Оксиды, соли и гидроксиды — три большие группы неорганических веществ, между которыми возможны разнообразные химические взаимодействия. Для уверенного решения задач 9 класса важно научиться классифицировать вещества, предсказывать продукты реакций и проверять их осуществимость по признакам: растворимость, образование газа, осадка или слабого электролита. Ниже мы разберем, как «видят» друг друга различные классы веществ, по каким правилам протекают реакции между оксидом и кислотой/основанием, между гидроксидом и кислотой/солью, а также какие особенности есть у амфотерных оксидов и гидроксидов. В конце вы найдете пошаговый алгоритм решения типовых заданий и проработанные примеры с уравнениями, как на уроке у учителя.

Для начала напомним классификацию. Оксиды — это бинарные соединения элемента с кислородом. Они бывают основные (обычно оксиды металлов с низкой степенью окисления, например CaO, CuO), кислотные (обычно оксиды неметаллов, например SO2, CO2, P2O5), а также амфотерные (ZnO, Al2O3, BeO), которые проявляют и кислотные, и основные свойства. Гидроксиды — это основания вида Me(OH)n; растворимые основания называют щелочами (NaOH, KOH, Ba(OH)2), нерастворимые часто образуют осадки. Соли — продукты замещения в кислотах водорода на металл. Они бывают средними (Na2SO4), кислыми (NaHCO3), основными (Cu2(OH)2CO3) и двойными. Зная природу частиц и их свойства, легко предсказать, какие реакции между ними возможны.

Взаимодействия оксидов с водой и кислотами/основаниями — фундамент темы. Кислотные оксиды при взаимодействии с водой образуют кислоты: SO3 + H2O → H2SO4, P2O5 + 3H2O → 2H3PO4. При этом важно помнить об исключениях: SiO2 с водой не реагирует. Основные оксиды некоторых металлов с водой дают щелочи: Na2O + H2O → 2NaOH, CaO + H2O → Ca(OH)2 (реакция «гашения извести»). Амфотерные оксиды с водой обычно не взаимодействуют, зато активно реагируют с кислотами и щелочами. Классические реакции обмена: основный оксид + кислота → соль + вода (CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O), кислотный оксид + щелочь → соль + вода (SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O; при избытке SO2: SO2 + NaOH → NaHSO3). Именно образование воды и/или труднорастворимой соли служит «движущей силой» таких процессов.

Теперь о амфотерных оксидах и гидроксидах. Они реагируют и с кислотами, и с щелочами, образуя комплексные соли. Примеры: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]. Аналогично ведут себя Al2O3 и Al(OH)3: Al(OH)3 выпадает в осадок из раствора солей алюминия при добавлении щелочи, но в избытке щелочи растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината: Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]. В задании важно указывать условия: «при избытке щелочи» или «в присутствии избытка кислоты», поскольку от этого зависят продукты (например, Na2SO3 против NaHSO3). Эти особенности — ключ к правильному решению задач на реакции гидроксидов и оксидов с веществами двойственной природы.

Нейтрализация и реакции гидроксидов с кислотами — классическая пара. Общее уравнение: кислота + основание → соль + вода. Примеры: 2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O; Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O. Если кислота многоосновная, важно правильно расставить коэффициенты, учитывая число протонов. В лаборатории часто рассматривают взаимодействие кислотных оксидов с щелочами в воде как аналог нейтрализации: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O (помутнение известковой воды — качественная реакция на диоксид углерода). При избытке CO2 образуется растворимая гидрокарбонатная соль: CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2. Эти реакции демонстрируют зависимость продукта от соотношения реагентов и иллюстрируют принцип ступенчатого нейтрализования.

Очень важны реакции гидроксидов с солями (обменные реакции в растворе). Они идут, если образуется осадок, газ или слабый электролит. Для прогнозирования нужно помнить основные правила растворимости:

• Все нитраты (NO3-) растворимы.
• Соли Na+, K+, NH4+ растворимы.
• Большинство хлоридов растворимы, исключения: AgCl, PbCl2 (малорастворим), Hg2Cl2.
• Сульфаты в основном растворимы, но BaSO4, PbSO4, SrSO4 — практически нерастворимы; CaSO4 — слаборастворим.
• Карбонаты и фосфаты большинства металлов нерастворимы, кроме Na+, K+, NH4+.
• Гидроксиды: NaOH, KOH, Ba(OH)2 — растворимы; Ca(OH)2 — слаборастворим; большинство остальных гидроксидов — нерастворимы и выпадают в осадок.

Используя эти правила, легко предсказать, что при смешении растворов солей железа(III) и щелочи выпадет бурый осадок: FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl. Для цинка сначала выпадает Zn(OH)2, но в избытке щелочи он растворится: ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2↓ + Na2SO4, затем Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]. Такие задачи проверяют понимание двойной природы амфотерных гидроксидов. Отдельно обратите внимание на случаи с выделением газа: Na2CO3 + HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑; Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + SO2↑. Газ и осадок — признаки протекания реакции и «движущая сила», удерживающая равновесие в сторону продуктов.

