение угля. Активированный уголь как адсорбент. Наноструктуры. Мировые достижения в области создания наноматериалов. Круговорот углерода в живой и неживой природе. Физические и химические свойства кремния. Свойства, получение и применение фосфора. Особенности химии фтора. Применение галогенов и их важнейших соединений.

Закономерности в изменении свойств простых

веществ, водородных соединений, высших ок- сидов и гидроксидов

2.4

Характерные химические свойства

оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных

–

Оксиды и пероксиды натрия и калия. Электронное строение молекулы угарного газа. Получение и применение угарного газа. Биологическое действие угарного газа. Оксид кремния(IV). Оксиды и гидроксиды этих металлов, зависимость их свойств от степени окисления элемента. Закономерности в изменении свойств простых веществ,

водородных соединений, высших оксидов и гидроксидов

2.5

Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидрок- сидов

–

2.6

Характерные химические свойства кислот

–

Кремниевые кислоты и их соли. Азотная кислота как окислитель. Фосфорные и полифосфорные кислоты. Особые свойства концентрированной серной кислоты. Галогеноводороды и их получение. Кислородсодержащие соединения хлора.

Галогеноводородные кислоты и их соли

2.7

Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных (на примере соедине- ний алюминия и цинка)

–

Важнейшие соли. Соли натрия, калия, кальция и магния, их значение в природе и жизни чело- века. Жёсткость воды и способы её устране- ния. Комплексные соединения алюминия. Алюмосиликаты. Окислительные свойства со- лей хрома и марганца в высшей степени окис- ления. Комплексные соединения хрома. Крем- ниевые кислоты и их соли.

Нитраты, их физические и химические свойства, применение. Биологическая роль фосфатов. Карбонаты и гидрокарбонаты. Силикатные минералы – основа земной коры.

Галогеноводородные кислоты и их соли

2.8

Взаимосвязь различных классов

неорганических веществ

–

–

Номер зада- ния

Проверяемые элементы содержания

Коды про- веряемых элементов содержа- ния по коди-

фикатору

Коды требо- ваний

Уро- вень слож- ности зада- ния

Макс. балл за выпол- нение зада- ния

При- мерное время выпол- нения задания

(мин.)

Часть 1

1

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырёх периодов: s-, p- и d-элементы.

Электронная конфигурация атома.

Основное и возбуждённое состояния атомов

1.1.1

1.2.1,

2.3.1

Б

1

2–3

2

Закономерности изменения химических

1.2.1,

1.2.3,

Б

1

2–3

свойств элементов и их соединений по

1.2.2,

2.4.1,

периодам и группам.

1.2.3,

2.3.1

Общая характеристика металлов IА–IIIА

1.2.4

групп в связи с их положением

в Периодической системе химических

элементов Д.И. Менделеева

и особенностями строения их атомов.

Характеристика переходных элементов –

меди, цинка, хрома, железа – по их

положению в Периодической системе

химических элементов Д.И. Менделеева

и особенностям строения их атомов.

Общая характеристика неметаллов IVА–

VIIА групп в связи с их положением

в Периодической системе химических

элементов Д.И. Менделеева

и особенностями строения их атомов

3

Электроотрицательность. Степень

1.3.2

1.1.1,

Б

1

2–3

окисления и валентность химических

2.2.1

элементов

Номер зада- ния

Проверяемые элементы содержания

Коды про- веряемых элементов содержа- ния по коди-

фикатору

Коды требо- ваний

Уро- вень слож- ности зада- ния

Макс. балл за выпол- нение зада- ния

При- мерное время выпол- нения задания

(мин.)

4

Ковалентная химическая связь, её разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь.

Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Тип кристаллической решётки. Зависимость

свойств веществ от их состава и строения

1.3.1,

1.3.3

2.2.2,

2.4.2,

2.4.3

Б

1

2–3

5

Классификация неорганических веществ. Номенклатура неорганических веществ

(тривиальная и международная)

2.1

1.3.1,

2.2.6

Б

1

2–3

6

Характерные химические свойства

1.4.5,

1.1.1,

П

2

5–7

простых веществ – металлов: щелочных,

1.4.6,

1.1.2,

щёлочноземельных, магния, алюминия;

2.5,

1.2.1,

переходных металлов: меди, цинка, хрома,

2.6,

2.3.3,

железа.

2.7

2.4.4

Характерные химические свойства

простых веществ – неметаллов: водорода,

галогенов, кислорода, серы, азота,

фосфора, углерода, кремния. Характерные

химические свойства оксидов: оснóвных,

амфотерных, кислотных

Характерные химические свойства

оснований и амфотерных гидроксидов.

Характерные химические свойства кислот.

Характерные химические свойства солей:

средних, кислых, оснóвных; комплексных

(на примере гидроксосоединений

алюминия и цинка).

Электролитическая диссоциация

электролитов в водных растворах.

Сильные и слабые электролиты.

Реакции ионного обмена

Номер зада- ния

Проверяемые элементы содержания

Коды про- веряемых элементов содержа- ния по коди-

фикатору

Коды требо- ваний

Уро- вень слож- ности зада- ния

Макс. балл за выпол- нение зада- ния

При- мерное время выпол- нения задания

(мин.)

7

Классификация неорганических веществ. Номенклатура неорганических веществ (тривиальная и международная).

Характерные химические свойства неорганических веществ:

• простых веществ – металлов: щелочных, щёлочноземельных, магния, алюминия, переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа);

• простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния;

• оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных;

• оснований и амфотерных гидроксидов;

• кислот;

• солей: средних, кислых, оснóвных;

комплексных (на примере гидроксосоединений алюминия и цинка)

2.1,

2.2,

2.3,

2.4,

2.5,

2.6,

2.7

1.3.1,

2.2.6,

2.3.3

П

2

5–7

8

Классификация неорганических веществ. Номенклатура неорганических веществ (тривиальная и международная); Характерные химические свойства неорганических веществ:

• простых веществ – металлов: щелочных, щёлочноземельных, магния, алюминия, переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа);

• простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния;

• оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных;

• оснований и амфотерных гидроксидов;

• кислот;

• солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных (на примере

гидроксосоединений алюминия и цинка)

2.1,

2.2,

2.3,

2.4,

2.5,

2.6,

2.7

1.3.1,

2.2.6,

2.3.3,

2.4.3,

2.4.4

П

2

5–7

9

Взаимосвязь неорганических веществ

2.8

2.3.3,

2.4.3

Б

1

2–3

Номер зада- ния

Проверяемые элементы содержания

Коды про- веряемых элементов содержа- ния по коди-

фикатору

Коды требо- ваний

Уро- вень слож- ности зада- ния

Макс. балл за выпол- нение зада- ния

При- мерное время выпол- нения задания

(мин.)

10

Классификация органических веществ. Номенклатура органических веществ

(тривиальная и международная)

3.3

2.2.6

Б

1

2–3

11

Теория строения органических соединений: гомология и изомерия (структурная и пространственная). Взаимное влияние атомов в молекулах.

Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал.

Функциональная группа

3.1,

3.2

1.2.1,

2.2.2,

2.2.3,

2.2.7

Б

1

2–3

12

Характерные химические свойства углеводородов: алканов, циклоалканов, алкенов, диенов, алкинов, ароматических углеводородов (бензола и гомологов бензола, стирола).

Основные способы получения углеводородов (в лаборатории). Характерные химические свойства предельных одноатомных и многоатомных спиртов, фенола.

Характерные химические свойства альдегидов, предельных карбоновых кислот, сложных эфиров.

Основные способы получения кислородсодержащих органических

соединений (в лаборатории)

3.4,

3.5,

3.6,

4.1.7,

4.1.8

1.3.4,

2.3.4,

2.4.4,

2.5.1

Б

1

2–3

13

Характерные химические свойства азотсодержащих органических соединений: аминов и аминокислот. Важнейшие способы получения аминов и аминокислот.

