Тренажер "химические свойства неорганических веществ". Материал для подготовки к ОГЭ по химии
Тренажер "химические свойства неорганических веществ". Материал для подготовки к ОГЭ по химии
В данной публикации содержится тренажер, напрввленный на закрепление знаний химических свойств неорганических веществ. В первой части предлагаются уравнения, где известны реагирующие вещества, и необходимо написать продукты реакции. Вторая часть - теория для самопроверки и устранения пробелов в знаниях. Большая часть теории взята из пособия Дерябиной Н.Е. "Химия. Основные классы неорганических веществ".
Вы уже знаете о суперспособностях современного учителя?
Тратить минимум сил на подготовку и проведение уроков.
Быстро и объективно проверять знания учащихся.
Сделать изучение нового материала максимально понятным.
Избавить себя от подбора заданий и их проверки после уроков.
Просмотр содержимого документа
«Тренажер "химические свойства неорганических веществ". Материал для подготовки к ОГЭ по химии»
Na2O + H2S(изб) →
MgO(изб) + HCl →
BaO + SiO2 (t)→
K2O + ZnO (t)→
FeO + CO2 ) →
Na2O + 2Al(OH)3 (t)→
2Ag2O (t)→
2HgO (t)→
FeO + C (t)→
3Fe2O3 + C (t)→
CaO + 3C (t)→
CaO + 2H2 (t)→
CuO + Zn (t)→
4FeO + O2 (t)→
2BaO + O2 (t)→
SO3+ H2O →
SiO2 + H2O ≠
2NO2 + H2O →
3NO2 + H2O (t)→
2ClO2 + H2O →
6ClO2 + 3H2O (t)→
P2O5 + H2O →
P2O5 + 2H2O →
P2O5 + 3H2O →
CrO3 + H2O →
2CrO3 + H2O →
SiO2 + 2NaOH (t)→
CO2(изб) + NaOH →
P2O5(изб) + 2Ca(OH)2 →
P2O5(изб) + Ca(OH)2 + H2O →
CO2 + 2Mg(OH)2(изб) →
2NO2 + 2NaOH →
2ClO2 + 2NaOH →
CO2 + 2Be(OH)2 →
CO2 + 2Cu(OH)2
SiO2 + BaO (t)→
3SO3 + Al2O3 (t)→
SiO2 + CaCO3 (t)→
P2O5 + Na2CO3 →
P2O5 + 2HClO4(безводн) →
P2O5 + 2HNO3(безводн) →
CO2 + C (t)→
SO3 + C →
H2O + C (t)→
CO2 + 2Mg →
SiO2 + 2Mg (t)→
N2O + Mg (t)→
NO + O3 →
SO2 + O3 →
2NO2 + O3 →
2CO + O2 (t)→
2SO2 + O2 (t, kat)→
P2O3 + O2 (t)→
2NO + O2 (t)→
2N2O3 + O2 (t)→
SO2 + NO2 →
4NO2 + O2 + 2H2O →
2SO2 + 2NO →
2N2O5 →
SO2 + 2H2S →
2NO2 (t)→
2SO2 + O2 + 2H2O →
3N2O + 2NH3 →
2CO2 + 2Na2O2 →
10NO2 +8P →
N2O + 2Cu (t)→
2NO + 4Cu (t)→
N2O3 + 3Cu (t)→
2NO2 + 4Cu (t)→
N2O5 + 5Cu (t)→
Al2O3 + 3H2SO4 →
Al2O3 + 6H3PO4(изб) →
ZnO(изб) + HCl →
Fe3O4 + 8HCl →
Al2O3 + 3SO3 →
ZnO + 2NaOH(тв) (t)→
ZnO + 2NaOH + H2O →
ZnO + K2O (t)→
Al2O3 + K2CO3 (t)→
Fe2O3 + Na2CO3 (t)→
Mg(OH)2 + H2SO4 →
Mg(OH)2 + 2H2SO4 →
2Mg(OH)2 + H2SO4 →
6NH4OH + P2O5 →
2KOH(тв) + Zn(OH)2 (t)→
KOH + Al(OH)3 →
3NaOH(конц) + Fe(OH)3 →
2NaOH(тв) + Al2O3 (t)→
6NaOH + Al2O3 + 3H2O →
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 →
2KOH + 2NaHCO3 →
2NaOH + 2NH4HS →
2NaOH(изб) + NH4HS →
Ba(OH)2 + Na2SO4 →
2NH4OH + CuCl2 →
Ba(OH)2 + NH4Cl →
NaOH + KCl ≠
NaOH(недост) + AlCl3 →
Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O
NaOH (t)≠
LiOH (t)→
NH4OH (25C)→
2Al + 2KOH + 6H2O →
Zn + 2NaOH(тв) (t)→
Zn + 2NaOH + 2H2O →
Si + 2KOH + H2O →
3S + 6KOH (t)→
