Основные классы неорганических веществ

На этой странице вы узнаете

• На какое свойство щелочей указывает нам сцена из фильма «Бойцовский клуб»?
• Способен ли желудочный сок растворить металл?
• Как сульфат меди(II) помогает противостоять акулам?

Сегодня мы познакомимся с основными классами неорганических соединений. В этой статье мы поговорим о таких веществах, как основания, кислоты (и про амфотерные гидроксиды не забудем) и соли, узнаем их классификацию, химические свойства и другие интересные особенности.

Классы неорганических веществ

Слово «соль» вызывает у нас ассоциацию с кухней, и, в принципе, правильно. Ведь на любой кухне можно найти примеры всех классов неорганических соединений. Щелочи входят в состав множества моющих средств. Соль в солонке говорит сама за себя. Уксусная кислота в бутылочке с надписью от мамы «не трогать ни в коем случае, это НЕ вода» — самый простой пример представителей класса кислот.

Все неорганические соединения можно поделить на два типа: простые вещества и вещества сложные. 

Простые вещества — вещества, состоящие из атомов одного элемента.

К простым вещества можно отнести, например, озон (О₃), гелий (He), хлор (Cl₂), натрий (Na) и другие.

Сложные вещества — вещества, состоящие из атомов разных химических элементов.

Примерами сложных веществ являются хлорид натрия (NaCl), гидроксид кальция (Ca(OH)₂), азотная кислота (HNO₃) и другие.

Среди сложных веществ выделяют четыре наиболее важных класса: основания, кислоты, амфотерные гидроксиды и соли, также обычно отдельно выделяют оксиды, о них мы уже поговорили в статье «Общая характеристика оксидов». Эта классификация основана на том, что все соединения, относящиеся к тому или иному классу, проявляют ряд общих свойств. Познакомимся с каждым классом поближе.

Кислоты

Кислоты — электролиты, при диссоциации которых образуются катионы одного типа — катионы водорода H⁺.

К кислотам относят.

• Ковалентные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты) — гидроксиды неметаллов и гидроксиды металлов в степенях окисления +5 и выше.

Примерами таких соединений являются H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄, H₂CrO₄.

• Водные растворы некоторых водородных соединений неметаллов (бескислородные кислоты).

Например, галогеноводородов (HF, HCl, HBr, HI) и сероводорода (H₂S).

Кислоты принято классифицировать по различным признакам, к важнейшим способам классификации можно отнести следующие. 

• По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл. Здесь выделяют одноосновные кислоты (замещаться на металл может 1 атом водорода), двухосновные кислоты (замещаться могут 2 атома водорода) и т.д.

HNO₃, HCl — одноосновные кислоты
H₂SO₄, H₂S — двухосновные кислоты
H₃PO₄ — трехосновная кислота

• По силе. Здесь выделяют сильные и слабые кислоты.

Кроме того, кислоты можно делить по летучести и термической устойчивости.

Наиболее важные моменты, связанные с классификацией кислот, обобщим в таблице.

Кстати, можно отметить, что большинство неорганических кислот растворимы. Редким исключением, относящимся к нерастворимым кислотам, является, например, кремниевая кислота (H₂SiO₃).

Номенклатура кислот

В состав кислот входят атомы водорода и кислотные остатки, так что формулы кислот имеют вид:

H_xY, где Y — кислотный остаток

Названия кислот строятся из двух слов, собственного названия и слова «кислота».
Собственное название кислородсодержащих кислот состоит из русского названия элемента и постфикса, указывающего на степень окисления атома элемента, образующего кислоту.

• -ная(вая) — указывает на высшую степень окисления.

HCl⁺⁷O₄ (хлорная)
H₂S⁺⁶O₄ (серная)
H₃P⁺⁵O₄ (фосфорная) 

• -оватая — указывает на промежуточную степень окисления +5.

HCl⁺⁵O₃ (хлорноватая)

• -истая — указывает на промежуточную степень окисления +3/+4.

HCl⁺³O₂ (хлористая)
H₂S⁺⁴O₃ (сернистая)
H₃P⁺³O₃ (фосфористая)

• -оватистая — указывает на промежуточную степень окисления +1.

