Шпаргалка по "Химии"

СЕРА

Размещение электронов по уровням и подуровням

Получение

1. 2H₂S + O₂® 2S + 2H₂O

2. 2H₂S + SO₂® 3S + 2H₂O

Химические свойства

Окислительные свойства серы (S⁰+ 2ē ®S^-2)

3. Сера реагирует со  щелочными металлами без нагревания  
2Na + S ® Na₂S

4. c остальными металлами  (кроме Au, Pt) - при повышенной t° 
2Al + 3S –^t°® Al₂S₃ 
Zn + S –^t°® ZnS

5. С некоторыми неметаллами  сера образует бинарные соединения  
H₂ + S ® H₂S 
2P + 3S ® P₂S₃ 
C + 2S ® CS₂

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями: (S - 2ē ®S⁺²; S - 4ē ®S⁺⁴; S - 6ē ®S⁺⁶)

6. S + O₂ –^t°® S⁺⁴O₂

7. 2S + 3O₂ –^t°;pt® 2S⁺⁶O₃

8. c галогенами (кроме йода): 
S + Cl₂® S⁺²Cl₂

9. c кислотами - окислителями: 
S + 2H₂SO₄(конц)® 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O 
S + 6HNO₃(конц)® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

10. 3S⁰ + 6KOH ® K₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O

11. сера растворяется в  концентрированном растворе сульфита  натрия:  
S⁰ + Na₂S⁺⁴O₃® Na₂S₂O₃тиосульфат натрия

СЕРОВОДОРОД

Получение

12. H₂ + S ¬^t°® H₂S

13. FeS + 2HCl ® FeCl₂ + H₂S

14. Химические свойства

15. Раствор H₂S в воде – слабая двухосновная кислота: 
H₂S « H⁺ + HS^-« 2H⁺ + S^2-

16. Взаимодействует с основаниями: 
H₂S + 2NaOH ® Na₂S + 2H₂O

17. H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства: 
H₂S^-2 + Br₂® S⁰ + 2HBr 
H₂S^-2 + 2FeCl₃® 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl 
H₂S^-2 + 4Cl₂ + 4H₂O ® H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl 
3H₂S^-2 + 8HNO₃(конц) ® 3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O 
H₂S^-2 + H₂S⁺⁶O₄(конц)® S⁰ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O 
(при нагревании реакция идет по - иному: 
H₂S^-2 + 3H₂S⁺⁶O₄(конц) –^t°® 4S⁺⁴O₂ + 4H₂O)

18. Сероводород окисляется: 
при недостатке O₂ 
2H₂S^-2 + O₂® 2S⁰ + 2H₂O 
при избытке O₂ 
2H₂S^-2 + 3O₂® 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

19. Серебро при контакте  с сероводородом чернеет: 
4Ag + 2H₂S + O₂® 2Ag₂S + 2H₂O

20. Качественная реакция  на сероводород и растворимые  сульфиды - образование темно-коричневого  (почти черного) осадка PbS: 
H₂S + Pb(NO₃)₂® PbS¯ + 2HNO₃ 
Na₂S + Pb(NO₃)₂® PbS¯ + 2NaNO₃ 
Pb²⁺ + S^2- ® PbS¯ 
PbS + 4H₂O₂® PbSO₄(белый) + 4H₂O

Сульфиды

Получение

21. Многие сульфиды получают  нагреванием металла с серой: 
Hg + S ® HgS

22. Растворимые сульфиды  получают действием сероводорода  на щелочи: 
H₂S + 2KOH ® K₂S + 2H₂O

23. Нерастворимые сульфиды  получают обменными реакциями: 
CdCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + CdS¯ 
Pb(NO₃)₂ + Na₂S ® 2NaNO₃ + PbS¯ 
ZnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + ZnS¯ 
MnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + MnS¯ 
2SbCl₃ + 3Na₂S ® 6NaCl + Sb₂S₃¯ 
SnCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + SnS¯

Химические свойства

24. Растворимые сульфиды  сильно гидролизованы, вследствие  чего их водные растворы имеют  щелочную реакцию: 
K₂S + H₂O « KHS + KOH 
S^2- + H₂O « HS^- + OH^-

25. Сульфиды металлов, стоящих  в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных  кислотах: 
ZnS + H₂SO₄® ZnSO₄ + H₂S 
HgS + H₂SO₄ –®

26. Нерастворимые сульфиды  можно перевести в растворимое  состояние действием концентрированной  HNO₃: 
FeS₂ + 8HNO₃® Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O

27. Водорастворимые сульфиды  растворяют серу с образованием  полисульфидов: 
Na₂S + nS ® Na₂S_n+1 (1 £ n £ 5)

28. Полисульфиды при окислении  превращаются в тиосульфаты, например: 
2Na₂S₂ + 3O₂® 2Na₂S₂O₃

Оксид серы IV - SO₂ 
(сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1VH₂O растворяется 40VSO₂ при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

29. При сжигании серы  в кислороде: 
S + O₂® SO₂

30. Окислением сульфидов: 
4FeS₂ + 11O₂® 2Fe₂O₃ + 8SO₂

31. Обработкой солей сернистой  кислоты минеральными кислотами: 
Na₂SO₃ + 2HCl ® 2NaCl + SO₂ + H₂O

32. При окислении металлов  концентрированной серной кислотой: 
Cu + 2H₂SO₄(конц)® CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Химические свойства

33. Сернистый ангидрид - кислотный  оксид. При растворении в воде  образуется слабая и неустойчивая  сернистая кислота H₂SO₃ (существует только в водном растворе) 
SO₂ + H₂O « H₂SO₃ ¬^K1® H⁺ + HSO₃^- ¬^K2® 2H⁺ + SO₃^2- 
K₁ = ([H⁺] • [HSO₃^-]) / [H₂SO₃] = 1,6 • 10^-2 
K₂ = ([H⁺] • [SO₃^2-]) / [HSO₃^-] = 1,3 • 10^-7

