II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

1. Основные классы неорганических соединений

1.1. Оксиды

Оксиды – сложные вещества, состоящие из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента.

Номенклатура: Fe₂O₃ – оксид железа(III), Cl₂O – оксид хлора(I).

Классификация оксидов

Несолеобразующие (безразличные) оксиды: CO, SiO, NO, N₂O.

Солеобразующие оксиды:

основные – оксиды металлов в степени окисления +1, +2,

амфотерные – оксиды металлов в степени окисления +2, +3, +4,

кислотные – оксиды металлов в степени окисления +5, +6, +7 и

оксиды неметаллов в степени окисления +1 – +7.

Получение оксидов

Горение простых веществ:

С + O₂ = CO₂

2Са + O₂ = 2СаО

Горение (обжиг) сложных веществ:

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2Н₂O

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Разложение сложных веществ:

CaCO₃ →t→ СаО + CO₂

2Fe(OH)₃ →t→ Fe₂O₃ + ЗН₂O

Химические свойства оксидов

Основным оксидам (Na₂O, CaO, CuO, FeO) соответствуют основания.

СаО + Н₂O = Са(OH)₂ (растворимы оксиды металлов IA– и IIА-групп, кроме Be, Mg)

CuO + Н₂O ≠ (оксиды остальных металлов нерастворимы)

СаО + CO₂ = CaCO₃

СаО + 2HCl = CaCl₂ + Н₂O

Кислотным оксидам (CO₂, Р₂O₅, СrO₃, Mn₂O₇) соответствуют кислоты.

SO₂ + Н₂O = H₂SO₃ (кислотные оксиды, кроме SiO₂, растворимы в воде)

SO₂ + СаО = CaSO₃

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + Н₂O

Амфотерным оксидам (ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃, ВеО, РЬО) соответствуют амфотерные гидроксиды.

ZnO + H₂O ≠ (амфотерные оксиды нерастворимы в воде)

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + Н₂O

ZnO + 2NaOH →t→ Na₂ZnO₂ + Н₂O (при нагревании или сплавлении)

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] (в разбавленном растворе)

1.2. Основания

Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксиль-ных групп; основания – электролиты, образующие при диссоциации в качестве анионов только анионы гидроксила.

Номенклатура: Fe(OH)₃ – гидроксид железа(III).

Классификация оснований:

– растворимые (щелочи) NaOH, KOH;

– нерастворимые Fe(OH)₂, Mg(OH)₂;

– амфотерные Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Ве(OH)₂, Сr(OH)₃;

– однокислотные NaOH, KOH;

– двухкислотные Ва(OH)₂, Zn(OH)₂;

– трехкислотные Al(OH)₃, Сr(OH)₃.

Получение оснований

Получение щелочей:

2Na + 2Н₂O = 2NaOH + Н₂

Na₂O + Н₂O = 2NaOH

Получение нерастворимых и амфотер-ных оснований:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃↓ + 3NaCl

Свойства щелочей:

NaOH → Na⁺ + OH¯ (α = 1, фенолфталеин – красный)

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (реакция нейтрализации)

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄]

2NaOH + Al₂O₃ →t→ 2NaAlO₂ + H₂O

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

2NaOH + Zn + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

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

2NaOH + Si + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

Свойства нерастворимых оснований:

Fe(OH)₂ ↔ FeOH⁺ + OH¯ (α << 1);

FeOH⁺ ↔ Fe²⁺ + OH‾ (α << 1)

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + 2H₂O

Fe(OH)₂ →t→ FeO + H₂O

Свойства амфотерных оснований:

Al³⁺+ ЗOH¯ + Н₂O ↔ Al(OH)₃↓ + Н₂O ↔ [Al(OH)₄]¯ + Н⁺

Al(OH)₃ + ЗHCl = AlCl₃ + ЗН₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

2Al(OH)₃ →t→ Al₂O₃ + ЗН₂O

1.3. Кислоты

Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка; кислоты – электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода.

