Этапы подготовки к экзамену по теме: Химические свойства
основных классов неорганических веществ.
1. Изучение
теории
2. Написание
продуктов реакций
3. Самопроверка
4. Работа над
ошибками
Теория по теме Химические свойства основных классов неорганических
веществ.
(Большая часть
представленного теоретического материала взята из пособия Дерябиной Н.Е.
"Химия. Основные классы неорганических веществ". ИПО "У
Никитских ворот" Москва 2011.)
Неорганические вещества
бывают простыми и сложными. Простые вещества делятся на металлы (K, Na, Li) и
неметаллы (O, Cl, P). Сложные вещества делят на оксиды, гидроксиды (основания),
соли и кислоты.
Оксиды
Оксиды - соединения
химического элемента (металла или неметалла) с кислородом (степень окисления
-2), при этом кислород связан с менее электроотрицательным элементом.
Выделяют:
1. Кислотные оксиды - оксиды,
проявляющие кислотные свойства. Образованы неметаллами и кислородом. Примеры:
SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Амфотерные оксиды - оксиды, которые
могут проявлять как основные, так и кислотные свойства (такое свойство
называется амфотерность). Примеры: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Основные оксиды - оксиды
металлов, при этом металлы проявляют степень окисления +1 или +2. Примеры: K2O,
MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Несолеобразующие
оксиды - практически не
вступают в реакции, не имеют соответствующих кислот и гидроксидов. Примеры: CO,
NO.
Химические свойства
основных оксидов
1. Взаимодействие с
водой
В реакцию вступают
только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, гидроксиды которых образуют
растворимое основание
основной оксид +
вода → щелочь
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Взаимодействие с
кислотой
основной оксид +
кислота → соль + вода
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(изб) → 2NaHS + H2O
MgO(изб) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Взаимодействие с
кислотными или амфотерными оксидами
основной оксид + кислотный/амфотерный
оксид → соль
При этом металл,
находящийся в основном оксиде, становится катионом, а кислотный/амфотерный
оксид становится анионом (кислотным остатком). Реакции между твердыми оксидами
идут при нагревании. Нерастворимые в воде основные оксиды не взаимодействуют с
газообразными кислотными оксидами.
BaO + SiO2 (t)→ BaSiO3
K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Взаимодействие с
амфотерными гидроксидами
основной оксид +
амфотерный гидроксид → соль + вода
Na2O + 2Al(OH)3 (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O↑
5. Разложение при
температуре оксидов благородных металлов и ртути
2Ag2O (t)→ 4Ag + O2↑
2HgO (t)→ 2Hg + O2↑
6. Взаимодействие с
углеродом (С) или водородом (Н2) при высокой температуре.
При восстановлении
таким образом оксидов щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия выделяется
не сам металл, а его карбид.
FeO + C (t)→ Fe + CO↑
3Fe2O3 + C (t)→ 2Fe3O4 + CO↑
CaO + 3C (t)→ CaC2 + CO↑
CaO + 2H2 (t)→ CaH2 + H2O↑
7. Активные металлы восстанавливают
менее активные из их оксидов при высокой температуре
CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu
8. Кислород окисляет
низшие оксиды в высшие.
Оксиды щелочных и
щелочноземельных металлов переходят в пероксиды
4FeO + O2 (t)→ 2Fe2O3
2BaO + O2 (t)→ 2BaO2
2NaO + O2 (t)→ 2Na2O2
Химические свойства
кислотных оксидов
1. Взаимодействие с
водой
кислотный оксид +
вода → кислота
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
У некоторых оксидов нет
соответствующих кислот, в таком случае происходит реакция диспропорционирования
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t)→ 2HNO3 + NO↑
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t)→ 5HClO3 + HCl
В зависимости от
количества присоединенных к P2O5 молекул воды образуются три разных кислоты -
метафосфорная НРО3, пирофосфорная Н4Р2О7 или ортофосфорная Н3РО4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Оксид хрома
соответствует двум кислотам - хромовой H2CrO4 и дихромовой H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Взаимодействие с
основаниями
кислотный оксид +
основание → соль + вода
Нерастворимые кислотные
оксиды реагируют только при сплавлении, а растворимые - в обычных условиях.
SiO2 + 2NaOH (t)→ Na2SiO3 + H2O↑
При избытке оксида
образуется кислая соль.
