Сложное вещество вода или алюминий

Алюминий. Химия алюминия и его соединений

Бинарные соединения алюминия

Алюминий

Положение в периодической системе химических элементов

Алюминий расположен в главной подгруппе III группы (или в 13 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение алюминия и свойства

Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии :

+13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s 2p 3s 3p

Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии :

+13Al * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.

Физические свойства

Алюминий – лёгкий металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

Температура плавления 660 о С, температура кипения 1450 о С, плотность алюминия 2,7 г/см 3 .

Алюминий — один из наиболее ценных цветных металлов для вторичной переработки. На протяжении последних лет, цена на лом алюминия в пунктах приема непреклонно растет. По ссылке можно узнать о том, как сдать лом алюминия.

Нахождение в природе

Алюминий — самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространенности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре — около 8%.

В природе алюминий встречается в виде соединений:

Корунд Al₂O₃. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.

Способы получения

Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970 о С) Na₃AlF₆, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод: Al 3+ +3e → Al 0

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

Лабораторный способ получения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:

AlCl₃ + 3K → Al + 3KCl

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы алюминия — взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами . При этом образуется белый аморфный осадок гидроксида алюминия.

Например , хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината:

Обратите внимание , если мы поместим соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:

AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также в ыпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

Al 3+ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄ +

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида алюминия с раствором аммиака можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. Алюминий – сильный восстановитель . Поэтому он реагирует со многими неметаллами .

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

1.3. Алюминий реагируют с фосфором . При этом образуются бинарные соединения — фосфиды:

Al + P → AlP

1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000 о С с образованием нитрида:

2Al + N₂ → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

Видеоопыт взаимодействия алюминия с кислородом воздуха (горение алюминия на воздухе) можно посмотреть здесь.

2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Реагирует ли алюминий с водой? Ответ на этот вопрос вы без труда найдете, если покопаетесь немного в своей памяти. Наверняка хотя бы раз в жизни вы встречались с алюминиевыми кастрюлями или алюминиевыми столовыми приборами. Такой вопрос я любил задавать студентам на экзаменах. Что самое удивительное, ответы я получал разные — у кого-то алюминий таки реагировал с водой. И очень, очень многие сдавались после вопроса: «Может быть, алюминий реагирует с водой при нагревании?» При нагревании алюминий реагировал с водой уже у половины респондентов))

Тем не менее, несложно понять, что алюминий все-таки с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимодействует. И мы уже упоминали, почему: из-за образования оксидной пленки . А вот если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водой очень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:

2Al 0 + 6 H₂ + O → 2 Al +3 ( OH)₃ + 3 H₂ 0

Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути ( II ):

3HgCl₂ + 2Al → 2AlCl₃ + 3Hg

Видеоопыт взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль и водород.

Например , алюминий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат алюминия и вода:

2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:

2.5. Алюминий – амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами . При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂ ↑

Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

2Al + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂ ↑

Эту же реакцию можно записать в другом виде (в ЕГЭ рекомендую записывать реакцию именно в таком виде):

2Al + 6NaOH → 2NaAlO₂ + 3H₂↑ + 2Na₂O

2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы из оксидов . Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия .

Например , алюминий вытесняет медь из оксида меди (II). Реакция очень экзотермическая:

2Al + 3CuO → 3Cu + Al₂O₃

Еще пример : алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):

Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

Источник

Виды простых и сложных веществ

Простые и сложные вещества в химии

В неорганической химии вещества по составу делятся на простые и сложные.

• состоят из атомов одного химического элемента: сера S, углерод С, железо Fe, серебро Ag;
• подразделяют на металлы и неметаллы (включая благородные газы).

Сложные вещества — соединения:

• состоят из атомов двух или более химических элементов: Na2O, HCl, CuSO4;
• подразделяют на: оксиды, основания, кислоты и соли.

Классификация простых веществ

1. Простые вещества условно делят на две группы: металлы и неметаллы.

Неметаллы в Периодической системе — это все элементы VIII А-группы (благородные газы) и VII А-группы (галогены), элементы VI А-группы (кроме полония), элементы V А-группы: азот, фосфор, мышьяк; углерод, кремний (IV А-группа); бор (III А-группа), а также водород. Остальные элементы относят к металлам.

