К началу учебного года! Готовые материалы для учителей на каждый урок со скидкой от 30%

СДЕЛАЙТЕ СВОИ УРОКИ ЕЩЁ ЭФФЕКТИВНЕЕ, А ЖИЗНЬ СВОБОДНЕЕ

Благодаря готовым учебным материалам для работы в классе и дистанционно

Выбрать материалы

Скидки до 50 % на комплекты
только до

Готовые ключевые этапы урока всегда будут у вас под рукой

Организационный момент

Проверка знаний

Объяснение материала

Закрепление изученного

Итоги урока

Была в сети 14.11.2017 20:17

Жарикова Валентина Анатальевна

Учитель химии

57 лет

6 039

8 644

Подписчики

Подписки

Местоположение

Россия, Москва

Специализация

Химия

Обо мне Блог Файлы Тесты Галерея Активность Награды

Методическая разработка на тему: " Классификация неорганических веществ." 11 класс

Категория: Химия

21.07.2017 21:39

Методическая разработка поможет учащимся и учителям для подготовки к ЕГЭ.

Просмотр содержимого документа
«Методическая разработка на тему: " Классификация неорганических веществ." 11 класс»

Часть 1. Классификация неорганических веществ.

Часть 2. Оксиды.

Часть 3. Основания.

Часть 4. Амфотерные гидроксиды.

Часть 1.Классификация неорганических веществ.

К важнейшим классам неорганических веществ по традиции относят:

простые вещества (металлы и неметаллы),
оксиды (кислотные, основные и амфотерные),
гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды),
соли.

Простые вещества обычно делят на металлы и неметаллы.

Металлы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой металлической связью.

Неметаллы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой ковалентными (или межмолекулярными) связями.

По химическим свойствам среди металлов выделяют группу так называемых амфотерных металлов.

Это название отражает способность этих металлов, их оксидов и гидроксидов реагировать как с кислотами, так и со щелочами.

Оксиды – бинарные соединения, одним из двух элементов в которых является кислород со степенью окисления -2.

Основные

Амфотерные

Кислотные

Несолеобразующие

Солеобразные (двойные)

Оксиды металлов в степенях окисления +1, +2, кроме амфотерных.

Оксиды металлов в степенях окисления

+2: толькоBe, Zn, Sn, Pb;

+3 (все, кроме La₂O₃), +4

1) Оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих;

2) Оксиды металлов в степенях окисления от +5 и выше.

Оксиды неметаллов, которым не соответствуют кислоты.

NO, N₂O, CO, (SiO)

Некоторые оксиды, в которых элемент имеет 2 степени окисления:

Fe₃O₄

С о л е о б р а з у ю щ и е

Каждому солеобразующему оксиду соответствует гидроксид:

Основным оксидам соответствуют основания;

Амфотерным оксидам – амфотерные гидроксиды,

Кислотным оксидам – кислородсодержащие кислоты.

Гидроксиды – соединения, в состав которых входит группа Э–О-Н. И основания, и кислородсодержащие кислоты, и амфотерные гидроксиды – относятся к ГИДРОКСИДАМ!

Связь между оксидом и гидроксидами.

Степень окисления	Оксид	Гидроксиды		Примеры
Степень окисления	Оксид	Основания	Кислоты	Примеры
+1	Э₂О	ЭОН	НЭО	КОН	НClO
+2	ЭО	Э(ОН)₂	Н₂ЭО₂	Ba(OH)₂	?
+3	Э₂О₃	Э(ОН)₃	НЭО₂ (мета-форма) --(+H₂O)  Н₃ЭО₃ (орто-форма)	Al(OH)₃	HNO₂ H₃PO₃
+4	ЭО₂	-----	H₂ЭО₃ H₄ЭO₄	-----	Н₂СО₃ H₄SiO₄
+5	Э₂О₅	-----	НЭО₃  Н₃ЭО₄	-----	HNO₃ H₃PO₄
+6	ЭО₃	-----	H₂ЭO₄	-----	H₂SO₄
+7	Э₂О₇	-----	НЭО₄ --(+ 2H₂O)  H₅ЭО₆	-----	HClO₄ H₅IO₆

КАК СОСТАВИТЬ ФОРМУЛУ КИСЛОТНОГО ГИДРОКСИДА

А. Если чётная степень окисления элемента в оксиде: ПРИБАВЛЯЕМ ВОДУ к оксиду. Пример: WO₃ –(+H₂O) H₂WO₄

Б. Если нечетная степень окисления:

Мета-форма кислоты - ОДИН атом водорода: НЭО_х

Орто-форма кислоты – отличается от МЕТА-формы на одну молекулу воды. Н₃ЭО_х+1

Пример: Оксид As₂O₅, степень окисления мышьяка +5.