Номенклатура кислот и кислотных остатков:

Классификация кислот:

– одноосновные HCl

– двухосновные H₂S

– трехосновные Н₃PO₄

– кислородсодержащие HNO₃

– бескислородные HCl

Получение кислот

CO₂ + Н₂O = Н₂CO₃ (кроме SiO₂)

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃↓

H₂ + Cl₂ = 2HCl

Химические свойства кислот

HCl → H⁺ + CI¯ (α =1) (лакмус – красный)

CH₃COOH ↔ CH₃COO¯ + H⁺ (α << 1)

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ (металл в ряду напряжений до Н)

Cu + HCl ≠ (не идет, металл в ряду напряжений после Н)

2HCl + CuO = CuCl₂ + Н₂O

2HCl + Cu(OH)₂ = CuCl₂ + 2Н₂O

2HCl + ZnO = ZnCl₂ + Н₂O

3HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + 3Н₂O

2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + H₂O + CO₂↑ (выделяется газ)

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃ (образуется осадок)

1.4. Соли

Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.

Соли – электролиты, образующие при диссоциации катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка.

Номенклатура солей

Na₂HPO₄ – гидрофосфат натрия

Са(Н₂PO₄)₂ – дигидрофосфат кальция

AlOHSO₄ – гидроксид сульфат алюминия

KMgF₃ – фторид калия магния

NaCl • NaF – фторид хлорид натрия

NaNH₄HPO₄ – гидрофосфат аммония натрия

Na₂[Zn(OH)₄] – тетрагидроксоцинкат натрия

Классификация солей

– средние – MgCl₂, Na₃PO₄

– кислые – Na₂HPO₄, Ca(H₂PO₄)₂

– основные – MgOHCl, (Al(OH)₂)₂SO₄

– смешанные – NaCl • NaF, CaBrCl

– двойные – KMgF₃, KAl(SO₄)₂

– комплексные – Na₂[Zn(OH)₄], K₃[Cr(OH)₆]

– кристаллогидраты – CuSO₄ • 5H₂O

Получение солей (на примере получения CuS0₄)

Cu + 2H₂SO_{4 конц} = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuO + SO₃ = CuSO₄

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

CuCO₃ + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O + CO₂

CuCl₂ + Ag₂SO₄ = CuSO₄ + 2AgCl↓

Химические свойства солей

NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃¯ (α = 1)

HCO₃¯ ↔ H⁺ + CO₃^2- (α << 1)

MgOHCl → MgOH⁺ + CI¯ (α = 1)

MgOH⁺ ↔ Mg²⁺ + OH¯ (α << 1)

NaHSO₄ → Na⁺ + Н⁺ + SO₄¯ (α = 1)

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄ (Fe до Cu в ряду напряжений)

Pb + ZnCl₂ ≠ (Pb после Zn в ряду напряжений)

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ (осадок)

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄ (осадок)

CuSO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + CuCl₂ (осадок)

Разложение некоторых солей при нагревании

Ca(HCO₃)₂ →t→ CaCO₃↓ + H₂O + CO₂ (при кипячении воды)

CaCO₃ →t→ CaO + CO₂ (роме устойчивых карбонатов щелочных металлов)

2NaNO₃ →t→ 2NaNO₂ + O₂ (металл до Mg в ряду напряжений)

2Pb(NO₃)₂ →t→ 2РbO + 4NO₂ + O₂ (металл от Mg до Cu в ряду напряжений)

2AgNO₃ →t→ 2Ag + 2NO₂ + O₂ (металл после Cu в ряду напряжений)

NH₄Cl →t→ NH₃ + HCl (при охлаждении идет в противоположном направлении)

NH₄NO₃ →t→ N₂O + 2Н₂O (получение «веселящего» газа)

NH₄NO₂ →t→ N₂ + 2H₂O (получение азота в лаборатории)

(NH₄)₂Cr₂O₇ →t→ N₂ + Cr₂O₃ + 4Н₂O (реакция «вулкан»)

4KClO3 →400 °C→ KCl + 3KClO₄

2KClO3 →t, MnO₄→ 2KCl + 3O₂

2КMnO₄ →t→ К₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Связь между классами соединений

Металл ↔ основный оксид ↔ основание ↔ соль

Неметалл ↔ кислотный оксид ↔ кислота ↔ соль

2. IА-группа

Щелочные металлы Li, Na, К, Rb, Cs, Fr.

Атомы этих элементов имеют электронную формулу ns¹. Они являются сильными восстановителями. Их активность растет от лития к цезию. Для них характерна степень окисления +1. В природе щелочные металлы находятся в виде хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т. д.

Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э₂, например Na₂.

2.1. Получение и химические свойства щелочных металлов

Получение

2NaCl →электролиз расплава→ 2Na + Cl₂

KCl + Na →800ºС→ К + NaCl

Горение в кислороде

4Li + O₂ →t→ 2Li₂O

2Na + O₂ →t→ Na₂O₂

К + O₂ →t→ KO₂

Реакции с другими неметаллами

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2Na + H₂ →t→ 2NaH

2К + S = K₂S

6Li + N₂ = 2Li₃N

Реакции с водой и разбавленными кислотами

2Na + 2Н₂O = 2NaOH + H₂↑

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.2. Получение и химические свойства соединений щелочных металлов

Оксиды. Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами.

4Li + O₂ →t→ 2Li₂O

Na₂O₂ + 2Na →t→ 2Na₂O

Na₂O + Н₂O = 2NaOH

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

Na₂O(тв) + Al₂O₃(тв) →t→ 2NaAlO₂

Na₂O + 2HCl = 2NaCl + H₂O

Гидроксиды. Гидроксиды щелочных металлов – растворимые основания, щелочи. Их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH.

NaOH → Na⁺ + OH¯ (α ≈ 1)

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + Н₂O

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

2NaOH + Zn + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

2NaOH + ZnO →t→ Na₂ZnO₂ + H₂O

NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

3NaOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

Гидриды. Гидриды щелочных металлов – восстановители.

NaH + Н₂O = NaOH + Н₂

NaH + HCl = NaCl + H₂

NaH + Cl₂ →t→ NaCl + HCl

Пероксиды и надпероксиды. Являются окислителями.

Na₂O₂ + 2Н₂O = 2NaOH + H₂O₂

Na₂O₂ + 2HCl = 2NaCl + H₂O₂

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

Na₂O₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = Na₂SO₄ + I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

Na₂O₂ + CO →t→ Na₂CO₃

2KO₂ + 2H₂O = 2KOH + H₂O₂ + O₂

2KO₂ + CO →t→ K₂CO₃ + O₂

Соли. Хорошо растворяются в воде. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия – в желтый цвет, соли калия – в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду.

Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH

2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O ↔ CO₃¯ + OH¯ + 2Na⁺

CO₃^2- + H₂O ↔ CO₃¯ + OH¯

3. IIА-группа

Элементы IIА-группы имеют электронную формулу ns². Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активными, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность II. Щелочноземельные металлы: Са, Sr, Ba, Ra. В природе элементы IIА-группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Элементы IIА-группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы.

3.1. Получение и химические свойства простых веществ

Элементы IIА-группы – менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Са, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании:

CaCl₂  →электролиз расплава→ Са + Cl₂

2Са + O₂ →t→ 2СаО

2Mg + O₂ →t→ 2MgO

Са + Cl₂ = CaCl₂

Са + Н₂ →t→ СаН₂

Са + 2С →t→ СаС₂

Са + 2Н₂O = Са(OH)₂ + H₂↑

Mg + 2Н₂O(хол.) ≠

Mg + 2Н₂O(гор.) →t→ Mg(OH)₂ + H₂↑

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

4Mg + 10HNO₃(pазб.) = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

3.2. Получение и химические свойства соединений

Оксиды

Оксид бериллия – амфотерный оксид. Оксид магния – нерастворимый основный оксид. Оксид кальция – растворимый основный оксид.

CaCO₃ →t→ СаО + CO₂

2Са + O₂ →t→ 2СаО

ВеО + Н₂O ≠

ВеО + 2HCl = ВeCl₂ + Н₂O

ВеО + 2NaOH →t→ Na₂BeO₂ + Н₂O

MgO + Н₂O ≠

MgO + 2HCl = MgCl₂ + Н₂O

MgO + NaOH ≠

СаО + Н₂O = Са(OH)₂

СаО + CO₂ = CaCO₃

СаО + 2HCl = CaCl₂ + Н₂O

Гидроксиды

Гидроксид бериллия – амфотерное основание. Гидроксид магния – нерастворимое основание. Гидроксиды щелочноземельных металлов – щелочи.

