Кислотные оксиды не взаимодействуют с кислотами. Химические свойства оксидов

Химические свойства оксидов

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, со степенью окисления –2. Лишь один химический элемент — фтор, соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF2.

Классификация оксидов, которую мы ещё раз с вами повторим:

• основные: металл в степени окисления +1 и +2;
• амфотерные: металл в степени окисления +3 и +4. Исключения: ZnO, BeO, SnO, PbO;
• кислотные: все неметаллы и металлы в степенях окисления +5, +6 и +7;
• несолеобразующие: NO, N2O, CO, SiO.

Физические свойства оксидов.

• По агрегатному состоянию оксиды делятся на три группы: твердые (K2O, Al2O3, P2O5), жидкие (SO3, Mn2O7), и газообразные (CO2, NO2, SO2).
• По растворимости в воде оксиды делятся на растворимые (SO2, CO2, K2O) и нерастворимые (CuO, FeO, SiO2, Al2O3). Все кислотные оксиды, кроме SiO2, растворимы в воде. Среди основных оксидо растворимыми являются только оксиды щелочных металлов и щелочноземельных металлов. Амфотерные оксиды не растворяются в воде.

Химические свойства основных оксидов

1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Оксид + H2O = Щелочь;

K2O + H2O = 2KOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

2. Общим свойством всех основных оксидов является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соли и воды:

Оксид + кислота = соль + H2O

CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей:

Основные оксид + кислотный оксид = Соль

3СaO + P2O5 = Ca3(PO4)2

BaO + CO2 = BaCO3

Химические свойства кислотных оксидов

1. Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислоты:

Кислотный оксид + H2O = кислота

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

N2O5 + H2O = 2HNO3

2. Общим свойством всех кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с овнованиями с образованием соли и воды:

кислотный оксид + основание = соль + H2O

P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 6H2O

SO2 + Ca(OH)2 = CaSO3 + H2O

3. Кислотные оксиды взаимодействую с основными оксидами с образованием солей (при нагревании)

Ксилотный оксид + основные оксид = соль;

3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2

CrO3 + CaO = CaCrO4

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей и воды — проявляют свойства основных оксидов.

Амфотерный оксид + кислота = соль + H2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

2. Амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами с образованием солей и воды — проявляют свойства ксилотных оксидов.

Амфотерный оксид + щелочь = соль + H2O

ZnO + KOH = K2ZnO2 + H2O

3. Амфотерные оксиды при нагревании взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей.

Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

ZnO + CO2 = ZnCO3

4. Амфотерные оксиды при нагревании взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей.

Амфотерный оксид + основный оксид = соль

ZnO + Na2O = Na2ZnO2

Получение оксидов

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

Металл или неметалл + O2 = Оксид

2. Разложение некоторых оксокислот:

Оксокислота = кислотный оксид + H2O

3. Разложение нерастворимых основний:

Нерастворимое основание = основный оксид + H2O;

4. Разложение некоторых солей:

Соль = основный оксид + кислотный оксид

Электролиз ― это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита.

Катод К(-), к нему перемещаются катионы, катод отдаёт электроны катионам, катионы разряжаются, идёт процесс восстановления.

Анод А(+), к нему перемещаются анионы, анионы отдают электроны аноду и разряжаются, идёт процесс окисления.

Схема движения ионов в растворе или расплаве электролита под действием электрического тока:

Электролиз растворов отличается от электролиза расплавов тем, что процессы протекают сложнее из-за непосредственного участия воды.

Сущность электролиза состоит в том, что за счёт электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

Схема электролиза расплава хлорида натрия:

• на катоде всегда идет процесс восстановления;
• на аноде всегда идет процесс окисдления.

При электролизе растворов как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

Конкурирующими являются два окислительных и восстановительных процесса:

• на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов;
• на катоде — восстановление катионов и ионов водорода.

Катодные процессы в водных растворах солей:

 Электрохимическийряд напряжений металлов

Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона:

1. Если анод растворимый (железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то независимо от природы аниона всегда идет окисление металла анода.
2. Если анод нерастворимый (уголь, графит, платина, золото), то:

• При электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона.
• При электролизе растворов солей оксокислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется кислород); анион не окисляется, остается в растворе. При электролизе растворов щелочей идет окисление гидроксид-ионов. 