HCl⁺¹O₁ (хлорноватистая)
H₃P⁺¹O₂ (фосфорноватистая)

Названия бескислородных кислот (растворов некоторых водородных соединений неметаллов) образуются от названия соответствующего водородного соединения, однако некоторые имеют также тривиальное название.

Формула кислоты	Название кислоты
HF	Фтороводородная (плавиковая)
HCl	Хлороводородная (соляная)
HBr	Бромоводородная
HI	Иодоводородная
H2S	Сероводородная

Способы получения кислот

Одним из способов получения кислородсодержащих кислот является взаимодействие кислотных оксидов с водой. Соответствие оксида и кислоты устанавливается на основании степени окисления центрального атома, она должна быть одинаковой.

S⁺⁶O₃ + H₂O → H₂S⁺⁶O₄

Водородные соединения неметаллов можно получить прямым синтезом.

H₂ + S → H₂S

Химические свойства кислот

Важнейшим химическим свойством кислот является их способность вступать в реакцию нейтрализации с основаниями (и амфотерными гидроксидами). Это реакция ионного обмена, в ходе которой образуются соль и вода.

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O

Аналогично протекает реакция с основными (и амфотерными) оксидами.

H₂SO₄ + Na₂O → Na₂SO₄ + H₂O

Для кислот также характерны реакции ионного обмена с солями, если выполняются условия их протекания:

• образование газа;

Na₂S + 2HCl → 2NaCl + H₂S↑

• выпадение осадка;

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

• образование слабого электролита (например, воды или слабой кислоты).

CH₃COONa + H₂SO₄ → NaHSO₄ + CH₃COOH

Стоит отметить, что не все нерастворимые соли могут вступать в реакцию с кислотами, даже при выполнении вышеуказанных условий. Например, с сильными кислотами не реагируют:

PbS, CuS, HgS, Ag₂S

А вот нерастворимые соли неустойчивых кислот легко реагируют с растворами других кислот:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O
BaSO₃ + 2HCl → BaCl₂ + SO₂↑ + H₂O

Для разбавленных кислот характерно взаимодействие с металлами, представляющее собой окислительно-восстановительными реакции, в ходе которых образуются соль и водород. Условием протекания реакции является достаточная активность металла — с растворами кислот реагируют металлы, расположенные в ряду активности металлов до водорода (активные металлы и металлы средней активности).

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
Cu + HCl -/→

Способен ли желудочный сок растворить металл? Желудочный сок содержит около 0,5% хлороводорода, т.е. по сути является, хоть и разбавленным, но раствором кислоты. Теоретически взаимодействие, а следовательно и растворение металла в желудочном соке возможно, однако из-за низкой концентрации кислоты для растворения даже небольшого кусочка металла потребуется много времени.

Неустойчивые кислоты разлагаются даже при нормальных условиях:

H₂CO₃ → CO₂ + H₂O
H₂SO₃ → SO₂ + H₂O

Кремниевая кислота разлагается при умеренном нагревании:

H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O

Химические свойства кислот могут быть проверены в задании №6 ЕГЭ по химии. Посмотрим на пример.

Задание. В пробирку с твердым веществом X прилили соляную кислоту, при этом отметили выделение бесцветного газа, не имеющего запаха. При добавлении раствора этой же кислоты в пробирку с твердым веществом Y выделился газ с характерным неприятным запахом.Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции.

1) Na₂S
2) Cu
3) CaSO₄
4) Zn
5) NH₄NO₃

В ответ запишите номера выбранных ответов в порядке, соответствующем XY.

Решение. При взаимодействии соляной кислоты и цинка (4) образуется бесцветный газ без запаха — водород.Zn + 2HCl →
ZnCl₂ + H₂↑

Газ с неприятным запахом — сероводород — образуется при взаимодействии соляной кислоты с сульфидом натрия (1).

Na₂S + 2HCl → 2NaCl + H₂S↑

Ответ: 41

Основания и амфотерные гидроксиды

Основания — электролиты, при диссоциации которых образуются анионы одного вида — гидроксид-анионы ОН^—.