CO2(изб) + NaOH → NaHCO3
P2O5(изб) +
2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(изб) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
При избытке основания
образуется основная соль
CO2 + 2Mg(OH)2(изб) → (MgOH)2CO3 + H2O
Оксиды, которые не
имеют соответствующих кислот, вступают в реакцию диспропорционирования и
образуют при этом две соли.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 реагирует с
некоторыми амфотерными гидроксидами (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2), при
этом образуется основная соль и вода.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с
основным или амфотерным оксидом
кислотный оксид +
основной/амфотерный оксид → соль
Реакции между твердыми
оксидами идут при сплавлении. Амфотерные и нерастворимые в воде основные оксиды
взаимодействуют только с твердыми и жидкими кислотными оксидами.
SiO2 + BaO (t)→ BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t)→ Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с
солью
кислотный нелетучий
оксид + соль (t)→ соль + кислотный летучий оксид
Нелетучие кислотные
оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
SiO2 + CaCO3 (t)→ CaSiO3 + CO2↑
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2↑
5. Кислотные оксиды не взаимодействуют
с кислотами, но Р2О5 реагирует с безводными кислородсодержащими кислотами.
При этом образуется
НРО3 и ангидрид соответствующей кислоты
P2O5 +
2HClO4(безводн) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 +
2HNO3(безводн) → N2O5 + 2HPO3
6. Вступают в окислительно-восстановительные
реакции.
1.
Восстановление
При высокой температуре
некоторые неметаллы могут восстанавливать оксиды.
CO2 + C (t)→ 2CO↑
SO3 + C → SO2 + CO↑
H2O + C (t)→ H2↑ + CO↑
Для восстановления
неметаллов из их оксидов часто используют магнийтермию.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t)→ Si + 2MgO
N2O + Mg (t)→ N2 + MgO
2.
Низшие оксиды превращаются в высшие при взаимодействии с озоном (или
кислородом) при высокой температуре в присутствии катализатора
NO + O3 → NO2 + O2
SO2 + O3 → SO3 + O2
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2CO + O2 (t)→ 2CO2
2SO2 + O2 (t, kat)→ 2SO3
P2O3 + O2 (t)→ P2O5
2NO + O2 (t)→ 2NO2
2N2O3 + O2 (t)→ 2N2O4
3. Оксиды вступают и в другие
окислительно-восстановительные реакции
SO2 + NO2 → NO↑ + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2SO2 + 2NO → N2↑ + 2SO3 2N2O5 → 4NO2↑ + O2↑
SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t)→ 2NO↑ + O2↑
2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2↑ + 4P2O5
N2O + 2Cu (t)→ N2↑ + Cu2O
2NO + 4Cu (t)→ N2↑ + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t)→ N2↑ + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t)→ N2↑ + 4CuO
N2O5 + 5Cu (t)→ N2↑ + 5CuO
Химические свойства
амфотерных оксидов
1. Не взаимодействуют с
водой
амфотерный оксид +
вода ≠
2. Взаимодействие с
кислотами
амфотерный оксид +
кислота → соль + вода
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
При избытке многоосновной
кислоты образуется кислая соль
Al2O3 +
6H3PO4(изб) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
При избытке оксида
образуется основная соль
ZnO(изб) + HCl → Zn(OH)Cl
Двойные оксиды образуют
две соли
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Взаимодействие с
кислотным оксидом
амфотерный оксид +
кислотный оксид → соль
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с
щелочью
амфотерный оксид +
щелочь → соль + вода
При сплавлении
образуется средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль
ZnO + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2O↑
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
5. Взаимодействие с
основным оксидом
амфотерный оксид +
основной оксид (t)→ соль
ZnO + K2O (t)→ K2ZnO2
6. Взаимодействие с
солями
амфотерный оксид + соль
(t)→ соль + летучий кислотный оксид
Амфотерные оксиды
вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей
Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2↑
Fe2O3 + Na2CO3 (t)→ 2NaFeO2 + CO2↑
Химические свойства
оснований
Основания - вещества, в
состав которых входит катион металла и гидроксид-анион. Основания бывают
растворимыми (щелочи - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и нерастворимыми (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Растворимое
основание + индикатор → изменение цвета
При добавлении
индикатора в раствор основания его цвет меняется:
Бесцветный фенолфталеин
- малиновый
Фиолетовый лакмус -
синий
Метилоранж - желтый
2. Взаимодействие с
кислотой (реакция нейтрализации)
основание +
кислота → соль + вода
По реакции могут быть
получены средние, кислые или основные соли. При избытке многоосновной кислоты
образуется кислая соль, при избытке многокислотного основания - основная соль.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с
кислотными оксидами
основание + кислотный
оксид → соль + вода
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Взаимодействие
щелочи с амфотерным гидроксидом
щелочь + амфотерный
гидроксид → соль + вода
В данной реакции
амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. При реакции в расплаве
получается средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль. Гидроксиды
железа (III) и хрома (III) растворяются только в концентрированных растворах
щелочей.