(для Br, I) Cl2 +2KOH(конц) →
(для Br, I) 3Cl2+6KOH(конц)(t)→
Cl2 + Ca(OH)2 →
4F2 + 6NaOH(разб) →
4P + 3NaOH + 3H2O →
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O →
H2SO4 + Mg(OH)2 →
2HCl + CuO →
2HCl + Be(OH)2 →
H3PO4() + Zn(OH)2 →
HCl + Al(OH)3() →
H2SO4 + ZnO →
HCl + AgNO3 →
2HBr + K2SiO3 →
2HNO3 + Na2CO3 →
2CH3COOH + Na2S →
H2SO4 + Ca(NO3)2 →
2H3PO4 + 3CaCl2 →
H3PO4 + 3AgNO3 →
HCl + Mg(OH)Cl →
H3PO4 + Ca3(PO4)2 →
H3PO4 + CaHPO4 →
CO2 + H2O + CaCO3 →
H2S + CuSO4 →
2HCl(нед) + Na2ZnO2 →
2HCl(нед) + Na2[Zn(OH)4] →
4HCl(изб) + Na2ZnO2 →
4HCl(изб) + Na2[Zn(OH)4] →
H2SO4(конц) + NaCl(тв) →
H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) →
H2SO4(конц) + KNO3(тв) →
H2SO4(конц) + CaCO3(тв) →
Fe + H2SO4(разб) →
Cu + H2SO4(разб) ≠
Zn + 2H2SO4(конц) (t1)→
3Zn + 4H2SO4(конц) (t2t1)→
4Zn + 5H2SO4(конц) (t3t2)→
Cu + 2H2SO4(конц) (t)→
2Al + 6H2SO4(конц) (t)→
4Ba + 10HNO3(конц) →
Ag + 2HNO3(конц) →
HNO3 + 3HCl →
4Ca + 10HNO3(разб) →
3Zn + 8HNO3(разб) →
4Zn + 10HNO3(разб) →
5Zn + 12HNO3(разб) →
4Zn + 10HNO3(оч.разб) →
3Cu + 8HNO3(разб) →
H2CO3 (t)→
H2SO3 (t)→
H2SiO3 (t)→
H4P2O7 (t)→
4HNO3 (t)→
3HNO2 (t)→
2HNO2 (t)→
3HCl (t)→
4H3PO3 (t)→
S + 2HNO3(разб) →
S + 6HNO3(конц) →
S + 2H2SO4(конц) →
C + 4HNO3(конц) →
P + 5HNO3(разб) + 2H2O →
P + 5HNO3(конц) →
H2S + Г2 → (кроме F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → (кроме F2)
2H2S(водн) + O2
2H2S + 3O2 →
2H2S + O2(недост) →
2HBr + Cl2 →
2HI + Cl2 →
2HI + Br2 →
2HI + F2 →
H2SO4(конц) 2HBr →
H2SO4(конц) + 8HI →
H2SO4(конц) + HCl ≠
H2SO4(конц) + H2S →
3H2SO4(конц) + H2S →
H2SO3 + 2H2S →
2HNO3(конц) + H2S →
2HNO3(конц) + SO2 →
6HNO3(конц) + HI →
2HNO3(конц) + 6HCl →
2Al(OH)3 +Na2O (t)→
2Be(OH)2 + CO2 →
Zn(OH)2 + 2KOH(тв) (t)→
Zn(OH)2 + 2KOH →
Al(OH)3 + 3HCl →
2Al(OH)3 (t)→
Zn(OH)2 (t)→
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2[Zn(OH)4]
Al2O3 +K2CO3 →
Fe2O3 + Na2CO3 →
SiO2 + CaCO3 → (t)
P2O5 + Na2CO3 → (t)
3SiO2 + Ca3(PO4)2 →
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) →
2KOH + 2NaHCO3 →
2NaOH + 2NH4HS →
2NaOH(изб) + NH4Hs →
Ba(OH)2 + Na2SO4 →
2NH4OH + CuCl2 →
Ba(OH)2 + NH4Cl →
NaOH + KCl ≠
NaOH(недост) + AlCl3 →
2AgNO3 + 2NaOH →
Hg(NO3)2 + 2KOH →
HCl + AgNO3 →
2HBr + K2SiO3 →
2HNO3 + Na2CO3 →
2CH3COOH + Na2S →
HCl + NaHS →
H2SO4 + Ca(NO3)2 →
2H3PO4 + 3CaCl2 →
H3PO4 + 3AgNO3 →
HCl + Mg(OH)Cl →
H3PO4 + Ca3(PO4) →
H3PO4 + CaHPO4 →
CO2 + H2O + CaCO3 →
H2S + CuSO4 →
2HCl(нед) + Na2ZnO2 →
2HCl(нед) + Na2[Zn(OH)4] →
4HCl(изб) + Na2ZnO2 →
4HCl(изб) + Na2[Zn(OH)4] →
H2SO4 конц. и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
- H2SO4 конц. и Fe²+ (продукты SO2 и Fe³+)
- HNO3 разб./конц. и Fe²+ (продукты NO/NO2 и Fe3+)
- HNO3 разб./конц. и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и сульфат/сера или сульфат)
- HCl конц. и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты хлор (газ) и Mn²+/Cr³+/Cl‾.
