Гидролиз
    Виды сред.
    1. [Н?]=[ОН?]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н?]>[ОН?] кислая среда(рН2K?+S?? pH>7 Ступень I. S??+H?OH??(HS)?+OH? 2K?+S??+HOH?(HS)?+OH?+2K?
    К2S+HOH?KHS+KOH Ступень II. (HS)?+HOH?H2S+OH? K? +(HS)?+HOH?H2S+OH?+K?
    KHS+HOH?H2S+KOH MgCl2>Mg??+2Cl? pHMg??+S?? pH?7 Mg??+S??+2H?OH??Mg(OH)2+H2S MgCl2+Na2S+2H2O> Na2SO4>2Na?+SO4?? pH=7 Ионные уравнения. В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов - нерастворимые осадки. Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3 +HCl>AgCl+HNO3
    Ag?+Cl?> AgClv - белого цвета
    2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH>NaCl+H2O
    H?+OH?>H2O - слабый электролит
    3. Образование газа K2CO3 +2HCl>2KCl+CO2 ^+H2O
    CO3 ?+2H?> CO2 ^+H2O
    
    Амфотерные гидрооксиды. Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Sn(OH)4 , Cr(OH)3 , Al(OH)3
    Доказательсво амфотерности: Основные свойства Кислотные свойства Be(OH)2+2HCl>BeCl2+2H2O Be(OH)2+2H?>Be??+2H2O,иливкомпл.в: Be(OH)2+2HCl+2H2O>[Be(H2O) 4]Cl2 Be(OH)2+2H?+2H2O>[Be(H2O) 4]?? Be(OH)2+2NaOH>Na2BeO2+2H2O Be(OH)2+2ОН?>BeO2??+2H2O Be(OH)2+2NaOH>Na2[Be(OH)4] Be(OH)2+2ОН?>[Be(OH)4]?? Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода). Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств. щелочью. Взаимодействие Ме с кислотами. Вост. воды 2H2O+2e>H2+2OH? Mg+H2O> ?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36 ?(H2O/H2)=-0.413 ? окисл.>? вост - реакция идёт 1|Mg?+2H2O - 2e>Mg(OH)2+2H? 1|2H2O+2e>H2+2OH? _ Mg+4H2O>Mg(OH)2+H2+2H?+2OH? Mg+2H2O>Mg(OH)2+H2 Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен. Пассивацией наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. В ратворах щелочей окислителем явл. вода. Al+NaOH+H2O> ?(AlO2?/Al)=-2.36 ?(Al2O/H2)=-0.827 ? окисл.>? вост - ре-акция идёт 2|Al?+4OH? - 3e> AlO2?+2H2O 3|2H2O+2e>H2+2OH? _ 2Al+8OH?+6H2O >2AlO2?+4H2O+3H2+6OH? 2Al+2NaOH+2H2O >2NaAlO2+3H2 кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.) H? Кислотный остаток - окислит. HCl ,H2SO4 р. H2SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к. 1. Ме+H2SO4 р. >МеSO4+Н2 ?(H/2H?)=0 ?(Ме)МеSO4+ H2O+прод.вост.кисл.ост. Li-Zn (H2S) Cr-H(S?) после Н(SO2) ?(SO4??/S)>1 SO4??> H2S SO4??>S SO4??>SO2 2. Ме+HNO3 р>МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост. Li-Zn (NH4?,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO) ?(NO3?)>1 3. Ме+HNO3 к > МеNO3 + H2O + пр. в кисл.ост. Li-Zn (NO) Zn-(NO2) Пример. Au+3V HCl+HNO3>AuCl3+NO2+H2O
    Основные классы органических соединений КЛАССЫ ОКСИДЫ ГИДРООКСИДЫ СОЛИ Производн. от элемент + О оксиды + Н О Классифик. класса С мет. + О основной С немет. +О кислотный С двойств. св. амфотерный Основн. + Н О основание Кисл.окс.+ Н О амфотерный Амфотерн+Н О амфотерный Ср. соль кислая основная примеры Li2O Cu2O CuO MnO SO2 SO3 P2O5
    *нек.Me Mn2O7 CrO3 ZnO PbO Al2O3 Cr2O3 LiOH CuOH Cu(OH)2 Mn(OH)2 H2SO3 H2SO4 H2PO4
    *нек. Ме HMnO4 H2CrO4 Zn(OH)2 Pb(OH)2 Al(OH)3 Cr(OH)3 Na2CO3 CuCl2 NaHCO3 гидроксокарбонат натрия CuOHCl гидроксохлорат меди не электролиты электролиты
    Слабые электролиты КА?К?+А? ? , К дисс. кислоты основания соли HF , H2S , HNO2 , H2SO3 , H2CO3 , H2SiO3 , HCN , HSCN , CH3COOH , H3PO4 HClO все нерастворимые в воде и NH4OH-сл (NH4 - H2O) Fe(SCN)3 - родонит железа, СdCl2 ,HgJ2 H2CO3 ?H?+HCO3? HCO3??H?+CO3? Cu(OH)2?OH?+CuOH? CuOH??OH?+Cu?? Сильные электролиты КА>К?+А? ? , К дисс. кислоты основания соли HCl , HBr , HJ , HNO3 , H2SO4 , HMnO4 , HClO4 , H2 CrO4 все растворимые в воде кроме NH4OH почти все. кислые - раств. основн.-нераст. Na2CO3 >2Na?+CO3 ?? Таблица для решения ОВР. среда Кислая H?, H2О Щел. OH?, H2О Нейтральная H2О Связ.изб. O?? NO2?> NO3 O??+2H?>H2О O??+ H2О >2OH? O??+ H2О >2OH? Внесен. ............