При обычных условиях основания и амфотерные гидроксиды — твердые вещества. Их окраска зависит от металла, входящего в состав гидроксида, гидроксиды металлов главных подгрупп бесцветны, а побочных — часто оказываются окрашены.

К основаниям относят:

• Ионные гидроксиды металлов.
  К таким гидроксидам относится большинство гидроксидов металлов в степенях окисления +1 и +2. Например: NaOH, Ca(OH)₂, Cu(OH)₂.
  
  Среди оснований выделяют щелочи — сильные растворимые основания, образованные щелочными и щелочноземельными металлами (металлы IА группы, а также кальций, стронций, барий). Остальные металлы образует нерастворимые основания.
  
  Исключениями здесь являются: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂ и Pb(OH)₂, они относятся к амфотерным гидроксидам.
  
  Нерастворимые гидроксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 также относят к амфотерным гидроксидам. Например: Al(OH)₃, Cr(OH)₃.

• Некоторые соединения, не содержащие атомов металлов, которые в растворе диссоциируют с образованием гидроксид-анионов.
  Примером такого основания является гидрат аммиака NH₃⋅H₂O.

Кроме деления оснований по признакам, указанным выше, их также можно разделить по количеству гидроксильных групп в составе:

• однокислотные основания содержат одну OH-группу;
• двухкислотные основания содержат две OH-группы и т.д.

Номенклатура оснований и амфотерных гидроксидов

Составить формулу гидроксида металла совсем нетрудно, для этого достаточно посмотреть на заряд иона металла и дописать к нему соответствующее количество OH-групп, поскольку гидроксильный анион имеет заряд 1-. Например, катион кальция Ca²⁺ имеет заряд 2+, значит соответствующее основание имеет формулу Ca(OH)₂.

Несложно образуются и названия оснований (и амфотерных гидроксидов). Название состоит из двух слов: из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, если элемент способен проявлять несколько различных степеней окисления в соединении, то ее необходимо указать с помощью римской цифры в круглых скобках, например: 

Fe(OH)₂ — гидроксид железа(II).

Некоторые гидроксиды металлов имеют тривиальные названия:

• NaOH — едкий натр;
• KOH — едкое кали;
• Ca(OH)₂ — гашеная известь.

Способы получения оснований и амфотерных гидроксидов

Наиболее общими способами получения щелочей являются реакции взаимодействия металлов и соответствующих оксидов с водой.

• При взаимодействии щелочного или щелочноземельного металла с водой образуется щелочь и выделяется водород:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

• Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов при взаимодействии с водой образуют щелочи:

Na₂O + H₂O → 2NaOH

Нерастворимые основания нельзя получить в ходе аналогичных реакций, так что их обычно получают при действии растворов щелочей на растворимые соли. В ходе протекающей реакции ионного обмена образуются нерастворимое основание и новая соль:

CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

В ходе такой реакции нельзя получить гидроксид серебра(I), так как он неустойчив и разлагается:

2AgNO₃ + 2NaOH → Ag₂O↓ + 2NaNO₃ + H₂O

На какое свойство щелочей указывает нам сцена из фильма «Бойцовский клуб»? В фильме «Бойцовский клуб» есть сцена, в которой Тайлер оставляет Рассказчику влажный поцелуй на руке, а потом присыпает щелочью, что приводит к химическому ожогу. При этом он говорит, что лучше не пытаться смыть щелочь водой, так как это только усилит реакцию и ухудшит последствия. Действительно, стоит помнить, что растворы щелочей очень едкие, при попадании на кожу они могут вызвать сильные поражения: язву, экзему. При попадании щелочи на руку следует промыть пораженный участок проточной водой, а затем нейтрализовать остатки щелочи разбавленным раствором слабой кислоты, например уксусной.

Химические свойства оснований

Среди свойств оснований особое место занимают кислотно-основные взаимодействия. Основания способны реагировать с кислотами и кислотными оксидами, в таких реакциях образуются соль и вода:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O
2NaOH + N₂O₅ → 2NaNO₃ + 2H₂O

Реакция оснований с кислотами относится к реакциям ионного обмена и называется реакцией нейтрализации.