Биологически важные вещества: жиры,

углеводы (моносахариды, дисахариды, полисахариды), белки

3.7,

3.8

2.3.4

Б

1

2–3

Номер зада- ния

Проверяемые элементы содержания

Коды про- веряемых элементов содержа- ния по коди-

фикатору

Коды требо- ваний

Уро- вень слож- ности зада- ния

Макс. балл за выпол- нение зада- ния

При- мерное время выпол- нения задания

(мин.)

14

Характерные химические свойства углеводородов: алканов, циклоалканов, алкенов, диенов, алкинов, ароматических углеводородов (бензола и гомологов бензола, стирола). Важнейшие способы получения углеводородов. Ионный (правило В.В. Марковникова) и радикальные механизмы реакций

в органической химии

3.4,

4.1.7

2.3.4,

2.4.4

П

2

5–7

15

Характерные химические свойства предельных одноатомных и многоатомных спиртов, фенола, альдегидов, карбоновых кислот, сложных эфиров. Важнейшие способы получения кислородсодержащих

органических соединений

3.5,

3.6,

4.1.8

2.3.4

П

2

5–7

16

Взаимосвязь углеводородов,

кислородсодержащих и азотсодержащих органических соединений

3.9

2.3.4,

2.4.3

Б

1

2–3

17

Классификация химических реакций

в неорганической и органической химии

1.4.1

2.2.8

Б

1

2–3

18

Скорость реакции, её зависимость от

различных факторов

1.4.3

2.4.5

Б

1

2–3

19

Реакции окислительно-восстановительные

1.4.8

2.2.1,

2.2.5

Б

1

2–3

20

Электролиз расплавов и растворов (солей,

щелочей, кислот)

1.4.9

1.1.3,

2.2.5

Б

1

2–3

21

Гидролиз солей. Среда водных растворов:

кислая, нейтральная, щелочная

1.4.7

2.2.4

Б

1

2–3

22

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение равновесия под действием

различных факторов

1.4.4

2.4.5

П

2

5–7

23

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Расчёты количества вещества, массы вещества или объёма газов по известному количеству вещества, массе или объёму одного из

участвующих в реакции веществ

1.4.4,

4.3.3

1.1.1,

2.5.2

П

2

5–7

24

Качественные реакции на неорганические вещества и ионы. Качественные реакции

органических соединений

4.1.4,

4.1.5

2.5.1

П

2

5–7

Номер зада- ния

Проверяемые элементы содержания

Коды про- веряемых элементов содержа- ния по коди-

фикатору

Коды требо- ваний

Уро- вень слож- ности зада- ния

Макс. балл за выпол- нение зада- ния

При- мерное время выпол- нения задания

(мин.)

25

Правила работы в лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Правила безопасности при работе с едкими, горючими и токсичными веществами, средствами бытовой химии. Научные методы исследования химических веществ и превращений. Методы разделения смесей и очистки веществ.

Понятие о металлургии: общие способы получения металлов.

Общие научные принципы химического производства (на примере промышленного получения аммиака, серной кислоты, метанола). Химическое загрязнение окружающей среды и его последствия. Природные источники углеводородов, их переработка.

Высокомолекулярные соединения. Реакции полимеризации и поликонденсации. Полимеры.

Пластмассы, волокна, каучуки

4.1.1,

4.1.2,

4.2.1,

4.2.2,

4.2.3,

4.2.4,

4.2.5

1.3.2,

1.3.3,

1.3.4,

2.2.4

Б

1

2–3

26

Расчёты с использованием понятий

«растворимость», «массовая доля вещества в растворе»

4.3.1

2.5.2

Б

1

3–4

27

Расчёты теплового эффекта

(по термохимическим уравнениям)

4.3.4

2.5.2

Б

1

3–4

28

Расчёты массы вещества или объёма газов по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ.

Расчёты массовой или объёмной доли выхода продукта реакции от теоретически возможного.

