Шпаргалки По Химии 8 Класс
СЕРА Размещение электронов по уровням и подуровням 1s 22p 22p 63s 23p 4 Размещение электронов по орбиталям (последний слой) Степень окисления Валентность +2 II +4 IV +6 VI Получение 1. 2H 2S + O 2® 2S + 2H 2O 2. 2H 2S + SO 2® 3S + 2H 2O Химические свойства Окислительные свойства серы (S 0+ 2ē ®S -2) 3. Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания 2Na + S ® Na 2S 4.
Шпаргалки по химии, шпаргалки по органической химии. Admin - 1 июня, 2011 - 19:34. Когда приближается. Органическая химия, Шпаргалка. Химия, 8-9 класс. Задачник по химии, 10 класс.
C остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t° 2Al + 3S – t °® Al 2S 3 Zn + S – t °® ZnS 5. С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения H 2 + S ® H 2S 2P + 3S ® P 2S 3 C + 2S ® CS 2 Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями: (S - 2ē ®S +2; S - 4ē ®S +4; S - 6ē ®S +6) 6.
S + O 2 – t °® S +4O 2 7. 2S + 3O 2 – t °;pt® 2S +6O 3 8. C галогенами (кроме йода): S + Cl 2® S +2Cl 2 9.
C кислотами - окислителями: S + 2H 2SO 4(конц)® 3S +4O 2 + 2H 2O S + 6HNO 3(конц)® H 2S +6O 4 + 6NO 2 + 2H 2O 10. 3S 0 + 6KOH ® K 2S +4O 3 + 2K 2S -2 + 3H 2O 11. Сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия: S 0 + Na 2S +4O 3® Na 2S 2O 3тиосульфат натрия СЕРОВОДОРОД Получение 12.
Remote forkplayer для компьютера скачать. H 2 + S ¬ t °® H 2S 13. FeS + 2HCl ® FeCl 2 + H 2S 14. Химические свойства 15. Раствор H 2S в воде – слабая двухосновная кислота: H 2S « H + + HS -« 2H + + S 2- 16.
Взаимодействует с основаниями: H 2S + 2NaOH ® Na 2S + 2H 2O 17. H 2S проявляет очень сильные восстановительные свойства: H 2S -2 + Br 2® S 0 + 2HBr H 2S -2 + 2FeCl 3® 2FeCl 2 + S 0 + 2HCl H 2S -2 + 4Cl 2 + 4H 2O ® H 2S +6O 4 + 8HCl 3H 2S -2 + 8HNO 3(конц) ® 3H 2S +6O 4 + 8NO + 4H 2O H 2S -2 + H 2S +6O 4(конц)® S 0 + S +4O 2 + 2H 2O (при нагревании реакция идет по - иному: H 2S -2 + 3H 2S +6O 4(конц) – t°® 4S +4O 2 + 4H 2O) 18. Сероводород окисляется: при недостатке O 2 2H 2S -2 + O 2® 2S 0 + 2H 2O при избытке O 2 2H 2S -2 + 3O 2® 2S +4O 2 + 2H 2O 19. Серебро при контакте с сероводородом чернеет: 4Ag + 2H 2S + O 2® 2Ag 2S + 2H 2O 20. Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS: H 2S + Pb(NO 3) 2® PbS¯ + 2HNO 3 Na 2S + Pb(NO 3) 2® PbS¯ + 2NaNO 3 Pb 2+ + S 2- ® PbS¯ PbS + 4H 2O 2® PbSO 4(белый) + 4H 2O Сульфиды Получение 21. Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой: Hg + S ® HgS 22. Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи: H 2S + 2KOH ® K 2S + 2H 2O 23.
Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями: CdCl 2 + Na 2S ® 2NaCl + CdS¯ Pb(NO 3) 2 + Na 2S ® 2NaNO 3 + PbS¯ ZnSO 4 + Na 2S ® Na 2SO 4 + ZnS¯ MnSO 4 + Na 2S ® Na 2SO 4 + MnS¯ 2SbCl 3 + 3Na 2S ® 6NaCl + Sb 2S 3¯ SnCl 2 + Na 2S ® 2NaCl + SnS¯ Химические свойства 24. Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию: K 2S + H 2O « KHS + KOH S 2- + H 2O « HS - + OH - 25.
Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах: ZnS + H 2SO 4® ZnSO 4 + H 2S HgS + H 2SO 4 –® 26. Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO 3: FeS 2 + 8HNO 3® Fe(NO 3) 3 + 2H 2SO 4 + 5NO + 2H 2O 27. Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов: Na 2S + nS ® Na 2S n+1 (1 £ n £ 5) 28. Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например: 2Na 2S 2 + 3O 2® 2Na 2S 2O 3 Оксид серы IV - SO 2 (сернистый ангидрид; сернистый газ) Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1VH 2O растворяется 40VSO 2 при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип.
Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы. Получение 29. При сжигании серы в кислороде: S + O 2® SO 2 30. Окислением сульфидов: 4FeS 2 + 11O 2® 2Fe 2O 3 + 8SO 2 31.
Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами: Na 2SO 3 + 2HCl ® 2NaCl + SO 2 + H 2O 32. При окислении металлов концентрированной серной кислотой: Cu + 2H 2SO 4(конц)® CuSO 4 + SO 2 + 2H 2O Химические свойства 33. Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H 2SO 3 (существует только в водном растворе) SO 2 + H 2O « H 2SO 3 ¬ K 1® H + + HSO 3 - ¬ K 2® 2H + + SO 3 2- K 1 = (H +. HSO 3 -) / H 2SO 3 = 1,6.
