И СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЁТЫ

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить видеозапись лабораторной работы «Основные классы неорганических соединений [Приложение к УМК: диск 2, работа 2].

Цель выполнения задания

· Познакомиться с методами получения и химическими свойствами оксидов и гидроксидов и научиться составлять уравнения реакций получения солей.

· Усвоить принцип кислотно-основного взаимодействия.

∙ Научиться проводить стехиометрические расчёты.

Теоретические сведения

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород. Общая формула оксидов: Э _Х О _У, где х – число атомов элемента, у – число атомов кислорода.

Оксиды бывают несолеобразующие (SiO, CO, N₂O, NO) и солеобразующие. Последние в свою очередь делятся на оснóвные, кислотныеи амфотерные. Химический характер оксидов, образуемых различными элементами, можно определить в соответствии с табл. 3.1.

Таблица 3.1

Зависимость свойств оксидов от химической природы элементов

и степени окисления металла

Элементы	Металлы	Неметаллы
Степень окисления атомов элементов, образующих оксиды	+1, +2	+3, +4 и выше	+5, +6, +7
Свойства	оснóвные	амфотерные	кислотные
Примеры	Na₂O, CaO (кроме ZnO, BeO, SnO…)	Al₂O₃, SnO₂ (а также ZnO, BeO, SnO…)	CrO₃, Mn₂O₇	CO₂, SO₃, P₂O_5,SiO₂

Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и одной или нескольких гидроксильных групп OН‾. Например: NaOH, Ca(OH)_2,Fe(OH)₂.

Кислоты – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Например: НCl, H₂SO₄, H₂CO₃. Существуют также бескислородные кислоты, которые не являютя гидратами оксидов, например: HCl, HBr, H₂S.

Соли – сложные вещества, состоящие из кислотного и основного остатков. Например:NaCl, CaSO₄, FeCO₃. Кислотный остаток – группа атомов, которая получается, если от кислоты мысленно отнять один или несколько атомов водорода. Оснóвный остаток – часть молекулы основания, которая остаётся при мысленном отрыве от неё одной или нескольких гидроксильных групп.

Принцип кислотно-основного взаимодействия состоит в том, что химическое взаимодействие возможно между соединениями, проявляющими кислотные свойства с соединениями основного характера.

К основным стехиометрическим законам относятся:

- закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 г.; А.Л. Лавуазье, 1777 г.):

масса исходных веществ равна массе продуктов реакции;

- закон эквивалентов (И.Рихтер, 1800г.):

все вещества реагируют в эквивалентных отношениях или моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним моль эквивалентов другого вещества;

- закон кратных отношений (Д. Дальтон, 1803 г.):

если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа;

- закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808 г.):

соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа его получения;

-закон Авогадро и следствия из него (А. Авогадро, 1811 г.):

в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

На основе этих законов составляются химические уравнения и по ним осуществляются расчеты.

1моль любого вещества содержит 6,02 ⋅ 10²³ структурных единиц (молекул, атомов, ионов) – число Авогадро (N_А): N_А = 6,02 ⋅ 10²³ моль⁻¹.

Масса одной частицы (m₀) вычисляется из соотношения:

m₀ = (М): (N_А),

где М − молярная масса вещества, г/моль.

Из закона Авогадро следует, что 1 моль любого газа при нормальных условиях (н.у.):Т = 273К и р = 101,3 кПазанимает объем22,4 л – молярный объем(V_m): V_m = 22,4 л/моль.

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Характерные реакции оснóвных оксидов

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей (растворимых в воде оснований). Остальные оксиды металлов со степенью окисления «+2» и «+3» в воде не растворяются.

Оснóвные оксиды взаимодействуют с кислотами, с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами. В результате таких реакций образуются соли.

Реакция среды может быть кислой, нейтральной и щелочной. Чистая вода имеет нейтральную реакцию среды. Окраска универсального индикатора в различных средах приводится в табл. 3.2.