Расчёты массовой доли (массы)

химического соединения в смеси

4.3.3,

4.3.8,

4.3.9

2.5.2

Б

1

3–4

Часть 2

29

Окислитель и восстановитель. Реакции окислительно-восстановительные

2.8

2.3.3,

2.4.3,

2.4.4

В

2

10–15

Номер зада- ния

Проверяемые элементы содержания

Коды про- веряемых элементов содержа- ния по коди-

фикатору

Коды требо- ваний

Уро- вень слож- ности зада- ния

Макс. балл за выпол- нение зада- ния

При- мерное время выпол- нения задания

(мин.)

30

Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты. Реакции

ионного обмена

1.4.8

2.2.5,

2.4.4

В

2

10–15

31

Реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов неорганических

веществ

4.3.1

2.5.2

В

4

10-15

32

Реакции, подтверждающие взаимосвязь

органических соединений

3.9

2.3.4,

2.4.3

В

5

10–15

33

Расчёты с использованием понятий

«растворимость», «массовая доля вещества в растворе».

Расчёты массы (объёма, количества вещества) продуктов реакции, если одно из веществ дано в избытке (имеет примеси).

Расчёты массы (объёма, количества вещества) продукта реакции, если одно из веществ дано в виде раствора с определённой массовой долей растворённого вещества.

Расчёты массовой доли (массы)

химического соединения в смеси

4.3.1,

4.3.5,

4.3.6,

4.3.9

2.5.2

В

4

20–25

Основные

Амфотерные

Кислотные

Несолеобразующие

Солеобразные (двойные)

Оксиды металлов в степенях окисления +1, +2, кроме амфотерных.

Оксиды металлов в степенях окисления

+2: толькоBe, Zn, Sn, Pb;

+3 (все, кроме La₂O₃), +4

1) Оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих;

2) Оксиды металлов в степенях окисления от +5 и выше.

Оксиды неметаллов, которым не соответствуют кислоты.

NO, N₂O, CO, (SiO)

Некоторые оксиды, в которых элемент имеет 2 степени окисления:

Fe₃O₄

С о л е о б р а з у ю щ и е

Степень окисления

Оксид

Гидроксиды

Примеры

Основания

Кислоты

+1

Э₂О

ЭОН

НЭО

КОН

НClO

+2

ЭО

Э(ОН) ₂

Н₂ЭО₂

Ba(OH) ₂

?

+3

Э₂О₃

Э(ОН) ₃

НЭО₂ (мета—форма)

—(+H₂O) 

Н₃ЭО₃ (орто-форма)

Al(OH) ₃

HNO₂

H₃PO₃

+4

ЭО₂

——

H₂ЭО₃

H ₄ЭO ₄

——

Н₂СО₃

H ₄SiO ₄

+5

Э₂О₅

——

НЭО₃ 

Н₃ЭО₄

——

HNO₃

H₃PO₄

+6

ЭО₃

——

H₂ЭO₄

——

H₂SO₄

+7

Э₂О₇

——

НЭО₄

—(+ 2H₂O) 

H ₅ЭО₆

——

HClO₄

H₅IO₆

Мета-форма кислоты — ОДИН атом водорода: НЭО_х

Орто-форма кислоты – отличается от МЕТА-формы на одну молекулу воды. Н₃ЭО_х+1

Растворимые (Щелочи)

Нерастворимые

1) гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH

2) гидроксиды металлов второй группы главной подгруппы, начиная с кальция:

Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂

Все остальные гидроксиды металлов.