2KOH(тв) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O↑
KOH + Al(OH)3 → K[Al(OH)4]
3NaOH(конц) + Fe(OH)3 → Na3[Fe(OH)6]
5. Взаимодействие с
амфотерным оксидом
щелочь + амфотерный
оксид → соль + вода
2NaOH(тв) + Al2O3 (t)→ 2NaAlO2 + H2O↑
6NaOH + Al2O3 +
3H2O → 2Na3[Al(OH)6]
6. Взаимодействие с
солью
Между основанием и
солью происходит реакция ионного обмена. Она идет только при выпадении
осадка или при выделении газа (при образовании NH4OH).
А. Взаимодействие растворимого основания и растворимой кислой
соли
растворимое основание +
растворимая кислая соль → средняя соль + вода
Если соль и основание
образованы разными катионами, то образуются две средние соли. В случае кислых
солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.
Ba(OH)2 +
Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Взаимодействие
растворимого основания с растворимой средней или основной солью.
Возможно несколько
вариантов развития событий
растворимое основание +
растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание
→ соль + нерастворимое основание↓
→ соль + слабый электролит NH4OH
→ реакция не идет
Реакции идут между
растворимыми основаниями и средней солью только в том случае, если в результате
образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый
электролит NH4OH
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠ реакция не идет
Если исходная соль
образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная
соль
NaOH(недост) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
При действии щелочей на
соли серебра и ртути (II) выделяются не их гидроксиды, которые растворяются при
25С, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
7. Разложение при
температуре
основный гидроксид (t)→ оксид + вода
Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O
NaOH (t)≠
Некоторые основания
(AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) разлагаются даже при комнатной температуре
LiOH (t)→ Li2O + H2O
NH4OH (25C)→ NH3 + H2O
8. Взаимодействие
щелочи и переходного металла
щелочь + переходный
металл → соль + Н2↑
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] +3H2↑
Zn + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2↑
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2↑
9. Взаимодействие с
неметаллами
Щелочи взаимодействуют
с некоторыми неметаллами - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. При этом часто в
результате диспропорционирования образуются две соли.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2↑
3S + 6KOH (t)→ 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(конц) → KCl + KClO + H2O (для Br, I)
3Cl2 + 6KOH(конц) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (для Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(разб) → 6NaF + OF2↑ + O2↑ + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3↑
Гидроксиды, обладающие
восстановительными свойствами, способны окисляться кислородом
4Fe(OH)2 + O2 +
2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Химические свойства
кислот
1. Изменение цвета
индикатора
растворимая кислота +
индикатор → изменение цвета
Фиолетовый лакмус и
метилоранж окрашиваются в красный, фенолфталеин становится прозрачным
2. Взаимодействие с
основаниями (реакция нейтрализации)
кислота +
основание → соль + вода
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с
основным оксидом
кислота + основный
оксид → соль + вода
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Взаимодействие с
амфотерными гидроксидами с образованием средних, кислых или основных солей
кислота + амфотерный
гидроксид → соль + вода
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Взаимодействие с
амфотерными оксидами
кислота + амфотерный
оксид → соль + вода
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Взаимодействие с
солями
Общая схема реакции:
кислота + соль → соль + кислота
Происходит реакция
ионного обмена, которая идет до конца только в случае образования газа или
выпадения осадка.