Таблица 3. 2

Окраска универсального индикатора в различных средах

Реакция среды	Нейтральная	Кислая	Щелочная
Окраска универсального индикатора	зелёная	красная, жёлтая	синяя

Схемы опытов по изучению химических свойств оснóвных оксидов представлены на рис. 3.1

H₂O CaO H₂O CuO CuO H₂SO₄CuO NaOH

Универсальный индикатор

Раствор Раствор Раствор Раствор синего цвета зелёного цвета голубого цвета бесцветный

1 2 3 4

Рис. 3.1. Схемы взаимодействия оснóвных оксидов с водой и кислотой

Появление синей окраски универсального индикатора (пробирка 1) при взаимодействии оснóвного оксида с водой свидетельствует об образовании в растворе щёлочи. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида кальция с водой и назовите полученное соединение.

_____________________________________________________________________________

Оксид меди с водой не взаимодействует (окраска индикатора в пробирке 2 не меняется, осадок не растворяется). CuO растворяется в кислоте (в пробирке 3 образуется раствор соли меди голубого цвета) и не взаимодействует со щёлочью.

Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида меди с серной кислотой, назовите полученную соль.

________________________________________________________________________________

Почему CuO не взаимодействует со щёлочью? _______________________________________

_______________________________________________________________________________

Объясните на основании рассмотренных опытов, а также с учётом принципа кислотно-основного взаимодействия, почему оксиды CaO и CuO являются оснóвными.

Пример 3.1. Основаниями являются гидроксиды

1) □ С (IV) 2) □ Mg 3) □ S (IV) 4) □ Fe (II)

Напишите формулы оснóвных гидроксидов и уравнения реакций, подтверждающих их химические свойства.

Решение.

Металлы магний и железо образуют оксиды, проявляя степень окисления «+2» и образуют оснóвные оксиды (табл. 2.1). В соответствии с принципом кислотно-оснóвного взаимодействия оксиды Mg и Fe (II) будут реагировать с соединениями кислотного характера, например, с кислотными оксидами и кислотами

MgО + SO₂ → MgSO₃; FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O.

основный оксид кислотный оксид основный оксид кислота

Правильные ответы 2 и 4.

Упражнение 3.1. Основаниями являются гидроксиды

1) □ P (V) 2) □ Na 3) □ N (V) 4) □ Mn (II)

Напишите формулы оснóвных гидроксидов и уравнения реакций, подтверждающих их химические свойства.

Характерные реакции кислотных оксидов

Газообразные кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием кислот. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, с основными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами. При этом образуются соли.

Схемы опытов по изучению химических свойств кислотных оксидов представлены на рис. 3.2.

СО₂ СО₂СО₂

СаСО₃ + НСl H₂O Ca(OH)₂ H₂SO₄ универсальный индикатор 2 3 4 Раствор Осадок жёлто-зелёного цвета белого цвета Нет изменений

Рис. 3.2. Схемы взаимодействия кислотных оксидов с водой и основанием

В первой пробирке получен CO₂− оксид углерода (IV) (углекислый газ) путём взаимодействия карбоната кальция СаСО₃ с соляной кислотой. Напишите данную реакцию

______________________________________________________________________________

Во второй пробирке находится вода, окрашенная в зелёный цвет универсальным индикатором. Пропускание углекислого газа приводит к изменению окраски на желто-зелёную, что свидетельствует о появлении в растворе кислоты.

Пропускание СО₂ через раствор Са(ОН)₂ приводит к выпадению белого осадка (пробирка 3), в то же время с раствором серной кислоты углекислый газ не взаимодействует (пробирка 4).

Напишите уравнения реакций углекислого газа с водой и с гидроксидом кальция, назовите полученные соединения и определите, к каким классам они относятся. Почему оксид CO₂ не реагирует с серной кислотой?

Объясните на основании рассмотренных опытов, а также с учётом принципа кислотно-основного взаимодействия, почему СО₂ является кислотным оксидом.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 3.2. Кислотами являются гидроксиды

□ 1) S (IV) □ 2) Na □ 3) S (VI) □ 4) Pb (II).

Напишите формулы соответствующих кислот и уравнения реакций, подтверждающих их кислотные свойства.

Решение. Оксиды натрия и Pb (II) проявляют оснóвные свойства, неметалл сера образует кислотные оксиды (см. табл. 3.1). При взаимодействии с водой образуются кислоты

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ − сернистая кислота;

SO₃ + H₂O = H₂SO₄ − серная кислота.