Кислородсодержащие кислоты

Бескислородные кислоты

1) высшие кислоты

H₂SO₄ серная кислота

HNO₃ азотная кислота

H₃PO₄ фосфорная кислота

H₂CO₃ угольная кислота

H₂SiO₃ кремниевая кислота

2) кислоты с меньшей степенью окисления неметалла

H₂SO₃ сернистая кислота

HNO₂ азотистая кислота

HF фтороводородная кислота

HCl хлороводородная кислота (соляная кислота)

HBr бромоводородная кислота

HI иодоводородная кислота

H₂S сероводородная кислота

Одноосновные

Двухосновные

Трехосновные

HNO₃ азотная

HF фтороводородная

HCl хлороводородная

HBr бромоводородная

HI иодоводородная

H₂SO₄ серная

H₂SO₃ сернистая

H₂S сероводородная

H₂CO₃ угольная

H₂SiO₃ кремниевая

H₃PO₄ фосфорная

Сильные кислоты

Слабые кислоты

HI иодоводородная

HBr бромоводородная

HCl хлороводородная

H₂SO₄ серная

HNO₃ азотная

HClO₄ хлорная

HF фтороводородная

H₃PO₄ фосфорная

HNO₂ азотистая (неустойчивая)

H₂SO₃ сернистая (неустойчивая)

H₂CO₃ угольная (неустойчивая)

H₂S↑ сероводородная

H₂SiO₃↓ кремниевая

СН₃СООН уксусная

СОЛИ

Средние

Кислые

Основ-ные

Двойные

Сме-шанные

Комплексные

Продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

Продукт непол-ного замещения атомов водоро-да в кислоте на металл

Продукт непол-ного заме-щения ОН-групп на кислотный остаток

Содержат два разных металла и один кислотный остаток

Содер-жат один металл и два кислотных остатка

Содержат комплексный катион или анион – атом металла, связанный с несколькими лигандами.

AlCl₃

КHSO₄

FeOHCl

KAl(SO₄)₂

CaClBr

K₂[Zn(OH)₄]

Хлорид алюминия

Гидросульфат калия

Хлорид гидроксожелеза (II)

Сульфат алюминия-калия

Хлорид-бромид кальция

Тетрагидроксоцинкат калия

Элемент

Латинское название

Корень

Н

гидрогениум

ГИДР-

С

карбоникум

КАРБ-

N

нитрогениум

НИТР-

S

сульфур

СУЛЬФ-

Соль какой кислоты

Кислотный остаток

Название солей

Примеры

Высшие кислоты

Азотная HNO₃

NO₃^—

нитраты

Ca(NO₃)₂ нитрат кальция

Кремниевая H₂SiO₃

SiO₃^2—

силикаты

Na₂SiO₃ силикат натрия

Угольная H₂CO₃

CO₃^2—

карбонаты

Na₂CO₃ карбонат натрия

Фосфорная H₃PO₄

PO₄^3-

фосфаты

AlPO₄ фосфат алюминия

Серная H₂SO₄

SO₄^2—

сульфаты

PbSO₄ сульфат свинца

Бескислородные кислоты

Бромоводородная HBr

Br^—

бромиды

NaBr бромид натрия

Иодоводородная HI

I^—

иодиды

KI иодид калия

Сероводородная H₂S

S^2—

сульфиды

FeS сульфид железа (II)

Соляная HCl

(хлороводородная)

Cl^—

хлориды

NH₄Cl хлорид аммония

Фтороводородная HF

F^—

фториды

CaF₂ фторид кальция

Более низкая степ. ок.

Cернистая кислота H₂SO₃

SO₃^2—

сульфиты

К₂SO₃ сульфит калия

Азотистая HNO₂

NO₂^—

нитриты

КNO₂ нитрит калия

Соль

Международное название

Традиционное название

NaHCO₃

Гидрокарбонат натрия

Сода питьевая

Na₂CO₃

Карбонат натрия

Сода кальцинированная

K₂CO₃

Карбонат калия

Поташ

Na₂SO₄

Сульфат натрия

Глауберова соль

KClO₃

Хлорат калия

Бертолетова соль

Ca₃(PO₄)₂

Фосфат кальция

Фосфорит

СаСО₃

Карбонат кальция

Известняк

CuSO₄∙5H₂O

Пентагидрат сульфата меди

Медный купорос

Na₂CO₃∙10Н₂О

Декагидрат карбоната натрия

Сода кристаллическая

Способы получения.

Примеры.