Электролиз широко используется в промышленности для выделения и очистки металлов, получения щелочей, хлора, водорода. Алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом. Очистку меди, никеля, свинца проводят целиком электрохимическим методом.

Важной отраслью применения электролиза является защита металлов от коррозии; при этом электрохимическим методом на поверхность металлических изделий наносится тонкий слой другого металла — устойчивость к коррозии.

Page 3

Амины — это производные аммиака (NH3), в молекуле которого один, два или три атома водорода замещены углеводородными радикалами.

Классификация аминов

Номенклатура первичных аминов

Изомерия

Рассмотрим все виды изомерии на примере C4H11N

Физические свойства:

Низшие предельные первичные амины — газообразные вещества, имеют запах аммиака, хорошо растворяются в воды. Амины с большей относительной молекулярной массой — жидкости или твердые вещества, растворимость из в воде с увеличением молекулярной массы уменьшается.

Химические свойства аминов

1. Водные растворы алифатических аминов проявляют щелочную реакцию, т.к. при их взаимодействии с водой образуются гидроксиды алкиламмония, аналогичные гидроксиду аммония:

Связь протона с амином, как и с аммиаком, образуется по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной электронной пары атома азота.

Алифатические амины — более сильные основания, чем аммиак, т.к. алкильные радикалы увеличивают электронную плотность на атоме азота за счет +I-эффекта. По этой причине электронная пара атома азота удерживается менее прочно и легче взаимодействует с протоном.

 2. Взаимодействуя с кислотами, амины образуют соли:

При нагревании щелочи вытесняют из них амины:

Ароматические амины являются более слабыми основаниями, чем аммиак, поскольку неподеленная электронная пара атома азота смещается в сторону бензольного кольца, вступая в сопряжение с его p-электронами.

Окисление аминов

Амины, особенно ароматические, легко окисляются на воздухе. В отличие от аммиака, они способны воспламеняться от открытого пламени.

4СH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 10H2O + 2N2 

Взаимодействие с азотистой кислотой

Азотистая кислота HNO2 — неустойчивое соединение. Поэтому она используется только в момент выделения. Образуется HNO2, как все слабые кислоты, действием на ее соль (нитрит) сильной кислотой:

KNO2 + HCl = НNO2 + KCl

Строение продуктов реакции с азотистой кислотой зависит от характера амина. Поэтому данная реакция используется для различения первичных, вторичных и третичных аминов.

• Первичные алифатические амины c HNO2 образуют спирты:

R-NH2 + HNO2 = R-OH + N2 + H2O

• Вторичные амины (алифатические и ароматические) под действием HNO2

превращаются в нитрозосоединения (вещества с характерным запахом).

Реакция с третичными аминами приводит к образованию неустойчивых солей и не имеет практического значения.

Анилин – простейший представитель первичных ароматических аминов.

Физические свойства:

Бесцветная масляниста жидкость с характерным запахом, малорастворим в воде, ядовит.

Применение анилина:

1. Взрывчатые вещества.

2. Пластмассы. 

3. Фотореактивы.

4. Красители. 

5. Лекарственные вещества.

Аминокислоты

Аминокислоты — это производные углеводородов, содержащие аминогруппы (-NH2) и карбоксильные группы (-COOH).

Общая формула: (NH2)mR(COOH)n, где m и n чаще всего равны 1 или 2.

Классификация аминокислот:

По числу функциональных групп:

1. моноаминомонокарбоновые кислоты;

2. диаминомонокарбоновые кислоты;

3. моноаминодикарбоновые кислоты.

По положению аминогрупп:

1. α — аминокислоты;

2. β — аминокислоты;

3. γ — аминокислоты.

Формулы и названия некоторых α — аминокислот, остатки которых входят в состав белков.

Аминокислоты организма:

1. Заменимые (Синтезируются в организме человек. К ним относятся глицин, аланин, глутаминовая кислота, серин, аспарагиновая кислота, тирозин, цистеин).

2. Незаменимые (Не синтезируются в организме человека, поступают с пищей. К ним относятся валин, лизин, фенилаланин).

Физические свойства аминокислот:

Аминокислоты — бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде, температура плавления 230-300. Многие α-аминокислоты имеют сладкий вкус.

Химические свойства аминокислот:

Аминокислоты амфотерные органические соединения, для них характерны кислотно-основные свойства.