Составим формулу кислоты: Н⁺As⁺⁵O^-2x

Так как суммарный заряд =0, легко рассчитать, что х=3.

HAsO₃ Это МЕТА-форма кислоты - мета-мышьяковая кислота.

Но для фосфора и мышьяка существует и более устойчива ОРТО-форма. Прибавив к мета-форме Н₂О, получим H₃AsO₄. Это орто-

мышьяковая кислота.

Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы ОН^- и при диссоциации образующие в качестве анионов только эти ионы.

Типы оснований

Растворимые (Щелочи)

Нерастворимые

1) гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH

2) гидроксиды металлов второй группы главной подгруппы, начиная с кальция:

Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂

Все остальные гидроксиды металлов.

КИСЛОТНОСТЬ основания – это число групп ОН в его формуле:

однокислотные – содержащие только 1 гидроксогруппу

двухкислотные – имеющие 2 гидроксогруппу;

трёхкислотные – с тремя группами ОН.

Кислоты – сложные вещества, содержащие в своем составе ионы оксония Н⁺ или при взаимодействии с водой образующие в качестве катионов только эти ионы.

Классификация кислот по составу.

Кислородсодержащие кислоты

Бескислородные кислоты

1) высшие кислоты

H₂SO₄ серная кислота

HNO₃ азотная кислота

H₃PO₄ фосфорная кислота

H₂CO₃ угольная кислота

H₂SiO₃ кремниевая кислота

2) кислоты с меньшей степенью окисления неметалла

H₂SO₃ сернистая кислота

HNO₂ азотистая кислота

HF фтороводородная кислота

HCl хлороводородная кислота (соляная кислота)

HBr бромоводородная кислота

HI иодоводородная кислота

H₂S сероводородная кислота

Классификация кислот по числу атомов водорода.

Одноосновные

Двухосновные

Трехосновные

HNO₃ азотная

HF фтороводородная

HCl хлороводородная

HBr бромоводородная

HI иодоводородная

H₂SO₄ серная

H₂SO₃ сернистая

H₂S сероводородная

H₂CO₃ угольная

H₂SiO₃ кремниевая

H₃PO₄ фосфорная

Классификация по силе и устойчивости

Сильные кислоты

Слабые кислоты

HI иодоводородная

HBr бромоводородная

HCl хлороводородная

H₂SO₄ серная

HNO₃ азотная

HClO₄ хлорная

HF фтороводородная

H₃PO₄ фосфорная

HNO₂ азотистая (неустойчивая)

H₂SO₃ сернистая (неустойчивая)

H₂CO₃ угольная (неустойчивая)

H₂S↑ сероводородная

H₂SiO₃↓ кремниевая

СН₃СООН уксусная

Соли – это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп NН₄⁺) и одного (или нескольких) кислотных остатков.

Классификация солей.

СОЛИ
Средние	Кислые	Основ-ные	Двойные	Сме-шанные	Комплексные
Продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл	Продукт непол-ного замещения атомов водоро-да в кислоте на металл	Продукт непол-ного заме-щения ОН-групп на кислотный остаток	Содержат два разных металла и один кислотный остаток	Содер-жат один металл и два кислотных остатка	Содержат комплексный катион или анион – атом металла, связанный с несколькими лигандами.
AlCl₃	КHSO₄	FeOHCl	KAl(SO₄)₂	CaClBr	K₂[Zn(OH)₄]
Хлорид алюминия	Гидросульфат калия	Хлорид гидроксожелеза (II)	Сульфат алюминия-калия	Хлорид-бромид кальция	Тетрагидроксоцинкат калия

Номенклатура солей. В названиях солей используются латинские названия образующих кислоты неметаллов.