H2SO4(конц) + NaCl(тв) →
H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) →
H2SO4(конц) + KNO3(тв) →
H2SO4(конц) + CaCO3(тв) →
AgNO3 + NaCl →
Al2(SO4)3 + K2S ≠
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O →
FeCl3 + 6KCN →
AgI + 2KCN →
AgBr + 2Na2S2O3 →
Fe2(SO4)3 + 2KI →
NaCl + NaHSO4 →
FeSO4 + Zn →
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu →
2FeCl3 + Fe →
FeCl3 + Cu →
HgCl2 + Hg →
2CrCl3 + Zn →
K + AlCl3(распл) →(t)
Mg + BeF2(распл) → (t)
2Al + 3CaCl2(распл) → (t)
5KClO3 + 6P →(t)
2KClO3 + 3S →(t)
2KClO3 + 3C →(t)
2FeCl2 + Cl2 →(t)
2NaNO2 + O2 →
Na2SO3 + S →(t)
BaSO4 + 2C →(t)
2KClO3 + Br2 →(t)
(такая же реакция характерна и для йода)
2KI + Br2 →
2KBr + Cl2 →
2NaI + Cl2 →
MeNO3 → (t) (Me левее Mg (исключая Li)) MeNO2 +
MeNO3 → (t) ( Me от Mg до Cu, а также Li) MeO + +
MeNO3 → (t) ( Me правее Cu) Me + … + …
NH4Cl →(t)
(NH4)3PO4 →(t)
(NH4)2HPO4 →(t)
NH4H2PO4 →(t)
(NH4)2CO3 →(t)
NH4HCO3 →(t)
(NH4)Cr2O7 →(t)
NH4NO3 →(t)
2NH4NO3 →(t)
NH4NO2 →(t)
2NH4MnO4 →(t)
MeCO3 →(t)
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2↑ + O2↑
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2↑ + H2O↑
(NH4)2SO3 сульфид (NH4)2S сразу же разлагается на NH3 и H2S.
MeSO3 →(t)
(NH4)2SO3 →
MeHSO3 →(t)
2CaSO4 →(t)
2Fe2(SO4)3 →(t)
2FeSO4 →(t)
Ag2SO4 →(t)
MeHSO4 →(t)
MeS2O7 →(t)
K[Al(OH)4] →(t)
Na2[Zn(OH)4] →(t)
Al(OH)2Br →(t)
2AlOHCl2 →(t)
2MgOHCl →(t)
2AlOH(NO3)2 →(t)
(CuOH)2CO3 →(t)
4K2Cr2O7 →(t)
2KMnO4 →(t)
KClO4 →(t)
4KClO3 →(t)
2KClO3 →(t)
2NaHS →(t)
2CaHPO4 →(t)
Ca(H2PO4)2 →(t)
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Химические свойства основных классов химических веществ
Неорганические вещества бывают простыми и сложными. Простые вещества делятся на металлы (K, Na, Li) и неметаллы (O, Cl, P). Сложные вещества делят на оксиды, гидроксиды (основания), соли и кислоты.
Оксиды
Оксиды - соединения химического элемента (металла или неметалла) с кислородом (степень окисления -2), при этом кислород связан с менее электроотрицательным элементом.
2. Амфотерные оксиды - оксиды, которые могут проявлять как основные, так и кислотные свойства (такое свойство называется амфотерность). Примеры: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Основные оксиды - оксиды металлов, при этом металлы проявляют степень окисления +1 или +2. Примеры: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Несолеобразующие оксиды - практически не вступают в реакции, не имеют соответствующих кислот и гидроксидов. Примеры: CO, NO.
Химические свойства основных оксидов
1. Взаимодействие с водой
В реакцию вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, гидроксиды которых образуют растворимое основание
основной оксид + вода →щелочь
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Взаимодействие с кислотой
основной оксид + кислота →соль + вода
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(изб) → 2NaHS + H2O
MgO(изб) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Взаимодействие с кислотными или амфотерными оксидами
основной оксид + кислотный/амфотерный оксид →соль
При этом металл, находящийся в основном оксиде, становится катионом, а кислотный/амфотерный оксид становится анионом (кислотным остатком). Реакции между твердыми оксидами идут при нагревании. Нерастворимые в воде основные оксиды не взаимодействуют с газообразными кислотными оксидами.