I. Общие свойства

1. Внутримолекулярная нейтрализация

Водные растворы электропроводны. Эти свойства объясняются тем, что молекулы аминокислот существуют в виде внутренних солей, которые образуются за счет переноса протона от карбоксила к аминогруппе:

Водные растворы аминокислот имеют нейтральную, кислую или щелочную среду в зависимости от количества функциональных групп.

2. Поликонденсация → образуются полипептиды (белки):

II. Свойства карбоксильной группы (кислотность)

1. С основаниями → образуются соли:

NH2-CH2-COOH + NaOH → NH2-CH2-COONa + H2O

NH2-CH2-COONa -натриевая соль 2-аминоуксусной кислоты

2. Со спиртами → образуются сложные эфиры – летучие вещества (р. этерификации):

NH2-CH2-COOH + CH3OH → NH2-CH2-COOCH3 + H2O

NH2-CH2-COOCH3 — метиловый эфир 2- аминоуксусной кислоты

3. С аммиаком → образуются амиды:

NH2-CH(R)-COOH + H-NH2 → NH2-CH(R)-CONH2 + H2O

III. Свойства аминогруппы (основность)

1. С сильными кислотами → соли:

HOOC-CH2-NH2 + HCl → [HOOC-CH2-NH3]+Cl-

или HOOC — CH2 — NH2* HCl

2. С азотистой кислотой (подобно первичным аминам):

NH2-CH(R)-COOH + HNO2 → HO-CH(R)-COOH + N2↑+ H2O

гидроксокислота

Классификация неорганических веществ

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 → 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:

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.

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)

Источник: https://studarium.ru/article/161

ЕГЭ. Химические свойства оксидов

* Источник: [2] «Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки», стр. 143.

Взаимодействие оксидов друг с другом

1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:

Na2O + CaO → реакция не идет
CO2 + SO3 → реакция не идет

2.  Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO2, SO2, о них подробнее ниже):

Na2O + SO3 → Na2SO4
CaO + CO2 → CaCO3
Na2O + ZnO → Na2ZnO2

Взаимодействие оксидов с кислотами

1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Na2O + HNO3 → NaNO3 + H2O
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O

Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H2SiO3. Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.  
CuO + H2SiO3 → реакция не идет.

2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO3 + H2S → SO2­ + H2O

SiO2 + 4HF(нед.) → SiF4 + 2H2O

С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):
SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO

Взаимодействие оксидов с основаниями

1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:

SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
CO2 + NaOH → NaHCO3 (если CO2 в избытке)

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:

а) Реакциях с растворами щелочей:

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)

б) Сплавление с твердыми щелочами:

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (цинкат натрия)
(кислота: H2ZnO2)
BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)
(кислота: H2BeO2)
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)
(кислота: HAlO2)

Взаимодействие оксидов с солями

1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:

SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2­
P2O5 + 3CaCO3 → Ca3(PO4)2 + 3CO2­
Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2
Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2
ZnO + 2KHCO3 → K2ZnO2 + 2CO2 + H2O

SiO2 + K2SO3 → K2SiO3 + SO2­
ZnO + Na2SO3 → Na2ZnO2 + SO2­

Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:
K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2­ (H2CO3 слабее и менее устойчива, чем H2SO3)

2. Растворенный в воде CO2 растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
CO2 + H2O + MgCO3 → Mg(HCO3)2

В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:
MgCO3 + CO2 (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.

Это один из способов получения кислых солей.

Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):

1. Реакции с CO, C и H2:

CuO + C →  Cu + CO­  
CuO + CO →  Cu + CO2
CuO + H2 →  Cu + H2O­                     

ZnO + C →  Zn + CO­
ZnO + CO →  Zn + CO2
ZnO + H2 →  Zn + H2O­

PbO + C →  Pb + CO
PbO + CО →  Pb + CO2­
PbO + H2 →  Pb + H2O

FeO + C →  Fe + CO
FeO + CО →  Fe + CO2­
FeO + H2 →  Fe + H2O

Fe2O3 + 3C →  2Fe + 3CO
Fe2O3 + 3CО →  2Fe + 3CO2
Fe2O3 + 3H2 →  2Fe + 3H2O­

WO3 + 3H2 → W + 3H2O

2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:

CaO + 3C → CaC2 + 3CO
2Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO

3. Восстановление более активным металлом:

3FeO + 2Al →  3Fe + Al2O3
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3.