34. H₂SO₃ образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты). 
Ba(OH)₂ + SO₂® BaSO₃¯(сульфит бария) + H₂O 
Ba(OH)₂ + 2SO₂® Ba(HSO₃)₂(гидросульфит бария)

35. Реакции окисления (S⁺⁴ – 2ē ® S⁺⁶) 
SO₂ + Br₂ + 2H₂O ® H₂SO₄ + 2HBr 
5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O ® K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

36. Водные растворы сульфитов  щелочных металлов окисляются  на воздухе: 
2Na₂SO₃ + O₂® 2Na₂SO₄; 2SO₃^2- + O₂® 2SO₄^2-

37. Реакции восстановления (S⁺⁴ + 4ē ® S⁰) 
SO₂ + С –^t°® S + СO₂ 
SO₂ + 2H₂S ® 3S + 2H₂O

Оксид серы VI - SO₃ 
(серный ангидрид)

Получение

38. 2SO₂ + O₂ ¬^{кат;450°C}® 2SO₃

39. Fe₂(SO₄)₃ –^t°® Fe₂O₃ + 3SO₃

Химические свойства

Серный ангидрид - кислотный  оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту: 
SO₃ + H₂O®H₂SO₄«H⁺ + HSO₄^-« 2H⁺ + SO₄^2-

H₂SO₄ образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты): 
2NaOH + SO₃®Na₂SO₄ + H₂O 
NaOH + SO₃®NaHSO₄

СЕРНАЯ КИСЛОТА

40. разбавленная серная  кислота растворяет только металлы,  стоящие в ряду напряжений  левее водорода: 
Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб)® Zn⁺²SO₄ + H₂O

41. концентрированная H₂⁺⁶SO₄ – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) 
2Ag⁰ + 2H₂⁺⁶SO₄® Ag₂⁺¹SO₄ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O 
8Na⁰ + 5H₂⁺⁶SO₄® 4Na₂⁺¹SO₄ + H₂S^-2 + 4H₂O

42. С⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄(конц)® C⁺⁴O₂ + 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

43. S⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄(конц)® 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O

44. 2P⁰ + 5H₂S⁺⁶O₄(конц) ® 5S⁺⁴O₂ + 2H₃P⁺⁵O₄ + 2H₂O

45. с основными оксидами: 
CuO + H₂SO₄® CuSO₄ + H₂O 
CuO + 2H⁺ ® Cu²⁺ + H₂O

46. с гидроксидами: 
H₂SO₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + 2H₂O 
H⁺ + OH^- ® H₂O 
H₂SO₄ + Cu(OH)₂® CuSO₄ + 2H₂O 
2H⁺ + Cu(OH)₂® Cu²⁺ + 2H₂O

47. обменные реакции с солями: 
BaCl₂ + H₂SO₄® BaSO₄¯ + 2HCl 
Ba²⁺ + SO₄^2-® BaSO₄¯

АЗОТ

Получение

48. Лабораторный способ. Разложение  нитрита аммония: 
NH₄NO₂ –^t°® N₂ + 2H₂O

Химические свойства

Восстановитель N₂⁰® 2N⁺²

49. Высокая температура  (электрическая дуга, 3000°С), во время  грозы) 
N₂⁰ + O₂« 2N⁺²O

Окислитель N₂⁰® 2N^-3

50. c водородом (500°С, kat, p) 
N₂⁰ + 3H₂« 2N^-3H_З

51. с активными металлами  (с щелочными и щел.зем. металлами) 
6Li + N₂⁰® 2Li_ЗN^-3 
3Mg + N₂⁰ –^t°® Mg_ЗN₂^-3

АММИАК NH₃

Получение

52. Промышленный способ (p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип  циркуляции). 
N₂ + 3H₂® 2NH₃

53. Лабораторный способ. Нагревание  солей аммония со щелочами. 
2NH₄Cl + Ca(OH)₂ –^t°® CaCl₂ + 2NH₃ + 2Н₂O 
(NH₄)₂SO₄ + 2KOH –^t°® K₂SO₄ + 2NH₃ + 2Н₂O

Химические свойства

54. NH₃ + Н₂O « NH₄OH « NH₄⁺ + OH^-

55. Аммиак реагирует с  кислотами с образованием солей  аммония. 
NH₃ + HCl ® NH₄Cl 
2NH₃ + H₂SO₄® (NH₄)₂SO₄ 
NH₃ + H₂O + CO₂® NH₄HCO₃

56. Разложение при нагревании 
2N^-3H₃ ¬^t°® N₂⁰ + 3H₂

57. Горение в кислороде 
a) без катализатора 
4N^-3H₃ + 3O₂® 2N₂⁰ + 6Н₂O 
b) каталитическое окисление ( kat = Pt ) 
4N^-3H₃ + 5O₂® 4N⁺²O + 6Н₂O

58. Восстановление оксидов  некоторых металлов 
3Cu⁺²O + 2N^-3H₃® 3Cu⁰ + N₂⁰ + 3Н₂O

СОЛИ АММОНИЯ

Получение

59. Аммиак (или гидроксид  аммония) + кислота. 
NH₃ + HNO₃® NH₄NO₃(нитрат аммония) 
2NH₄OH + H₂SO₄® (NH₄)₂SO₄(cульфат аммония) + 2Н₂O

Химические свойства

60. Сильные электролиты  (диссоциируют в водных растворах) 
NH₄Cl « NH₄⁺ + Cl^-

61. Разложение при нагревании. 
a) если кислота летучая 
NH₄Cl ¬^t°® NH₃ + HCl 
NH₄HCO₃® NH₃ + Н₂O + CO₂ 
b) если анион проявляет окислительные свойства 
NH₄NO₃ –^t°® N₂O + 2Н₂O 
(NH₄)₂Cr₂O₇ –^t°® N₂ + Cr₂O₃ + 4Н₂O