10 -2 K 2 = (H +. SO 3 2-) / HSO 3 - = 1,3. 10 -7 34. H 2SO 3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).
Ba(OH) 2 + SO 2® BaSO 3¯(сульфит бария) + H 2O Ba(OH) 2 + 2SO 2® Ba(HSO 3) 2(гидросульфит бария) 35. Реакции окисления (S +4 – 2ē ® S +6) SO 2 + Br 2 + 2H 2O ® H 2SO 4 + 2HBr 5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2O ® K 2SO 4 + 2MnSO 4 + 2H 2SO 4 36. Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе: 2Na 2SO 3 + O 2® 2Na 2SO 4; 2SO 3 2- + O 2® 2SO 4 2- 37. Реакции восстановления (S +4 + 4ē ® S 0) SO 2 + С – t°® S + СO 2 SO 2 + 2H 2S ® 3S + 2H 2O Оксид серы VI - SO 3 (серный ангидрид) Получение 38.
2SO 2 + O 2 ¬ кат;450°C® 2SO 3 39. Fe 2(SO 4) 3 – t°® Fe 2O 3 + 3SO 3 Химические свойства Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту: SO 3 + H 2O®H 2SO 4«H + + HSO 4 -« 2H + + SO 4 2- H 2SO 4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты): 2NaOH + SO 3®Na 2SO 4 + H 2O NaOH + SO 3®NaHSO 4 СЕРНАЯ КИСЛОТА 40. Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода: Zn 0 + H 2 +1SO 4(разб)® Zn +2SO 4 + H 2O 41.
Концентрированная H 2 +6SO 4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) 2Ag 0 + 2H 2 +6SO 4® Ag 2 +1SO 4 + S +4O 2 + 2H 2O 8Na 0 + 5H 2 +6SO 4® 4Na 2 +1SO 4 + H 2S -2 + 4H 2O 42. С 0 + 2H 2S +6O 4(конц)® C +4O 2 + 2S +4O 2 + 2H 2O 43. S 0 + 2H 2S +6O 4(конц)® 3S +4O 2 + 2H 2O 44. 2P 0 + 5H 2S +6O 4(конц) ® 5S +4O 2 + 2H 3P +5O 4 + 2H 2O 45. С основными оксидами: CuO + H 2SO 4® CuSO 4 + H 2O CuO + 2H + ® Cu 2+ + H 2O 46. С гидроксидами: H 2SO 4 + 2NaOH ® Na 2SO 4 + 2H 2O H + + OH - ® H 2O H 2SO 4 + Cu(OH) 2® CuSO 4 + 2H 2O 2H + + Cu(OH) 2® Cu 2+ + 2H 2O 47. Обменные реакции с солями: BaCl 2 + H 2SO 4® BaSO 4¯ + 2HCl Ba 2+ + SO 4 2-® BaSO 4¯ АЗОТ Получение 48.
Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония: NH 4NO 2 – t °® N 2 + 2H 2O Химические свойства Восстановитель N 2 0® 2N +2 49. Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С), во время грозы) N 2 0 + O 2« 2N +2O Окислитель N 2 0® 2N -3 50. C водородом (500°С, kat, p) N 2 0 + 3H 2« 2N -3H З 51. С активными металлами (с щелочными и щел.зем. Металлами) 6Li + N 2 0® 2Li ЗN -3 3Mg + N 2 0 – t °® Mg ЗN 2 -3 АММИАК NH 3 Получение 52. Промышленный способ (p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).
N 2 + 3H 2® 2NH 3 53. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами. 2NH 4Cl + Ca(OH) 2 – t °® CaCl 2 + 2NH 3 + 2Н 2O (NH 4) 2SO 4 + 2KOH – t °® K 2SO 4 + 2NH 3 + 2Н 2O Химические свойства 54. NH 3 + Н 2O « NH 4OH « NH 4 + + OH - 55. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония. NH 3 + HCl ® NH 4Cl 2NH 3 + H 2SO 4® (NH 4) 2SO 4 NH 3 + H 2O + CO 2® NH 4HCO 3 56.
Разложение при нагревании 2N -3H 3 ¬ t °® N 2 0 + 3H 2 57. Горение в кислороде a) без катализатора 4N -3H 3 + 3O 2® 2N 2 0 + 6Н 2O b) каталитическое окисление ( kat = Pt ) 4N -3H 3 + 5O 2® 4N +2O + 6Н 2O 58. Восстановление оксидов некоторых металлов 3Cu +2O + 2N -3H 3® 3Cu 0 + N 2 0 + 3Н 2O СОЛИ АММОНИЯ Получение 59. Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота. NH 3 + HNO 3® NH 4NO 3(нитрат аммония) 2NH 4OH + H 2SO 4® (NH 4) 2SO 4(cульфат аммония) + 2Н 2O Химические свойства 60. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах) NH 4Cl « NH 4 + + Cl - 61. Разложение при нагревании.