BaO + SiO2 (t)→ BaSiO3
K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами
основной оксид + амфотерный гидроксид →соль + вода
Na2O + 2Al(OH)3 (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O↑
5. Разложение при температуре оксидов благородных металлов и ртути
2Ag2O (t)→ 4Ag + O2↑
2HgO (t)→ 2Hg + O2↑
6. Взаимодействие с углеродом (С) или водородом (Н2) при высокой температуре.
При восстановлении таким образом оксидов щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия выделяется не сам металл, а его карбид.
FeO + C (t)→ Fe + CO↑
3Fe2O3 + C (t)→ 2Fe3O4 + CO↑
CaO + 3C (t)→ CaC2 + CO↑
CaO + 2H2 (t)→ CaH2 + H2O↑
7. Активные металлы восстанавливают менее активные из их оксидов при высокой температуре
CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu
8. Кислород окисляет низшие оксиды в высшие.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов переходят в пероксиды
4FeO + O2 (t)→ 2Fe2O3
2BaO + O2 (t)→ 2BaO2
2NaO + O2 (t)→ 2Na2O2
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействие с водой
кислотный оксид + вода →кислота
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
У некоторых оксидов нет соответствующих кислот, в таком случае происходит реакция диспропорционирования
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t)→ 2HNO3 + NO↑
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t)→ 5HClO3 + HCl
В зависимости от количества присоединенных к P2O5 молекул воды образуются три разных кислоты - метафосфорная НРО3, пирофосфорная Н4Р2О7 или ортофосфорная Н3РО4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Оксид хрома соответствует двум кислотам - хромовой H2CrO4 и дихромовой H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Взаимодействие с основаниями
кислотный оксид + основание →соль + вода
Нерастворимые кислотные оксиды реагируют только при сплавлении, а растворимые - в обычных условиях.
SiO2 + 2NaOH (t)→ Na2SiO3 + H2O↑
При избытке оксида образуется кислая соль.
CO2(изб) + NaOH → NaHCO3
P2O5(изб) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(изб) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
При избытке основания образуется основная соль
CO2 + 2Mg(OH)2(изб) → (MgOH)2CO3 + H2O
Оксиды, которые не имеют соответствующих кислот, вступают в реакцию диспропорционирования и образуют при этом две соли.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 реагирует с некоторыми амфотерными гидроксидами (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2), при этом образуется основная соль и вода.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с основным или амфотерным оксидом
кислотный оксид + основной/амфотерный оксид →соль
Реакции между твердыми оксидами идут при сплавлении. Амфотерные и нерастворимые в воде основные оксиды взаимодействуют только с твердыми и жидкими кислотными оксидами.
Оксид меди, железа,алюминия и углекислый газ? Реакции нет
Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей
Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2↑
Fe2O3 + Na2CO3 (t)→ 2NaFeO2 + CO2↑
Химические свойства оснований
Основания - вещества, в состав которых входит катион металла и гидроксид-анион. Основания бывают растворимыми (щелочи - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и нерастворимыми (Al2O3, Mg(OH)2).
При добавлении индикатора в раствор основания его цвет меняется:
Бесцветный фенолфталеин - малиновый
Фиолетовый лакмус - синий
Метилоранж - желтый
2. Взаимодействие с кислотой (реакция нейтрализации)
основание + кислота →соль + вода
По реакции могут быть получены средние, кислые или основные соли. При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль, при избытке многокислотного основания - основная соль.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с кислотными оксидами
основание + кислотный оксид →соль + вода
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Взаимодействие щелочи с амфотерным гидроксидом
щелочь + амфотерный гидроксид →соль + вода
В данной реакции амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. При реакции в расплаве получается средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль. Гидроксиды железа (III) и хрома (III) растворяются только в концентрированных растворах щелочей.
2KOH(тв) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O↑
KOH + Al(OH)3 → K[Al(OH)4]
3NaOH(конц) + Fe(OH)3 → Na3[Fe(OH)6]
5. Взаимодействие с амфотерным оксидом
щелочь + амфотерный оксид →соль + вода
2NaOH(тв) + Al2O3 (t)→ 2NaAlO2 + H2O↑
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]
6. Взаимодействие с солью
Между основанием и солью происходит реакция ионного обмена. Она идет только при выпадении осадка или при выделении газа (при образовании NH4OH).