Ограничения и примечания

1. Окисление простых веществ:

а) металлов: 2Ca + O₂  2CaO

б) неметаллов:

4P + 3O₂ (нед) 2P₂O ₃

4P + 5O₂ (изб) 2P₂O₅

(Из S – SO₂, из Fe – Fe₂O₃ и Fe₃O₄, из N₂ – NO)

С кислородом не реагируют галогены, инертные газы, Au, Pt. Азот реагирует в жестких условиях (2000°C).

2. Окисление сложных веществ:

а) водородных соединений:

2Н₂S + 3O ₂  2H₂O + 2SO ₂

б) сульфидов, карбидов, фосфидов (бинарных соединений):

2ZnS + 3O₂ 2ZnO + 2SO₂

Каждый элемент сложного вещества окисляется в соответствии со своими свойствами.

3. Разложение гидроксидов и солей:

а) гидроксидов (оснований и кислот):2Al(OH)₃→ ^t Al₂O₃ + 3H₂O

H₂SiO₃ → ^t SiO₂ + H₂O

б) карбонатов: СаСО₃→ ^t CaO+CO₂

Гидроксиды и карбонаты щелочных металлов (Na,K, Rb,Cs) не разлагаются.

4. Окисление кислородом или озоном

а) кислородом:

2СО + О₂  2СО₂

б) озоном:

NO + O₃  NO₂ + O₂

Возможна, если элемент имеет несколько оксидов (сера, фосфор, углерод, азот, железо).

Свойства

Примеры реакций

Ограничения и примечания

1) Реакция с растворами кислот

Li₂O + 2HCl= 2LiCl+ H₂O

NiO + H₂SO₄ = NiSO₄ + H₂O

Кислота должна существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)

2) Реакция с водой

Li₂O + H₂O = 2LiOH

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

(только 8 оксидов: IA группа, СаО, SrO, ВаО)

Оксид реагирует с водой, только если в результате образуется растворимый гидроксид (щелочь).

3) Реакция с кислотными и амфотерными оксидами

BaO + CO₂ = BaCO₃,

FeO + SO₃ = FeSO₄,

CuO + N₂O₅ = Cu(NO₃) ₂

СаО + SO₂ = CaSO₃

Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.

4) Восстановление оксида до металла или до низшего оксида:

MnO + C = Mn + CO

(при нагревании),

FeO + H₂ = Fe + H₂O

(при нагревании).

Fe₂O₃ + CO = FeO + CO₂

В качестве восстановителей

используют: СО, С, водород, алюминий, магний.

С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.

5) Окисление кислородом.

4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃

Если металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.

Свойства

Примеры реакций

Примечания

1) Реакция с основа—ниями

CO₂ + Ca(OH) ₂ = CaCO₃ + H₂O

SiO₂ + 2KOH = K₂SiO₃ + H₂O (при нагревании),

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O,

N₂O₅ + 2KOH = 2KNO₃ + H₂O.

Реакция возможна со щелочами. Наиболее активные кислотные оксиды (SO₃, CrO₃, N₂O₅, Cl₂O₇) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.

2) Реакция с амфотер-ными и основными оксидами

CO₂ + CaO = CaCO₃

P₂O₅ + 6FeO = 2Fe₃(PO₄)₂

(при нагревании)

N₂O₅ + ZnO = Zn(NO₃)₂

Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.

3) Реакция с водой. Образуют-ся КИСЛОТЫ.

N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂

SO₂ + H₂O = H₂SO₃

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Оксид реагирует с водой, если в результате образуется растворимый гидроксид. Не реагирует с водой SiO₂.

4) Реакции с солями летучих кислот.

SiO₂ + K₂CO₃ = K₂SiO₃ + CO₂

(при нагревании)

Твёрдые, нелетучие оксиды (SiO₂,P₂O₅) вытесняют из солей летучие.

5) Окисле—ние.

2SO₂ + O₂ ⇆ 2SO₃

Низшие оксиды окисляются до высших.