62. С кислотами и солями (реакция обмена) 
(NH₄)₂CO₃ + 2НCl ® 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂ 
2NH₄⁺+ CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^-® 2NH₄⁺ + 2Cl^- + Н₂O + CO₂ 
CO₃^2- + 2H⁺® Н₂O + CO₂ 
(NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂® BaSO₄¯ + 2NH₄NO₃ 
2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^-® BaSO₄¯ + 2NH₄⁺ + 2NO₃^- 
Ba²⁺ + SO₄^2-® BaSO₄¯

63. Соли аммония подвергаются  гидролизу (как соль слабого  основания и сильной кислоты)  – среда кислая: 
NH₄Cl + Н₂O « NH₄OH + HCl 
NH₄⁺ + Н₂O « NH₄OH + H⁺

64. При нагревании со  щелочами выделяют аммиак (качественная  реакция на NH₄⁺) 
NH₄Cl + NaOH –^t°® NaCl + NH₃ + Н₂O

Оксид азота (I) N₂⁺¹O 
закись азота, "веселящий газ"

Получение

65. NH₄NO₃ –^t°® N₂O + 2Н₂O

Химические свойства

66. Разлагается при 700°C  с выделением кислорода: 
2N₂⁺¹O –^t°® 2N₂⁰ + O₂⁰

67. поэтому он поддерживает  горение и является окислителем 
С водородом: 
N₂⁺¹O + H₂® N₂⁰ + Н₂O

Оксид азота (II) N⁺² 
O окись азота

Получение

68. Каталитическое окисление  аммиака (промышленный способ) 
4NH₃ +5O₂® 4NO + 6H₂O

69. 3Cu + 8HNO₃(разб.)® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

70. N₂ + O₂ ® 2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства

71. Легко окисляется кислородом  и галогенами 
2NO + O₂® 2NO₂ 
2NO + Cl₂® 2NOCl(хлористый нитрозил)

72. Окислитель 
2N⁺²O + 2S⁺⁴O₂® 2S⁺⁶O₃ + N₂⁰

Оксид азота (III) N₂⁺³O₃  
азотный ангидрид

Получение

73. NO₂ + NO « N₂O₃

Химические свойства

74. Все свойства кислотных  оксидов. 
N₂O₃ + 2NaOH ® 2NaNO₂(нитрит натрия) + H₂O

Оксидазота (IV) N⁺⁴O₂  
двуокисьазота, диоксидазота

Получение

75. 2NO + O₂® 2NO₂

76. Cu + 4HNO₃(конц.)® Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

77.

Химическиесвойства

78. Кислотный оксид 
с водой 
2NO₂ + H₂O ® HNO₃ + HNO₂ 
4NO₂ + 2H₂O + O₂® 4HNO₃ 
со щелочами 
2NO₂ + 2NaOH ® NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

79. Окислитель 
N⁺⁴O₂ + S⁺⁴O₂® S⁺⁶O₃ + N⁺²O

80. Димеризация 
2NO₂(бурый газ)« N₂O₄(бесцветная жидкость)

Оксид азота (V) N₂⁺⁵O₅ 
азотный ангидрид

Получение

81. 2NO₂ + O₃® N₂O₅ + O₂

82. 2HNO₃ +P₂O₅® 2HPO₃ + N₂O₅

Химические свойства

83. Кислотный оксид 
N₂O₅ + H₂O ® 2HNO₃

84. Легко разлагается (при  нагревании - со взрывом): 
2N₂O₅® 4NO₂ + O₂

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА NO2

Получение

85. AgNO₂ + HCl ® HNO₂ + AgCl¯

Химические свойства

86. Слабая кислота; ее  соли (нитриты) – устойчивы: 
HNO₂ + NaOH ® NaNO₂ + H₂O

87. Разлагается при нагревании: 
3HNO₂® HNO₃ + 2NO + H₂O

88. Слабый окислитель (окислительные  свойства проявляет только в  реакциях с сильными восстановителями) 
2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄® 2K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O 
2I^- - 2ē ® I₂⁰ 1 
NO₂^-+ 2H⁺ + 1ē ® NO + H₂O 2 
2I^- + 2NO₂^- + 4H⁺ ® I₂⁰ + 2NO + 2H₂O

89. Сильный восстановитель: 
HNO₂ + Cl₂ + H₂O ® HNO₃ + 2HCl

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO₃

Получение

90. Лабораторный способ 
KNO₃ + H₂SO₄(конц) –^t°® KHSO₄ + HNO₃

91. Промышленный способ. Осуществляется  в три этапа: 
a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO 
4NH₃ + 5O₂ –^500°,Pt® 4NO + 6H₂O 
b) Окисление кислородом воздуха NO до NO₂ 
2NO + O₂® 2NO₂ 
c) Поглощение NO₂ водой в присутствии избытка кислорода 
4NO₂ + О₂ + 2H₂O « 4HNO₃

Химические свойства

92. Диссоциирует в водном  растворе практически нацело: 
HNO₃« H⁺ + NO₃^-

93. с основными оксидами 
CuO + 2HNO₃® Cu(NO₃)₂ + H₂O 
CuO + 2H⁺ + 2NO₃^-® Cu²⁺ + 2NO₃^- + H₂O 
или CuO + 2H⁺® Cu²⁺ + H₂O

94. с основаниями 
HNO₃ + NaOH ® NaNO₃ + H₂O 
H⁺ + NO₃^- + Na⁺ + OH^-® Na⁺ + NO₃^- + H₂O 
или H⁺ + OH^-® H₂O