В соответствии с принципом кислотно-оснóвного взаимодействия кислоты будут реагировать с соединениями оснóвного характера, например, с оснóвными оксидами и основаниями

H₂SO₃ + 2КОН → H₂O + К₂SO₃ − соль, сульфит калия;

кислота основание

H₂SO₄ + MgO → H₂O + MgSO₄ − соль, сульфат магния.

кислота оснóвный оксид

Правильные ответы 1 и 3.

Упражнение 3.2. Кислотные оксиды и кислоты образуют

□ 1) N (V) □ 2) Li □ 3) Si □ 4) Ni (II).

Напишите формулы соответствующих оксидов и кислот, а также уравнения реакций, подтверждающих их кислотные свойства.

Получение и свойства основных гидроксидов

Щёлочи (растворимые в воде основания) могут быть получены непосредственным растворением оксидов щелочных и щёлочноземельных металлов в воде.Нерастворимые в воде основания получают в результате взаимодействия растворимых солей соответствующих металлов со щелочами.

Основания взаимодействуют с кислотами, с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами. В результате реакций образуются соль и вода.

Схемы опытов по получению и изучению химических свойств основных гидроксидов представлены на рис. 3.3.

Нерастворимый в воде гидроксид магния получен взаимодействием растворимой соли магния и щёлочи (пробирка 1). Полученный гидроксид растворяется в кислоте (пробирка 2) и не растворяется в щёлочи (пробирка 3).

Напишите реакции получения гидроксида магния и его растворения в серной кислоте. Назовите полученные соединения. Объясните, почему Mg(OH)₂ не реагирует с NaOH.

MgSO₄ NaOH H₂SO₄ NaOH

Образование Растворение Нет изменений осадка осадка (осадок не растворяется)

1 2 3

Рис. 3.3. Схемы получения и изучения свойств оснóвных гидроксидов

Объясните, почему гидроксид магния обладает оснóвным характером.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Получение и свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, проявляя при этом свойства оснований, так и с основаниями, проявляя свойства кислот.

Схемы опытов по получению и изучению химических свойств амфотерных гидроксидов представлены на рис. 3.4.

ZnSO₄ NaOH H₂SO₄ NaOH

Образование Растворение Растворение осадка осадка осадка

1 2 3

Рис. 3.4. Схемы получения и изучения свойств амфотерных гидроксидов

Нерастворимый в воде гидроксид цинка образуется при взаимодействии сульфата цинка со щёлочью (пробирка 1). Осадок растворяется как в кислоте, так и в щёлочи (пробирки 2 и 3).

Напишите реакции получения гидроксида цинка и его растворения в серной кислоте и NaOH с образованием цинката натрия Na₂ZnO₂ (Na₂[Zn(OH)₄]). Назовите полученные соединения.

Объясните, почему гидроксид цинка обладает амфотерным характером.

________________________________________________________________________________

Пример3.3. Амфотерным являются гидроксиды

□ 1)марганца (VII) □ 2) кальция, □ 3) бериллия, □ 4) алюминия

Напишите формулы гидроксидов в виде соответствующих кислот и в виде соответствующих оснований, а также уравнения реакций, подтверждающих их амфотерные свойства.

Решение.

Гидроксид марганца (VII) проявляет кислотные свойства, а гидроксид кальция − основные (см. табл. 3.1). Оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления «+3, +4», а также некоторые гидроксиды металлов со степенью окисления «+2», в том числе гидроксид бериллия являются амфотерными. Формулы амфотерных гидроксидов можно записать как в кислотной, так и в оснóвной форме:

Be(OH)₂ <══> H₂BeO₂,

основание: гидроксид бериллия бериллиевая кислота

Al(OH)₃ <══> H₃AlO₃<══> HАlO₂+ H₂O.

основание: гидроксид алюминия ортоалюминиевая кислота метаалюминиевая кислота

Реакции амфотерных гидроксидов с кислотами, подтверждающие их оснóвные свойства: Be(OH)₂ + 2HNO₃ → 2H₂O + Be(NO₃)₂ − соль, нитрат бериллия;

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → 6H₂O + Al₂(SO₄)₃ − соль, сульфат алюминия.