Также основания способны вступать в реакции ионного обмена с солями. В такие реакции вступают только щелочи и растворимые соли. Для протекания реакции необходимо выполнение хотя бы одного из условий:

• образование осадка:

2NaOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ → 2NaOH + BaSO₄↓

• выделение газа. Важнейшей реакцией с выделением газа является взаимодействие солей аммония со щелочами:

NH₄Cl + NaOH → NH₃↑ + H₂O + NaCl

Щелочи, помимо реакций ионного обмена, способны вступать в окислительно-восстановительные реакции с простыми веществами.
Такие неметаллы как S, P, Cl₂, Br₂ и I₂ диспропорционируют в растворах щелочей.

Кремний растворами щелочей окисляется.

2NaOH + Si⁰ + H₂⁺O → Na₂Si⁺⁴O₃ + 2H₂⁰

Некоторые металлы, гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами, также окисляются растворами щелочей, образуя при этом комплексные соли, если же реакция протекает в расплаве, то образуются средние соли.

2Al + 6NaOH⁺¹ → 2NaAl⁺³O₂ + 2Na₂O + 3H⁰₂
2Al⁰ + 2NaOH + 6H₂⁺O → 2Na[Al⁺³(OH)₄] + 3H₂⁰

Нерастворимые основания термически неустойчивы и при нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду.

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды являются одновременно слабыми основаниями и слабыми кислотами. Их основные свойства проявляются при взаимодействии с кислотами, а кислотные — при взаимодействии с основаниями.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов возможно только с растворимыми кислотами и кислотными оксидами, которым соответствуют сильные кислоты. Реакции, в целом, не отличаются от аналогичных для основных гидроксидов.

Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O
2Al(OH)₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
Cr(OH)₃ + CO₂ -/→

При взаимодействии амфотерных гидроксидов со щелочами и с основными оксидами щелочных и щелочноземельных металлов также образуются соли, но элемент, входящий в состав амфотерного гидроксида, оказывается в составе аниона соли.
При взаимодействии с растворами щелочей образуются комплексные соли:

 Al(OH)₃ + NaOH_(р-р) → Na[Al(OH)₄]

Амфотерных гидроксид	Комплексный анион
Be(OH)2	[Be(OH)4]2-
Zn(OH)2	[Zn(OH)4]2-
Sn(OH)2	[Sn(OH)4]2-
Pb(OH)2	[Pb(OH)4]2-
Al(OH)3	[Al(OH)4]—
Cr(OH)3	[Cr(OH)6]3-

При взаимодействии с расплавами щелочей или основными оксидами при нагревании образуются «обычные» соли:

Al(OH)₃ + NaOH_{(распл.)} → NaAlO₂ + 2H₂O
Al(OH)₃ + Na₂O → NaAlO₂ + H₂O

Амфотерных гидроксид	Анион
Be(OH)2	BeO22-
Zn(OH)2	ZnO22-
Sn(OH)2	SnO22-
Pb(OH)2	PbO22-
Al(OH)3	AlO2—
Cr(OH)3	CrO2—

Соли

Соли — электролиты, состоящие из катиона и аниона. Как правило, катионом является катион металла Me⁺ или аммония NH₄⁺, а анионом — кислотный остаток.

Выделяют следующие классы солей.

1. Средние соли. Продукт полного замещения атомов водорода кислоты на катионы или гидроксильных групп основания на кислотный остаток.
   Например, NaCl, CuSO₄, KNO₃.

2. Кислые соли. Продукты неполного замещения атомов водорода кислоты (которые могут быть замещены) на катионы.
   Например, Ca(HCO₃)₂, Na₂HPO₄.

3. Основные соли. Продукты неполного замещения гидроксильных групп основания на кислотный остаток.
   Например, MgOHCl, Fe(OH)₂NO₃.

4. Комплексные соли. Соединения сложного строения, содержащие комплексный катион или анион. Комплексный ион, как правило, состоит из иона металла связанного с лигандами — молекулами или другими ионами.
   Например, Na[Al(OH)₄], [Cu(NH₃)₄]SO₄.

Кроме выделения таких типов солей можно отдельно выделить бескислородные соли — бинарные соединения металлов и неметаллов (NaCl, CaS и т.д.) и кислородсодержащие соли — производные кислородсодержащих кислот (Na₂SO₄, KNO₃ и т.д.)