95. вытесняет слабые кислоты  из их солей 
2HNO₃ + Na₂CO₃® 2NaNO₃ + H₂O + CO₂ 
2H⁺ + 2NO₃^- + 2Na⁺ + СO₃^2-® 2Na⁺ + 2NO₃^- + H₂O + CO₂ 
2H⁺ + СO₃^2-® H₂O + CO₂

Специфические свойства азотной кислоты

96. Разлагается на свету  и при нагревании 
4HNO₃ –^t°,hn® 2H₂O + 4NO₂ + O₂

97. При взаимодействии  с металлами никогда не выделяется  водород 
металл + HNO₃® соль азотной кислоты + вода + газ

98. Азотная кислота превращается  в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот: 
S⁰ + 6HNO₃(конц)® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O 
B⁰ + 3HNO₃® H₃B⁺³O₃ + 3NO₂ 
3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O ® 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

Реакции разложения нитратов при нагревании

99. Нитраты щелочных металлов  разлагаются до нитритов: 
2NaNO₃ –^t°® 2NaNO₂ + O₂

100. Нитраты менее активных  металлов (от щелочноземельных до  меди) разлагаются до оксидов: 
2Mg(NO₃)₂ –^t°® 2MgO + 4NO₂ + O₂ 
2Cu(NO₃)₂ –^t°® 2CuO + 4NO₂ + O₂

101. Нитраты наименее активных  металлов разлагаются до металлов:

102. Hg(NO₃)₂ –^t°® Hg + 2NO₂ + O₂ 
2AgNO₃ –^t°® 2Ag + 2NO₂ + O₂

103. Нитрат аммония разлагаются  до N₂O 
NH₄NO₃ –^t°® N₂O + 2H₂O

ФОСФОР И ЕГО  СОЕДИНЕНИЯ

Электронная конфигурация 1S²2S²2P⁶3S²3P³

Получение

104. Красный и черный  фосфор получают из белого. Белый  фосфор получают восстановлением  фосфата кальция (сплавление в  электрической печи): 
Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C –^t°® 3CaSiO₃ + 5CO + 2P

Химические свойства.

105. Реакции с кислородом: 
4P⁰ + 5O₂ –^t°® 2P₂⁺⁵O₅ 
(при недостатке кислорода:  
P⁰ + 3O₂ –^t°® 2P₂⁺³O₃)

106. С галогенами и серой: 
2P + 3Cl₂® 2PCl₃ 
2P + 5Cl₂® 2PCl₅ 
2P + 5S –^t°® P₂S₅ 
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например: 
PCl₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HCl 
PCl₅ + 4H₂O ® H₃PO₄ + 5HCl)

107. С азотной кислотой: 
3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H₂O® 3H₃P⁺⁵O₄ + 5N⁺²O

108. С металлами образует  фосфиды, в которых фосфор проявляет  степень окисления - 3: 
2P⁰ + 3Mg ® Mg₃P₂^-3 
(фосфид магния легко разлагается водой 
Mg₃P₂ + 6H₂O ® 3Mg(OH)₂ + 2PH₃(фосфин)) 
3Li + P ® Li₃P^-3

109. Со щелочью: 
4P + 3NaOH + 3H₂O ® PH₃ + 3NaH₂PO₂

Фосфин PH₃

Получение

110. Фосфиды щелочных и  щелочноземельных металлов разлагаются  водой и кислотами с образованием  фосфина: 
Ca₃P₂ + 6HCl® 3CaCl₂ + 2PH₃ 
Ca₃P₂^-3 + 6H₂O® 3Ca(OH)₂+ 2P^-3H₃

Химические свойства.

111. Разлагается при нагревании: 
2PH₃ –^t°® 2P + 3H₂

112. Проявляет слабые основные  свойства: 
PH₃ + HI ® [PH₄]⁺I^- 
йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.

Фосфористый ангидрид 
(оксид фосфора (III)) P₂O₃

Получение

113. Окисление фосфора  при недостатке кислорода 
4P + 3O₂® 2P₂O₃

Химические свойства

114. Все свойства кислотных  оксидов. 
P₂O₃ + 3H₂O® 2H₃PO₃

115. Сильный восстановитель 
O₂+ P₂⁺³O₃® P₂⁺⁵O₅

Фосфорный ангидрид  
(оксид фосфора (V)) P₂O₅

Получение

116. 4P + 5O₂ ® 2P₂O₅

Химические свойства

117. P₂O₅ + H₂O ® 2HPO₃(метафосфорная кислота) 
P₂O₅ + 2H₂O ® H₄P₂O₇(пирофосфорная кислота) 
P₂O₅ + 3H₂O ® 2H₃PO₄(ортофосфорная кислота)

118. P₂O₅ + 3BaO ® Ba₃(PO₄)₂

119. P₂O₅ + 6KOH ® 2K₃PO₄+ 3H₂O

120. P₂O₅+ 2HNO₃® 2HPO₃ + N₂O₅ 
P₂O₅+ 2HClO₄® 2HPO₃+ Cl₂O₇

Метафосфорная кислота HPO₃

Получение

121. P₂O₅+ H₂O ® 2HPO₃

Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO₃ – метафосфат калия)

Фосфористая кислота H₃PO₃

Получение

122. PCl₃+ 3H₂O ® H₃PO₃+ 3HCl

Химические свойства

123. Водный раствор H₃PO₃ - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты): 
H₃PO₃+ 2NaOH®Na₂HPO₃+ 2H₂O

124. При нагревании происходит  превращение в ортофосфорную  кислоту и фосфин: 
4H₃PO₃® 3H₃PO₄+ PH₃

