Задания 32 (2017). Реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов неорганических веществ.

1) Оксид алюминия относится к амфотерным оксидам. При действии на амфотерные оксиды и гидроксиды водными растворами щелочей образуются комплексные соли:

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

2) Комплексные соли, полученные взаимодействием щелочей с амфотерными металлами/оксидами/гидроксидами, при действии на них избытка сильной кислоты разрушаются, превращаясь в соли, образованные этой кислотой, и воду:

Na[Al(OH)₄] + 4HNO₃ → NaNO₃ + Al(NO₃)₃ + 4H₂O

3) Все нитраты термически нестойки, т.е. разлагаются при нагревании. Нитраты металлов, расположенных в ряду активности от Mg до Cu (включительно), при разложении образуют оксид металла, оксид азота (IV) и кислород. В случае нитрата алюминия реакция разложения будет описываться уравнением:

4Al(NO₃)₃ 2Al₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑

4) При поглощении диоксида азота щелочью в присутствии кислорода образуется нитрат активного металла и вода:

2Ca(OH)₂ + 4NO₂ + O₂ → 2Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

1) Нерастворимые основания, а также амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются до соответствующего оксида и воды:

2Al(OH)₃ Al₂O₃ + 3H₂O

* Щелочи, в отличие от нерастворимых оснований и амфотерных гидроксидов, при нагревании не разлагаются и способны плавиться и даже кипеть без разложения.

2) Амфотерные оксиды и гидроксиды реагируют как с твердыми щелочами при сплавлении, так и с водными растворами щелочей. При взаимодействии амфотерных оксидов и гидроксидов с водными растворами щелочей образуются комплексные соли (гидроксокомплексы). В случае с оксидом и гидроксидом алюминия образуются тетрагидроксоалюминат щелочного или щелочноземельного металла (в зависимости от используемой щелочи):

Al₂O₃ + 2KOH + 3H₂O → 2K[Al(OH)₄]

3) При взаимодействии кристаллических бромидов с концентрированной серной кислотой протекает окислительно-восстановительная реакция, в результате которой бромид-ион окисляется до брома, а сера в концентрированной серной кислоте понижает свою степень окисления +6 до +4, превращаясь в диоксид серы SO₂:

2NaBr(тв.) + 3H₂SO₄(конц.) → 2NaHSO₄ + Br₂ + SO₂↑ + 2H₂O

Вместо NaHSO₄ в качестве продукта также можно записать Na₂SO₄.

*  Отношение остальных галогенидов к концентрированной серной кислоте

Кристаллические йодиды, являясь намного более сильными восстановителями, чем бромиды, восстанавливают концентрированную серную кислоту до сероводорода, сами при этом как и бром окисляясь до простого вещества (I₂).

Кристаллические фториды и хлориды под действием концентрированной серной кислоты не окисляются, а переходят соответственно в газообразные HF и HCl.

4) Комплексные соли, являющиеся продуктами взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов, разлагаются при действии на них кислот и кислотных оксидов. В данном случае сернистый газ, образующий слабую сернистую кислоту, разрушает комплексную соль с образованием калиевой соли и нерастворимого амфотерного основания - гидроксида алюминия:

K[Al(OH)₄] + SO₂ → KHSO₃ + Al(OH)₃↓

*Кислотные оксиды SO₂ и  CO₂ не способны реагировать с гидроксидами вида Me(OH)₃.

1) Данная реакция лежит в основе промышленного получения фосфора.  Фосфор восстанавливается коксом при нагревании, а оксид кремния связывает соединения кальция в тугоплавкий силикат. Реакция протекает при температуре около 1600^oC:

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C  3CaSiO₃ + 2P + 5CO

2) Фосфор в качестве восстановителя взаимодействует со многими неметаллами. В недостатке хлора фосфор сгорает до трихлорида фосфора PCl₃, а в избытке хлора фосфор окисляется до пятивалентного состояния с образованием пентахлорида фосфора:

2P + 5Cl₂(изб.) 2PCl₅

3) Являясь кислотным соединением, пентахлорид фосфора способен взаимодействовать с растворами щелочей с образованием соответствующих хлоридов и фосфатов:

8KOH + PCl₅ → K₃PO₄ + 5KCl + 4H₂O

4) Обменные реакции солей с щелочами, кислотами и другими солями протекают при условии образования осадка или выделения газа:

2K₃PO₄ + 3Ca(OH)₂ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6KOH

1) Щелочные и щелочно-земельные металлы бурно взаимодействуют с водой с образованием щелочи и водорода:

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂↑

2) Азотная и концентрированная серная кислоты являются кислотами-окислителями. В отличие от кислот-неокислителей, взаимодействующих с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений до водорода, с выделением водорода, кислоты-окислители способны реагировать с металлами, стоящими в этом ряду напряжение как до, так и после водорода (кроме платины и золота). Однако вместо водорода выделяются продукты восстановления азота и серы, причем состав продуктов зависит от температуры реакции, активности металла и концентрации кислоты. При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с железом и любым металлом правее него продуктом восстановления является диоксид азота (бурый газ):

Ag + 2HNO₃(конц.) → AgNO₃ + NO₂↑ + H₂O

3) Диоксид азота, как и другие кислотные оксиды, способен взаимодействовать с основными оксидами и основаниями с образованием солей. Однако диоксид азота, в отличие от других кислотных оксидов, при взаимодействии с основаниями образует сразу две соли – нитрат и нитрит:

2NO₂ + 2KOH → KNO₃ + KNO₂ + H₂O

4) Перманганат способен окислять нитриты до нитратов. В кислой среде перманганат восстанавливается до Mn²⁺, в нейтральной – до MnO₂, в щелочной – до манганата MnO₄^2-. В нашем случае среда нейтральная, поэтому уравнение реакции будет иметь вид:

3KNO₂ + 2KMnO₄ + H₂O → 3KNO₃ + 2MnO₂↓ + 2KOH

1) Все соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с другими существенно более сильными кислотами:

K₂CO₃ + 2HBr → 2KBr + CO₂↑ + H₂O

2) При взаимодействии кристаллических бромидов с концентрированной серной кислотой протекает окислительно-восстановительная реакция, в результате которой бромид-ион окисляется до брома, а сера в концентрированной серной кислоте понижает свою степень окисления +6 до +4, превращаясь в диоксид серы SO₂:

2KBr(тв) + 2H₂SO₄(конц., гор.) → K₂SO₄ + Br₂ + SO₂↑ + 2H₂O

Также возможен вариант с образованием кислой соли KHSO₄ вместо K₂SO₄.

*  Отношение остальных галогенидов к концентрированной серной кислоте:

Кристаллические йодиды, являясь намного более сильными восстановителями, чем бромиды, восстанавливают концентрированную серную кислоту до сероводорода, сами при этом как и бром окисляясь до простого вещества (I₂).

Кристаллические фториды и хлориды под действием концентрированной серной кислоты не окисляются, а переходят соответственно в газообразные HF и HCl.

3) При взаимодействии галогенов – хлора, брома и йода – с щелочами протекает реакция диспропорционирования. Реакция брома (хлора, йода) с горячим раствором щелочи приводит к образованию бромида (хлорида, йодида) и бромата (хлората, йодата):

3Br₂ + 6KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3H₂O (нагрев)

4) Сера является кислотообразующим элементом, для которого присущи разные степени окисления. При использовании подходящего окислителя или восстановителя можно перейти от соли одной кислоты к соли другой кислоты, в которой кислотообразующий элемент имеет другую степень окисления. В данном случае соль сернистой кислоты при действии окислителя – брома - переходит в соль серной кислоты:

Br₂ + K₂SO₃ + 2NaOH → 2NaBr + K₂SO₄ + H₂O

1) Оксид железа (III) является амфотерным оксидом. Как и другие амфотерные оксиды, Fe₂O₃ в зависимости от свойств второго реагента способен проявлять как кислотные, так и основные свойства. При взаимодействии с кислотами амфотерный оксид проявляется основные свойства, в результате чего образуется соль:

Fe₂O₃ + 6HNO₃ → 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

2) Все нитраты подвержены термическому разложению. Глубина разложения зависит от положения металла в ряду активности. Нитраты металлов от Mg до Cu включительно разлагаются с образованием оксида металла, бурого газа NO₂ и кислорода:

4Fe(NO₃)₃ 2Fe₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑

3) При взаимодействии оксида железа (III) с иодоводородной кислотой, проявляющей восстановительные свойства, происходит изменение степени окисления йода, при этом железо (III) восстанавливается до железа (II):

Fe₂O₃ + 6HI → 2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

4) Йод, как и галогены бром и хлор, проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства, поэтому способен вступать в реакции диспропорционирования. В горячем концентрированном раствором щелочи йод диспропорционирует с образованием иодида и иодата:

3I₂ + 6NaOH(конц.) 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

1) Бинарное соединение карбид алюминия сгорает на воздухе до двух оксидов: нелетучего оксида алюминия и углекислого газа:

Al₄C₃ + 6O₂ → 2Al₂O₃ + 3CO₂↑

2) Реакция кислотного оксида с основными оксидами и основаниями приводит к образованию солей:

2KOH + CO₂ → K₂CO₃ + H₂O

3) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции помимо солей принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

3K₂CO₃ + Сr₂(SO₄)₃ + 3H₂O → 2Cr(OH)₃↓ + 3K₂SO₄ + 3CO₂↑

* Исключение: взаимодействие солей трехвалентного железа с растворами сульфидов и сульфитов не подчиняются описанному выше правилу, поскольку протекают окислительно-восстановительные реакции - железо (III) восстанавливается до железа (II). При этом сульфид-ион окисляется до свободной серы, а сульфит-ион окисляется до сульфат-иона. Например:

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O= 2FeCl₂ + 2HCl + Na₂SO₄

4) Соединения хрома (III) при действии на них сильных окислителей в щелочной среде превращаются в хроматы - соли ярко-желтого цвета, содержащие в своем составе хромат-ион CrO₄^2-:

2Cr(OH)₃ + 3H₂O₂ + 4NaOH → 2Na₂CrO₄ + 8H₂O

1) При взаимодействии алюминия с хлором образуется бескислородная соль:

2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

2) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции, помимо солей, принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

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

* Исключение: взаимодействие солей трехвалентного железа с растворами сульфидов и сульфитов не подчиняются описанному выше правилу, поскольку протекают окислительно-восстановительные реакции - железо (III) восстанавливается до железа (II). При этом сульфид-ион окисляется до свободной серы, а сульфит-ион окисляется до сульфат-иона. Например:

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O= 2FeCl₂ + 2HCl + Na₂SO₄

3) Амфотерные гидроксиды проявляют как кислотные, так и основные свойства. При взаимодействии амфотерных оксидов/гидроксидов с щелочами образуются комплексные соли:

Al(OH)₃ + NaOH(р-р) → Na[Al(OH)₄]

4) При действии избытка сильных кислот на гидроксокомплексы последние полностью разрушаются, образуя соли активного и амфотерного металлов:

2Na[Al(OH)₄] + 4H₂SO₄ → Na₂SO₄ + Al₂(SO₄)₃ + 8H₂O

1) Оксид железа (III) является амфотерным оксидом, обладающим и кислотными, и основными свойствами. При сплавлении оксида железа (III) со щелочью образуется диоксоферрат (III) натрия:

Fe₂O₃ + 2NaOH(тв.) → 2NaFeO₂ + H₂O (сплавление)

2) При пропускании смеси диоксида азота с кислородом через воду образуется азотная кислота:

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃

* при пропускании чистого NO₂ (без кислорода) через воду образуются две кислоты - азотная и азотистая.

3) При действии сильных кислот на NaFeO₂ образуется две соли и вода:

NaFeO₂ + 4HNO₃(изб.) → NaNO₃ + Fe(NO₃)₃ + 2H₂O

4) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции, помимо солей, принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

2Fe(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 6KNO₃ + 3CO₂↑

* Исключение: взаимодействие солей трехвалентного железа с растворами сульфидов и сульфитов не подчиняются описанному выше правилу, поскольку протекают окислительно-восстановительные реакции - железо (III) восстанавливается до железа (II). При этом сульфид-ион окисляется до свободной серы, а сульфит-ион окисляется до сульфат-иона. Например:

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O= 2FeCl₂ + 2HCl + Na₂SO₄

1) Реакция сульфата железа (II) и гидроксида натрия является типичным примером реакции обмена между растворимой солью и щелочью. Ее протекание возможно, поскольку образуется осадок (гидроксид железа (II)):