Элемент	Латинское название	Корень
Н	гидрогениум	ГИДР-
С	карбоникум	КАРБ-
N	нитрогениум	НИТР-
S	сульфур	СУЛЬФ-

Построение названий солей.

	Соль какой кислоты	Кислотный остаток	Название солей	Примеры
Высшие кислоты	Азотная HNO₃	NO₃^-	нитраты	Ca(NO₃)₂ нитрат кальция
	Кремниевая H₂SiO₃	SiO₃²^-	силикаты	Na₂SiO₃ силикат натрия
	Угольная H₂CO₃	CO₃²^-	карбонаты	Na₂CO₃ карбонат натрия
	Фосфорная H₃PO₄	PO₄^3-	фосфаты	AlPO₄ фосфат алюминия
	Серная H₂SO₄	SO₄²^-	сульфаты	PbSO₄ сульфат свинца
Бескислородные кислоты	Бромоводородная HBr	Br^-	бромиды	NaBr бромид натрия
	Иодоводородная HI	I^-	иодиды	KI иодид калия
	Сероводородная H₂S	S²^-	сульфиды	FeS сульфид железа (II)
	Соляная HCl (хлороводородная)	Cl^-	хлориды	NH₄Cl хлорид аммония
	Фтороводородная HF	F^-	фториды	CaF₂ фторид кальция
Более низкая степ. ок.	Cернистая кислота H₂SO₃	SO₃²^-	сульфиты	К₂SO₃сульфит калия
Более низкая степ. ок.	Азотистая HNO₂	NO₂^-	нитриты	КNO₂ нитрит калия

Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы водорода. Названия кислых солей содержат приставку "гидро": NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия,

K₂HPO₄ – гидрофосфат калия,

KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия.

Основные соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат гидроксильные группы. Основные соли образуются при неполной нейтрализации основания. Названия основных солей образуют с помощью приставки "гидроксо":

Mg(OH)Cl - гидроксохлорид магния (основная соль)

Двойные соли – имеют два разных катиона металла или аммония. В названии их перечисляют через дефис:

(NH₄)Fe(SO₄)₂ – сульфат железа (III)-аммония.

Смешанные соли – имеют два разных аниона кислотных остатков. В названии их называют через дефис: СаOCl₂ или CaCl(OCl) - хлорид-гипохлорит кальция (традиционное название хлорная известь).

Комплексные соли – содержат сложный комплексный анион (или реже катион), состоящий из металла-комплексообразователя и нескольких лигандов (отрицательно заряженные ионы или молекулы аммиака или воды).

Пример: K[Al(OH)₄] – тетрагидроксоалюминат калия

K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат калия

[Cu(NH₃)₄]Cl₂ – хлорид тетраамминмеди (II)

Бытовые (тривиальные) названия некоторых солей.

Соль	Международное название	Традиционное название
NaHCO₃	Гидрокарбонат натрия	Сода питьевая
Na₂CO₃	Карбонат натрия	Сода кальцинированная
K₂CO₃	Карбонат калия	Поташ
Na₂SO₄	Сульфат натрия	Глауберова соль
KClO₃	Хлорат калия	Бертолетова соль
Ca₃(PO₄)₂	Фосфат кальция	Фосфорит
СаСО₃	Карбонат кальция	Известняк
CuSO₄∙5H₂O	Пентагидрат сульфата меди	Медный купорос
Na₂CO₃∙10Н₂О	Декагидрат карбоната натрия	Сода кристаллическая

Часть 2. Оксиды, получение и свойства. Получение оксидов:

Способы получения.	Примеры.	Ограничения и примечания
1. Окисление простых веществ:	а) металлов: 2Ca + O₂  2CaO б) неметаллов: 4P + 3O₂ (нед) 2P₂O₃ 4P + 5O₂ (изб) 2P₂O₅ (Из S – SO₂, из Fe – Fe₂O₃ и Fe₃O₄, из N₂ – NO)	С кислородом не реагируют галогены, инертные газы, Au, Pt. Азот реагирует в жестких условиях (2000°C).
2. Окисление сложных веществ:	а) водородных соединений: 2Н₂S + 3O₂  2H₂O + 2SO₂ б) сульфидов, карбидов, фосфидов (бинарных соединений): 2ZnS + 3O₂ 2ZnO + 2SO₂	Каждый элемент сложного вещества окисляется в соответствии со своими свойствами.
3. Разложение гидроксидов и солей:	а) гидроксидов (оснований и кислот):2Al(OH)₃→^t Al₂O₃ + 3H₂O H₂SiO₃ →^t SiO₂ + H₂O б) карбонатов: СаСО₃→^t CaO+CO₂	Гидроксиды и карбонаты щелочных металлов (Na,K, Rb,Cs) не разлагаются.
4. Окисление кислородом или озоном	а) кислородом: 2СО + О₂  2СО₂ б) озоном: NO + O₃  NO₂ + O₂	Возможна, если элемент имеет несколько оксидов (сера, фосфор, углерод, азот, железо).

СВОЙСТВА ОКСИДОВ.

Основные оксиды – оксиды, которым соответствуют основания. Это оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2, кроме амфотерных (ZnO, BeO, SnO, PbO)

Свойства основных оксидов.

Свойства	Примеры реакций	Ограничения и примечания
1) Реакция с растворами кислот	Li₂O + 2HCl= 2LiCl+ H₂O NiO + H₂SO₄ = NiSO₄ + H₂O	Кислота должна существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)
2) Реакция с водой	Li₂O + H₂O = 2LiOH BaO + H₂O = Ba(OH)₂ (только 8 оксидов: IA группа, СаО, SrO, ВаО)	Оксид реагирует с водой, только если в результате образуется растворимый гидроксид (щелочь).
3) Реакция с кислотными и амфотерными оксидами	BaO + CO₂ = BaCO₃, FeO + SO₃ = FeSO₄, CuO + N₂O₅ = Cu(NO₃)₂ СаО + SO₂ = CaSO₃	Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.
4) Восстановление оксида до металла или до низшего оксида:	MnO + C = Mn + CO (при нагревании), FeO + H₂ = Fe + H₂O (при нагревании). Fe₂O₃ + CO = FeO + CO₂	В качестве восстановителей используют: СО, С, водород, алюминий, магний. С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.
5) Окисление кислородом.	4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃	Если металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.

Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислоты.

Кислотные оксиды при комнатной температуре бывают:

*газы (например: СО₂, SO₂, NO, SeO₂)*жидкости (например, SO₃, Mn₂O₇) *твердые вещества (например: B₂O₃, SiO₂, N₂O₅, P₂O₃, P₂O₅, I₂O₅, CrO₃).

Свойства кислотных оксидов.

Свойства	Примеры реакций	Примечания
1) Реакция с основа-ниями	CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + H₂O SiO₂ + 2KOH = K₂SiO₃ + H₂O (при нагревании), SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O, N₂O₅ + 2KOH = 2KNO₃ + H₂O.	Реакция возможна со щелочами. Наиболее активные кислотные оксиды (SO₃, CrO₃, N₂O₅, Cl₂O₇) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2) Реакция с амфотер-ными и основными оксидами	CO₂ + CaO = CaCO₃ P₂O₅ + 6FeO = 2Fe₃(PO₄)₂ (при нагревании) N₂O₅ + ZnO = Zn(NO₃)₂	Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.
3) Реакция с водой. Образуют-ся КИСЛОТЫ.	N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂ SO₂ + H₂O = H₂SO₃ N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃ SO₃ + H₂O = H₂SO₄	Оксид реагирует с водой, если в результате образуется растворимый гидроксид. Не реагирует с водой SiO₂.
4) Реакции с солями летучих кислот.	SiO₂ + K₂CO₃ = K₂SiO₃ + CO₂ (при нагревании)	Твёрдые, нелетучие оксиды (SiO₂,P₂O₅) вытесняют из солей летучие.
5) Окисле-ние.	2SO₂+ O₂ ⇆ 2SO₃	Низшие оксиды окисляются до высших.

Амфотерные оксиды – оксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами.