125. Восстановительные свойства: 
H₃PO₃+ HgCl₂+ H₂O ® H₃PO₄+ Hg + 2HCl

Ортофосфорная кислота. H₃PO₄

126. Диссоциация: 
H₃PO₄« 3H⁺ + PO₄^-3 
H₃PO₄+ 3H₂O « 3H₃O⁺ + PO₄^3- 
H₃PO₄« H⁺ + H₂PO₄^- 
H₂PO₄^-« H⁺ + HPO₄^2- 
HPO₄^2-« H⁺ + PO₄^3-

Получение

127. P₂O₅+ 3H₂O ® 2H₃PO₄

128. Промышленный способ: 
Ca₃(PO₄)₂(твердый) + 3H₂SO₄(конц.) ® 2H₃PO₄+ 3CaSO₄¯

129. 3P + 5HNO₃+ 2H₂O ® 3H₃PO₄+ 5NO

Химические свойства

130. При нагревании она  превращается в пирофосфорную  кислоту. 
2H₃PO₄ –^t°® H₄P₂O₇ + H₂O

131. Качественная реакция  на обнаружение в растворе  анионов PO₄^3- 
3Ag⁺ + PO₄^3-® Ag₃PO₄¯(ярко-желтый осадок)

Фосфорные удобрения

132. Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄® Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄ 
(Ca(H₂PO₄)₂простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул Æ 2-4 мм)) 
Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄® 3Ca(H₂PO₄)₂(двойной суперфосфат)

133. Нейтрализацией гашеной  извести фосфорной кислотой получают  преципитат: 
H₃PO₄ + Ca(OH)₂®CaHPO₄• 2H₂O

УГЛЕРОД

Химические свойства

Восстановительные свойства

134. с кислородом 
C⁰ + O₂ –^t°® CO₂ углекислый газ 
при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание: 
2C⁰ + O₂ –^t°® 2C⁺²O угарный газ

135. со фтором 
С + 2F₂® CF₄

136. с водяным паром 
C⁰ + H₂O –^1200°® С⁺²O + H₂ водяной газ

137. с оксидами металлов 
C⁰ + 2CuO –^t°® 2Cu + C⁺⁴O₂

138. с кислотами – окислителями: 
C⁰ + 2H₂SO₄(конц.)® С⁺⁴O₂ + 2SO₂ + 2H₂O 
С⁰ + 4HNO₃(конц.)® С⁺⁴O₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Окислительные свойства

139. с некоторыми металлами  образует карбиды 
4Al + 3C⁰®Al₄C₃ 
Ca + 2C⁰®CaC₂^-4

140. с водородом 
C⁰ + 2H₂® CH₄

Оксид углерода (II) CO

Получение

141. В промышленности (в  газогенераторах): 
C + O₂®CO₂ 
CO₂ + C® 2CO

142. В лаборатории - термическим  разложением муравьиной или щавелевой  кислоты в присутствии H₂SO₄(конц.): 
HCOOH®H₂O + CO 
H₂C₂O₄®CO + CO₂ + H₂O

Химические свойства

143. с кислородом 
2C⁺²O + O₂® 2C⁺⁴O₂

144. с оксидами металлов 
C⁺²O + CuO®Сu + C⁺⁴O₂

145. с хлором (на свету) 
CO + Cl₂ –^hn® COCl₂(фосген)

146. реагирует с расплавами  щелочей (под давлением) 
CO + NaOH ® HCOONa(муравьинокислый натрий (формиат натрия))

147. с переходными металлами  образует карбонилы 
Ni + 4CO –^t°® Ni(CO)₄ 
Fe + 5CO –^t°® Fe(CO)₅

Оксид углерода (IV) СO₂

Получение

148. Термическим разложением  солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка: 
CaCO₃ –^t°® CaO + CO₂

149. Действием сильных  кислот на карбонаты и гидрокарбонаты: 
CaCO₃ + 2HCl®CaCl₂ + H₂O + CO₂ 
NaHCO₃ + HCl®NaCl + H₂O + CO₂

Химические свойства

150. Кислотный оксид: реагирует  с основными оксидами и основаниями,  образуя соли угольной кислоты 
Na₂O + CO₂®Na₂CO₃ 
2NaOH + CO₂®Na₂CO₃ + H₂O 
NaOH + CO₂® NaHCO₃

151. При повышенной температуре  может проявлять окислительные  свойства 
С⁺⁴O₂ + 2Mg –^t°® 2Mg⁺²O + C⁰

Качественная  реакция

152. Помутнение известковой  воды: 
Ca(OH)₂ + CO₂ ® CaCO₃¯(белый осадок) + H₂O

153. Оно исчезает при  длительном пропускании CO₂ через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат: 
CaCO₃ + H₂O + CO₂® Сa(HCO₃)₂

Угольная кислота H₂CO₃

154. Кислота слабая, существует  только в водном растворе: 
CO₂ + H₂O « H₂CO₃

155. Двухосновная: 
H₂CO₃« H⁺ + HCO₃^- 
HCO₃^-« H⁺ + CO₃^2-

156. Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга: 
2NaHCO₃ –^t°® Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ 
Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ ® 2NaHCO₃

157. Карбонаты металлов (кроме  щелочных металлов) при нагревании  декарбоксилируются с образованием  оксида: 
CuCO₃ –^t°® CuO + CO₂

158. Качественная реакция - "вскипание" при действии сильной кислоты: 
Na₂CO₃ + 2HCl® 2NaCl + H₂O + CO₂ 
CO₃^2- + 2H⁺®H₂O + CO₂

КРЕМНИЙ

Степени окисления: +4, -4.