А. Взаимодействие растворимого основания и растворимой кислой соли
растворимое основание + растворимая кислая соль →средняясоль + вода
Если соль и основание образованы разными катионами, то образуются две средние соли. В случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Взаимодействие растворимого основания с растворимой средней или основной солью.
Реакции идут между растворимыми основаниями и средней солью только в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠ реакция не идет
Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль
NaOH(недост) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не их гидроксиды, которые растворяются при 25С, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
7. Разложение при температуре
основный гидроксид (t)→оксид + вода
Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O
NaOH (t)≠
Некоторые основания (AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) разлагаются даже при комнатной температуре
LiOH (t)→ Li2O + H2O
NH4OH (25C)→ NH3 + H2O
8. Взаимодействие щелочи и переходного металла
щелочь + переходный металл →соль + Н2↑
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] +3H2↑
Zn + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2↑
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2↑
9. Взаимодействие с неметаллами
Щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. При этом часто в результате диспропорционирования образуются две соли.
Нелетучая ортофосфорная кислота вытесняет сильные, но летучие соляную и азотную кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
В. Взаимодействие кислоты с основной солью этой же кислоты
кислота1 + основная соль кислоты1 →средняясоль + вода
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Взаимодействие многоосновной кислоты с средней или кислой солью этой же кислоты с образованием кислой соли этой же кислоты, содержащей большее число атомов водорода
б) в случае избытка кислоты образуются две средние соли и вода
кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным металлом в анионе →средняясоль + средняясоль + вода
4HCl(изб) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(изб) + Na2[Zn(OH)4] → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Ж. В некоторых случаях кислоты с солями вступают в окислительно-восстановительные реакции или реакции комплексообразования:
- H2SO4(конц) и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
- H2SO4(конц) и Fe²+ (продукты SO2 и Fe³+)
- HNO3 разб/конц и Fe²+ (продукты NO/NO2 и Fe³+)
- HNO3 разб/конц и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾)
- HClконц и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты Cl2 и Mn²+/Cr²+/Cl‾)
3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с твердой солью
Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их твердых солей
H2SO4(конц) + NaCl(тв) → NaHSO4 + HCl↑
H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) → Na2SO4 + 2HCl↑
H2SO4(конц) + KNO3(тв) → KHSO4 + HNO3↑
H2SO4(конц) + CaCO3(тв) → CaSO4 + CO2↑ + H2O
7. Взаимодействие кислоты с металлом
А. Взаимодействие кислоты с металлами, стоящими в ряду до или после водорода
кислота + металл до Н2 →сельметаллавминимальнойстепениокисления + Н2↑
Fe + H2SO4(разб) → FeSO4 + H2↑
кислота + металл после Н2 ≠ реакция не идет
Cu + H2SO4(разб) ≠
Б. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами
H2SO4(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
H2SO4(конц) + щелочной/щелочноземельный металл и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (взависимостиотусловий) + сульфатметаллавмаксимальнойстепениокисления + Н2О
Zn + 2H2SO4(конц) (t1)→ ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(конц) (t2t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(конц) (t3t2)→ 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O
H2SO4(конц) + остальные металлы →SO2 + сульфатметаллавмаксимальнойстепениокисления + H2O
Cu + 2H2SO4(конц) (t)→ CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
2Al + 6H2SO4(конц) (t)→ Al2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
В. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами
HNO3(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ реакция не идет
HNO3(конц) + Pt ≠
HNO3(конц) + металл щелочной/щелочноземельный →N2O + нитратметаллавмаксимальнойстепениокисления + H2O
4Ba + 10HNO3(конц) → 4Ba(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
HNO3(конц) + остальные металлы при температуре → NO2 + нитратметаллавмаксbмальнойстепениокисления + H2O
Ag + 2HNO3(конц) → AgNO3 + NO2↑ + H2O
С Fe, Co, Ni, Cr и Al взаимодействует только при нагревании, так как при обычных условиях эти металлы азотной кислотой пассивируются - становятся химически стойкими
Г. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с металлами
HNO3(разб) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
Очень пассивные металлы (Au, Pt) могут быть растворены царской водкой - смесью одного объема концентрированной азотной кислоты с тремя объемами концентрированной соляной кислоты. Окислителем в ней является атомарный хлор, отщепляющийся от хлорида нитрозила, который образуется в результате реакции: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(разб) + металл щелочной/щелочноземельный → NH3(NH4NO3) + нитратметаллавмаксимальнойстепениокисления + H2O
NH3 превращается в NH4NO3 в избытке азотной кислоты
4Ca + 10HNO3(разб) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(разб) + металл в ряду напряжений до Н2 → NO/N2O/N2/NH3 (взависимостиотусловий) + нитратметаллавмаксимальнойстепениокисления + Н2О
С остальными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода и неметаллами, HNO3(разб) образует соль, воду и, в основном NO, но, может, в зависимости от условий и N2O, и N2, и NH3/NH4NO3 (чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления азота в выделяющемся газообразной продукте)
3Zn + 8HNO3(разб) → 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
4Zn + 10HNO3(разб) → 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
5Zn + 12HNO3(разб) → 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O
4Zn + 10HNO3(оч.разб) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(разб) + металл после Н2 →NO + нитратметалла в максимальной степени окисления + H2O
С малоактивными металлами, стоящими после Н2, HNO3разб образует соль, воду и NO
3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
8. Разложение кислот при температуре
кислота (t)→оксид + вода
H2CO3 (t)→ CO2 + H2O
H2SO3 (t)→ SO2 + H2O
H2SiO3 (t)→ SiO2 + H2O
2H3PO4 (t)→ H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t)→ 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t)→ 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t)→ HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t)→ NO2 + NO + H2O
3HCl (t)→ 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t)→ 3H3PO4 + PH3
9. Взаимодействие кислоты с неметаллами (окислительно-восстановительная реакция). При этом неметалл окисляется до соответствующей кислоты, а кислота восстанавливается до газообразного оксида: H2SO4(конц) - до SO2; HNO3(конц) - до NO2; HNO3(разб) - до NO.