Ве(OH)₂↓ + 2HCl = ВeCl₂ + 2Н₂O

Ве(OH)₂↓ + 2NaOH = Na₂[Be(OH)₄]

Ве(OH)₂ →t→ ВеО + Н₂O

Mg(OH)₂↓+ 2HCl = MgCl₂ + 2Н₂O

Mg(OH)₂↓ + NaOH ≠

Mg(OH)₂ →t→ MgO + H₂O

Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + 2H₂O

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃↓ + H₂O

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2H₂O

Гидриды

Имеют восстановительные свойства.

СаН₂ + 2Н₂O = Са(OH)₂ + 2Н₂

СаН₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2Н₂

Пероксиды

ВaO₂ + 2Н₂O = Ва(OH)₂ + Н₂O₂

ВaO₂ + 2HCl = ВaCl₂ + Н₂O₂

2ВaO₂ + 2CO₂ = 2ВaCO₃ + O₂

Соли

Содержание ионов Са²⁺ и Mg²⁺ обуславливает жесткость воды: временную, если есть гидрокарбонаты Са и Mg, и постоянную, если в воде есть хлориды или сульфаты Са и Mg.

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl

Са(HCO₃)₂ + Са(OH)₂ = 2CaCO₃↓ + 2Н₂O

Са(HCO₃)₂ →t→ CaCO₃↓ + Н₂O + CO₂↑

CaCO₃↓ + H₂O + CO₂ = Са(HCO₃)₂

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + Н₂O + CO₂↑

4. IIIА-группа

Элементы IIIА-группы имеют электронную формулу ns²np¹. Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3 и валентность III. В группе сверху вниз возрастают металлические свойства элементов, увеличиваются восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства.

Соединения Тl³⁺ являются сильными окислителями и восстанавливаются до соединений Тl⁺.

4.1. Химические свойства бора и его соединений

4В + 3O₂ →t→ 2В₂O₃

В₂O₃ + ЗН₂O = 2Н₃ВO₃

Н₃ВO₃ →t→ HBO₂ →t→ Н₂В₄O₇ →t→ В₂O₃

4Н₃ВO₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7H₂O

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ + 5H₂O = Na₂SO₄ + 4Н₃ВO₃

B(OH)₃ + 3C₂H₅OH →H₂SO₄(конц.)→ B(OC₂H₅)₃ + 3H₂O

4.2. Химические свойства алюминия и его соединений

2Al₂O₃ →электролиз расплава→ 4Al + 3O₂

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃ (металл покрыт оксидной пленкой)

2Al + 6Н₂O = 2Al(OH)₃ + ЗН₂ (без оксидной пленки)

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + ЗН₂

2Al + 2NaOH + 6Н₂O = 2Na[Al(OH)₄] + ЗН₂

8Al + 3Fe₃O₄ →t→ 9Fe + 4Al₂O₃

Оксид алюминия – амфотерный оксид

Al₂O₃ + Н₂O ≠

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + ЗН₂O

Al₂O₃ + 2NaOH →t→ 2NaAlO₂ + Н₂O

Гидроксид алюминия – амфотерный гидроксид.

AlCl₃ + 3NH₄OH = Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃↓ + 3NaCl

Al(OH)₃↓ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Al(OH)₃↓ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

2Al(OH)₃ →t→ Al₂O₃ + 3H₂O

Соли алюминия гидролизуются. Некоторые из них (Al₂S₃, Al₂(CO₃)₃) полностью разлагаются водой.

Al₂S₃ + 6Н₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Al₂(CO₃)₃ + ЗН₂O = 2Al(OH)₃↓+ 3CO₂↑

5. IVA-группа

Элементы IVA-группы имеют электронную формулу ns²np². Углерод и кремний являются неметаллами, германий, олово, свинец – металлами. Для элементов характерны степени окисления +4, +2, 0, -4 и валентность IV. В возбужденном состоянии атомы имеют конфигурацию ns¹np^s, в этом состоянии для них характерна sp³-гибридизация.