Получение

159. 2С + Si⁺⁴O₂ –^t°® Si⁰ + 2CO

160. 2Mg + Si⁺⁴O₂ –^t°® 2MgO + Si⁰

Химические свойства

Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель:

161. С кислородом 
Si⁰ + O₂ –^t°® Si⁺⁴O₂

162. С фтором (без нагревания) 
Si⁰ + 2F₂® SiF₄

163. С углеродом 
Si⁰ + C –^t°® Si⁺⁴C 
(SiC - карборунд -твёрдый; используется для точки и шлифовки)

164. С водородом не взаимодействует.  Силан (SiH₄) получают разложением силицидов металлов кислотой: 
Mg₂Si + 2H₂SO₄®SiH₄ + 2MgSO₄

165. С кислотами не реагирует.  Растворяется только в смеси  азотной и плавиковой кислот: 
3Si + 4HNO₃ + 18HF® 3H₂[SiF₆] + 4NO + 8H₂O

166. Со щелочами (при нагревании): 
Si⁰ + 2NaOH + H₂O®Na₂Si⁺⁴O₃+ 2H₂

Как окислитель:

167. С металлами (образуются  силициды): 
Si⁰ + 2Mg –^t°® Mg₂Si^-4

Силан SiH₄

Получение

168. Mg₂Si + 4HCl ® 2MgCl₂ + SiH₄

Химические свойства

169. SiH₄ + 2O₂® SiO₂ + 2H₂O

170. SiH₄® Si + 2H₂

Оксид кремния (IV) (SiO₂)_n

Химические свойства

171. С основными оксидами: 
SiO₂ + CaO ® CaSiO₃

172. Со щелочами: 
SiO₂ + 2NaOH®Na₂SiO₃ + H₂O

173. С водой не реагирует

174. С солями: 
SiO₂ + CaCO₃® CaSiO₃ + CO₂ 
SiO₂ + K₂CO₃® K₂SiO₃ + CO₂

175. С плавиковой кислотой: 
SiO₂ + 4HF ® SiF₄ + 2H₂O 
SiO₂ + 6HF ® H₂[SiF₆](гексафторкремниевая кислота) + 2H₂O 
(реакции лежат в основе процесса травления стекла).

Кремниевыекислоты

x • SiO₂ • y H₂O

x = 1, y = 1 H₂SiO₃ - метакремниевая кислота

x = 1, y = 2 H₄SiO₄ - ортокремниевая кислота и т.д.

H₂SiO₃ - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

Получение

176. Na₂SiO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂SiO₃¯

177. При нагревании разлагается: 
H₂SiO₃ –^t°® H₂O + SiO₂

Хром и его  соединения

Получение

178. Алюминотермия:  
Cr₂O₃ + 2Al ® Al₂O₃ + 2Cr

179. Электролизом водных  растворов соединений хрома.

180. При обычных условиях  хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором. 
4Cr + 3O₂ –^t°® 2Cr₂O₃ 
2Cr + 3Cl₂ –^t°® 2CrCl₃ 
2Cr + N₂ –^t°® 2CrN 
2Cr + 3S –^t°® Cr₂S₃

181. В раскалённом состоянии  реагирует с парами воды: 
2Cr + 3H₂O«Cr₂O₃ + 3H₂

182. В отсутствии воздуха  образуются соли Cr²⁺, а на воздухе – соли Cr³⁺. 
Cr + 2HCl®CrCl₂ + H₂ 
2Cr + 6HCl + O₂® 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂

Гидроксид хрома (II)

183. Cr(OH)₂ + 2HCl ® CrCl₂ + 2H₂O

184. Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят  в соединения хрома (III) под  действием кислорода воздуха. 
2CrCl₂ + 2HCl® 2CrCl₃ + H₂ 
4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O® 4Cr(OH)₃

Оксид хрома (III) Cr₂O₃

185. 2Cr(OH)₃ –^t°® Cr₂O₃ + 3H₂O

186. 4K₂Cr₂O₇ –^t°® 2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂

187. (NH₄)₂Cr₂O₇ –^t°® Cr₂O₃ + N₂+ 4H₂O

188. Cr₂O₃ + 2NaOH ® 2NaCrO₂ + H₂O

189. Cr₂O₃ + Na₂CO₃® 2NaCrO₂ + CO₂

190. Cr₂O₃ + 6KHSO₄® Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

191. При сплавлении со  смесью щёлочи и окислителя  получают соединения хрома в  степени окисления (+6): 
2Cr₂O₃ + 4KOH + KClO₃® 2K₂Cr₂O₇(дихромат калия) + KCl + 2H₂O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃

192. Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH ® 2Cr(OH)₃¯ + 3Na₂SO₄

193. Обладает амфотерными свойствами 
2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄® Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O 
Cr(OH)₃ + KOH ® K[Cr(OH)₄] 
(или, упрощая, Cr(OH)₃ + KOH ® KCrO₂(хромат калия) + 2H₂O)

194. Соединения Cr (III) могут  проявлять и окислительные, и  восстановительные свойства: 
Zn + 2Cr⁺³Cl₃® 2Cr⁺²Cl₂ + ZnCl₂ 
2Cr⁺³Cl₃ + 16NaOH + 3Br₂® 6NaBr + 6NaCl + 8H₂O + 2Na₂Cr⁺⁶O₄

Оксид хрома (VI) CrO₃

195. Получают из хромата  (или дихромата) калия и H₂SO₄(конц.). 
K₂CrO₄ + H₂SO₄® CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O 
K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄® 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

196. CrO₃ - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы 
CrO₃ + 2KOH ® K₂CrO₄ + H₂O

197. В кислой среде хроматы  превращаются в оранжевые дихроматы 
2K₂CrO₄ + H₂SO₄®K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

198. В щелочной среде  эта реакция протекает в обратном  направлении: 
K₂Cr₂O₇ + 2KOH® 2K₂CrO₄ + H₂O

199. Все соединения хрома  (VI) - сильные окислители 
4CrO₃ + 3S® 3SO₂ + 2Cr₂O₃

Марганец

Получение

200. Алюмотермия:  
3MnO₂ + 4Al ® 2Al₂O₃ + 3Mn

Химические свойства

201. Реагирует с неметаллами,  например, с серой: 
Mn + S ® MnS

202. Растворяется в кислотах: 
Mn + 2HCl®MnCl₂ + H₂ 
(При этом образуются соединения двухвалентного марганца).