Степень окисления

В растворе

В расплаве

+2

(Zn, Be, Sn)

Na ₂[Zn (OH) ₄]

тетрагидроксоцинкат натрия

Na₂ZnO₂

цинкат натрия

+3

(Al, Cr, Fe*)

Na[Al(OH)₄]

тетрагидроксоалюминат натрия

Na₃[Al(OH)₆]

гексагидроксоалюминат натрия

NaAlO₂

метаалюминат натрия и

Na₃AlO₃

ортоалюминат натрия

*) железо не образует устойчивых гидроксокомплексов, амфотерно только в расплаве, образуя NaFeO₂

Cвойства

Примеры реакций

Примечания

1) Реагируют с кислотами, так же, как основные оксиды – образуются соли.

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

Al₂O₃ + 6HNO₃ = 2Al(NO₃)₃ +3H₂O

Только с сильными кислотами

2) Взаимодействуют с растворами щелочей – образуются растворы гидроксокомплексов.

Al₂O₃ + 2KOH +3H₂O = 2K[Al(OH)₄] или K₃[Al(OH)₆]

ZnO +2NaOH +H₂O=Na₂[Zn(OH)₄]

3) Реагируют с расплавами щелочей – образуя соли, при этом проявляют свойства кислотных оксидов.

Al₂O₃ + 2KOH → ^t 2KAlO₂ + H₂O­ (или K₃AlO₃)

ZnO + 2KOH → ^t K₂ZnO₂ + H₂O

4) При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.

Al₂O₃ + Na₂CO₃ → ^t 2NaAlO₂+CO₂ (или Na₃AlO₃)

ZnO + Na₂CO₃ → ^t Na₂ZnO₂+ CO₂

Способ получения

Примеры реакций

Примечания

1) Реакция активных металлов с водой (только если образуется растворимый гидроксид!)

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

С водой реагируют металлы IA подгруппы, Са, Sr, Ba

2) Взаимодействие основных оксидов с водой (только если образуется растворимый гидроксид!)

ВаО + Н₂О = Ва(ОН)₂

С водой реагируют оксиды металлов IA подгруппы, Са, Sr, Ba.

3) Электролиз растворов хлоридов и бромидов щелочных металлов.

2KCl + 2H₂O sup9(эл.ток Cl₂+ H₂ + 2KOH

4) Обменные реакции в растворе.

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ ↓+ 2NaOH

Исходные вещества должны быть растворимы!В продуктах должен быть осадок!

5) Взаимодействие солей тяжелых металлов со щелочами.

СuCl₂ + 2KOH = Сu(OH)₂ + 2KCl

Получение нерастворимых гидроксидов.

1) Взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации

NaOH + HNO₂ = NaNO₂ + H₂O

2) С кислотными оксидами. В зависимости от соотношения щелочи и оксида получаются средние и кислые соли

SiO₂(тв.)+ 2NaOH → ^t Na₂SiO₃ + +H₂O

2NaOH (избыток) + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

NaOH+ CO₂(избыток) = NaНCO₃

3)Реакция с растворами средних солей.

2NaOH + FeSO₄ = Fe(OH)₂↓+ Na₂SO₄

2KOH + (NH₄)₂SO₄ = K₂SO₄ + 2NH₃+ 2H₂O

Исходные вещества должны быть растворимы, в продуктах — газ или осадок.

3*) Соль амфотерного металла со щелочью.

AlCl₃ + 3KOH(недостаток) = Al(OH)₃↓ + 3KCl

AlCl₃ + 4KOH(избыток) = 3KCl + K[Al(OH)₄]

В зависимости от количества щелочи может образовывать гидроксид или гидроксокомплекс.

4) Реакция с кислыми солями – образуется средняя соль или менее кислая.

NaOH + NaHCO₃ = H₂O + Na₂CO₃

КОН + КН₂РО₄ = К₂НРО₄+H₂O

5) Реакция с амфотерными оксидами и гидроксидами.