FeSO₄ + 2NaOH → Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

2) Гидроксид железа (II) легко окисляется. Под действием кислорода или перекиси водорода бледно-зеленый осадок гидроксида железа окисляется, превращаясь также в нерастворимый гидроксид железа (III) бурого цвета:

2Fe(OH)₂ + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃

3) Иодид-ион является довольно сильным восстановителем вследствие чего способен окисляться даже ионами Cu²⁺ и Fe³⁺, восстанавливая их соответственно до соединений Cu⁺¹ и Fe⁺². Так, в случае гидроксида железа (III) его взаимодействие с йодоводородной кислотой выглядит следующим образом:

2Fe(OH)₃ + 6HI → 2FeI₂ + I₂ + 6H₂O

4) Все галогены (кроме фтора) диспропорционируют при взаимодействии с щелочами, т.е. одновременно и повышают, и понижают свою степень окисления. В горячем растворе щелочи йод окисляется до I⁺⁵ и восстанавливается до I^-1:

3I₂ + 6KOH(горяч.) → 5KI + KIO₃ + 3H₂O

* аналогично реагируют с щелочью при нагревании хлор и бром.

1) Хлорат калия (бертолетова соль) разлагается в присутствии диоксида марганца до хлорида калия и кислорода:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑ (кат. MnO₂)

2) Реакция горения железа в кислороде приводит к образованию железной окалины Fe₃O₄, представляющей собой смешанный оксид FeO∙Fe₂O₃:

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

3) Железная окалина Fe₃O₄ формально может рассматриваться как смесь FeO и Fe₂O₃ в мольном соотношении 1:1. При взаимодействии оксида Fe₂O₃ с концентрированной азотной кислотой протекает реакция обмена без изменения степени окисления железа в образовавшейся соли – нитрата железа (III). А при взаимодействии оксида FeO, в котором железо проявляет степень окисления +2, происходит его окисление, в результате чего также образуется соль нитрата железа (III), а концентрированная азотная кислота восстанавливается до диоксида азота:

Fe₃O₄ + 10HNO₃(конц.) → 3Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 5H₂O

4) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции, помимо солей, принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

2Fe(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 6KNO₃ + 3CO₂↑

* Исключение: взаимодействие солей трехвалентного железа с растворами сульфидов и сульфитов не подчиняются описанному выше правилу, поскольку протекают окислительно-восстановительные реакции - железо (III) восстанавливается до железа (II). При этом сульфид-ион окисляется до свободной серы, а сульфит-ион окисляется до сульфат-иона. Например:

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O= 2FeCl₂ + 2HCl + Na₂SO₄

1) Гидриды активных металлов содержат водород в редкой для него степени окисления, равной -1.  По этой причине гидриды активных металлов являются чрезвычайно сильными восстановителям, в частности, восстанавливают водород из воды:

KH + H₂O → KOH + H₂↑

2) В ряду ионов F^--Cl^--Br^--I^- возрастают восстановительные свойства галогенидов. Так, например, фториды и хлориды не вступают в окислительно-восстановительную реакцию с концентрированной серной кислотой. При их взаимодействии с H₂SO₄ выделяются газообразные HF и HCl соответственно. Бромиды восстанавливают концентрированную H₂SO₄ до SO₂, а йодиды – до H₂S:

8KI(тв.) + 9H₂SO₄(конц.) → 4I₂↓ + H₂S↑ + 4H₂O + 8KHSO₄

3) При взаимодействии сероводородной кислоты с избытком щелочи протекает реакция обмена с образованием сульфида калия и воды:

H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O

4) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции помимо солей принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

3K₂S + Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 3K₂SO₄

* Исключение: взаимодействие солей трехвалентного железа с растворами сульфидов и сульфитов не подчиняются описанному выше правилу, поскольку протекают окислительно-восстановительные реакции - железо (III) восстанавливается до железа (II). При этом сульфид-ион окисляется до свободной серы, а сульфит-ион окисляется до сульфат-иона. Например:

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O= 2FeCl₂ + 2HCl + Na₂SO₄

1) Пероксид водорода – неустойчивое, легко разлагающееся соединение. Разложение пероксида водорода катализируется ионами переходных металлов:

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂↑ (кат. MnO₂)