Например: HCl +
AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2↑
А. Взаимодействие с
солью более летучей или слабой кислоты с образованием газа
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S↑
HCl + NaHS → NaCl + H2S↑
Б. Взаимодействие
сильной кислоты и соли сильной или средней кислоты с образованием нерастворимой
соли
сильная кислота + соль
сильной/средней кислоты → нерастворимая соль + кислота
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
Нелетучая ортофосфорная
кислота вытесняет сильные, но летучие соляную и азотную кислоты из их солей при
условии образования нерастворимой соли
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
В. Взаимодействие кислоты с основной солью этой же кислоты
кислота1 + основная
соль кислоты1 → средняя соль + вода
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Взаимодействие многоосновной кислоты с средней или
кислой солью этой же кислоты с образованием кислой соли этой же кислоты,
содержащей большее число атомов водорода
многоосновная кислота1
+ средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
Д. Взаимодействие
сероводородной кислоты с солями Ag, Cu, Pb, Cd, Hg с образованием
нерастворимого сульфида
кислота H2S +
соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Е. Взаимодействие кислоты со средней или комплексной солью с
амфотерным металлом в анионе
а) в случае недостатка
кислоты образуется средняя соль и амфотерный гидроксид
кислота + средняя/комплексная
соль в амфотерным металлом в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид
2HCl(нед) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(нед) +
Na2[Zn(OH)4] → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
б) в случае избытка
кислоты образуются две средние соли и вода
кислота +
средняя/комплексная соль с амфотерным металлом в анионе → средняя соль + средняя соль + вода
4HCl(изб) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(изб) +
Na2[Zn(OH)4] → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Ж.
В некоторых случаях кислоты с солями вступают в окислительно-восстановительные
реакции или реакции комплексообразования:
- H2SO4(конц) и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
- H2SO4(конц) и
Fe²+ (продукты SO2
и Fe³+)
- HNO3 разб/конц
и Fe²+ (продукты NO/NO2
и Fe³+)
- HNO3 разб/конц и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾)
- HClконц и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты Cl2 и Mn²+/Cr²+/Cl‾)
3. Взаимодействие
концентрированной серной кислоты с твердой солью
Нелетучие кислоты могут
вытеснять летучие из их твердых солей
H2SO4(конц) + NaCl(тв) → NaHSO4 + HCl↑
H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) → Na2SO4 + 2HCl↑
H2SO4(конц) + KNO3(тв) → KHSO4 + HNO3↑
H2SO4(конц) + CaCO3(тв) → CaSO4 + CO2↑ + H2O
7. Взаимодействие
кислоты с металлом
А. Взаимодействие
кислоты с металлами, стоящими в ряду до или после водорода
кислота + металл до
Н2 → сель металла в минимальной степени окисления + Н2↑
Fe + H2SO4(разб) → FeSO4 + H2↑
кислота + металл после
Н2 ≠ реакция не идет
Cu + H2SO4(разб) ≠
Б.
Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами
H2SO4(конц) + Au, Pt,
Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
H2SO4(конц) +
щелочной/щелочноземельный металл и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (в зависимости от условий) + сульфат металла в максимальной степени окисления + Н2О
Zn + 2H2SO4(конц) (t1)→ ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(конц) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(конц) (t3>t2)→ 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O
H2SO4(конц) + остальные
металлы → SO2 + сульфат металла в максимальной степени окисления + H2O
Cu + 2H2SO4(конц) (t)→ CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
2Al + 6H2SO4(конц) (t)→ Al2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
В. Взаимодействие
концентрированной азотной кислоты с металлами
HNO3(конц) + Au, Pt,
Ir, Rh, Ta, Os ≠ реакция не идет
HNO3(конц) +
Pt ≠
HNO3(конц) + металл
щелочной/щелочноземельный → N2O + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
4Ba + 10HNO3(конц) → 4Ba(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
HNO3(конц) + остальные
металлы при температуре → NO2 + нитрат металла в максbмальной степени окисления + H2O
Ag + 2HNO3(конц) → AgNO3 + NO2↑ + H2O
С Fe, Co, Ni, Cr и Al
взаимодействует только при нагревании, так как при обычных условиях эти металлы
азотной кислотой пассивируются - становятся химически стойкими
Г.
Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с металлами
HNO3(разб) + Au,
Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
Очень пассивные металлы
(Au, Pt) могут быть растворены царской водкой - смесью одного объема
концентрированной азотной кислоты с тремя объемами концентрированной соляной
кислоты. Окислителем в ней является атомарный хлор, отщепляющийся от хлорида
нитрозила, который образуется в результате реакции: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(разб) + металл
щелочной/щелочноземельный → NH3(NH4NO3) + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
NH3 превращается в
NH4NO3 в избытке азотной кислоты
4Ca + 10HNO3(разб) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 +
3H2O
HNO3(разб) + металл в
ряду напряжений до Н2 → NO/N2O/N2/NH3 (в зависимости от условий) + нитрат металла в максимальной степени окисления + Н2О
С остальными металлами,
стоящими в ряду напряжений до водорода и неметаллами, HNO3(разб) образует
соль, воду и, в основном NO, но, может, в зависимости от условий и N2O, и
N2, и NH3/NH4NO3 (чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления
азота в выделяющемся газообразной продукте)
3Zn + 8HNO3(разб) → 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
4Zn + 10HNO3(разб) → 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
5Zn + 12HNO3(разб) → 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O
4Zn + 10HNO3(оч.разб) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(разб) + металл
после Н2 → NO + нитрат металла в максимальной степени
окисления + H2O
С малоактивными
металлами, стоящими после Н2, HNO3разб образует соль, воду и NO
3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
8. Разложение кислот
при температуре
кислота (t)→ оксид + вода
H2CO3 (t)→ CO2 + H2O
H2SO3 (t)→ SO2 + H2O
H2SiO3 (t)→ SiO2 + H2O
2H3PO4 (t)→ H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t)→ 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t)→ 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t)→ HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t)→ NO2 + NO + H2O
3HCl (t)→ 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t)→ 3H3PO4 + PH3
9. Взаимодействие
кислоты с неметаллами (окислительно-восстановительная реакция). При этом
неметалл окисляется до соответствующей кислоты, а кислота восстанавливается до
газообразного оксида: H2SO4(конц) - до SO2; HNO3(конц) - до NO2; HNO3(разб) -
до NO.
S + 2HNO3(разб) → H2SO4 + 2NO↑
S + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O
S + 2H2SO4(конц) → 3SO2↑ + CO2↑ + 2H2O
C + 2H2SO4(конц) → 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O
C + 4HNO3(конц) → 4NO2↑ + CO2↑ + 2H2O
P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO↑
P + 5HNO3(конц) → HPO3 + 5NO2↑ + 2H2O
H2S + Г2 → 2HГ + S↓ (кроме F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (кроме F2)
2H2S(водн) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (горение)
2H2S + O2(недост) → 2H2O + 2S↓
Более активные галогены
вытесняют менее активные из кислот НГ (исключение: F2 реагирует с водой, а не с
кислотой)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10.
Окислительно-восстановительные реакции между кислотами
H2SO4(конц) 2HBr → Br2↓ + SO2↑ + 2H2O
H2SO4(конц) + 8HI → 4I2↓ + H2S↑ + 4H2O
H2SO4(конц) + HCl ≠
H2SO4(конц) + H2S → S↓ + SO2↑ + 2H2O
3H2SO4(конц) + H2S → 4SO2↑ + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(конц) + H2S → S↓ + 2NO2↑ + 2H2O
2HNO3(конц) + SO2 → H2SO4 + 2NO2↑
6HNO3(конц) + HI → HIO3 + 6NO2↑ + 3H2O
2HNO3(конц) + 6HCl → 3Cl2↑ + 2NO↑ + 4H2O
Химические свойства
амфотерных гидроксидов
1. Взаимодействие с
основным оксидом
амфотерный гидроксид +
основной оксид → соль + вода
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O↑
2. Взаимодействие с
амфотерным или кислотным оксидом
амфотерный гидроксид +
амфотерный/кислотный оксид ≠ реакция не идет
Некоторые амфотерные
оксиды (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) реагируют с кислотным оксидом СО2 с
образованием осадков основных солей и воды
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с
щелочью
амфотерный гидроксид +
щелочь → соль + вода
Zn(OH)2 + 2KOH(тв) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O↑
Zn(OH)2 + 2KOH → K2[Zn(OH)4]
4. Не взаимодействуют с
нерастворимыми основаниями или амфотерными гидроксидами
амфотерный гидроксид + нерастворимое
основание/амфотерный гидроксид ≠ реакция не идет
5. Взаимодействие с
кислотами
амфотерный гидроксид +
кислота → соль + вода
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Не реагируют с
солями
амфотерный гидроксид +
соль ≠ реакция не идет
7. Не реагируют с
металлами/неметаллами (простыми веществами)
амфотерный гидроксид +
металл/неметалл ≠ реакция не идет
8. Термическое
разложение
амфотерный гидроксид
(t)→ амфотерный оксид + вода
2Al(OH)3 (t)→ Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t)→ ZnO + H2O
Общие сведения о солях
Представим, что у нас
есть кислота и щелочь, проведем между ними реакцию нейтрализации и получим
кислоту и соль.