4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:

2P2O5 + 5C → 4P + 5CO2
SO2 + C → S + CO2
2NO + C → N2 + CO2
2N2O + C → 2N2 + CO2
SiO2 + 2C → Si + 2CO

Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:

2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
N2O + H2 → N2 + H2O

SiO2 + H2 → реакция не идет.

В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:
CO + 2H2 CH3OH (t, p, kt)

Особенности свойств оксидов CO2 и SO2

1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:

CO2 + Al(OH)3 → реакция не идет

2. Реагируют с углеродом:

CO2 + C → 2CO­
SO2 + C → S + CO2­

3. С сильными восстановителями SO2 проявляет свойства окислителя:

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO2 + 4HI → S + 2I2 + 2H2O
SO2 + 2C → S + CO2
SO2 + 2CO → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)

4. Сильные окислители окисляют SO2:

SO2 + Cl2 SO2Cl2
SO2 + Br2 SO2Br2
SO2 + NO2 →  SO3 + NO
SO2 + H2O2 →  H2SO4

5SO2 + 2KMnO4 +2H2O →  2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
SO2 + 2KMnO4 + 4KOH →  2K2MnO4 +K2SO4 + 2H2O

SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO

6. Оксид углерода (IV) CO2 проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:

CO2 + 2Mg → 2MgO + C (t)

Особенности свойств оксидов азота (N2O5, NO2, NO, N2O)

1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями.

Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах.

Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H2, HI и йодиды, H2S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.

2NO2 + 4CO  → N2 + 4CO2
2NO2 + 2S → N2 + 2SO2
2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO

N2O5 + 5Cu → N2 + 5CuO
2N2O5 + 2KI → I2 + 2NO2 + 2KNO3
N2O5 + H2S → 2NO2 + S + H2O

2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
2NO + C → N2 + CO2
2NO + Cu → N2 + 2Cu2O
2NO + Zn → N2 + ZnO
2NO + 2H2S → N2 + 2S + 2H2O

N2O + H2 → N2 + H2O
2N2O + C → 2N2 + CO2
N2O + Mg → N2 + MgO

2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N2O5, так как степень окисления уже максимальная):
2NO + 3KClO + 2KOH →  2KNO3 + 3KCl + H2O
8NO + 3HClO4 + 4H2O →  8HNO3 + 3HCl
14NO + 6HBrO4 + 4H2O →  14HNO3 + 3Br2
NO + KMnO4 + H2SO4 →  HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
5N2O + 2KMnO4 + 3H2SO4 →  10NO + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

3. Несолеобразующие оксиды N2O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).

Химические свойства CO как сильного восстановителя

1. Реагирует с некоторыми неметаллами:

2CO + O2 → 2CO2
CO + 2H2 CH3OH (t, p, kt)
CO + Cl2 COCl2 (фосген)

2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:

CO + KOH → HCOOK
CO + Na2O2 → Na2CO3
CO + Mg → MgO + C (t)

3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:

CO + CuO → Cu + CO2
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2
3CO + Cr2O3 → 2Cr + 3CO2

2CO + SO2 → S + 2CO2­ (Al2O3, 500°C)
5CO + I2O5 → I2 + 5CO2­
4CO + 2NO2 → N2 + 4CO2

3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.

Химические свойства SiO2

1. Взаимодействует с активными металлами:

SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si

2. Взаимодействует с углеродом:

SiO2 + 2C → Si + 2CO
(Согласно пособию «Курс самоподготовки» Каверина, SiO2 + CO → реакция не идет)

3  С водородом SiO2 не взаимодействует.

4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:

SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
SiO2 + CaO → CaSiO3
SiO2 + BaO → BaSiO3
SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2
SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2

SiO2 + Cu(OH)2 → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).

5. Из кислот SiO2 взаимодействует только с плавиковой кислотой:

SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O.

Свойства оксида P2O5 как сильного водоотнимающего средства

HCOOH + P2O5 → CO + H3PO4
2HNO3 + P2O5 → N2O5 + 2HPO3
2HClO4 + P2O5 → Cl2O7 + 2HPO3.

Термическое разложение некоторых оксидов

В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины: Основные:

4CuO → 2Cu2O + O2 (t)

2HgO → 2Hg + O2 (t)

Кислотные:
2SO3 → 2SO2 + O2 (t)
2N2O → 2N2 + O2 (t)
2N2O5 → 4NO2 + O2 (t)

Амфотерные:
4MnO2 → 2Mn2O3 + O2 (t)
6Fe2O3 → 4Fe3O4 + O2 (t).