5.1. Свойства углерода и его соединений

Характерные степени окисления углерода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Свойства углерода

2С + O₂(недостаток) →t→ 2CO

С + O₂(избыток) →t→ CO₂

С + CO₂ →t→ 2CO

С + CuO →t→ Cu + CO

4С + Fe₃O₄ →t→ 3Fe + 4CO

ЗС + СаО →t→ СаС₂ + CO

2С + Са →t→ СаС₂

ЗС + 4Al →t→ Al₄С₃

С + 4НNO₃(конц.) →t→ CO₂ + 4NO₂ + 2Н₂O

Свойства оксида углерода (II) – угарного газа

2CO + O₂ →t→ 2CO₂

ЗCO + Fe₂O₃ →t→ 2Fe + ЗCO₂

CO + CuO →t→ Cu + CO₂

CO + H₂O →t, катализатор→ CO₂ + Н₂

CO + NaOH →t, p→ HCOONa

Свойства оксида углерода(IV) – углекислого газа

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + Н₂O + CO₂↑

CaCO₃ →t→ СаО + CO₂

CO₂ + Н₂O ↔ Н₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃¯ ↔ 2Н⁺ + CO₃^2-

CO₂ + Са(OH)₂ = CaCO₃↓ + Н₂O

CO₂ + Н₂O + CaCO₃↓ = Са(HCO₃)₂

CO₂ + 2Mg →t→ С + 2MgO

Свойства карбонатов и гидрокарбонатов

NaOH + CO₂ = NaHCO₃

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

Са(HCO₃)₂ →100 °C→ CaCO₃↓ + Н₂O + CO₂↑

CaCO₃ →1000 °C→ СаО + CO₂

2NaHCO₃ →t→ Na₂CO₃+ Н₂O + CO₂↑

NaHCO₃+ CH₃COOH = CH₃COONa + Н₂O + CO₂↑

CaCO₃ + Н₂O + CO₂ = Са(HCO₃)₂

Са(HCO₃)₂ + Са(OH)₂ = CaCO₃↓ + 2Н₂O

Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH

NaHCO₃ + (Н₂O) ↔ NaOH + (Н₂O) + CO₂

Свойства карбидов

СаС₂ + 2Н₂O = Са(OH)₂ + С₂Н₂

Al₄С₃ + 12HCl = 4AlCl₃ + ЗCH₄

5.2. Получение и свойства кремния и его соединений

Простое вещество

SiO₂ + 2Mg →t→ Si + 2MgO

Si + O₂ →t→ SiO₂

Si + 2F₂ = SiF₄↑

Si + 2Mg →t→ Mg₂Si

Si + 2KOH + 2H₂O = K₂SiO₃ + 2H₂

Силан SiH₄

Mg₂Si + 4HCl = 2MgCl₂ + SiH₄↑

SiH₄ + 2O₂ = SiO₂ + 2Н₂O (самовоспламенение на воздухе)

Оксид кремния (IV)

SiO₂ + H₂O ≠

SiO₂ + 2NaOH →t, сплавление→ Na₂SiO₃ + Н₂O

SiO₂ + 6HF = H₂[SiF₆] + 2H₂O

Кремниевая кислота и силикаты. Кремниевая кислота имеет полимерное строение и состав xSiO₂ • yH₂O. H₂SiO₃ – условная формула, такого соединения не выделено.

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃↓ + 2NaCl

Na₂SiO₃ + 2Н₂O + 2CO₂ = 2NaHCO₃ + H₂SiO₃↓

H₂SiO₃ →t→ SiO₂ + H ₂O

5.3. Получение и свойства соединений олова и свинца

Гидроксиды олова и свинца имеют амфо-терные свойства. При этом в степени окисления элемента +2 в гидроксидах преобладают основные свойства, а в степени окисления +4 – кислотные. Соединения Sn²⁺ имеют восстановительные свойства, а соединения РЬ⁴⁺ – окислительные:

SnCl₂ + 2NaOH = Sn(OH)₂↓ + 2NaCl

Sn(OH)₂↓ + 2HCl = SnCl₂ + 2H₂O

Sn(OH)₂↓ + 2NaOH = Na₂[Sn(OH)₄]

SnCl₄ + 4NH₄OH = H₂SnO₃↓ + 4NH₄Cl + H₂O

H₂SnO₃↓ + 2NaOH + H₂O = Na₂[Sn(OH)₆]

H₂SnO₃↓ + 4HCl = SnCl₄ + 3H₂O

SnCl₂ + 2FeCl₃ = 2FeCl₂ + SnCl₄

PbO₂ + 4HCl = PbCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O