2) Железная окалина, имеющая формулу Fe₃O₄, образуется при сжигании железа в кислороде:

3Fe + 2O₂ Fe₃O₄

3) Железная окалина – Fe₃O₄ может условно рассматриваться как смесь оксидов FeO и Fe₂O₃ в молярном соотношении 1:1.Таким образом, между оксидом железа (III) и концентрированной азотной кислотой протекает обычная обменная реакция с образованием нитрата железа (III) и воды, а между оксидом железа (II) – окислительно-восстановительная реакция, в результате которой также образуется нитрат железа (III), а азот в азотной кислоте восстанавливается до бурого газа (NO₂):

Fe₃O₄ + 10HNO₃(конц.) → 3Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 5H₂O

4) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции, помимо солей, принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

2Fe(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 6KNO₃ + 3CO₂↑

1) NO легко окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре и атмосферном давлении с образованием «бурого газа» NO₂:

2NO + O₂ → 2NO₂

2) При пропускании смеси диоксида азота с кислородом через воду образуется азотная кислота::

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃

* при пропускании чистого NO₂ через воду образуются сразу две кислоты - азотная и азотистая.

3) При взаимодействии оксида железа (II) с кислотами-неокислителями образуются соли двухвалентного железа, при взаимодействии оксида железа (II) с кислотами-окислителями образуются соли трехвалентного железа. В случае использования в качестве окислителя азотной кислоты продуктом восстановления является газ NO₂:

FeO + 4HNO₃(конц.) → Fe(NO₃)₃ + NO₂↑ + 2H₂O

4) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции, помимо солей, принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

2Fe(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 6KNO₃ + 3CO₂↑

* Исключение: взаимодействие солей трехвалентного железа с растворами сульфидов и сульфитов не подчиняются описанному выше правилу, поскольку протекают окислительно-восстановительные реакции - железо (III) восстанавливается до железа (II). При этом сульфид-ион окисляется до свободной серы, а сульфит-ион окисляется до сульфат-иона. Например:

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O= 2FeCl₂ + 2HCl + Na₂SO₄

1) Бинарное соединение силицид кальция легко гидролизуется водой и водными растворами кислот-неокислителей. В обоих случаях одним из продуктов является силан SiH₄:

Ca₂Si + 4H₂O → 2Ca(OH)₂ + SiH₄↑

2) Силан может самопроизвольно загораться при контакте с кислородом воздуха. При это образуется диоксид кремния, вода, а также выделяется большое количество теплоты:

SiH₄ + 2O₂ → SiO₂ + 2H₂O

3) В промышленности фосфор получают прокаливанием фосфата кальция с углем (коксом) и песком в электрических печах при температуре около 1500 – 1600^oC. Выделяющиеся пары белого фосфора конденсируются в приемнике под слоем воды:

2Ca₃(PO₄)₂ + 6SiO₂ + 10C → 6CaSiO₃ + P₄ + 10CO

* вместо формулы белого фосфора P₄ можно записывать просто P.

4) Фосфор, сера и углерод способны окисляться азотной кислотой и концентрированной серной кислотой. Данные простые вещества окисляются до высших степеней окисления элементов, образуя соответствующие кислородсодержащие кислоты:

P + 5HNO₃ → H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O

* При действии концентрированной серной кислоты на серу, очевидно, невозможно окисление серы S⁰ до высшей степени окисления +6. В этом случае протекает реакция сопропорционирования:

2H₂SO₄(конц.) + S = 3SO₂ + 2H₂O

1) Щелочные и щелочно-земельные металлы взаимодействуют с водой в обычных условиях. При этом образуется щелочь и выделяется водород:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑

2) При пропускании недостатка сернистого газа через водный раствор щелочи образуется нормальная (средняя) соль:

2NaOH + SO₂ → Na₂SO₃ + H₂O

3) Сульфит натрия содержит серу в промежуточной степени окисления, т.е. в реакциях может быть как окислителем, так и восстановителем (чаще последнее). При действии различных окислителей (кислорода, перманганатов, бихроматов , кислот-окислителей, галогенов) сульфит натрия окисляется до сульфата:

3Na₂SO₃ + Na₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 4Na₂SO₄ + 4H₂O

4) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции, помимо солей, принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Cr(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄ + 3CO₂↑

