3. Правила написания уравнений реакций в ионном виде:

• Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.

• Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ, обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.

• Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.

• Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.

4. Правило Бертолле: реакции ионного обмена протекают до конца, если в результате реакции образуется вода, газ или осадок.

1. Если в результате реакции выделяется малодиссоциирующее вещество – вода.

а) Реакция щелочи с кислотой:

KOH + HCl = KCl + H₂O

K⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^– = K⁺ + Cl^– + H₂O

H⁺ + OH^– = H₂O

б) Реакция основного оксида с кислотой:

CaO + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O

CaO + 2H⁺ + 2NO₃^- = Ca²⁺ + 2NO₃^- + H₂O

CaO + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O.

в) Реакция нерастворимого основания с кислотой:

3Mg(OH)₂ + 2H₃PO₄ = Mg₃(PO₄)₂ + 6H₂O

3Mg(OH)₂ + 6H⁺ + 2PO₄^3- = Mg₃(PO₄)₂ + 6H₂O

В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.

г) Реакция амфотерного оксида с кислотой:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 6H⁺ + 6Cl^– = 2Al³⁺ + 6Cl^– + 3H₂O

Al₂O₃ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂O

2. Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество.

а) Реакция растворимой соли со щелочью:

CuCl₂ + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)₂

Cu²⁺ + 2Cl^– + 2K⁺ + 2OH^– = 2K⁺ + 2Cl^– + Cu(OH)₂

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂

б) Реакция двух растворимых солей, если в результате образуется хотя бы одна нерастворимая соль:

Al₂(SO₄)₃ + 3BaCl₂ = 3BaSO₄ + 2AlCl₃

2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 3Ba²⁺ + 6Cl^- = 3BaSO₄ + 2Al³⁺ + 6Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

в) Реакция нерастворимого основания с кислотой:

Fe(OH)₃ + H₃PO₄ = FePO₄ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3H⁺+ PO₄^3- = FePO₄ + 3H₂O

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.

3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.

а) Реакция растворимой соли (сульфида) с кислотой:

K₂S + 2HCl = 2KCl + H₂S .

2K⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– = 2K⁺ + 2Cl^– + H₂S .

2H⁺ + S^2–= H₂S .

Или реакция растворимой соли (карбоната) с кислотой:

Na₂CO₃ + 2HNO₃ = 2NaNO₃ + H₂O + CO₂

2Na⁺ +CO₃^2- + 2H⁺ +NO₃^- = 2Na⁺+ 2NO₃^- + H₂O + CO₂

2H⁺+ CO₃^2- = H₂O + CO₂

О протекании данной реакции до конца свидетельствуют два признака: выделение воды и газа – оксида углерода(IV).

в) Реакция нерастворимой соли (карбоната) с кислотой:

3СaCO₃ + 2H₃РO₄ = Са₃(PO₄)₂ + 3H₂O + 3CO₂

3СaCO₃ + 6H⁺+ РO₄^3- = Са₃(PO₄)₂ + 3H₂O + 3CO₂

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным уравнением. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу три признака: выделение газа, образование осадка и выделение воды.

А9. Химические свойства простых веществ металлов и неметаллов.

А10. Химические свойства оксидов.

А10.

Характерные химические свойства оксидов (основных, амфотерных, кислотных)

Основные оксиды

1. Основный оксид + кислота → соль + вода

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

Примечание: при нагревании, кислота сильная, образуется растворимая соль.

2. Оксид активного металла I, II А- групп + вода → щелочь

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

3. Оновный оксид активного металла + кислотный оксид → соль

Na₂O + CO₂ → Na₂CO₃

CaO + Mn₂O₇ → Ca(MnO₄)₂

4. Основный оксид (металлов В-групп) + водород → металл + вода

CuO + H₂ → Cu + H₂O

Примечание: при нагревании; металл менее активный, чем алюминий.

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода → растворимая кислота

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Некоторые оксиды, например SiO₂, с водой не реагируют, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основный оксид → соль

CO₂ + CaO → CaCO₃

Примечание: при нагревании.

3. Кислотный оксид + щелочь → соль + вода

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

Если кислотному оксиду соответствует многоосновная кислота, возможно образование кислых или средних солей:

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂

4. Нелетучий оксид + соль₁ → соль₂ + летучий оксид

SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂↑

Примечание: при нагревании.

Амфотерные оксиды

1. При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O

Примечание: кислота сильная, при нагревании, образуется растворимая соль.

2. При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

ZnO + 2KOH + H₂O → K₂[Zn(OH)₄]  (в водном растворе)

ZnO + CaO → CaZnO₂  (при сплавлении)

3. В воде не растворяются.

А11. Характерные свойства кислот, гидроксидов.

А11. Характерные химические свойства оснований, амфотерных гидроксидов. Характерные химические свойства кислот.

Характерные химические свойства щелочей:

1. Действие на некоторые кислотно-основные индикаторы:

• лакмус становится синим,

• метилоранж — жёлтым,

• фенолфталеин приобретает цвет фуксии.

2. При взаимодействии с кислотой образуется соль и вода:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Условие: реакция не идёт, если и кислота и основание слабые.

3. Щёлочь + кислотный или амфотерный оксид → соль + вода.

2 NaOH + SiO₂ → Na₂SiO₃ + H₂O

4. Щёлочь + соль → новое основание + новая соль.

Условие: исходные вещества должны быть в растворе, а хотя бы один из продуктов реакции должен выпасть в осадок.

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ + 2NaOH

Характерные химические свойства нерастворимых оснований:

1. При взаимодействии с кислотой образуется соль и вода:

Cu(OH)₂ + 2HCl → CuCl₂ + 2H₂O

Условие: образование растворимой соли.

2. При нагревании разлагаются на воду и основной оксид:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

2 Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3 H₂O

Характерные химические свойства амфотерных гидроксидов:

1. Как основание взаимодействуют с кислотой:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Условие: образование растворимой соли.

2. Как кислота взаимодействует со щелочами:

Al(OH)₃ + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)₄]

(тетрагидроксоалюминат натрия)

 t

Al(OH)₃ + NaOH(тв.) = NaAlO₂ + 2H₂O­

(алюминат натрия)

Характерные химические свойства кислот:

1. С металлами, стоящими в ряду активности металлов до Н (кроме кислот-окислителей H₂SO_4конц. и HNO₃). Образуются соль и выделяется газ водород Н₂. Тип реакции - реакция замещения:

Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂

Условие: металл средней активности, образуется растворимая соль, особые свойства проявляют конц. серная кислота и азотная кислота любой концентрации, не используются активные металлы.

2. С основными и амфотерными оксидами (последние ведут себя как основные оксиды) при нагревании. Образуются соль и вода. Тип реакции - реакция обмена:

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

3. С основаниями и амфотерными гидроксидами (последние ведут себя как основания).

Образуются соль и вода. Тип реакции - реакция обмена:

Fe(OH)₂ + 2HBr → FeBr₂ + 2H₂O

Условие: образование растворимой соли.

4. С солями, сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей, образуются новая соль и новая кислота. Тип реакции - реакция обмена, например:

K₃PO₄ + 3HCl→ 3KCl + H₃PO₄ (образуется слабая фосфорная кислота)

Условие: в результате реакции образуется нерастворимая соль или слабая кислота, газ.

5. Кислоты изменяют окраску индикаторов. Например, метилоранж в кислой среде меняет окраску с оранжевой на красную, синий лакмус становится красным. Индикатор фиксирует наличие ионов Н⁺ в растворе кислоты.

А12. Химические свойства солей.