Особенности оксидов NO2, ClO2 и Fe3O4

1. Диспропорционирование: оксидам NO2 и ClO2 соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO2 и хлорат и хлорит в случае ClO2:

2N+4O2 + 2NaOH → NaN+3O2 + NaN+5O3 + H2O

4NO2 + 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 + Ba(NO3)2 + 2H2O

2NO2 + Na2CO3 →  NaNO3 + NaNO2 + CO2

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N+5, так как он окисляет нитрит до нитрата:

4NO2 + O2 + 4NaOH → 4NaNO3 + 2H2O

4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3              (растворение в избытке кислорода)

2Cl+4O2 + H2O → HCl+3O2 + HCl+5O3
2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O 

2. Оксид железа (II,III) Fe3O4 (FeO·Fe2O3) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 4H2O.

Источник: https://chemrise.ru/theory/inorganic6

Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных – HIMI4KA

ОГЭ 2018 по химии › Подготовка к ОГЭ 2018

Определения и формулы основных, амфотерных и кислотных оксидов были приведены ранее в уроке 6.

Характерные химические свойства основных оксидов: реакции с кислотными оксидами с образованием солей и с кислотами с образованием солей и воды, например:

Некоторые основные оксиды реагируют с водой с образованием оснований. Эта реакция проходит в том случае, если продукт реакции растворим в воде:

В аналогичных условиях, например, оксид железа (II) с водой реагировать не будет, так как гидроксид железа (II) в воде нерастворим.

Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей и воды или комплексных соединений:

Кроме того, амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотными, так и с основными оксидами, например:

С водой амфотерные оксиды не взаимодействуют.

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием солей; с основаниями, с образованием солей и воды или кислых солей, а также с водой, в том случае если образующаяся в ходе такой реакции кислота растворима в воде:

Кроме того, кислотные оксиды вступают в окислительно-восстановительные и обменные реакции:

Тренировочные задания

1. Оксид натрия взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) серная кислота и вода 2) уксусная кислота и азот 3) оксид лития и фосфор

4) оксид бария и серная кислота

2. Оксид калия взаимодействует с

1) азотом и фосфором 2) водой и сульфатом натрия 3) серной кислотой и оксидом фосфора (V)

4) литием и хлоридом натрия

3. Оксид кальция взаимодействует с

1) оксидом кремния 2) оксидом углерода (II) 3) оксидом азота (II)

4) оксидом азота (I)

4. Оксид бария взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) азотной кислотой и водой 2) уксусной кислотой и хлором 3) оксидом натрия и азотом

4) оксидом серы (IV) и кремнием

5. Оксид магния не взаимодействует с

1) соляной кислотой 2) серной кислотой 3) оксидом лития

4) оксидом кремния

6. Оксид кальция взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) оксидом фосфора (V), водой 2) оксидом углерода (IV) и сульфидом натрия 3) оксидом магния и азот

4) кислородом и сульфатом натрия

7. Оксид кальция реагирует с

1) медью 2) фосфором 3) оксидом углерода (IV)

4) оксидом магния

8. Оксид натрия реагирует с

1) водой 2) сульфатом калия 3) нитратом железа (II)

4) оксидом азота (II)

9. Оксид бария реагирует с каждым из двух веществ:

1) оксидом азота (II) и хлором 2) азотной кислотой и водой 3) оксидом углерода (II) и железом

4) серой и хлоридом кальция

10. Оксид магния реагирует с каждым из двух веществ:

1) оксидом кальция и оксидом железа (II) 2) оксидом алюминия и оксидом хрома (II) 3) соляной кислотой и оксидом кремния (VI)

4) оксидом фосфора (V) и цинком

11. Оксид цинка

1) растворяется в кислотах, но не реагирует с основаниями 2) растворяется в щелочах, но не реагирует с кислотами 3) реагирует с оксидом натрия, но не реагирует с водой

4) реагирует с оксидом калия и водой

12. Оксид хрома (III) реагирует с

1) оксидом калия 2) водой 3) оксидом серы (VI)

4) оксидом азота (I)

13. Оксид алюминия амфотерен, поскольку он способен взаимодействовать

1) как с азотной, так и серной кислотой 2) с водой и кислотами 3) с водой и щелочами