A) если кислота летучая NH 4Cl ¬ t °® NH 3 + HCl NH 4HCO 3® NH 3 + Н 2O + CO 2 b) если анион проявляет окислительные свойства NH 4NO 3 – t °® N 2O + 2Н 2O (NH 4) 2Cr 2O 7 – t °® N 2 + Cr 2O 3 + 4Н 2O 62. С кислотами и солями (реакция обмена) (NH 4) 2CO 3 + 2НCl ® 2NH 4Cl + Н 2O + CO 2 2NH 4 CO 3 2- + 2H + + 2Cl -® 2NH 4 + + 2Cl - + Н 2O + CO 2 CO 3 2- + 2H +® Н 2O + CO 2 (NH 4) 2SO 4 + Ba(NO 3) 2® BaSO 4¯ + 2NH 4NO 3 2NH 4 + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2NO 3 -® BaSO 4¯ + 2NH 4 + + 2NO 3 - Ba 2+ + SO 4 2-® BaSO 4¯ 63. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая: NH 4Cl + Н 2O « NH 4OH + HCl NH 4 + + Н 2O « NH 4OH + H + 64. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH 4 +) NH 4Cl + NaOH – t °® NaCl + NH 3 + Н 2O Оксид азота (I) N 2 +1O закись азота, 'веселящий газ' Получение 65.
NH 4NO 3 – t °® N 2O + 2Н 2O Химические свойства 66. Разлагается при 700°C с выделением кислорода: 2N 2 +1O – t °® 2N 2 0 + O 2 0 67. Поэтому он поддерживает горение и является окислителем С водородом: N 2 +1O + H 2® N 2 0 + Н 2O Оксид азота (II) N +2 O окись азота Получение 68.
Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) 4NH 3 +5O 2® 4NO + 6H 2O 69. 3Cu + 8HNO 3(разб.)® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2O 70. N 2 + O 2 ® 2NO (в природе, во время грозы) Химические свойства 71. Легко окисляется кислородом и галогенами 2NO + O 2® 2NO 2 2NO + Cl 2® 2NOCl(хлористый нитрозил) 72. Окислитель 2N +2O + 2S +4O 2® 2S +6O 3 + N 2 0 Оксид азота (III) N 2 +3O 3 азотный ангидрид Получение 73. NO 2 + NO « N 2O 3 Химические свойства 74. Все свойства кислотных оксидов.
N 2O 3 + 2NaOH ® 2NaNO 2(нитрит натрия) + H 2O Оксидазота (IV) N +4O 2 двуокисьазота, диоксидазота Получение 75. 2NO + O 2® 2NO 2 76.
Cu + 4HNO 3(конц.)® Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2O 77. Химическиесвойства 78. Кислотный оксид с водой 2NO 2 + H 2O ® HNO 3 + HNO 2 4NO 2 + 2H 2O + O 2® 4HNO 3 со щелочами 2NO 2 + 2NaOH ® NaNO 2 + NaNO 3 + H 2O 79. Окислитель N +4O 2 + S +4O 2® S +6O 3 + N +2O 80.
Димеризация 2NO 2(бурый газ)« N 2O 4(бесцветная жидкость) Оксид азота (V) N 2 +5O 5 азотный ангидрид Получение 81. 2NO 2 + O 3® N 2O 5 + O 2 82. 2HNO 3 +P 2O 5® 2HPO 3 + N 2O 5 Химические свойства 83. Кислотный оксид N 2O 5 + H 2O ® 2HNO 3 84. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом): 2N 2O 5® 4NO 2 + O 2 АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА NO2 Получение 85.
AgNO 2 + HCl ® HNO 2 + AgCl¯ Химические свойства 86. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы: HNO 2 + NaOH ® NaNO 2 + H 2O 87. Разлагается при нагревании: 3HNO 2® HNO 3 + 2NO + H 2O 88. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями) 2KNO 2 + 2KI + 2H 2SO 4® 2K 2SO 4 + I 2 + 2NO + 2H 2O 2I -2ē ® I 2 0 1 NO 2 -+ 2H + + 1ē ® NO + H 2O 2 2I - + 2NO 2 - + 4H + ® I 2 0 + 2NO + 2H 2O 89. Сильный восстановитель: HNO 2 + Cl 2 + H 2O ® HNO 3 + 2HCl АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO 3 Получение 90. Лабораторный способ KNO 3 + H 2SO 4(конц) – t °® KHSO 4 + HNO 3 91.
Промышленный способ. Осуществляется в три этапа: a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO 4NH 3 + 5O 2 – 500 °,Pt® 4NO + 6H 2O b) Окисление кислородом воздуха NO до NO 2 2NO + O 2® 2NO 2 c) Поглощение NO 2 водой в присутствии избытка кислорода 4NO 2 + О 2 + 2H 2O « 4HNO 3 Химические свойства 92. Диссоциирует в водном растворе практически нацело: HNO 3« H + + NO 3 - 93.
С основными оксидами CuO + 2HNO 3® Cu(NO 3) 2 + H 2O CuO + 2H + + 2NO 3 -® Cu 2+ + 2NO 3 - + H 2O или CuO + 2H +® Cu 2+ + H 2O 94. С основаниями HNO 3 + NaOH ® NaNO 3 + H 2O H + + NO 3 - + Na + + OH -® Na + + NO 3 - + H 2O или H + + OH -® H 2O 95. Вытесняет слабые кислоты из их солей 2HNO 3 + Na 2CO 3® 2NaNO 3 + H 2O + CO 2 2H + + 2NO 3 - + 2Na + + СO 3 2-® 2Na + + 2NO 3 - + H 2O + CO 2 2H + + СO 3 2-® H 2O + CO 2 Специфические свойства азотной кислоты 96. Разлагается на свету и при нагревании 4HNO 3 – t °,h n® 2H 2O + 4NO 2 + O 2 97. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород металл + HNO 3® соль азотной кислоты + вода + газ 98.