Вещества, образуемые катионами амфотерных металлов в щелочной среде:

Степень окисления

В растворе

В расплаве

(Zn, Be, Sn)

Na₂[Zn (OH)₄]

тетрагидроксоцинкат натрия

Na₂ZnO₂

цинкат натрия

(Al, Cr, Fe*)

Na[Al(OH)₄]

тетрагидроксоалюминат натрия

Na₃[Al(OH)₆]

гексагидроксоалюминат натрия

NaAlO₂

метаалюминат натрия и

Na₃AlO₃

ортоалюминат натрия

*) железо не образует устойчивых гидроксокомплексов, амфотерно только в расплаве, образуя NaFeO₂

СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ.

Cвойства	Примеры реакций	Примечания
1) Реагируют с кислотами, так же, как основные оксиды – образуются соли.	ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O Al₂O₃ + 6HNO₃ = 2Al(NO₃)₃ +3H₂O	Только с сильными кислотами
2) Взаимодействуют с растворами щелочей – образуются растворы гидроксокомплексов.	Al₂O₃ + 2KOH +3H₂O = 2K[Al(OH)₄] или K₃[Al(OH)₆] ZnO +2NaOH +H₂O=Na₂[Zn(OH)₄]
3) Реагируют с расплавами щелочей – образуя соли, при этом проявляют свойства кислотных оксидов.	Al₂O₃ + 2KOH →^t 2KAlO₂ + H₂O (или K₃AlO₃) ZnO + 2KOH →^t K₂ZnO₂ + H₂O
4) При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.	Al₂O₃ + Na₂CO₃ →^t 2NaAlO₂+CO₂ (или Na₃AlO₃) ZnO + Na₂CO₃ →^t Na₂ZnO₂+ CO₂

Часть 3. Основания.

Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы или при взаимодействии с водой образующие эти ионы в качестве анионов.

Щелочи – растворимые основания, в водном растворе создают щелочную среду засчёт иона ОН^-, который образуется при их ДИССОЦИАЦИИ: KOH  K⁺ + OH^-

Нерастворимые основания в водном растворе щелочную среду не создают!

Получение оснований:

Способ получения	Примеры реакций	Примечания
1) Реакция активных металлов с водой (только если образуется растворимый гидроксид!)	2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂	С водой реагируют металлы IA подгруппы, Са, Sr, Ba
2) Взаимодействие основных оксидов с водой (только если образуется растворимый гидроксид!)	ВаО + Н₂О = Ва(ОН)₂	С водой реагируют оксиды металлов IA подгруппы, Са, Sr, Ba.
3) Электролиз растворов хлоридов и бромидов щелочных металлов.	2KCl + 2H₂O \s\up9(эл.ток Cl₂+ H₂ + 2KOH
4) Обменные реакции в растворе.	Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ ↓+ 2NaOH	Исходные вещества должны быть растворимы!В продуктах должен быть осадок!
5) Взаимодействие солей тяжелых металлов со щелочами.	СuCl₂ + 2KOH = Сu(OH)₂ + 2KCl	Получение нерастворимых гидроксидов.

СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ:

1. Свойства щелочей – растворимых оснований.

1) Взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации	NaOH + HNO₂ = NaNO₂ + H₂O
2) С кислотными оксидами. В зависимости от соотношения щелочи и оксида получаются средние и кислые соли	SiO₂(тв.)+ 2NaOH →^t Na₂SiO₃+ +H₂O 2NaOH (избыток) + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O NaOH+ CO₂(избыток) = NaНCO₃
3)Реакция с растворами средних солей.	2NaOH + FeSO₄ = Fe(OH)₂↓+ Na₂SO₄ 2KOH + (NH₄)₂SO₄= K₂SO₄ + 2NH₃+ 2H₂O Исходные вещества должны быть растворимы, в продуктах - газ или осадок.
*3) Соль амфотерного металла со щелочью.**	AlCl₃ + 3KOH(недостаток) = Al(OH)₃↓ + 3KCl AlCl₃ + 4KOH(избыток) = 3KCl + K[Al(OH)₄] В зависимости от количества щелочи может образовывать гидроксид или гидроксокомплекс.
4) Реакция с кислыми солями – образуется средняя соль или менее кислая.	NaOH + NaHCO₃ = H₂O + Na₂CO₃ КОН + КН₂РО₄ = К₂НРО₄+H₂O
5) Реакция с амфотерными оксидами и гидроксидами.	2NaOH + Cr₂O₃ →^t 2NaCrO₂ + H₂O (сплавление) Раствор: 2KOH + ZnO +H₂O=K₂[Zn(OH)₄] 2NaOH +Zn(OH)₂=Na₂[Zn(OH)₄] 3KOH + Cr(OH)₃ = K₃[Cr(OH)₆]
6) Реакция с амфотерными металлами	2NaOH + Zn +2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂ (кроме Fe и Cr)
7) Взаимодействие с неметаллами (кроме N₂, C, O₂, инертных газов):	2F₂ + 4NaOH = O₂ + 4NaF + 2H₂O Si + 2KOH + H₂O = K₂SiO₃ + 2H₂ 3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O– реакция диспропорционирования (S,P,Cl₂,Br₂,I₂).
8) Щелочи (кроме LiOH) при нагревании не разлагаются.	2LiOH –(t) Li₂O + H₂O