NaOH + HCl → NaCl (хлорид натрия) + H2O
Получается, что
соль состоит из катиона металла и аниона кислотного остатка.
Соли бывают:
1. Кислые (с
одним или двумя катионами водорода (то есть имеют кислую (или слабо-кислую)
среду) - KHCO3, NaHSO3).
2. Средние (имею
катион металла и анион кислотного остатка, среду надо определять при помощи
рН-метра - BaSO4, AgNO3).
3. Основные
(имеют гидроксид-ион, то есть щелочную (или слабо-щелочную) среду - Cu(OH)Cl,
Ca(OH)Br).
Также существуют
двойные соли, образующие при диссоциации катионы двух металлов (K[Al(OH)4]).
Соли, за
небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами с высокими
температурами плавления. Большинство солей белого цвета (KNO3, NaCl, BaSO4 и
др.). Некоторые соли имеют окраску (K2Cr2O7 - оранжевого цвета, K2CrO4 -
желтого, NiSO4 - зеленого, CoCl3 - розового, CuS - черного). По растворимости
их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые.
Кислые соли, как правило, лучше растворимы в воде, чем соответствующие средние,
а основные - хуже.
Химические свойства
солей
1. Соль + вода
При растворении
многих солей в воде происходит их частичное или полное разложение - гидролиз.
Некоторые соли образуют кристаллогидраты. При растворении в воде средних солей,
содержащих амфотерный металл в анионе, образуются комплексные соли.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O =
Na2[Zn(OH)4]
2. Соль +
Основной оксид ≠ реакция не идет
3. Соль +
амфотерный оксид → (t) кислотный летучий оксид + соль
Амфотерные оксиды
вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2↑
Fe2O3 +
Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2↑
4. Соль + кислотный
нелетучий оксид → кислотный летучий оксид + соль
Нелетучие
кислотные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2↑
P2O5 +
Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2↑
3SiO2 +
Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Соль +
основание → основание + соль
Реакции между
солями о основаниями являются реакциями ионного обмена. Поэтому в обычных
условиях они протекают только в растворах (и соль и основание должны быть
растворимыми) и только при условии, что в результате обмена образуется осадок
или слабый электролит (Н2О/NH4OH); газообразные продукты в этих реакциях не
образуются.
А. Растворимое
основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода
Если соль и
основание образованные разными катионами, то образуются две средние соли; в
случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида
аммония.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3↑ + 2H2O
2KOH +
2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH +
2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Растворимое
основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание
Растворимое
основание + растворимая средняя/основная соль → соль + нерастворимое основание↓
Растворимое
основание + растворимая средняя/основная соль → соль + слабый электролит NH4OH
Растворимое
основание + растворимая средняя/основная соль → реакция не идет
Реакция между
растворимыми основаниями и средней/основной солью идет только в том случае,
если в результате обмена ионами образуется нерастворимая соль, или
нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH +
CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 +
NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Если исходная соль
образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная
соль.
NaOH(недост) +
AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
При действии
щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не AgOH и Hg(OH)2, которые
разлагаются при комнатной температуре, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
2AgNO3 +
2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 +
2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Соль +
амфотерны гидроксид → реакция не идет
7. Соль +
кислота → кислота + соль
В основном.
реакции кислот с солями - реакции ионного обмена, поэтому они протекают в
растворах и только в том случае, если при этом образуется нерастворимая в
кислотах соль или более слабая и летучая кислота.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr +
K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2↑
А. Кислота1 + соль
более летучей/слабой кислоты2 → соль кислоты1 + более летучая/слабая кислота2
Кислоты взаимодействуют
с растворами солей более слабых или летучих кислот. Независимо от состава соли
(средняя, кислая, основная), как правило, образуется средняя соль и более
слабая летучая кислота.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S↑
HCl + NaHS → NaCl + H2S↑
Б. Сильная кислота +
соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль↓ + кислота
Сильные кислоты
взаимодействуют с растворами солей других сильных кислот, если при этом
образуется нерастворимая соль. Нелетучая Н3РО4 (кислота средней силы) вытесняет
сильные, но летучие соляную НСl и азотную HNO3 кислоты из их солей при условии
образования нерастворимой соли.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 +
3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
В. Кислота1 +
основная соль кислоты1 → средняя соль + вода
При действии
кислоты на основную соль этой же кислоты образуется средняя соль и вода.