Реакции амфотерных гидроксидов с основаниями, подтверждающие их кислотные свойства: H₂BeO₂ +2КОН → 2Н₂О + К₂ВеО₂ − соль, бериллат калия;

HАlO₂ + 2NaOH → H₂O + NaAlO₂ − соль, метаалюминат натрия.

Правильные ответы 3 и 4.

Упражнение 3.3.

Амфотерным является гидроксид 1) C (IV) 2) Ca 3) Cr (III) 4) N (III)

Напишите формулы соответствующей кислоты и соответствующего основания, а также уравнения реакций, подтверждающих их кислотные и основные свойства.

Составление уравнений реакций получения солей

Соли – сложные вещества, состоящие из кислотного и основного остатков. Соли бывают средние, кислые и основные. Примеры средних солей смотрите в табл. 3.3.

Общая формула средних солей: Ме_x^y+A_y^x⁻, где x – число атомов металла, равное заряду кислотного остатка; y – число кислотных остатков, равное заряду атомов металла.

Формулы солей записываются в соответствии со степенью окисления атомов металлов и зарядом кислотных остатков. При этом необходимо помнить, что молекулы солей электронейтральны.

+2 1− +1 2−

Например: CaCl₂ [+2 + (1−)·2 = 0], Na₂SO₄[(+1)·2 + (2−) = 0].

Таблица 3.3

Номенклатура некоторых кислот и солей

Оксиды	Формулы кислот	Названия кислот	Соли средние
формулы	названия
N₂O₃	HNO₂	Азотистая	KNO₂	Нитр ит натрия
N₂O₅	HNO₃	Азотная	Cu(NO₃)₂	Нитр ат меди (II)
SO₂	H₂SO₃	Сернистая	FeSO₃	Сульф ит железа (II)
SO₃	H₂SO₄	Серная	(NH₄)₂SO₄	Сульф ат аммония
−	H₂S	Сероводородная	PbS	Сульф ид свинца (II)
−	HCl	Соляная	AlCl₃	Хлор ид алюминия
CO₂	H₂CO₃	Угольная	Na₂CO₃	Карбон ат натрия
SiO₂	H₂SiO₃	Кремниевая	CaSiO₃	Силик ат кальция
P₂O₅	H₃РO₄	Ортофосфорная	Mg₃(РO₄)₂	Ортофосф ат магния
CrO₃	H₂CrO₄	Хромовая	K₂CrO₄	Хром ат калия

Средние соли образуются при полном замещении атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксильных групп в основании кислотными остатками.

H₂SO₄ полное замещение атомов водорода – Н атомами металла – Na Na₂SO₄;

кислота средняя соль

Mg(OH) полное замещение гидроксильных групп–ОН кислотными остатками–Cl MgCl₂.

основание средняя соль

Кислые соли образуются при неполном замещении водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла, т.е. в избытке кислоты. Например:

H₂SO₄ неполное замещение атомов водорода – Н атомами металла – Na NaНSO₄;

кислота кислая соль

Двухосновная кислота с любым металлом образует одну среднюю соль и одну кислую. Трехосновная кислота с любым металлом образует одну среднюю и две кислые соли.Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Оснóвные соли образуются при неполном замещении гидроксильных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками, т.е. в избытке основания. Например:

Mg(OH) неполное замещение гидроксильных групп–ОН кислотными остатками–Cl (MgОН)Cl.

основание основная соль

Двухкислотное основание может образовывать одну среднюю и одну оснóвную соль с данным кислотным остатком. Трехкислотное основание образует одну среднюю и две основные соли с данным кислотным остатком.Однокислотные основания оснóвных солей не образуют.

Порядок составления реакций получения солей рассмотрим на примере сульфата магния. Запишем формулу соли, а также формулы соответствующих оксидов и гидроксидов, из которых может быть получена данная соль:

соль: MgSO₄;

кислота: H₂SO₄; оснóвный оксид: MgO;

кислотный оксид: SO₃; оснóвный гидроксид:Mg(OH)₂.

При составлении уравнений реакций получения соли следует иметь в виду принцип кислотно-оснóвного взаимодействия.