Азотная кислота превращается в NO (или в NO 2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот: S 0 + 6HNO 3(конц)® H 2S +6O 4 + 6NO 2 + 2H 2O B 0 + 3HNO 3® H 3B +3O 3 + 3NO 2 3P 0 + 5HNO 3 + 2H 2O ® 5NO + 3H 3P +5O 4 РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ Реакции разложения нитратов при нагревании 99. Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов: 2NaNO 3 – t °® 2NaNO 2 + O 2 100. Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов: 2Mg(NO 3) 2 – t °® 2MgO + 4NO 2 + O 2 2Cu(NO 3) 2 – t °® 2CuO + 4NO 2 + O 2 101.
Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов: 102. Hg(NO 3) 2 – t °® Hg + 2NO 2 + O 2 2AgNO 3 – t °® 2Ag + 2NO 2 + O 2 103. Нитрат аммония разлагаются до N 2O NH 4NO 3 – t °® N 2O + 2H 2O ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Электронная конфигурация 1S 22S 22P 63S 23P 3 Получение 104.
Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи): Ca 3(PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C – t °® 3CaSiO 3 + 5CO + 2P Химические свойства. Реакции с кислородом: 4P 0 + 5O 2 – t °® 2P 2 +5O 5 (при недостатке кислорода: P 0 + 3O 2 – t °® 2P 2 +3O 3) 106. С галогенами и серой: 2P + 3Cl 2® 2PCl 3 2P + 5Cl 2® 2PCl 5 2P + 5S – t °® P 2S 5 (галогениды фосфора легко разлагаются водой, например: PCl 3 + 3H 2O ® H 3PO 3 + 3HCl PCl 5 + 4H 2O ® H 3PO 4 + 5HCl) 107. С азотной кислотой: 3P 0 + 5HN +5O 3 + 2H 2O® 3H 3P +5O 4 + 5N +2O 108.
С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3: 2P 0 + 3Mg ® Mg 3P 2 -3 (фосфид магния легко разлагается водой Mg 3P 2 + 6H 2O ® 3Mg(OH) 2 + 2PH 3(фосфин)) 3Li + P ® Li 3P -3 109. Со щелочью: 4P + 3NaOH + 3H 2O ® PH 3 + 3NaH 2PO 2 Фосфин PH 3 Получение 110. Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина: Ca 3P 2 + 6HCl® 3CaCl 2 + 2PH 3 Ca 3P 2 -3 + 6H 2O® 3Ca(OH) 2+ 2P -3H 3 Химические свойства. Разлагается при нагревании: 2PH 3 – t °® 2P + 3H 2 112. Проявляет слабые основные свойства: PH 3 + HI ® PH 4 +I - йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.
Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)) P 2O 3 Получение 113. Окисление фосфора при недостатке кислорода 4P + 3O 2® 2P 2O 3 Химические свойства 114. Все свойства кислотных оксидов.
P 2O 3 + 3H 2O® 2H 3PO 3 115. Сильный восстановитель O 2+ P 2 +3O 3® P 2 +5O 5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)) P 2O 5 Получение 116. 4P + 5O 2 ® 2P 2O 5 Химические свойства 117. P 2O 5 + H 2O ® 2HPO 3(метафосфорная кислота) P 2O 5 + 2H 2O ® H 4P 2O 7(пирофосфорная кислота) P 2O 5 + 3H 2O ® 2H 3PO 4(ортофосфорная кислота) 118.
P 2O 5 + 3BaO ® Ba 3(PO 4) 2 119. P 2O 5 + 6KOH ® 2K 3PO 4+ 3H 2O 120. P 2O 5+ 2HNO 3® 2HPO 3 + N 2O 5 P 2O 5+ 2HClO 4® 2HPO 3+ Cl 2O 7 Метафосфорная кислота HPO 3 Получение 121. P 2O 5+ H 2O ® 2HPO 3 Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO 3 – метафосфат калия) Фосфористая кислота H 3PO 3 Получение 122.
PCl 3+ 3H 2O ® H 3PO 3+ 3HCl Химические свойства 123. Водный раствор H 3PO 3 - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты): H 3PO 3+ 2NaOH®Na 2HPO 3+ 2H 2O 124. При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин: 4H 3PO 3® 3H 3PO 4+ PH 3 125. Восстановительные свойства: H 3PO 3+ HgCl 2+ H 2O ® H 3PO 4+ Hg + 2HCl Ортофосфорная кислота. Диссоциация: H 3PO 4« 3H + + PO 4 -3 H 3PO 4+ 3H 2O « 3H 3O + + PO 4 3- H 3PO 4« H + + H 2PO 4 - H 2PO 4 -« H + + HPO 4 2- HPO 4 2-« H + + PO 4 3- Получение 127. P 2O 5+ 3H 2O ® 2H 3PO 4 128.
Промышленный способ: Ca 3(PO 4) 2(твердый) + 3H 2SO 4(конц.) ® 2H 3PO 4+ 3CaSO 4¯ 129. 3P + 5HNO 3+ 2H 2O ® 3H 3PO 4+ 5NO Химические свойства 130. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.