4) как с кислотами, так и со щелочами

14. Оксид алюминия реагирует с

1) сульфатом калия 2) оксидом калия 3) оксидом азота (II)

4) оксидом углерода (IV)

15. Оксид серы (VI) взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) оксидом лития и углекислым газом 2) водой и углекислым газом 3) водой и гидроксидом калия

4) кислородом и натрием

16. Оксид фосфора (V) взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) кислородом и водородом 2) водой и углекислым газом 3) водой и гидроксидом натрия

4) водой и оксидом углерода (II)

17. Оксид серы (VI) не взаимодействует с

1) водой 2) хлоридом калия 3) гидроксидом натрия

4) оксидом бария

18. Оксид серы (IV) взаимодействует с

1) оксидом углерода (IV) и водой 2) оксидом фосфора (V) и водой 3) сульфатом калия и водой

4) оксидом кальция и гидроксидом натрия

19. Оксид серы (IV) не взаимодействует с

1) водой 2) фосфатом кальция 3) раствором гидроксида натрия

4) гидроксидом кальция

20. Оксид хлора (VII) взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) кальцием и углекислым газом 2) водой и углеродом 3) водой и оксидом калия

4) кислородом и азотом

21. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Na2O + HCl →
Б) Na2O + CO2 →
В) Na2O + O2 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Na2CO3
2) NaCl + H2
3) NaCl + H2O
4) NaO3
5) Na2O2

22. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Na2O + H2SO4 (изб.) →
Б) Na2O + Al2O3 →
В) Na2O + P2O5 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) NaHSO4
2) NaHSO4 + H2O
3) NaAlO2
4) Na3PO4
5) Na2SO4 + H2O

23. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) CaO + H3PO4 (изб.) →
Б) CaO + H2O →
В) CaO + CO2 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Ca(H2PO4)2 + H2O
2) CaCO3
3) Ca(OH)2
4) CaCO2
5) Ca3(PO4)2

24. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) CaO + SiO2 →
Б) CaO + H3PO4 (разб.) →
В) CaO + HCl →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Ca(H2PO4)2 + H2O
2) Ca3(PO4)2 + H2O
3) CaCl2 + H2O
4) CaSiO3 5) Ca(OCl)2

25. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА А) ZnO + HCl →

Б) ZnO + NaOH ⎯⎯H2O→

В) ZnO + Na2O ⎯⎯сплавление→

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) ZnCl2 + H2O
2) ZnCl2
3) Na2[Zn(OH)4] 4) Na2ZnO2 + H2O
5) Na2ZnO2

26. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) ZnO + H3PO4 →
Б) ZnO + NaOH + H2O →
В) ZnO + C →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Na2[Zn(OH)4] + H2
2) Na2ZnO2
3) Zn(H2PO4)2 + H2O 4) Zn + CO

5) Zn3(PO4)2 + H2O

27. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) P2O5 + H2O →
Б) P2O5 + Ca(OH)2 ⎯⎯сплавление→
В) P2O5 + NaOH (изб.) →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Ca3(PO4)2 + H2O
2) CaHPO4
3) Na3PO4 + H2O
4) Na3PO4
5) H3PO4

28. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) P2O5 + H2O →
Б) P2O5 + Na2O →
В) P2O5 + HNO3 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) H3PO4 + HNO2
2) H3PO4
3) Na3PO4
4) H3PO3
5) HPO3 + N2O5

29. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) SO2 + Ca(OH)2 (изб.) →
Б) SO2 + Na2O →
В) SO2 + O2 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) CaSO3 + H2O
2) SO3
3) Ca(HSO3)2
4) Na2SO4
5) Na2SO3

30. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) SO2 + H2S →
Б) SO2 (изб.) + NaOH →
В) SO2 + NaOH (изб.) →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Na2SO4 + H2O
2) Na2SO3 + H2O
3) NaHSO3
4) S + H2O
5) NaHSO4

31. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

32. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

33. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

34. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

35. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

36. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

37. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

38. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

39. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

40. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

41. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

42. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

43. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

44. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

45. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

46. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

47. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

48. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

49. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

50. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

Ответы

Источник: https://himi4ka.ru/ogje-2018-po-himii/urok-15-himicheskie-svojstva-oksidov-osnovnyh-amfoternyh-kislotnyh.html