Отличия свойств металлов и неметаллов приведены в таблице 1:

металлы	неметаллы
Тип химической связи		металлическая	ковалентная неполярная
Кристаллическая решётка		металлическая	атомная или молекулярная
Физические свойства	Агрегатное состояние	твёрдые, кроме жидкой ртути Hg	газообразные: водород H2, азот N2, фтор F2; жидкие: только бром Br2; твёрдые: кремний Si, бор B, мышьяк As.
	Блеск	металлический блеск	не обладают блеском (исключение: йод J2 и графит)
	Способность проводить тепло и электрический ток	хорошие проводники	плохо проводят тепло, не проводят ток — диэлектрики (исключение: графит, кремний Si и черный фосфор)
	Прочность, ковкость, пластичность	характерно для всех металлов (исключение: хром Cr, марганец Mn, сурьма Sb)	в твердом состоянии хрупкие
	Цвет	серебристо-белый, серебристо-серый (исключение: красная медь Cu, желтое золото Au и некоторые др.)	разный: почти черный йод J2, желтая сера S, черный, белый и красный фосфор P, бесцветные кислород O2, азот N2
	Способность к аллотропии	слабая; некоторые металлы: железо Fe, олово Sn, лантаноиды и актиноиды.	хорошая; много модификаций у углерода С (графит, фуллерен, алмаз, карбин и др.); фосфора P (белый, чёрный, красный); серы S (кристаллическая, пластическая)
	Аллотропия — способность некоторых элементов существовать в виде двух или нескольких простых веществ (аллотропных модификаций), отличающихся по строению и свойствам.

Амфотерные элементы находятся в А-группах Периодической системы: бериллий Be, алюминий Al, галлий Ga, германий Ge, олово Sn, свинец Pb, сурьма Sb, висмут Bi, полоний Po и др., а также большинство элементов Б-групп: хром Cr, марганец Mn, железо Fe, цинк Zn, кадмий Cd, золото Au и др., проявляют и металлические (оснóвные для соединений), и неметаллические (кислотные для соединений) свойства.

Благородные (инертные) газы (VIII А-группа Периодической системы): гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радиоактивный радон Rn:

• обнаруживаются в воздухе, в малых количествах — в воде, горных породах, природных газах;
• не имеют цвета, вкуса и запаха;
• крайне химически инертны;
• используются в источниках света для создания освещения различных цветов (Ne — огненно-красный, Xe— синевато-серый, тусклый, Ar — фиолетово-голубой и др).

2. Сложные соединения и их отличия от простых веществ.

Сложные вещества бывают органические, в основе которых лежит углерод, и неорганические (безуглеродные и некоторые углеродсодержащие соединения: карбиды, карбонаты, оксиды углерода и другие). Неорганические чаще всего подразделяют на оксиды, основания, кислоты и соли.

Главные отличия сложных неорганических веществ:

1. Свойства элементов, входящих в соединение, не сохраняются. Например, металл кальций Ca и неметалл хлор Cl2. Каждому из этих простых веществ присущи свои характеристики. А соль CaCl2 имеет новые, отличные от характеристик простых веществ, свойства, сходные со свойствами класса солей.
2. В ходе химических реакций сложное вещество может быть получено или разложено на составные части.
3. Количественный состав сложного соединения всегда одинаков, независимо от места нахождения и способа получения (для веществ молекулярного состава).

Классификация неорганических соединений и их основные свойства приведены в таблице 2.

Оксиды	Основания	Кислоты	Соли
Составляющие	Элемент Э+кислород со степенью окисления -2	Катион металла+гидроксид-анион OH-	атом водорода, способный замещаться на металл+кислотный остаток K	катион металла Me+анион кислотного остатка K
Формула	ЭnOm	Me+n(OH-)n	HnК	Me+nK-m
Примеры	Li2O, MgO, Fe2O3, CO2	KOH, Ca(OH)2, Al(OH)3	HCl, H2SO4, H3PO4	NaNO3, CaCO3, Al2(SO4)3
Агрегатное состояние	газы: NO, CO2 жидкости: H2O твёрдые: CuO, SiO2	твёрдые: NaOH, Mg(OH)2	газы: H2S, HCl жидкости: HNO3, H2SO4 твёрдые: H3PO4, H3BO3	твёрдые: KNO3, CaCO3, NaCl
По составу бывают:	оксиды металлов (оснóвные): K2O, CaO; оксиды неметаллов (кислотные): N2O5, SO3; амфотерные: ZnO, Al2O3.	оснóвные: LiOH, Ca(OH)2; амфотерные: Be(OH)2, Cr(OH)3.	кислородсодержащие: H2SO4, HNO3; бескислородные: HJ, H2S.	средние: Na3(PO4)2, CaCl2; кислые: KHCO3, Na2HPO4; оснóвные: Mg(OH)Cl, Cu2(OH)2CO3; комплексные: K2[Be(CO3)2].