2NaOH + Cr₂O₃ → ^t 2NaCrO₂ + H₂O (сплавление)

Раствор:

2KOH + ZnO +H₂O=K₂[Zn(OH)₄]

2NaOH +Zn(OH)₂=Na₂[Zn(OH)₄]

3KOH + Cr(OH)₃ = K₃[Cr(OH)₆]

6) Реакция с амфотерными металлами

2NaOH + Zn +2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

(кроме Fe и Cr)

7) Взаимодействие с неметаллами (кроме N₂, C, O₂, инертных газов):

2F₂ + 4NaOH = O₂ + 4NaF + 2H₂O

Si + 2KOH + H₂O = K₂SiO₃ + 2H₂

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O– реакция диспропорционирования (S,P,Cl₂,Br₂,I₂).

Щелочи (кроме LiOH) при нагревании не разлагаются.

2LiOH –(t) Li₂O + H₂O

1) Взаимодействие с сильными кислотами – реакция нейтрализации.

Fe(OH) ₂+2HCl =FeCl₂ + 2H₂O

2) Реакция с кислотными оксидами (только очень сильных кислот – SO₃,N₂O₅, Cl₂O₇)

Cu(OH)₂ + N₂O₅ → ^t Cu(NO₃)₂

3) Разложение при нагревании.

Сu(OH)₂ → ^t CuO + H₂O

AgOH распадается сразу в момент получения.

4) Окисление низших неустойчивых оснований кислородом.

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

2Mn(OH)₂ + O₂ = 2MnO₂ + 2H₂O

1) Реакции растворов солей со щелочью в недостатке:

ZnCl₂ + NaOH (недостаток) = Zn(OH)₂↓ + 2NaCl

2) Реакции взаимного гидролиза солей Al⁺³ ,Cr⁺³ , Fe⁺³ и солей летучих кислот:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓+3CO₂+ 6NaCl

(SO₃^2-,S^2-)

3) Выделение из гидроксокомплекса под действием слабых кислот или их оксидов:

K₃[Cr(OH)₆] + 3CO₂  Cr(OH)₃ + 3KHCO₃

(Al³⁺) (H₂S, SO₂)

Свойства

Примеры реакций

Примечания

1) Реагируют с кислотами, образуются соли.

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Al(OH)₃+3HNO₃=Al(NO₃)₃+ 3H₂O

Только с сильными кислотами

2) Взаимо-действуют с растворами щелочей.

2NaOH+Zn(OH)₂=Na₂[Zn(OH)₄]

Тетрагидроксоцинкат натрия.

3KOH+ Cr(OH)₃ = K₃[Cr(OH)₆]

Гексагидроксохромат (III) калия

в растворе образуются гидроксокомплексы, кроме железа!

3) Реагируют с расплавами щелочей – образуя соли.

Al(OH)₃ + KOH → ^t KAlO₂+ 2H₂O­

(или K₃AlO₃)

Zn(OH)₂+2KOH→ ^t K₂ZnO₂ + 2H₂O

4) При сплавлении реагируют с карбонатами щелочных металлов.

2Al(OH)₃+ Na₂CO₃ = 2NaAlO₂ (или Na₃AlO₃) + CO₂+ 3Н₂О (при нагревании)

Zn(OH)₂ + Na₂CO₃ = Na₂ZnO₂ + CO₂ + Н₂О (при нагревании)

5) Разлагаются при нагревании

2Al(OH)₃ → ^t Al₂O₃ + 3H₂O­

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Периодический закон» (задание 2 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Химические связи» (задание 4 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Степень окисления и валентность» (задание 3 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Классификация реакций» ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Скорость реакции» ( с ответами) 

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Химическое равновесие реакции» ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Гидролиз»  (с ответами) 

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Окислительно-восстановительные реакции» (задание 19 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Электролиз» (задание 20 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Классификация неорганических веществ» (задание 5 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Теория строения орг. соединений»  ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Классификация орг. соединений»  ( с ответами)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Свойства азотсодержащих соединений»  ( с ответами)