а) MgO + SO₃→ MgSO₄;

оснóвный оксид кислотный оксид соль

б) MgO + H₂SO₄ → MgSO₄+ H₂О;

оснóвный оксид кислота соль

в) Mg(OH)₂+ SO₃→ MgSO₄+ H₂O;

основание кислотный оксид соль

г) Mg(OH)₂+ H₂SO₄ → MgSO₄+ 2 H₂O.

основание кислота соль

Выберите вариант в табл. 3.4. и напишите уравнения реакций получения средней соли, предложенной в вашем варианте.

Таблица 3.4

Варианты заданий

Номер варианта	Название соли	Номер варианта	Название соли
I	Карбонат кальция	IV	Сульфит калия
II	Фосфат калия	V	Карбонат натрия
III	Силикат натрия	VI	Сульфат кальция

Запишите формулы соответствующих соединений и уравнения реакций получения данной соли.

Соль _________,

кислота _______, кислотный оксид ________, основание _________, оснóвный оксид ______.

а) __________________________________________________________________________,

б) __________________________________________________________________________,

в) __________________________________________________________________________,

г) __________________________________________________________________________.

Пример 3.4.

Получению кислых солей соответствуют уравнения:

□ 1) KOH + H₃PO₄ → KH₂PO₄ (кислая соль, дигидрофосфат калия) + Н₂О;

□ 2) 2 KOH + H₃PO₄ → K₂HPO₄ (кислая соль, гидрофосфат калия) + 2Н₂О;

□ 3) 3 KOH + H₃PO₄ → K₃PO₄ (средняя соль, фосфат калия) + 3Н₂О;

□ 4) 6 KOH + P₂O₅ → 2 K₃PO₄ (средняя соль, фосфат калия) + 3Н₂О.

Закончите уравнения реакций, не меняя коэффициенты в левой части уравнения, и напишите названия полученных солей.

Правильные ответы 1 и 2.

Упражнение 3.4.

Основные соли образуются в реакциях, уравнения которых начинаются следующим образом: □ 1) NaOH + H₂SO₄ → □ 2) 2 KOH + N₂O₅ →

□ 3) Al(OH)₃ + 2HNO₃ → □ 4) Fe(OH)₂ + HCl →

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Принцип кислотно-основного взаимодействия

Все написанные ранее реакции соответствуют принципу кислотно-основного взаимодействия, согласно которому соединения, проявляющие кислотные свойства реагируют с соединениями, проявляющими оснóвные свойства.

Пример 3.5.

Какие из соединений:

□ 1) H₂CO₃ и P₂O₅ □ 2) H₂S и Na₂O □ 3) MgO и CrO₃ □ 4) Mg(OH)₂ и K₂O

могут взаимодействовать между собой? Напишите уравнения реакций, названия исходных веществ, указав к какому классу соединений они относятся и какими свойствами (оснόвными, кислотными, амфотерными) обладают. Назовите полученные соли. Объясните, почему не могут взаимодействовать другие из указанных соединений.

Решение.

1) H₂CO₃ − угольная кислота не будет взаимодействовать с кислотным оксидом P₂O₅.

2) H₂S − сероводородная кислота будет взаимодействовать с оснóвным оксидом Na₂O

H₂S + Na₂O → H₂O + Na₂S − соль, сульфид натрия.

3) MgO основный оксид при определённых условиях может вступить в реакцию с кислотным (см. табл. 3.1) оксидом CrO₃

MgO + CrO₃ → MgCrO₄ − соль, хромат магния.

4) Оснóвный гидроксид Mg(OH)₂ не будет вступать в реакцию с оснóвным оксидом K₂O.

Правильные ответы 2 и 3.

Упражнение 3.5.

Какие из соединений:

□ 1) SO₂ и P₂O₅ □ 2) HNO₃ и Na₂O □ 3) NaOH и Al(OH)₃ □ 4) NaOH и BaО

Пример3.6. При коррозии стальной аппаратуры в кислой среде происходит следующий процесс:

Fe + 2 HCl → FeCl₂ + H₂_↑.

Рассчитайте по закону сохранения массы веществ:

1) какое количество железа растворится в 7,3 г соляной кислоты;

2) какой объём водорода, измеренного при н.у., выделится при этом;

3) массу фактически образовавшегося хлорида железа, если массовая доля выхода составляет 90% (0,9).