Номенклатура солей

Формулы солей составляют из формул катиона и аниона, взятых в таком отношении, чтобы суммарный заряд был равен 0. Например, соль, составленная из катиона алюминия Al³⁺ и сульфатного аниона SO₄^2-, будет иметь вид Al₂(SO₄)₃.

Названия солей, в свою очередь, образуются из названий аниона и катиона в указанном порядке. В конце, если это необходимо, римскими цифрами в круглых скобках указывается степень окисления металла в катионе.

[анион] [катион](ст.окисл.)

Названия бескислородных анионов построены из латинского названия элемента с постфиксом -ид.

FeCl₃
хлорид железа(III)

Названия кислородсодержащих анионов построены из латинского названия элемента, а также префикса и постфикса, указывающих на степень окисления центрального атома.

• Пер-…-ат — используется для высшей степени окисления, если элемент образует кислородсодержащие анионы в четырех различных степенях окисления.

NaCl⁺⁷O₄
перхлорат натрия

• …-ат — используется для высшей степени окисления, если элемент образует кислородсодержащие анионы меньше, чем в четырех различных положительных степени окисления. Также используется для второй по величине степени окисления в случае четырех различных.

Na₂S⁺⁶O₄
сульфат натрия

NaCl⁺⁵O₃
хлорат натрия

Следующие префиксы и постфиксы идут в порядке уменьшения степени окисления.

• …-ит 

Na₂S⁺⁴O₃
сульфит натрия

NaCl⁺³O₂
хлорит натрия

• Гипо-…-ит

NaCl⁺¹O
гипохлорит натрия

Формулы и названия наиболее важных кислотных остатков представлены в таблице.

Формула кислотного остатка	Название кислотного остатка
ClO4—	Перхлорат
ClO3—	Хлорат
ClO2—	Хлорит
ClO—	Гипохлорит
SO42-	Сульфат
SO32-	Сульфит
NO3—	Нитрат
NO2—	Нитрит
PO43-	Фосфат
CO32-	Карбонат
SiO32-	Силикат

Названия кислых солей образуются от названия средней соли путем добавления приставки гидро- (и греческого числительного, если это необходимо).

Na₂HPO₄
гидрофосфат натрия

NaH₂PO₄
дигидрофосфат натрия

Названия кислых солей образуются от названия средней соли путем добавления приставки гидроксо- (и греческого числительного, если это необходимо).

CaOHCl
гидроксохлорид кальция

Al(OH)₂NO₃
дигидроксонитрат алюминия

Изучение полных правил номенклатуры комплексных соединений заняло бы у нас слишком много времени, посмотрим на номенклатуру наиболее важных в рамках подготовки к ЕГЭ комплексных соединений — гидроксокомплексов.

Название таких соединений, в целом, строится так же, как название солей, особенности имеются только в названии комплексного аниона. Рассмотрим на примере:

Na[Al(OH)₄]

Называем анион:

• Смотрим на количество гидроксильных групп, их четыре, так что пишем «тетра-».
• Указываем на гидроксогруппы с помощью слова «гидроксо».
• Далее идет латинское название центрального атома с постфиксом -ат (и его степень окисления, если это необходимо) — «алюминат»
• Наконец, называем катион — «натрия».

Na[Al(OH)₄]
тетрагидроксоалюминат натрия

Способы получения солей

С получением солей все просто — соли получаются в реакциях между основаниями и кислотами, основными и кислотными оксидами, кислотами и металлами и т.д. Получение кислот из различных классов неорганических соединений отражено на схеме.

Кислые соли можно получить из основных (амфотерных) оксидов, оснований (амфотерных гидроксидов) и избытка кислоты или при действии кислот на соответствующие средние соли.

NaOH + H₂SO_{4 (изб.)} → NaHSO₄ + H₂O
Na₂SO₄ + H₂SO₄ → 2NaHSO₄

Основные соли можно получить аналогичным образом, но с использованием оснований.

HCl + Ca(OH)_{2 (изб.)} → CaOHCl + H₂O
CaCl₂ + Ca(OH)₂ → 2CaOHCl

Гидроксокомплексы можно получить при действии щелочей на амфотерные оксиды и гидроксиды или соответствующие металлы.