2H 3PO 4 – t °® H 4P 2O 7 + H 2O 131. Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO 4 3- 3Ag + + PO 4 3-® Ag 3PO 4¯(ярко-желтый осадок) Фосфорные удобрения 132. Ca 3(PO 4) 2 + 2H 2SO 4® Ca(H 2PO 4) 2 + 2CaSO 4 (Ca(H 2PO 4) 2простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул Æ 2-4 мм)) Ca 3(PO 4) 2 + 4H 3PO 4® 3Ca(H 2PO 4) 2(двойной суперфосфат) 133.
В соответствии с учебной программой подготовки медицинских сестер представлены основные понятия об инфекционном и эпидемическом процессах, формах и вариантах инфекционных болезней, отражены сведения о методах клинической и современной лабораторной диагностики (верификации) инфекционных болезней. Учебник по инфекционным болезням антонова антонова. В учебнике изложены современные сведения о наиболее актуальных инфекционных болезнях и основах сестринского процесса при инфекциях. В раздел 'Профилактика' включена информация о достижениях иммунопрофилактики, а также вопросы инфекционной безопасности пациентов и медицинского персонала.
Нейтрализацией гашеной извести фосфорной кислотой получают преципитат: H 3PO 4 + Ca(OH) 2®CaHPO 4. 2H 2O УГЛЕРОД Химические свойства Восстановительные свойства 134. С кислородом C 0 + O 2 – t °® CO 2 углекислый газ при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание: 2C 0 + O 2 – t °® 2C +2O угарный газ 135. Со фтором С + 2F 2® CF 4 136. С водяным паром C 0 + H 2O – 1200 °® С +2O + H 2 водяной газ 137.
С оксидами металлов C 0 + 2CuO – t °® 2Cu + C +4O 2 138. С кислотами – окислителями: C 0 + 2H 2SO 4(конц.)® С +4O 2 + 2SO 2 + 2H 2O С 0 + 4HNO 3(конц.)® С +4O 2 + 4NO 2 + 2H 2O Окислительные свойства 139. С некоторыми металлами образует карбиды 4Al + 3C 0®Al 4C 3 Ca + 2C 0®CaC 2 -4 140.
С водородом C 0 + 2H 2® CH 4 Оксид углерода (II) CO Получение 141. В промышленности (в газогенераторах): C + O 2®CO 2 CO 2 + C® 2CO 142.
В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2SO 4(конц.): HCOOH®H 2O + CO H 2C 2O 4®CO + CO 2 + H 2O Химические свойства 143. С кислородом 2C +2O + O 2® 2C +4O 2 144. С оксидами металлов C +2O + CuO®Сu + C +4O 2 145. С хлором (на свету) CO + Cl 2 – h n® COCl 2(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) СO 2 Получение 148.
Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка: CaCO 3 – t °® CaO + CO 2 149. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты: CaCO 3 + 2HCl®CaCl 2 + H 2O + CO 2 NaHCO 3 + HCl®NaCl + H 2O + CO 2 Химические свойства 150. Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты Na 2O + CO 2®Na 2CO 3 2NaOH + CO 2®Na 2CO 3 + H 2O NaOH + CO 2® NaHCO 3 151. При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства С +4O 2 + 2Mg – t °® 2Mg +2O + C 0 Качественная реакция 152. Помутнение известковой воды: Ca(OH) 2 + CO 2 ® CaCO 3¯(белый осадок) + H 2O 153.
Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. Нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат: CaCO 3 + H 2O + CO 2® Сa(HCO 3) 2 Угольная кислота H 2CO 3 154. Кислота слабая, существует только в водном растворе: CO 2 + H 2O « H 2CO 3 155. Двухосновная: H 2CO 3« H + + HCO 3 - HCO 3 -« H + + CO 3 2- 156. Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга: 2NaHCO 3 – t °® Na 2CO 3 + H 2O + CO 2 Na 2CO 3 + H 2O + CO 2 ® 2NaHCO 3 157.
Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида: CuCO 3 – t °® CuO + CO 2 158. Качественная реакция - 'вскипание' при действии сильной кислоты: Na 2CO 3 + 2HCl® 2NaCl + H 2O + CO 2 CO 3 2- + 2H +®H 2O + CO 2 КРЕМНИЙ 1s 22s 22p 6 3s 23p 2 Возбуждённое состояние Степени окисления: +4, -4. Получение 159.
2С + Si +4O 2 – t °® Si 0 + 2CO 160. 2Mg + Si +4O 2 – t °® 2MgO + Si 0 Химические свойства Типичный неметалл, инертен. Как восстановитель: 161.
С кислородом Si 0 + O 2 – t °® Si +4O 2 162. С фтором (без нагревания) Si 0 + 2F 2® SiF 4 163. С углеродом Si 0 + C – t °® Si +4C (SiC - карборунд -твёрдый; используется для точки и шлифовки) 164. С водородом не взаимодействует. Силан (SiH 4) получают разложением силицидов металлов кислотой: Mg 2Si + 2H 2SO 4®SiH 4 + 2MgSO 4 165. С кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот: 3Si + 4HNO 3 + 18HF® 3H 2SiF 6 + 4NO + 8H 2O 166.
Со щелочами (при нагревании): Si 0 + 2NaOH + H 2O®Na 2Si +4O 3+ 2H 2 Как окислитель: 167. С металлами (образуются силициды): Si 0 + 2Mg – t °® Mg 2Si -4 Силан SiH 4 Получение 168. Mg 2Si + 4HCl ® 2MgCl 2 + SiH 4 Химические свойства 169.