Классы и номенклатура неорганических веществ

Номенклатура — способ называния веществ.

Химическая формула — представление состава вещества с использованием символов химических элементов, числовых индексов и других знаков. Химическое название определяется составом вещества и изображается с помощью слова или группы слов. Названия строятся по номенклатурным правилам, с использованием русских названий элементов, кроме случаев, когда традиционно употребляются латинские корни (таблица 3):

Ag — аргент	C — карб, карбон	H — гидр, гидроген	N — нитр	Pb — плюмб,	Si — сил, силик, силиц
As — арс, арсен	Cu — купр	Hg — меркур	Ni — никкол	S — сульф	Sn -станн
Au — аур	Fe — ферр	Mn — манган	O — окс, оксиген	Sb — стиб
Например, оксид натрия Na2O, карбонат кальция CaCO3, перманганат калия KMnO4

1. Названия простых веществ чаще всего совпадают с русскими названиями соответствующих химических элементов. По необходимости к ним добавляется числовая греческая приставка: моно — 1, ди (латинский) — 2, три — 3, тетра — 4, пента — 5, гекса — 6, гепта — 7, окта — 8, нона (латинский) — 9, дека — 10. Например, (моно) кальций Ca, (моно) медь Cu, дикислород O2, трикислород O3, тетрафосфор P4. Исключение: аллотропные модификации: углерода С — графит, сажа, алмаз; кислорода — озон O3.
2. Названия сложных веществ составляют по химической формуле справа налево. Для каждого класса веществ существуют свои правила составления формул и названий:

• формула оксидов: ЭnOm, где n и m — числовые индексы, определяющиеся степенями окисления элементов. Например,

Li+1 и O-2→ Li2O; Al+3 и O-2→ Al2O3; N+5 и O-2→ N2O5.

Название оксида: слово «оксид» в именительном падеже + название элемента Э в родительном падеже: оксид лития Li2O, оксид алюминия Al2O3.

Если элемент образует несколько оксидов, то в конце добавляют степень окисления римскими цифрами, заключая их в скобки:

• P2O5 — пентаоксид (ди)фосфора или оксид фосфора (V), читается: «оксид фосфора пять»;
• Fe2O3 — триоксид (ди)железа или оксид железа (III), читается: «оксид железа три».

Оксиды, которым соответствуют кислоты, также называют ангидридами: серный ангидрид SO3, азотный ангидрид N2O5 и др.

• формула оснований: Me+n(OH-)n, где нижний индекс n — количество гидроксид-анионов OH-.

K+1 и OH- → KOH, Mg+2 и OH- → Mg(OH)2.

Название: слово «гидроксид» в именительном падеже + название элемента в родительном падеже: гидроксид калия, гидроксид магния.

Если элемент образует несколько гидроксидов, то в конце добавляют степень окисления римскими цифрами, заключая их в скобки:

Fe(OH)2 — гидроксид железа (II), Cr(OH)3 — гидроксид хрома (III).

• формула кислот HnК, где K — кислотный остаток.

Названия бескислородных кислот: корень русского названия элемента, образующего кислоту + суффикс «о» + «-водородная кислота», например: HBr — бромоводородная кислота, HCl — хлороводородная кислота, H2S — сероводородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот: русское название образующего элемента + «кислота», с учетом правил:

1. Если элемент находится в высшей степени окисления, то окончание будет «-ная» или «-овая»: H2SO4 — серная кислота, H3AsO4 — мышьяковая кислота. Окончание меняется с понижением степени окисления в последовательности: «-оватая» (HClO3— хлорноватая кислота), «-истая» (HClO2— хлористая кислота), «-оватистая» (HClO— хлорноватистая кислота).
2. Если оксиду соответствует не одна кислота, то к названию кислоты с минимальным числом атомов кислорода, добавляется приставка «мета», а к названию кислоты с максимальным числом атомов кислорода — «орто», например, HPO3 — метафосфорная кислота, H3PO4 — ортофосфорная кислота.