 Al(OH)₃ + NaOH _(р-р) → Na[Al(OH)₄]
2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

Химические свойства солей

Важнейшим типом реакций для солей являются реакции ионного обмена с кислотами, основаниями и другими солями, если выполняются условия протекания реакций ионного обмена.

• Выделение газа:

Na₂S + 2HCl → 2NaCl + H₂S↑

• Образование осадка:

Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaNO₃

• Образование слабого электролита:

CH₃COONa + HCl → CH₃COOH + NaCl

Подробнее об этом можно почитать в статье «Реакции ионного обмена».

Для солей металлов характерен и один вид окислительно-восстановительных реакций. Более активные металлы способны вытеснять менее активные из растворов их солей.

Железо «сильнее» меди, вытесняет ее из соли.

Fe + Cu(NO₃)₂ = Fe(NO₃)₂ + Cu

А вот металлический никель вытеснить натрий из раствора соли не способен.

NaCl + Ni -/→

Знания классификации и номенклатуры важнейших неорганических веществ проверяются в задании №5 ЕГЭ по химии. Разберемся на примере.
Задание. Среди предложенных формул веществ, расположенных в пронумерованных ячейках, выберите формулы: А) кислой соли; Б) кислотного гидроксида; В) комплексной соли.

В ответ запишите номера выбранных ответов в порядке соответствующем АБВ.

Решение.
А) Кислая соль должна содержать кислотный остаток, в котором не все атомы водорода замещены на металл — ответ 5 — KHSO₃.
Б) Кислотные гидроксиды — это кислородсодержащие кислоты, кислотой является HMnO₄. Ответ 8.
В) Комплексные соли — соли, содержащие комплексный катион или анион. При записи формулы комплексный ион выделяется с помощью квадратных скобок. Комплексной солью является вещество под номером 2 — K₃[Cr(OH)₆].

Ответ: 582

Вот и все, мы вспомнили и обобщили свойства важнейших классов неорганических соединений. Свойства кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей достаточно похожи, все они вступают в реакции ионного обмена и у каждого есть «свой» вид ОВР. Главное — не забывать, что не все реакции идут, обязательно проверять реагенты и продукты на растворимость, а также не забывать смотреть на ряд активности металлов. Кстати, у солей есть еще одно интересное свойство, про которое мы сегодня не поговорили, но о котором можно узнать в статье «Гидролиз солей». 

Фактчек

• Основания — электролиты, при диссоциации которых образуются анионы одного типа — гидроксильные анионы OH^—. 
• Амфотерные гидроксиды — гидроксиды металлов в степенях окисления +3 и +4, а также: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂.
• Кислоты — электролиты, при диссоциации которых образуются катионы одного типа — катионы водорода H⁺. 
• Соли — сложные вещества, которые состоят из металла и кислотного остатка.
• Свойства кислот, оснований и солей достаточно похожи. Главное — не забывать, что не все реакции идут, обязательно сверять реагенты и продукты на растворимость, а также не забывать смотреть на ряд активности металлов.
• Важнейшие классы неорганических соединений связаны друг с другом генетической связью.

Проверь себя

Задание 1.
С каким из веществ вступает в реакцию гидроксид натрия?

1. Галогенами
2. Натрием
3. Медью
4. Оксидом кальция

Задание 2.
С каким типом веществ вступают в реакцию нерастворимые карбонаты?

1. Нерастворимыми основаниями
2. С растворимыми сильными кислотами
3. С неметаллами
4. Со щелочами

Задание 3.
В ходе какого взаимодействия можно получить комплексную соль?

1. Щелочи и амфотерного гидроксида
2. Кислоты и амфотерного оксида
3. Амфотерного оксида и воды
4. Основного оксида и воды

Задание 4.
Какое взаимодействие относится к реакциям нейтрализации?

1. Гидроксида алюминия и гидроксида натрия
2. Гидроксида кальция и серной кислоты
3. Карбоната кальция и раствора углекислого газа
4. Соляной кислоты и цинка

Ответы:1. — 1; 2. — 2; 3. — 1; 4. — 2.