* Исключение: взаимодействие солей трехвалентного железа с растворами сульфидов и сульфитов не подчиняются описанному выше правилу, поскольку протекают окислительно-восстановительные реакции - железо (III) восстанавливается до железа (II). При этом сульфид-ион окисляется до свободной серы, а сульфит-ион окисляется до сульфат-иона. Например:

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O= 2FeCl₂ + 2HCl + Na₂SO₄

1) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции, помимо солей, принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂↑

2) Нерастворимые гидроксиды подвержены термическому разложению с образованием соответствующих оксидов и воды. Данные реакции протекают без изменения степеней окисления:

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O (нагрев)

3) При восстановлении высших оксидов образуются низшие оксиды. Так, при действии на оксид железа (III) избытком угарным газа, водорода или углерода при нагревании образуется железо:

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

4) Соли способны взаимодействовать с кислотами при условии признака реакции. Осадок в подобных типах реакции образуют только соли кремниевой кислоты. При пропускании через соль кремниевой кислоты кислотного оксида (или другой кислоты) образуется соль и в осадок выпадает кремниевая кислота:

Na₂SiO₃ + CO₂ + H₂O → Na₂CO₃ + H₂SiO₃↓

1) Оксид меди (II) относится к основным оксидам, в связи с чем реагирует с кислотами, образуя соответствующие соли:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

2) Концентрированная серная кислота проявляет сильные окислительные свойства. Связано это с тем, что окислительные свойства в кислотах-окислителях обеспечиваются не за счет катионов водорода H⁺, а за счет кислотообразующего элемента в высшей степени окисления, в  нашем случае серы.

Магний является активным металлом, поэтому сера в концентрированной серной кислоте восстанавливается им до низшей степени окисления -2, т.е. до сероводорода:

4Mg + 5H₂SO₄(конц.) → 4MgSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

3) Обычно реакция слабой кислоты с солью, образованной другой существенно более сильной кислотой не протекает. Однако это правило нарушается, если образуется соль с крайне низкой растворимостью. Например, к таким "крайне нерастворимым" солям относятся сульфиды меди, свинца и ртути. При пропускании сероводорода через растворы солей этих металлов наблюдается выпадение осадка нерастворимого сульфида:

CuSO₄ + H₂S → CuS↓ + H₂SO₄

* следует отметить, что нерастворимый в воде сульфид железа (II) в аналогичных условиях в осадок не выпадает из-за недостаточно низкой растворимости.

4) Кислота-окислитель переводит серу из минимальной степени окисления (-2) в максимальную (+6), при этом концентрированная азотная кислота восстанавливается до диоксида азота:

CuS + 8HNO₃(конц.) → CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

1) Нитриды щелочных и щелочноземельных металлов легко разлагаются водой, образуя щелочь и аммиак:

Ca₃N₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2NH₃↑

2) Оксид меди восстанавливается аммиаком до свободного металла:

2NH₃+ 3CuO → 3Cu + N₂↑ + 3H₂O (нагрев)

3) Азотная кислота является сильным окислителем и способна реагировать со всеми металлами в ряду активности, кроме платины и золота. Медь, будучи малоактивным металлом, восстанавливает концентрированную азотную кислоту до NO₂, а разбавленную до NO:

3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

4) Нитрат меди - соль, образованная катионом металла,расположенного правее водорода в ряду активности, и кислородсодержащим кислотным остатком. В случае растворов солей таких металлов на катоде протекает процесс восстановления катиона металла. В нашем случае его можно записать так:

катод: Cu²⁺ + 2e^- => Cu⁰

Кислородсодержащие кислотные остатки (кроме остатков карбоновых кислот) не могут разрядиться на аноде, поскольку энергетически более выгодным является процесс окисления молекул воды:

анод: 2H₂O - 4e- => O₂ + 4H⁺

Количество электронов, которые отдает катод, равно количеству электронов, которые принимает анод. Подведем в связи с этим электронный баланс:

катод: Cu²⁺ + 2e^- => Cu⁰ | ∙ 2

анод: 2H₂O - 4e- => O₂ + 4H⁺ | ∙ 1

2Cu²⁺ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4H⁺  - ионное уравнение электролиза. Добавив по 4 нитрат-иона в левую и правую часть уравнения и объединив их с противоионами, получаем полное уравнение электролиза:

2Cu(NO₃)₂ + 2H₂O → 2Cu↓ + O₂↑ + 4HNO₃ (электролиз)

1) Нитрат меди - соль, образованная катионом металла, расположенного правее водорода в ряду активности, и кислородсодержащим кислотным остатком. В случае растворов солей таких металлов на катоде протекает процесс восстановления катиона металла. В нашем случае его можно записать так:

катод: Cu²⁺ + 2e^- => Cu⁰

Кислородсодержащие кислотные остатки (кроме остатков карбоновых кислот) не могут разрядиться на аноде, поскольку энергетически более выгодным является процесс окисления молекул воды:

анод: 2H₂O - 4e- => O₂ + 4H⁺

Количество электронов, которые отдает катод, равно количеству электронов, которые принимает анод. Подведем в связи с этим электронный баланс:

катод: Cu²⁺ + 2e^- => Cu⁰ | ∙ 2

анод: 2H₂O - 4e- => O₂ + 4H⁺ | ∙ 1

2Cu²⁺ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4H⁺  - ионное уравнение электролиза.

Добавив по 4 нитрат-иона в левую и правую часть уравнения и объединив их с противоионами, получаем полное уравнение электролиза:

2Cu(NO₃)₂ + 2H₂O → 2Cu↓ + O₂↑ + 4HNO₃ (электролиз)

2) Высшие оксиды меди, железа, углерода могут реагировать соответственно с медью, железом, углеродом при нагревании. При этом образуется оксид с промежуточной степенью окисления элемента. В случае меди и оксида меди (II) реакция приводит к образованию оксида меди (I):

Cu + CuO → Cu₂O (нагрев)

3) Cu⁺¹ окисляется концентрированными серной и азотной кислотами до Cu⁺²:

Cu₂O + 3H₂SO₄(конц.) → 2CuSO₄ + SO₂↑ + 3H₂O

4) Две соли реагируют друг с другом в случае, если одновременно выполняются два требования:

* исходные соли растворимы

*  в продуктах есть осадок или газ

Таким образом, реакция между растворимыми солями CuSO₄ и Na₂S возможна поскольку образуется осадок (CuS):

CuSO₄ + Na₂S → CuS↓ + Na₂SO₄

* среди редких случаев образования газа при взаимодействии солей обязательно следует помнить реакцию между растворами солей аммония и нитритов при нагревании, например:

NH₄Cl + KNO₂ = N₂↑ + 2H₂O + KCl

1) Карбид алюминия легко гидролизуется водой, а также растворами кислот и щелочей. При взаимодействии с водой и кислотами протекает обычная реакция обмена:

Al₄C₃ + 12HBr → 4AlBr₃ + 3CH₄↑

2) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции, помимо солей, принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

2AlBr₃ + 3K₂SO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3SO₂↑ + 6KBr

* Исключение: взаимодействие солей трехвалентного железа с растворами сульфидов и сульфитов не подчиняются описанному выше правилу, поскольку протекают окислительно-восстановительные реакции - железо (III) восстанавливается до железа (II). При этом сульфид-ион окисляется до свободной серы, а сульфит-ион окисляется до сульфат-иона. Например:

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O= 2FeCl₂ + 2HCl + Na₂SO₄

3) Дихроматы и перманганаты являются сильными окислителями. Сернистый газ содержит серу в степени окисления +4, т.е. в промежуточной степени окисления, в связи с чем может быть как окислителем, так и восстановителем. Дихромат-ион при восстановлении в нейтральной среде превращается в Cr(OH)₃, в щелочной среде - в [Cr(OH)₆]³⁺, в случае кислой среды  - в соль трехвалентного хрома:

3SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

4) Две соли реагируют друг с другом в случае, если одновременно выполняются два требования:

* исходные соли растворимы

*  в продуктах есть осадок или газ

Таким образом, реакция между растворимыми солями Cr₂(SO₄)₃ и BaCl₂ возможна, поскольку образуется осадок (BaSO₄):

Cr₂(SO₄)₃ + 3BaCl₂ → 3BaSO₄↓ + 2CrCl₃

* среди редких случаев образования газа при взаимодействии солей обязательно следует помнить реакцию между растворами солей аммония и нитритов при нагревании, например:

NH₄Cl + KNO₂ = N₂↑ + 2H₂O + KCl

1) Степень разложения нитратов определяется расположением металлов в ряду активностей.