Названия наиболее распространенных кислот и их остатков приведены в таблице 4:

Формула и название кислоты	Название кислотного остатка, образующего соль
HAlO2 метаалюминиевая	метаалюминат
H3AlO3 ортоалюминиевая	ортоалюминат
HAsO3 метамышьяковая	метаарсенат
H3AsO4 ортомышьяковая	ортоарсенат
H3BO3 ортоборная	ортоборат
HBr бромоводородная	бромид
HBrO бромноватистая	гипобромит
HBrO3 бромноватая	бромат
HCN циановодородная	цианид
H2CO3 угольная	карбонат
HCl хлороводородная	хлорид
HClO хлорноватистая	гипохлорит
HClO2 хлористая	хлорит
HClO3 хлорноватая	хлорат
HClO4 хлорная	перхлорат
HF фтороводородная	фторид
HJ йодоводородная	йодид
HMnO4 марганцовая	перманганат
HNO2 азотистая	нитрит
HNO3 азотная	нитрат
HPO3 метафосфорная	метафосфат
H3PO4 ортофосфорная	ортофосфат
H2S сероводородная	сульфид
H2SO3 сернистая	сульфит
H2SO4 серная	сульфат
H2SiO3 метакремниевая	метасиликат
H3SiO4 ортокремниевая	ортосиликат

• формула солей: MemKn

Название образуется в зависимости от типа соли.

1. Средние соли — наименование кислотного остатка в именительном падеже + наименование катиона в родительном падеже, если необходимо, добавляется степень окисления: хлорид натрия NaCl, сульфат меди (II) CuSO4 и т.д.
2. Кислые (только для многоосновных кислот) — приставка «гидро», при необходимости добавляется числовое значение (ди—, три—, тетра— и т.д.) + название кислотного остатка + название катиона: гидрокарбонат натрия NaHCO3, дигидроортофосфат бария Ba(H2PO4)2.
3. Оснóвные — приставка «гидроксо» с числовым значением, если необходимо + название кислотного остатка + название катиона: гидроксохлорид магния MgOHCl, дигидроксохлорид железа (III) Fe(OH)2Cl.
4. Двойные — анион в именительном падеже + катионы через дефис в родительном падеже: ортофосфат аммония—магния NH4MgPO4; метасиликат алюминия—лития LiAl(SiO3)2.
5. Смешанные — название анионов через дефис в именительном падеже + название катиона в родительном падеже: хлорид-гипохлорит кальция Ca(ClO)Cl; нитрат-йодат натрия Na2IO3(NO3).
6. Комплексные — название катиона в именительном падеже + название аниона в родительном падеже: хлорид диамминсеребра (I) [Ag(NH3)2]Cl; тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)4].

• номенклатура бинарных соединений.

Бинарные соединения — сложные вещества, состоящие из двух элементов. В таких соединениях встречается два типа химической связи: ковалентная полярная (для неметаллов и некоторых амфотерных элементов) или ионная (для солей бескислородных кислот).

Названия строятся по схеме: к корню более электроотрицательного элемента добавляется окончание -ид (оксид, гидрид, карбид и т.д.) в именительном падеже + название второго элемента в родительном падеже, при необходимости добавляется числовое значение степени окисления: CS2 — дисульфид углерода или сульфид углерода (IV), MnF4 — тетрафторид марганца или фторид марганца (IV).

Для некоторых есть тривиальные названия: NH3 — аммиак, SiН4 — силан, PH3 — фосфин и др.

Строение и химические свойства

Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента:

• одноатомные: благородные газы — гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радон Rn;
• двухатомные: водород H2, кислород O2, азот N2 и галогены: хлор Cl2, йод J2, бром Br2;
• трех и более атомные: озон O3, белый фосфор P4, кристаллическая (ромбическая и моноклинная) сера S8.