SiH 4 + 2O 2® SiO 2 + 2H 2O 170. SiH 4® Si + 2H 2 Оксид кремния (IV) (SiO 2) n Химические свойства 171. С основными оксидами: SiO 2 + CaO ® CaSiO 3 172. Со щелочами: SiO 2 + 2NaOH®Na 2SiO 3 + H 2O 173. С водой не реагирует 174. С солями: SiO 2 + CaCO 3® CaSiO 3 + CO 2 SiO 2 + K 2CO 3® K 2SiO 3 + CO 2 175. С плавиковой кислотой: SiO 2 + 4HF ® SiF 4 + 2H 2O SiO 2 + 6HF ® H 2SiF 6(гексафторкремниевая кислота) + 2H 2O (реакции лежат в основе процесса травления стекла).
Кремниевыекислоты x. SiO 2. y H 2O x = 1, y = 1 H 2SiO 3 - метакремниевая кислота x = 1, y = 2 H 4SiO 4 - ортокремниевая кислота и т.д. H 2SiO 3 - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса. Получение 176. Na 2SiO 3 + 2HCl ® 2NaCl + H 2SiO 3¯ 177.
При нагревании разлагается: H 2SiO 3 – t °® H 2O + SiO 2 Хром и его соединения. Атомный номер Название Электронная конфигурация Степень окисления 24 Хром Cr Ar 3d 54s 1 +1,+2,+3, +4,+5,+6 Получение 178. Алюминотермия: Cr 2O 3 + 2Al ® Al 2O 3 + 2Cr 179. Электролизом водных растворов соединений хрома. При обычных условиях хром реагирует только со фтором.
При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором. 4Cr + 3O 2 – t °® 2Cr 2O 3 2Cr + 3Cl 2 – t °® 2CrCl 3 2Cr + N 2 – t °® 2CrN 2Cr + 3S – t °® Cr 2S 3 181. В раскалённом состоянии реагирует с парами воды: 2Cr + 3H 2O«Cr 2O 3 + 3H 2 182.
В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+, а на воздухе – соли Cr 3+. Cr + 2HCl®CrCl 2 + H 2 2Cr + 6HCl + O 2® 2CrCl 3 + 2H 2O + H 2 Гидроксид хрома (II) 183. Cr(OH) 2 + 2HCl ® CrCl 2 + 2H 2O 184.
Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха. 2CrCl 2 + 2HCl® 2CrCl 3 + H 2 4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2O® 4Cr(OH) 3 Оксид хрома (III) Cr 2O 3 185. 2Cr(OH) 3 – t °® Cr 2O 3 + 3H 2O 186. 4K 2Cr 2O 7 – t °® 2Cr 2O 3 + 4K 2CrO 4 + 3O 2 187. (NH 4) 2Cr 2O 7 – t °® Cr 2O 3 + N 2+ 4H 2O 188. Cr 2O 3 + 2NaOH ® 2NaCrO 2 + H 2O 189. Cr 2O 3 + Na 2CO 3® 2NaCrO 2 + CO 2 190.
Cr 2O 3 + 6KHSO 4® Cr 2(SO 4) 3 + 3K 2SO 4 + 3H 2O 191. При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6): 2Cr 2O 3 + 4KOH + KClO 3® 2K 2Cr 2O 7(дихромат калия) + KCl + 2H 2O Гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 192. Cr 2(SO 4) 3 + 6NaOH ® 2Cr(OH) 3¯ + 3Na 2SO 4 193. Обладает амфотерными свойствами 2Cr(OH) 3 + 3H 2SO 4® Cr 2(SO 4) 3 + 6H 2O Cr(OH) 3 + KOH ® KCr(OH) 4 (или, упрощая, Cr(OH) 3 + KOH ® KCrO 2(хромат калия) + 2H 2O) 194. Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства: Zn + 2Cr +3Cl 3® 2Cr +2Cl 2 + ZnCl 2 2Cr +3Cl 3 + 16NaOH + 3Br 2® 6NaBr + 6NaCl + 8H 2O + 2Na 2Cr +6O 4 Оксид хрома (VI) CrO 3 195.
Получают из хромата (или дихромата) калия и H 2SO 4(конц.). K 2CrO 4 + H 2SO 4® CrO 3 + K 2SO 4 + H 2O K 2Cr 2O 7 + H 2SO 4® 2CrO 3 + K 2SO 4 + H 2O 196. CrO 3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO 3 + 2KOH ® K 2CrO 4 + H 2O 197. В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы 2K 2CrO 4 + H 2SO 4®K 2Cr 2O 7 + K 2SO 4 + H 2O 198. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении: K 2Cr 2O 7 + 2KOH® 2K 2CrO 4 + H 2O 199.
Все соединения хрома (VI) - сильные окислители 4CrO 3 + 3S® 3SO 2 + 2Cr 2O 3 Марганец. Атомный номер Название Электронная конфигурация Атомный радиус, нм Степень окисления 25 Марганец Mn Ar 3d 54s 2 0,131 +2,+3,+4, +5,+6,+7 Получение 200.
Алюмотермия: 3MnO 2 + 4Al ® 2Al 2O 3 + 3Mn Химические свойства 201. Реагирует с неметаллами, например, с серой: Mn + S ® MnS 202. Растворяется в кислотах: Mn + 2HCl®MnCl 2 + H 2 (При этом образуются соединения двухвалентного марганца). MnO 2 + H 2® MnO + H 2O 204. MnSO 4 + 2NaOH ® Mn(OH) 2¯ + Na 2SO 4 Mn 2+ + 2OH -® Mn(OH) 2 205. Легко растворимо в кислотах: Mn(OH) 2 + 2HCl ® MnCl 2 + 2H 2O Mn(OH) 2 + 2H +® Mn 2+ + 2H 2O 206. На воздухе Mn(OH) 2 быстро темнеет в результате окисления: 2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2O® 2MnO 2.