203. MnO₂ + H₂® MnO + H₂O

204. MnSO₄ + 2NaOH ® Mn(OH)₂¯ + Na₂SO₄ 
Mn²⁺ + 2OH^-® Mn(OH)₂

205. Легко растворимо в кислотах: 
Mn(OH)₂ + 2HCl ® MnCl₂ + 2H₂O 
Mn(OH)₂ + 2H⁺® Mn²⁺ + 2H₂O

206. На воздухе Mn(OH)₂ быстро темнеет в результате окисления: 
2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O® 2[MnO₂ • 2H₂O]

207. При действии сильных  окислителей наблюдается переход  Mn²⁺ в MnO₄^-: 
2Mn(OH)₂ + 5Br₂ + 12NaOH –^кат.CuSO4® 2NaMnO₄ + 10NaBr + 8H₂O 
2Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃® 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O 
2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃® 2HMnO₄ + 5NaNO₂ + 5Bi(NO₃)₃ + 7H₂O

Оксид марганца (IV)

208. Mn(NO₃)₂ –^t°® MnO₂ + 2NO₂

209. Сильный окислитель: 
MnO₂ + 4HCl ® MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

210. При сплавлении с  содой и селитрой образует  манганат натрия тёмно - зелёного  цвета: 
MnO₂ + Na₂CO₃ + NaNO₃ –^t°® Na₂MnO₄ + NaNO₂ + CO₂

211. Манганаты также могут  быть получены при восстановлении  перманганатов в щелочной среде: 
Na₂SO₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH®Na₂SO₄ + 2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

212. Гидролиз манганатов  протекает по схеме: 
3K₂MnO₄ + 2H₂O« 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH 
3MnO₄^2- + 2H₂O« 2MnO₄^- + MnO₂ + 4OH^-

Оксид марганца (VII)

213. 2KMnO₄ + H₂SO₄® Mn₂O₇¯ + K₂SO₄ + H₂O

214. При растворении в  щелочах образует перманганаты: 
Mn₂O₇ + 2KOH® 2KMnO₄ + H₂O

215. При нагревании разлагается  с выделением кислорода: 
2KMnO₄ –^t°® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

ФТОР И ЕГО  СОЕДИНЕНИЯ

Химические свойства

216. F₂ - самый сильный окислитель из всех веществ: 
2F₂ + 2H₂O® 4HF + O₂ 
H₂ + F₂ ® 2HF (совзрывом) 
Cl₂ + F₂ ® 2ClF

Фтористый водород

Получение

217. CaF₂ + H₂SO₄(конц.)® CaSO₄ + 2HF

Химические свойства

218. Раствор HF в воде - слабая  кислота (плавиковая): 
HF«H⁺ + F^-

219. Плавиковая кислота  растворяет стекло: 
SiO₂ + 4HF®SiF₄+ 2H₂O 
SiF₄ + 2HF®H₂[SiF₆] гексафторкремниевая кислота

ХЛОР И ЕГО  СОЕДИНЕНИЯ

Получение

220. Окисление ионов Cl^- сильными окислителями или электрическим током: 
MnO₂ + 4HCl®MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O 
2KMnO₄ + 16HCl® 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O 
K₂Cr₂O₇ + 14HCl® 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂ + 7H₂O

221. электролиз раствора NaCl (промышленный способ): 
2NaCl + 2H₂O®H₂ + Cl₂ + 2NaOH

Химические свойства

222. Реакции с металлами: 
2Na + Cl₂® 2NaCl 
Ni + Cl₂® NiCl₂ 
2Fe + 3Cl₂® 2FeCl₃

223. Реакции с неметаллами: 
H₂ + Cl₂ –^hn® 2HCl 
2P + 3Cl₂® 2PCl_З

224. Реакция с водой: 
Cl₂ + H₂O«HCl + HClO

225. Реакции со щелочами: 
Cl₂ + 2KOH –^5°C® KCl + KClO + H₂O 
3Cl₂ + 6KOH –^40°C® 5KCl + KClO_З + 3H₂O 
Cl₂ + Ca(OH)₂® CaOCl₂(хлорная известь) + H₂O

226. Вытесняет бром и  йод из галогеноводородных кислот  и их солей. 
Cl₂ + 2KI ® 2KCl + I₂ 
Cl₂ + 2HBr ® 2HCl + Br₂

Хлористый водород

Получение

227. Синтетический способ (промышленный): 
H₂ + Cl₂® 2HCl

228. Гидросульфатный способ (лабораторный): 
NaCl(тв.)+ H₂SO₄(конц.)® NaHSO₄ + HCl

Химические свойства

229. Раствор HCl в воде - соляная  кислота - сильная кислота: 
HCl«H⁺ + Cl^-

230. Реагирует с металлами,  стоящими в ряду напряжений  до водорода: 
2Al + 6HCl® 2AlCl₃ + 3H₂

231. с оксидами металлов: 
MgO + 2HCl ® MgCl₂ + H₂O

232. с основаниями и  аммиаком: 
HCl + KOH®KCl + H₂O 
3HCl + Al(OH)₃®AlCl₃ + 3H₂OHCl + NH₃® NH₄Cl