S + 2HNO3(разб) → H2SO4 + 2NO↑
S + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O
S + 2H2SO4(конц) → 3SO2↑ + CO2↑ + 2H2O
C + 2H2SO4(конц) → 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O
C + 4HNO3(конц) → 4NO2↑ + CO2↑ + 2H2O
P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO↑
P + 5HNO3(конц) → HPO3 + 5NO2↑ + 2H2O
H2S + Г2 → 2HГ + S↓ (кроме F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (кроме F2)
2H2S(водн) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (горение)
2H2S + O2(недост) → 2H2O + 2S↓
Более активные галогены вытесняют менее активные из кислот НГ (исключение: F2 реагирует с водой, а не с кислотой)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Окислительно-восстановительные реакции между кислотами
H2SO4(конц) 2HBr → Br2↓ + SO2↑ + 2H2O
H2SO4(конц) + 8HI → 4I2↓ + H2S↑ + 4H2O
H2SO4(конц) + HCl ≠
H2SO4(конц) + H2S → S↓ + SO2↑ + 2H2O
3H2SO4(конц) + H2S → 4SO2↑ + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(конц) + H2S → S↓ + 2NO2↑ + 2H2O
2HNO3(конц) + SO2 → H2SO4 + 2NO2↑
6HNO3(конц) + HI → HIO3 + 6NO2↑ + 3H2O
2HNO3(конц) + 6HCl → 3Cl2↑ + 2NO↑ + 4H2O
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1. Взаимодействие с основным оксидом
амфотерный гидроксид + основной оксид →соль + вода
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O↑
2. Взаимодействие с амфотерным или кислотным оксидом
амфотерный гидроксид + амфотерный/кислотный оксид ≠ реакция не идет
Некоторые амфотерные оксиды (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) реагируют с кислотным оксидом СО2 с образованием осадков основных солей и воды
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с щелочью
амфотерный гидроксид + щелочь →соль + вода
Zn(OH)2 + 2KOH(тв) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O↑
Zn(OH)2 + 2KOH → K2[Zn(OH)4]
4. Не взаимодействуют с нерастворимыми основаниями или амфотерными гидроксидами
амфотерный гидроксид + нерастворимое основание/амфотерный гидроксид ≠ реакция не идет
5. Взаимодействие с кислотами
амфотерный гидроксид + кислота →соль + вода
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Не реагируют с солями
амфотерный гидроксид + соль ≠ реакция не идет
7. Не реагируют с металлами/неметаллами (простыми веществами)
амфотерный гидроксид + металл/неметалл ≠ реакция не идет
8. Термическое разложение
амфотерный гидроксид (t)→амфотерныйоксид + вода
2Al(OH)3 (t)→ Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t)→ ZnO + H2O
Общие сведения о солях
Представим, что у нас есть кислота и щелочь, проведем между ними реакцию нейтрализации и получим кислоту и соль.
NaOH + HCl → NaCl (хлорид натрия) + H2O
Получается, что соль состоит из катиона металла и аниона кислотного остатка.
Соли бывают:
1. Кислые (с одним или двумя катионами водорода (то есть имеют кислую (или слабо-кислую) среду) - KHCO3, NaHSO3).
2. Средние (имею катион металла и анион кислотного остатка, среду надо определять при помощи рН-метра - BaSO4, AgNO3).
3. Основные (имеют гидроксид-ион, то есть щелочную (или слабо-щелочную) среду - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).