2H 2O 207. При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn 2+ в MnO 4 -: 2Mn(OH) 2 + 5Br 2 + 12NaOH – кат.CuSO 4® 2NaMnO 4 + 10NaBr + 8H 2O 2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3® 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2O 2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3® 2HMnO 4 + 5NaNO 2 + 5Bi(NO 3) 3 + 7H 2O Оксид марганца (IV) 208. Mn(NO 3) 2 – t °® MnO 2 + 2NO 2 209. Сильный окислитель: MnO 2 + 4HCl ® MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2O 210.
При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета: MnO 2 + Na 2CO 3 + NaNO 3 – t °® Na 2MnO 4 + NaNO 2 + CO 2 211. Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде: Na 2SO 3 + 2KMn +7O 4 + 2KOH®Na 2SO 4 + 2K 2Mn +6O 4 + H 2O 212. Гидролиз манганатов протекает по схеме: 3K 2MnO 4 + 2H 2O« 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH 3MnO 4 2- + 2H 2O« 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH - Оксид марганца (VII) 213. 2KMnO 4 + H 2SO 4® Mn 2O 7¯ + K 2SO 4 + H 2O 214. При растворении в щелочах образует перманганаты: Mn 2O 7 + 2KOH® 2KMnO 4 + H 2O 215.
При нагревании разлагается с выделением кислорода: 2KMnO 4 – t °® K 2MnO 4 + MnO 2 + O 2 ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Химические свойства 216. F 2 - самый сильный окислитель из всех веществ: 2F 2 + 2H 2O® 4HF + O 2 H 2 + F 2 ® 2HF (совзрывом) Cl 2 + F 2 ® 2ClF Фтористый водород Получение 217. CaF 2 + H 2SO 4(конц.)® CaSO 4 + 2HF Химические свойства 218. Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая): HF«H + + F - 219. Плавиковая кислота растворяет стекло: SiO 2 + 4HF®SiF 4+ 2H 2O SiF 4 + 2HF®H 2SiF 6 гексафторкремниевая кислота ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Получение 220. Окисление ионов Cl - сильными окислителями или электрическим током: MnO 2 + 4HCl®MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2O 2KMnO 4 + 16HCl® 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2O K 2Cr 2O 7 + 14HCl® 2CrCl 3 + 2KCl + 3Cl 2 + 7H 2O 221. Электролиз раствора NaCl (промышленный способ): 2NaCl + 2H 2O®H 2 + Cl 2 + 2NaOH Химические свойства 222.
Реакции с металлами: 2Na + Cl 2® 2NaCl Ni + Cl 2® NiCl 2 2Fe + 3Cl 2® 2FeCl 3 223. Реакции с неметаллами: H 2 + Cl 2 – h n® 2HCl 2P + 3Cl 2® 2PCl З 224. Реакция с водой: Cl 2 + H 2O«HCl + HClO 225. Реакции со щелочами: Cl 2 + 2KOH – 5 °C® KCl + KClO + H 2O 3Cl 2 + 6KOH – 40 °C® 5KCl + KClO З + 3H 2O Cl 2 + Ca(OH) 2® CaOCl 2(хлорная известь) + H 2O 226. Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей. Cl 2 + 2KI ® 2KCl + I 2 Cl 2 + 2HBr ® 2HCl + Br 2 Хлористый водород Получение 227. Синтетический способ (промышленный): H 2 + Cl 2® 2HCl 228.
Шпаргалки По Химии 8 Класс Формулы
Гидросульфатный способ (лабораторный): NaCl(тв.)+ H 2SO 4(конц.)® NaHSO 4 + 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® 2AlCl 3 + 3H 2 231. С оксидами металлов: MgO + 2HCl ® MgCl 2 + H 2O 232. С основаниями и аммиаком: HCl + KOH®KCl + H 2O 3HCl + Al(OH) 3®AlCl 3 + 3H 2OHCl + NH 3® NH 4Cl 233. Ссолями: CaCO 3 + 2HCl®CaCl 2 + H 2O + CO 2 HCl + AgNO 3®AgCl¯ + HNO 3 234.
2Fe + 3Cl 2® 2FeCl 3 235. Mg + 2HCl ® MgCl 2 + H 2 236. CaO + 2HCl ® CaCl 2 + H 2O 237. Ba(OH) 2 + 2HCl ® BaCl 2 + 2H 2O 238. Pb(NO 3) 2 + 2HCl ® PbCl 2¯ + 2HNO 3 Хлорноватистая кислота HClO Получение 239. Cl 2 + H 2O « 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 ® I 2¯ + HCl + H 2O Хлористая кислота HCl +3O 2 Получение 243. 2KClO 3 + H 2C 2O 4 + H 2SO 4® K 2SO 4 + 2CO 2 + 2СlO 2 + 2H 2O 244. 2ClO 2 + H 2O 2® 2HClO 2 + O 2 Химические свойства 245. HClO 2 + KOH ® KClO 2 + H 2O 246. Неустойчива, при хранении разлагается 4HClO 2®HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2O Хлорноватая кислота HClO 3 Получение 247. Ba (ClO 3) 2 + H 2SO 4® 2HClO 3 + BaSO 4¯ Химические свойства 248.