HCl +
Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г.
Многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1
При действии
многоосновной кислоты на среднюю соль этой же кислоты образуется кислая соль, а
при действии на кислую соль образуется кислая соль, содержащая большее число
атомов водорода.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
Д. Кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота
Слабая и летучая
сероводородная кислота H2S вытесняет даже сильные кислоты из растворов
солей Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, образуя с ними осадки сульфидов, нерастворимые
не только в воде, но и в образующейся кислоте.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Е. Кислота +
средняя/комплексная соль с амфотерным Ме в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид↓
→ средняя соль + средняя соль + Н2О
При действии
кислоты на среднюю или комплексную соль с амфотерным металлом в анионе, соль
разрушается и образуется:
а) в случае
недостатка кислоты - средняя соль и амфотерный гидроксид
б) в случае
избытка кислоты - две средние соли и вода
2HCl(нед) +
Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(нед) +
Na2[Zn(OH)4] → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(изб) +
Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(изб) +
Na2[Zn(OH)4] → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Следует иметь
ввиду, что в ряде случаев между кислотами и солями протекают ОВР или реакции
комплексообразования. Так, в ОВР вступают:
- H2SO4
конц. и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
- H2SO4
конц. и Fe²+ (продукты SO2 и
Fe³+)
- HNO3
разб./конц. и Fe²+ (продукты NO/NO2 и Fe3+)
- HNO3
разб./конц. и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и сульфат/сера или сульфат)
- HCl конц.
и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты хлор (газ) и Mn²+/Cr³+/Cl‾.
Ж. Реакция
протекает без растворителя
Серная кислота
конц. + соль (тв.) → соль кислая/средняя + кислая↑
Нелетучие кислоты
могут вытеснять летучие из их сухих солей. Чаще всего используется
взаимодействие концентрированной серной кислоты с сухими солями сильных и
слабых кислот, при этом образуется кислота и кислая или средняя соль.
H2SO4(конц) + NaCl(тв) → NaHSO4 + HCl↑
H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) → Na2SO4 + 2HCl↑
H2SO4(конц) + KNO3(тв) → KHSO4 + HNO3↑
H2SO4(конц) + CaCO3(тв) → CaSO4 + CO2↑ + H2O
8. Растворимая соль +
растворимая соль → нерастворимая соль↓ + соль
Реакции между
солями являются реакциями обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают
только в том случае, если:
а) обе соли
растворимы в воде и взяты в виде растворов
б) в результате
реакции образуется осадок или слабый электролит (последний - очень редко).
AgNO3 +
NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Если одна из
исходных солей нерастворима, реакция идет лишь тогда, когда в результате ее
образуется еще более неарстворимая соль. Критерием "нерастворимости"
служит величина ПР (произведение растворимости), однако, поскольку ее изучение
выходит за рамки школьного курса, случаи, когда одна из солей-реагентов
нерастворима, далее не рассматриваются.
Если в реакции
обмена образуется соль, полностью разлагающаяся в результате гидролиза (в
таблице растворимости на месте таких солей стоят прочерки), то продуктами
реакции становятся продукты гидролиза этой соли.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S +
6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + K2SO4
FeCl3 +
6KCN → K3[Fe(CN)6] + 3KCl
AgI + 2KCN → K[Ag(CN)2] + KI
AgBr +
2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
Fe2(SO4)3 +
2KI → 2FeSO4 + I2↑ + K2SO4
NaCl +
NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl↑
Средние соли иногда
взаимодействуют друг с другом с образованием комплексных солей. Между солями
возможны ОВР. Некоторые соли взаимодействуют при сплавлении.
9. Соль менее
активного металла + металл более активный → металл менее активный↓ + соль
Более активный
металл вытесняет менее активный металл (стоящий правее в ряду напряжения) из
раствора его соли, при этом образуется новая соль, а менее активный металл
выделяется в свободном виде (оседает на пластинке активного металла).
Исключение - щелочные и щелочноземельные металлы в растворе взаимодействуют с
водой.
Соли, обладающие
окислительными свойствами, в растворе вступают с металлами и в другие
окислительно-восстановительные реакции.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 +
Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Металлы могут вытеснять
друг друга и из расплавов солей (реакция осуществляется без доступа воздуха).