Разложение нитратов металлов, расположенных в ряду активностей левее магния, происходит до нитритов и кислорода. Разложение нитратов металлов, расположенных в ряду активностей от Mg до Cu (включительно), протекает до оксидов металлов, диоксида азота и кислорода. Разложение нитратов металлов, расположенных правее меди, происходит до металла, диоксида азота и кислорода. Натрий расположен до магния в ряду активности, поэтому уравнение разложения его нитрата записывается следующим образом:

2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂ (нагрев)

2) При нагревании смеси, состоящей из нитрита металла и соли аммония, протекает окислительно-восстановительная реакция с образованием молекулярного азота, соли и воды:

NaNO₂ + NH₄I → NaI + N₂↑ + 2H₂O (нагрев)

3) Йодид-ион обладает сильными восстановительными свойствами, легко превращаясь под действием даже не очень сильных окислителей в простое вещество I₂. Перманганат-ион в щелочной среде восстанавливается в наименьшей степени:  марганец понижает свою степень окисления с +7 лишь до +6:

2NaI + 2NaMnO₄ → I₂↓ + 2Na₂MnO₄

4) Все галогены реагируют с растворами щелочей. Хлор, бром и йод при взаимодействии с щелочами при нагревании образуют воду и две соли - галогенид (MeHal) и галогенат (MeHalO₃) активного металла:

3I₂ + 6KOH → 5KI + KIO₃ + 3H₂O

* в случае щелочей, образованных щелочно-земельными металлами, формулы галогенида и галогената имеют вид MeHal₂ и Me(HalO₃)₂ соответственно.

1) Обменные реакции между солями сопровождаются, как правило, выпадением осадков. Сульфат бария – не растворимое в воде, в растворах щелочей и большинства кислот вещество белого цвета:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

2) При действии концентрированной серной кислоты на хлориды выделяется газообразный хлороводород. Реакция протекает благодаря тому, что в серной кислоте, в отличие от воды, хлороводород плохо растворяется:

NaCl(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl↑

* Фториды реагируют с концентрированной серной кислотой аналогично хлоридам, а бромиды и йоды окисляются ею до свободных галогенов Br₂ и I₂ соответственно.

3) Железная окалина формально может рассматриваться как смесь оксидов FeO и Fe₂O₃ в мольном соотношении 1:1. По этой причине при взаимодействии железной окалины с растворами кислот-неокислителей образуются соли железа (II) и железа (III):

Fe₃O₄ + 8HCl → FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O

4) Перманганаты и дихроматы – типичные окислители, соли железа (II) – типичные восстановители. Их взаимодействие приводит к окислению железа до степени окисления +3, а перманганат-ион в кислой среде восстанавливается до Mn²⁺:

5FeCl₂ + KMnO₄ + 8HCl → 5FeCl₃ + MnCl₂ + KCl + 4H₂O

1) При смешении растворов солей трехвалентных металлов с растворами сульфитов/сульфидов/карбонатов в реакции помимо солей принимает участие также вода. Связано это с тем, что предполагаемый в качестве продукта сульфит/сульфид/карбонат трехвалентного металла необратимо гидролизуется водой:

2FeBr₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 6NaBr + 3CO₂↑

* Исключение: взаимодействие солей трехвалентного железа с растворами сульфидов и сульфитов не подчиняются описанному выше правилу, поскольку протекают окислительно-восстановительные реакции - железо (III) восстанавливается до железа (II). При этом сульфид-ион окисляется до свободной серы, а сульфит-ион окисляется до сульфат-иона. Например:

2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O= 2FeCl₂ + 2HCl + Na₂SO₄

2) Нерастворимые гидроксиды при прокаливании разлагаются до соответствующего оксида и воды:

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O (нагрев)

3) Оксид железа (III), будучи амфотерным оксидом, при сплавлении с щелочами образует среднюю соль:

Fe₂O₃ + 2KOH → 2KFeO₂ + H₂O (нагрев)

4) Феррат (III) калия при обработке его раствором сильной кислоты образует две соли и воду:

KFeO₂ + 4HCl → FeCl₃ + KCl + 2H₂O