6P + 5HClO 3® 3P 2O 5 + 5HCl 249. HClO 3 + KOH ® KClO 3 + H 2O 250. 3Cl 2 + 6KOH ® 5KCl + KClO 3 ( Бертоллетова соль) + 3H 2O 251.
4KClO 3 – без кат® KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO 2 кат® 2KCl + 3O 2 Хлорная кислота HClO 4 Получение 252. KClO 4 + H 2SO 4® KHSO 4 + HClO 4 Химические свойства 253.
HClO 4 + KOH ® KClO 4 + H 2O 254. При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются: 4HClO 4 – t °® 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2O KClO 4 – t °®KCl + 2O 2 БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Получение 255. Окисление ионов Br - сильными окислителями: MnO 2 + 4HBr®MnBr 2 + Br 2 + 2H 2O Cl 2 + 2KBr® 2KCl + Br 2 Химические свойства 256. Реагирует с металлами: 2Al + 3Br 2® 2AlBr 3 257. Реагирует с неметаллами: H 2 + Br 2« 2HBr 2P + 5Br 2® 2PBr 5 258. Реагирует с водой и щелочами: Br 2 + H 2O«HBr + HbrO Br 2 + 2KOH®KBr + KBrO + H 2O 259. Реагирует с сильными восстановителями: Br 2 + 2HI®I 2 + 2HBr Br 2 + H 2S®S + 2HBr Бромистый водород HBr Получение 260.
2NaBr + H 3PO 4 – t °® Na 2HPO 4 + 2HBr 261. PBr 3 + 3H 2O ® H 3PO 3 + 3HBr Химические свойства 262. Диссоциация: HBr « H + + Br - 263. С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:Mg + 2HBr®MgBr 2 + H 2 264. С оксидами металлов: CaO + 2HBr®CaBr 2 + H 2O 265.
С основаниями и аммиаком: NaOH + HBr®NaBr + H 2O Fe(OH) 3 + 3HBr®FeBr 3 + 3H 2O NH 3 + HBr ® NH 4Br 266. С солями: MgCO 3 + 2HBr®MgBr 2 + H 2O + CO 2 AgNO 3 + HBr®AgBr¯ + HNO 3 267. HBr - сильный восстановитель: 2HBr + H 2SO 4(конц.)® Br 2 + SO 2 + 2H 2O 2HBr + Cl 2® 2HCl + Br 2 ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Получение 268. Окисление ионов I - сильными окислителями: Cl 2 + 2KI® 2KCl + I 2 2KI + MnO 2 + 2H 2SO 4®I 2 + K 2SO 4 + MnSO 4 + 2H 2O Химические свойства 269. C металлами: 2Al + 3I 2® 2AlI 3 270. H 2 + I 2« 2HI 271.
С сильными восстановителями: I 2 + SO 2 + 2H 2O ® H 2SO 4 + 2HI I 2 + H 2S ® S + 2HI 272. 3I 2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO 3 + 3H 2O Иодистый водород Получение 273. I 2 + H 2S ® S + 2HI 274. 2P + 3I 2 + 6H 2O ® 2H 3PO 3 + 6HI Химические свойства 275. Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота: HI«H + + I - 2HI + Ba(OH) 2®BaI 2 + 2H 2O 276.
Гдз Русский 8 Класс
HI - очень сильный восстановитель: 2HI + Cl 2® 2HCl + I 2 8HI + H 2SO 4(конц.)® 4I 2 + H 2S + 4H 2O 5HI + 6KMnO 4 + 9H 2SO 4® 5HIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2SO 4 + 9H 2O 277. Идентификация анионов I - в растворе: NaI + AgNO 3® AgI¯ + NaNO 3 HI + AgNO 3® AgI¯ + HNO 3 278. HCl соляная хлориды HNO 3 азотная нитраты H 2SO 4 серная сульфаты H 3PO 4 ортофосфорная ортофосфаты H 2CO 3 угольная карбонаты H 2S сероводордная сульфиды H 2SO 3 сернистая сульфиты HBr бромоводородная бромиды H 2SiO 3 кремниевая силикаты C войства кислот: 1) + металл®соль + H 2 2) + осн оксид®соль + H 2O 3) + основание®соль + H 2O 4) С кислотами не реагируют: Cu, Hg, Ag, Au, Pt.
Скачать Гдз 8 Класс
C войства щелочей: 1. + кислота ® соль+ H 2O реакция нейтрализация 2. +кисл оксид ® соль+H 2O 3. + соль ® нераств основание + новая соль Химические свойства воды: 1) + активный металл ® щелочь + H 2 (LiNaKCaBaMg) 2) + металл ср активности ® оксид Me + H2 3) + оксид Me® щелочь (осн оксид) 4) + оксид не металла ® кислота Химические свойства оксидов Основных Кислотных 1. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, получаются соль и вода: CuO + H 2SO 4 = CuSO 4 + H 2O 2. Оксиды активных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочи: Li 2O +H 2O=2LiOH 1.
Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями, получаются соль и вода: СO 2 + Ca (OH)= CaCO 3 + H 2O 2. Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислоты: P 2O 5 + 3 H 2O = H 3PO 4 3. Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием соли: CaO + CO 2 = CaCO 3 4. Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие из их солей: СaCO 3 + SiO 3 = CaSiO 3 + CO 2.