Порядок соединения атомов при образовании из них веществ обусловливает особенности строения веществ. Различают вещества молекулярного и немолекулярного строения. Немолекулярное строение имеют все металлы и большинство их соединений, графит, красный фосфор, алмаз, кремний Si и др. Большинство неметаллов и их соединений состоят из молекул, т. е. имеют молекулярное строение.

Химические свойства металлов и неметаллов

1. Химические свойства металлов определяются способностью отдавать свободные электроны с внешнего уровня. Они являются восстановителями. Взаимодействие идет с:

• неметаллами:
• +кислород O2 (кроме золота и металлов группы платины) → оксиды: 2Ca+ O2 → 2CaO;
• +галогены (F2, Cl2, Br2) → галогениды (фторид, хлорид, бромид и т.д.): Cu + Br2 → CuBr2;
• +азот, фосфор, сера, водород → нитриды, фосфиды, сульфиды, гидриды: 3Ca + N2 → Ca3N2.
• водой (только щелочные и щелочно-земельные металлы) → гидроксиды: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑;
• кислотами (металлы, стоящие в ряду активности до водорода) → соль: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑;
• растворами солей менее активных металлов: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu, при следующих условиях:
• соли, вступающие в реакцию и получающиеся в ходе нее, должны быть растворимы;
• металл вытесняет из соли другой металл, если находится левее в ряду активности;
• щелочные и щелочно-земельные металлы в данном случае будут вступать в реакцию с водой, а не с солью.
• оксидами (более активный металл вытесняет менее активный): Fe2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Fe.

2. Химические свойства неметаллов обусловлены свободными электронами (от 3 до 7) на внешнем электронном уровне.

• окислительные свойства наиболее характерны (стремятся присоединять электроны) в реакциях с:
• металлами: O2+2Mg → 2MgO; S + 2Na → Na2S;
• неметаллами:
• кислород O2 (из галогенов реагирует только фтор): S + O2 → SO2;
• водород H2 (кроме кремния, фосфора и бора) : С + 2H2 → CH4;
• неметалл c меньшей электроотрицательностью: 3S + 2P → P2S3 (нагревание без доступа воздуха, сера — окислитель);
• солями (вытесняют менее активные неметаллы): Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2.
• восстановительные свойства (исключение: фтор F — всегда окислитель) в некоторых реакциях с:
• неметаллами, электроотрицательность которых ниже: C + O2→ CO2 (углерод — восстановитель);
• сложными веществами — окислителями (CuO, HNO3): S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O.
• и окислительные, и восстановительные свойства проявляют хлор, сера, фосфор, йод и бром в реакциях диспропорционирования:
• Cl20 + H2O → HCl-1 + HCl+1O;
• 3S0 + 6NaOH → 2Na2S-2 + Na2S+6O3 + 3H2O.

Химические свойства благородных газов

• плохо растворяются в воде и вступают в реакции с другими веществами только в специально созданных условиях;
• не горят; вытесняют кислород из воздуха, снижая его содержание до критически низких показателей, приводящих к смерти.

Строение и основные химические свойства сложных веществ

Сложные соединения имеют ионную или ковалентную связь между атомами.

• оснóвные + кислоты → соли: CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O;
• кислотные + основания → соли: SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O;
• амфотерные реагируют и с кислотами, и с основаниями → соли:

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2О,

ZnO+ 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4].

Все основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации):

• KOH + 2HCl → KCl + H2O;
• 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.

1. Щелочи взаимодействуют с:

• неметаллами: 6KOH + 3S → K2SO3 + 2K2S + 3H2O;
• кислотными оксидами: 2NaOH + NO2 → NaNO2 + NaNO3 + H2O.

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании: Cu(OH)2 → CuO + H2O.

• + основания (реакция нейтрализации): 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O;
• + металлы, стоящие левее водорода в ряду активности: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑;
• + основные и амфотерные оксиды: CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O; ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O;
• + соли: BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl.

• + кислоты (сильные): Na2SiO3 + 2HCl → H2SiO3↓ + 2NaCl;
• + щёлочи, если образуется нерастворимое основание: FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl;
• + металлы: Zn + Pb(NO3)2 → Pb↓ + Zn(NO3)2;
• + соли при условии необратимости реакции: Na2CO3 + Ca(NO3)2 → CaCO3↓ + 2NaNO3.

Также о химических свойствах неорганических соединений можно почитать в статье «Классы неорганических соединений».

Источник