Решение. Определим количество моль (ν, моль), молярную массу (M, г/моль) и массу (m, г) веществ, участвующих в реакции, и запишем их под уравнением реакции, а данные, указанные в условии задачи, − над формулами соответствующих веществ в уравнении реакции:

7,3 г

Fe + 2 HCl → FeCl₂ + H₂;

ν, моль: 1 2 1 1

M, г/моль: 56 36,5 127 2

m, г: 56 73 127 2

Массу вещества находим по формуле: m = М × ν,

т. е. m (HCl) = 36,5 г/моль × 2 моль = 73 г, m (Fe) = 56 г/моль × 1 моль = 56г.

1) из уравнения реакции следует, что 56 г Fe растворяются в 73 г HCl. Составим пропорцию и определим, какое количество железа растворится в 7,3 г HCl:

56 г Fe – 73 г HCl

х г Fe – 7,3 г HCl, следовательно, х = (56 × 7,3): (73) = 5,6 г (Fe).

2) из уравнения реакции следует, что из 73 г HCl образуется 1 моль H_2,, который при н.у. занимает объём 22,4 л. Составим пропорцию и вычислим, какой объем H₂ образуется из 7,3 г HCl:

73 г HCl – 22,4 л H₂

7,3 г HCl – V(H₂) л, V(H₂) = (7,3 × 22,4): (73) = 2,24 л.

3) массовой долей выхода продукта η называется отношение массы фактически полученного продукта (m_факт.) к массе вещества, которое должно получаться теоретически (m_теор.):

η = m_факт. / m_теор.

По уравнению реакции рассчитаем теоретическую массу FeCl₂, образовавшегося в результате реакции:

из 73 г HCl образуется 127 г FeCl₂

из 7,3 г HCl образуется m_теор. FeCl₂, отсюда

m_теор _.(FeCl₂) = (7,3 × 127): (73) = 12,7 г.

Следовательно, m_факт.= η ⋅ m_теор. = 0,9 × 12,7 = 11,4 г.

Упражнение 3.6. При термическом разложении 50 г карбоната кальция образовалось а) _____ г оксида кальция и б) выделилось ________ л СО₂, измеренного при н.у.

1) 56 г и 11.2 л 2) 28 г и 22,4 л 3) 28 г и 11,2 л 4) 2,8 г и 1,12 л

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ УПРАЖНЕНИЯ

Отметьте правильные ответы.

1. Оснóвный характер имеют оксиды, образованные металлами

1) со степенью окисления +1 и +2 2) со степенью окисления равной и выше +4

3) любой степени окисления 4) главных подгрупп

2. Основные свойства проявляют гидроксиды

□ 1) Ва □ 2) Na □ 3) S (VI) □ 4) N (III).

3. Формула высшего оксида элемента, образующего летучее водородное соединение ЭН₄, имеет вид 1) ЭО₂ 2) ЭО₄ 3) ЭО 4) ЭО₃

4. Оксиды образуются

1) при растворении негашёной извести 2) при горении железа в хлоре

3) при растворении хлора в воде 4) при горении природного газа

5. Кислотами являются гидроксиды □ 1) Сr (VI) □ 2) Ca □3) Р (V) □ 4) Fe (II)

6. Какие из соединений:

□ 1) H₂SiO₃ и N₂O₅ □ 2) H₂SO₃ и Na₂O □ 3) MgO и ZnO □ 4) Ni(OH)₂ и FeO

могут взаимодействовать между собой?

7. При взаимодействии 1 моль гидроксида натрия и 1 моль оксида серы (IV) образуется _________ соль 1) основная 2) кислая 3) средняя 4) двойная

8. Фосфат калия образуется в реакциях

1) □ Р₂О₅ + 6КОН 2) □ Р₂О₅ + 2КОН

3) □ 3КОН + Н₃РО₄ 4) □ КОН + Н₃РО₄

9. Получению основных солей соответствуют следующие уравнения

□ 1) Cu(OH)₂ + 2 HCl → □ 2) Cu(OH)₂ + HCl →

□ 3) Fe(OH)₃ + HNO₃ → □ 4) Fe(OH)₃ + 3HNO₃ →

И СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЁТЫ

Поиск по сайту