Также существуют двойные соли, образующие при диссоциации катионы двух металлов (K[Al(OH)4]).
Соли, за небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами с высокими температурами плавления. Большинство солей белого цвета (KNO3, NaCl, BaSO4 и др.). Некоторые соли имеют окраску (K2Cr2O7 - оранжевого цвета, K2CrO4 - желтого, NiSO4 - зеленого, CoCl3 - розового, CuS - черного). По растворимости их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Кислые соли, как правило, лучше растворимы в воде, чем соответствующие средние, а основные - хуже.
Химические свойства солей
1. Соль + вода
При растворении многих солей в воде происходит их частичное или полное разложение - гидролиз. Некоторые соли образуют кристаллогидраты. При растворении в воде средних солей, содержащих амфотерный металл в анионе, образуются комплексные соли.
Нелетучие кислотные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2↑
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2↑
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Соль + основание →основание + соль
Реакции между солями о основаниями являются реакциями ионного обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в растворах (и соль и основание должны быть растворимыми) и только при условии, что в результате обмена образуется осадок или слабый электролит (Н2О/NH4OH); газообразные продукты в этих реакциях не образуются.
А. Растворимое основание + растворимая кислая соль →средняясоль + вода
Если соль и основание образованные разными катионами, то образуются две средние соли; в случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3↑ + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль →нерастворимаясоль↓ + основание
Реакция между растворимыми основаниями и средней/основной солью идет только в том случае, если в результате обмена ионами образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль.
NaOH(недост) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не AgOH и Hg(OH)2, которые разлагаются при комнатной температуре, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Соль + амфотерны гидроксид →реакциянеидет
7. Соль + кислота →кислота+ соль
В основном. реакции кислот с солями - реакции ионного обмена, поэтому они протекают в растворах и только в том случае, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая и летучая кислота.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2↑
А. Кислота1 + соль более летучей/слабой кислоты2 →солькислоты1 + болеелетучая/слабаякислота2
Кислоты взаимодействуют с растворами солей более слабых или летучих кислот. Независимо от состава соли (средняя, кислая, основная), как правило, образуется средняя соль и более слабая летучая кислота.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S↑
HCl + NaHS → NaCl + H2S↑
Б. Сильная кислота + соль сильной/средней кислоты →нерастворимаясоль↓ + кислота
Сильные кислоты взаимодействуют с растворами солей других сильных кислот, если при этом образуется нерастворимая соль. Нелетучая Н3РО4 (кислота средней силы) вытесняет сильные, но летучие соляную НСl и азотную HNO3 кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
В. Кислота1 + основная соль кислоты1 →средняясоль + вода
При действии кислоты на основную соль этой же кислоты образуется средняя соль и вода.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 →кислаясолькислоты1
При действии многоосновной кислоты на среднюю соль этой же кислоты образуется кислая соль, а при действии на кислую соль образуется кислая соль, содержащая большее число атомов водорода.
Слабая и летучая сероводородная кислота H2S вытесняет даже сильные кислоты из растворов солей Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, образуя с ними осадки сульфидов, нерастворимые не только в воде, но и в образующейся кислоте.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Е. Кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным Ме в анионе →средняясоль + амфотерныйгидроксид↓
→ средняясоль + средняясоль + Н2О
При действии кислоты на среднюю или комплексную соль с амфотерным металлом в анионе, соль разрушается и образуется:
а) в случае недостатка кислоты - средняя соль и амфотерный гидроксид
б) в случае избытка кислоты - две средние соли и вода
Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их сухих солей. Чаще всего используется взаимодействие концентрированной серной кислоты с сухими солями сильных и слабых кислот, при этом образуется кислота и кислая или средняя соль.
Реакции между солями являются реакциями обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в том случае, если:
а) обе соли растворимы в воде и взяты в виде растворов
б) в результате реакции образуется осадок или слабый электролит (последний - очень редко).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Если одна из исходных солей нерастворима, реакция идет лишь тогда, когда в результате ее образуется еще более неарстворимая соль. Критерием "нерастворимости" служит величина ПР (произведение растворимости), однако, поскольку ее изучение выходит за рамки школьного курса, случаи, когда одна из солей-реагентов нерастворима, далее не рассматриваются.
Если в реакции обмена образуется соль, полностью разлагающаяся в результате гидролиза (в таблице растворимости на месте таких солей стоят прочерки), то продуктами реакции становятся продукты гидролиза этой соли.
Средние соли иногда взаимодействуют друг с другом с образованием комплексных солей. Между солями возможны ОВР. Некоторые соли взаимодействуют при сплавлении.