2. Свойства нерастворимых оснований.

1) Взаимодействие с сильными кислотами – реакция нейтрализации.	Fe(OH)₂+2HCl =FeCl₂ + 2H₂O
2) Реакция с кислотными оксидами (только очень сильных кислот – SO₃,N₂O₅, Cl₂O₇)	Cu(OH)₂ + N₂O₅ →^t Cu(NO₃)₂
3) Разложение при нагревании.	Сu(OH)₂ →^t CuO + H₂O AgOH распадается сразу в момент получения.
4) Окисление низших неустойчивых оснований кислородом.	4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃ 2Mn(OH)₂ + O₂ = 2MnO₂ + 2H₂O

Часть 4. Амфотерные гидроксиды

– это гидроксиды, которые могут в зависимости от условий проявлять как кислотные, так и основные свойства (двойственный характер).

+2: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂

+3: Al(OH)₃, Cr(OH)₃, [Fe(OH)₃–слабо амфотерный, не образует гидроксокомплексов, реагирует со щелочами только в сплаве!]

Получение амфотерных гидроксидов.

1) Реакции растворов солей со щелочью в недостатке:

ZnCl₂ + NaOH (недостаток) = Zn(OH)₂↓ + 2NaCl

2) Реакции взаимного гидролиза солей Al⁺³ ,Cr⁺³ , Fe⁺³ и солей летучих кислот:

2AlCl₃+ 3Na₂CO₃+ 3H₂O = 2Al(OH)₃↓+3CO₂+ 6NaCl

(SO₃^2-,S^2-)

3) Выделение из гидроксокомплекса под действием слабых кислот или их оксидов:

K₃[Cr(OH)₆] + 3CO₂  Cr(OH)₃+ 3KHCO₃

(Al³⁺) (H₂S, SO₂)

Свойства амфотерных гидроксидов.

Свойства	Примеры реакций	Примечания
1) Реагируют с кислотами, образуются соли.	Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O Al(OH)₃+3HNO₃=Al(NO₃)₃+ 3H₂O	Только с сильными кислотами
2) Взаимо-действуют с растворами щелочей.	2NaOH+Zn(OH)₂=Na₂[Zn(OH)₄] Тетрагидроксоцинкат натрия. 3KOH+ Cr(OH)₃ = K₃[Cr(OH)₆] Гексагидроксохромат (III) калия	в растворе образуются гидроксокомплексы, кроме железа!
3) Реагируют с расплавами щелочей – образуя соли.	Al(OH)₃+ KOH →^t KAlO₂+ 2H₂O (или K₃AlO₃) Zn(OH)₂+2KOH→^t K₂ZnO₂ + 2H₂O
4) При сплавлении реагируют с карбонатами щелочных металлов.	2Al(OH)₃+ Na₂CO₃ = 2NaAlO₂(или Na₃AlO₃) + CO₂+ 3Н₂О (при нагревании) Zn(OH)₂ + Na₂CO₃ = Na₂ZnO₂+ CO₂ + Н₂О (при нагревании)
5) Разлагаются при нагревании	2Al(OH)₃→^t Al₂O₃ + 3H₂O