233. ссолями: 
CaCO₃ + 2HCl®CaCl₂ + H₂O + CO₂ 
HCl + AgNO₃®AgCl¯ + HNO₃

234. 2Fe + 3Cl₂® 2FeCl₃

235. Mg + 2HCl ® MgCl₂ + H₂

236. CaO + 2HCl ® CaCl₂ + H₂O

237. Ba(OH)₂ + 2HCl ® BaCl₂ + 2H₂O

238. Pb(NO₃)₂ + 2HCl ® PbCl₂¯ + 2HNO₃

Хлорноватистая кислота HClO

Получение

239. Cl₂ + H₂O « HCl + HClO

Химические свойства

240. Разлагается, выделяя  атомарный кислород 
HClO –^{на свету}® HCl + O

241. Со щелочами дает  соли – гипохлориты 
HClO + KOH®KClO + H2O

242. 2HI + HClO ® I₂¯ + HCl + H₂O

Хлористая кислота HCl⁺³O₂

Получение

243. 2KClO₃ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄® K₂SO₄ + 2CO₂ + 2СlO₂ + 2H₂O

244. 2ClO₂ + H₂O₂® 2HClO₂ + O₂

Химические свойства

245. HClO₂ + KOH ® KClO₂ + H₂O

246. Неустойчива, при хранении  разлагается 
4HClO₂®HCl + HClO₃ + 2ClO₂ + H₂O

Хлорноватая кислота HClO₃

Получение

247. Ba (ClO₃)₂ + H₂SO₄® 2HClO₃ + BaSO₄¯

Химические свойства

248. 6P + 5HClO₃® 3P₂O₅ + 5HCl

249. HClO₃ + KOH ® KClO₃ + H₂O

250. 3Cl₂ + 6KOH ® 5KCl + KClO₃ (Бертоллетова соль) + 3H₂O

251. 4KClO₃ –^{без кат}® KCl + 3KClO₄ 
2KClO₃ –^{MnO2 кат}® 2KCl + 3O₂

Хлорная кислота HClO₄

Получение

252. KClO₄ + H₂SO₄® KHSO₄ + HClO₄

Химические свойства

253. HClO₄ + KOH ® KClO₄ + H₂O

254. При нагревании хлорная  кислота и ее соли разлагаются: 
4HClO₄ –^t°® 4ClO₂ + 3O₂ + 2H₂O 
KClO₄ –^t°®KCl + 2O₂

БРОМ И ЕГО  СОЕДИНЕНИЯ

Получение

255. Окисление ионов Br ^- сильными окислителями: 
MnO₂ + 4HBr®MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O 
Cl₂ + 2KBr® 2KCl + Br₂

Химические свойства

256. Реагирует с металлами: 
2Al + 3Br₂® 2AlBr₃

257. Реагирует с неметаллами: 
H₂ + Br₂« 2HBr 
2P + 5Br₂® 2PBr₅

258. Реагирует с водой  и щелочами : 
Br₂ + H₂O«HBr + HbrO 
Br₂ + 2KOH®KBr + KBrO + H₂O

259. Реагирует с сильными  восстановителями: 
Br₂ + 2HI®I₂ + 2HBr 
Br₂ + H₂S®S + 2HBr

Бромистый водород HBr

Получение

260. 2NaBr + H₃PO₄ –^t°® Na₂HPO₄ + 2HBr

261. PBr₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HBr

Химические свойства

262. Диссоциация: 
HBr « H⁺ + Br ^-

263. С металлами, стоящими  в ряду напряжения до водорода:Mg + 2HBr®MgBr₂ + H₂

264. с оксидами металлов: 
CaO + 2HBr®CaBr₂ + H₂O

265. с основаниями и  аммиаком: 
NaOH + HBr®NaBr + H₂O 
Fe(OH)₃ + 3HBr®FeBr₃ + 3H₂O 
NH₃ + HBr ® NH₄Br

266. с солями: 
MgCO₃ + 2HBr®MgBr₂ + H₂O + CO₂ 
AgNO₃ + HBr®AgBr¯ + HNO₃

267. HBr - сильный восстановитель: 
2HBr + H₂SO₄(конц.)® Br₂ + SO₂ + 2H₂O 
2HBr + Cl₂® 2HCl + Br₂

ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Получение

268. Окисление ионов I^- сильными окислителями: 
Cl₂ + 2KI® 2KCl + I₂ 
2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄®I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства

269. c металлами: 
2Al + 3I₂® 2AlI₃

270. H₂ + I₂« 2HI

271. с сильными восстановителями: 
I₂ + SO₂ + 2H₂O ® H₂SO₄ + 2HI 
I₂ + H₂S ® S + 2HI

272. 3I₂ + 6NaOH ® 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

Иодистый водород

Получение

273. I₂ + H₂S ® S + 2HI

274. 2P + 3I₂ + 6H₂O ® 2H₃PO₃ + 6HI

Химические свойства

275. Раствор HI в воде - сильная  йодистоводородная кислота: 
HI«H⁺ + I^- 
2HI + Ba(OH)₂®BaI₂ + 2H₂O

276. HI - очень сильный восстановитель: 
2HI + Cl₂® 2HCl + I₂ 
8HI + H₂SO₄(конц.)® 4I₂ + H₂S + 4H₂O 
5HI + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄® 5HIO₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 9H₂O

277. Идентификация анионов  I^- в растворе: 
NaI + AgNO₃® AgI¯ + NaNO₃ 
HI + AgNO₃® AgI¯ + HNO₃

278.

Cвойства кислот:

1) + металл®соль + H₂

2) + осн оксид®соль + H₂O

3) + основание®соль + H₂O

4) С кислотами не реагируют: Cu, Hg, Ag, Au, Pt.

Cвойства щелочей:

1. + кислота ® соль+ H₂O 
реакция нейтрализация

2. +кисл оксид ® соль+H₂O

3. + соль ® нераств основание  + новая соль

Химические свойства воды:

1) + активный металл ®  щелочь + H₂ 
(LiNaKCaBaMg)

2) + металл ср активности  ® оксид Me + H2

3) + оксид Me® щелочь 
(осн оксид)

4) + оксид не металла  ® кислота