При этом надо помнить, что:
а) при
плавлении многие соли разлагаются
б) ряд
напряжения металлов определяет относительную активность металлов только в
водных растворах (так, например, Аl в водных растворах менее активен, чем
щелочноземельные металлы, а в расплавах - более активен)
K +
AlCl3(распл) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(распл) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(распл) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Соль + неметалл
Реакции солей с
неметаллами немногочисленны. Это окислительно-восстановительные реакции.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Более активные галогены
вытесняют менее активные из растворов солей галогеноводородных кислот.
Исключение - молекулярный фтор, который в растворах реагирует не с солью, а с
водой.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2↑
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2↑ (такая же реакция характерна и для йода)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Разложение
солей.
Соль →(t) продукты термического разложения
1. Соли
азотной кислоты
Продукты
термического разложения нитратов зависят от положения катиона металла в ряду
напряжений металлов.
MeNO3 → (t) (для Me левее Mg (исключая Li)) MeNO2 + O2↑
MeNO3 → (t) (для Me от Mg до Cu, а также Li) MeO + NO2↑ + O2↑
MeNO3 → (t) (для Me правее Cu) Me + NO2↑ + O2↑
(при термическом
разложении нитрата железа (II)/хрома (II) образуется оксид железа (III)/ хрома
(III).
2. Соли
аммония
Все соли аммония
при прокаливании разлагаются. Чаще всего при этом выделяется аммиак NH3 и
кислота или продукты ее разложения.
NH4Cl →(t) NH3↑ + HCl↑ (=NH4Br, NH4I,
(NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t) 3NH3↑ + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t) 2NH3↑ + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3↑ + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3↑ + CO2↑ + H2O↑
NH4HCO3 →(t) NH3↑ + CO2↑ + H2O↑
Иногда соли аммония,
содержащие анионы - окислители, разлагаются при нагревании с выделением N2, NO
или N2O.
(NH4)Cr2O7 →(t) N2↑ + Cr2O3 + 4H2O↑
NH4NO3 →(t) N2O↑ + 2H2O↑
2NH4NO3 →(t) N2↑ + 2NO + 4H2O↑
NH4NO2 →(t) N2↑ + 2H2O↑
2NH4MnO4 →(t) N2↑ + 2MnO2 + 4H2O↑
3. Соли угольной
кислоты
Почти все
карбонаты разлагаются до оксида металла и СО2. Карбонаты щелочных металлов
кроме лития не разлагаются при нагревании. Карбонаты серебра и ртути
разлагаются до свободного металла.
MeCO3 →(t) MeO + CO2↑
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2↑ + O2↑
Все гидрокарбонаты
разлагаются до соответствующего карбоната.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2↑ + H2O↑
4. Соли сернистой
кислоты
Сульфиты при
нагревании диспропорционируют, образуя сульфид и сульфат. Образующийся при
разложении (NH4)2SO3 сульфид (NH4)2S сразу же разлагается на NH3 и H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3↑ + H2S↑ + 3(NH4)2SO4
Гидросульфиты
разлагаются до сульфитов, SO2 и H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2↑ +H2O↑
5. Соли серной кислоты
Многие сульфаты
при t > 700-800 С разлагаются до оксида металла и SO3, который при такой
температуре разлагается до SO2 и О2. Сульфаты щелочных металлов термостойки.
Сульфаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла. Гидросульфаты
разлагаются сначала до дисульфатов, а затем до сульфатов.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2↑ + O2↑
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2↑ + 3O2↑
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3↑ + SO2↑
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2↑ + O2↑
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O↑
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3↑
6. Комплексные соли
Гидроксокомплексы
амфотерных металлов разлагаются в основном на среднюю соль и воду.
K[Al(OH)4] →(t) KAlO2 + 2H2O↑
Na2[Zn(OH)4] →(t) ZnO + 2NaOH + H2O↑
7. Основные
соли
Многие основные
соли при нагревании разлагаются. Основные соли бесислородных кислот разлагаются
на воду и оксосоли
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O↑
2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O↑
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O↑
Основные соли
кислородсодержащих кислот разлагаются на оксид металла и продукты термического
разложения соответствующей кислоты.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2↑ + 3O2↑ + H2O↑
(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O↑ + CO2↑
8. Примеры термического
разложения других солей
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t) Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.