9. Соль менее активного металла + металл более активный →металлменееактивный↓ + соль
Более активный металл вытесняет менее активный металл (стоящий правее в ряду напряжения) из раствора его соли, при этом образуется новая соль, а менее активный металл выделяется в свободном виде (оседает на пластинке активного металла). Исключение - щелочные и щелочноземельные металлы в растворе взаимодействуют с водой.
Соли, обладающие окислительными свойствами, в растворе вступают с металлами и в другие окислительно-восстановительные реакции.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Металлы могут вытеснять друг друга и из расплавов солей (реакция осуществляется без доступа воздуха). При этом надо помнить, что:
а) при плавлении многие соли разлагаются
б) ряд напряжения металлов определяет относительную активность металлов только в водных растворах (так, например, Аl в водных растворах менее активен, чем щелочноземельные металлы, а в расплавах - более активен)
K + AlCl3(распл) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(распл) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(распл) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Соль + неметалл
Реакции солей с неметаллами немногочисленны. Это окислительно-восстановительные реакции.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Более активные галогены вытесняют менее активные из растворов солей галогеноводородных кислот. Исключение - молекулярный фтор, который в растворах реагирует не с солью, а с водой.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2↑
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2↑ (такая же реакция характерна и для йода)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Разложение солей.
Соль →(t) продуктытермическогоразложения
1. Соли азотной кислоты
Продукты термического разложения нитратов зависят от положения катиона металла в ряду напряжений металлов.
MeNO3 → (t) (для Me левее Mg (исключая Li)) MeNO2 + O2↑
MeNO3 → (t) (для Me от Mg до Cu, а также Li) MeO + NO2↑ + O2↑
MeNO3 → (t) (для Me правее Cu) Me + NO2↑ + O2↑
(при термическом разложении нитрата железа (II)/хрома (II) образуется оксид железа (III)/ хрома (III).
2. Соли аммония
Все соли аммония при прокаливании разлагаются. Чаще всего при этом выделяется аммиак NH3 и кислота или продукты ее разложения.
NH4Cl →(t) NH3↑ + HCl↑ (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t) 3NH3↑ + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t) 2NH3↑ + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3↑ + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3↑ + CO2↑ + H2O↑
NH4HCO3 →(t) NH3↑ + CO2↑ + H2O↑
Иногда соли аммония, содержащие анионы - окислители, разлагаются при нагревании с выделением N2, NO или N2O.
(NH4)Cr2O7 →(t) N2↑ + Cr2O3 + 4H2O↑
NH4NO3 →(t) N2O↑ + 2H2O↑
2NH4NO3 →(t) N2↑ + 2NO + 4H2O↑
NH4NO2 →(t) N2↑ + 2H2O↑
2NH4MnO4 →(t) N2↑ + 2MnO2 + 4H2O↑
3. Соли угольной кислоты
Почти все карбонаты разлагаются до оксида металла и СО2. Карбонаты щелочных металлов кроме лития не разлагаются при нагревании. Карбонаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла.
MeCO3 →(t) MeO + CO2↑
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2↑ + O2↑
Все гидрокарбонаты разлагаются до соответствующего карбоната.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2↑ + H2O↑
4. Соли сернистой кислоты
Сульфиты при нагревании диспропорционируют, образуя сульфид и сульфат. Образующийся при разложении (NH4)2SO3 сульфид (NH4)2S сразу же разлагается на NH3 и H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3↑ + H2S↑ + 3(NH4)2SO4
Гидросульфиты разлагаются до сульфитов, SO2 и H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2↑ +H2O↑
5. Соли серной кислоты
Многие сульфаты при t 700-800 С разлагаются до оксида металла и SO3, который при такой температуре разлагается до SO2 и О2. Сульфаты щелочных металлов термостойки. Сульфаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла. Гидросульфаты разлагаются сначала до дисульфатов, а затем до сульфатов.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2↑ + O2↑
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2↑ + 3O2↑
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3↑ + SO2↑
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2↑ + O2↑
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O↑
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3↑
6. Комплексные соли
Гидроксокомплексы амфотерных металлов разлагаются в основном на среднюю соль и воду.
K[Al(OH)4] →(t) KAlO2 + 2H2O↑
Na2[Zn(OH)4] →(t) ZnO + 2NaOH + H2O↑
7. Основные соли
Многие основные соли при нагревании разлагаются. Основные соли бесислородных кислот разлагаются на воду и оксосоли
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O↑
2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O↑
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O↑
Основные соли кислородсодержащих кислот разлагаются на оксид металла и продукты термического разложения соответствующей кислоты.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2↑ + 3O2↑ + H2O↑
(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O↑ + CO2↑
8. Примеры термического разложения других солей
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t) Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Большая часть представленного материала взята из пособия Дерябиной Н.Е. "Химия. Основные классы неорганических веществ". ИПО "У Никитских ворот" Москва 2011.