Реакции между оксидом и солью встречаются реже, но они важны. Основный оксид может вытеснять аммиак из аммонийных солей: CaO + 2NH4Cl → CaCl2 + 2NH3↑ + H2O (CaO — сильное основание в твёрдом состоянии, связывает воду). Кислотные оксиды способны реагировать с солями слабых кислот при нагревании: SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2↑ (важный процесс стекловарения); P2O5 в присутствии щелочи приводит к образованию фосфатов. Эти примеры показывают, что роль оксида как «ангидрида» кислоты или основания проявляется не только в воде, но и в реакциях с солями при нагревании, где уходящий газ (CO2) уводит равновесие.

Отдельный блок — гидролиз солей, то есть взаимодействие солей с водой. Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой (например, Na2CO3, CH3COONa), раствор имеет щелочную среду, потому что анион слабой кислоты связывает протоны воды (CO3 2- + H2O ⇄ HCO3- + OH-). Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой (NH4Cl, AlCl3), среда кислая (NH4+ + H2O ⇄ NH3·H2O + H3O+). Если оба компонента слабые (CH3COONH4), характер среды определяется сравнительной силой кислот и оснований. Понимание гидролиза помогает объяснять, почему некоторые реакции солей и гидроксидов идут самопроизвольно (например, осаждение гидроксидов из солей Fe3+ в воде при слегка щелочной реакции среды).

Чтобы уверенно решать задачи на реакции между оксидами, солями и гидроксидами, используйте алгоритм.

1. Классифицируйте вещества: оксид (основной, кислотный, амфотерный), соль (растворимость, тип), гидроксид (щелочь или нерастворимый).
2. Определите возможный тип реакции: нейтрализация (основание + кислота), взаимодействие кислотного оксида со щелочью, взаимодействие основного оксида с кислотой, обмен между солью и щелочью, реакция амфотерного соединения с щелочью/кислотой, газо- и осадкообразование.
3. Проверьте «движущую силу»: образуется ли осадок (по правилам растворимости), газ (CO2, SO2, NH3), или слабый электролит (H2O).
4. Запишите молекулярное уравнение, затем — при необходимости — полное и сокращённое ионное уравнение, чтобы увидеть, какие ионы реально взаимодействуют.
5. Сбалансируйте уравнение по атомам и зарядам; учитывайте многоосновность кислот и валентность ионов.
6. Уточните условия: раствор или расплав, нагревание, избыток одного из реагентов. Это часто влияет на продукт (например, Na2SO3 против NaHSO3; CaCO3 против Ca(HCO3)2).
7. Сделайте качественный вывод: будет ли наблюдаться осадок, выделение газа, изменение pH, изменение окраски индикатора.

Разберем типовые примеры подробно, «как на доске».

Пример 1. Реакция основного оксида с кислотой. Задано: CuO и H2SO4 (раствор). Шаг 1: CuO — основной оксид, H2SO4 — кислота, значит ожидаем соль и воду. Шаг 2: Продукты: CuSO4 и H2O. Шаг 3: Уравнение: CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O. Коэффициенты уже равны. Шаг 4: Ионное уравнение (сокращённое): CuO (тверд.) + 2H+ → Cu2+ + H2O. Наблюдение: раствор окрашивается в голубой цвет (CuSO4).

Пример 2. Кислотный оксид со щелочью. Дано: SO2 пропускают через раствор NaOH. При эквимолярном соотношении: SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O. При избытке SO2: 2NaOH + 2SO2 → 2NaHSO3. Ключ: указать условие — от него зависит солевой состав. Ионно: SO2·H2O ⇄ HSO3- + H+; далее нейтрализация H+ и связывание HSO3-.

Пример 3. Амфотерный гидроксид и щелочь. Смесь ZnSO4 и избыток NaOH. Шаги: сначала обмен с осаждением: ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2↓ + Na2SO4. Далее растворение осадка в избытке щелочи: Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]. Сокращённое ионное: Zn(OH)2 + 2OH- → [Zn(OH)4]2-. Наблюдение: сначала белый осадок, затем растворение.

Пример 4. Гидроксид и соль: осаждение. Дано: FeCl3 + NaOH (растворы). Проверяем растворимость: Fe(OH)3 — нерастворим. Реакция: FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl. Ионно: Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3↓. Признак: бурый гелеобразный осадок.

Пример 5. Известковая вода и CO2. Раствор Ca(OH)2 используют для выявления CO2. Уравнение: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O (помутнение). При избытке CO2: CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2 (помутнение исчезает — «растворение» осадка). Эти два уравнения часто встречаются в цепочках превращений и демонстрируют обратимость при изменении соотношения реагентов.

Пример 6. Оксид и соль при нагревании. Плавка песка с содой: SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2↑. «Движущая сила» — выделение газа и образование термодинамически устойчивого силикатоаниона. Это реакция из стекловаренного производства, показывающая практическую значимость взаимодействий оксидов и солей.

Пример 7. Многоосновная кислота и оксид. Реакция фосфорной кислоты и оксида кальция. Сначала образуются кислые соли при недостатке CaO, а при избытке основания — средняя соль: 3CaO + 2H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 3H2O. Если CaO меньше, возможен CaHPO4. Решая задачи, указывайте «избыток/недостаток», чтобы корректно указать состав соли.

Пример 8. Соль и кислота с выделением газа. Реакция карбоната с сильной кислотой: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑. Ионно: CO3 2- + 2H+ → H2O + CO2↑. Это типичный тест на карбонаты: выделяется бесцветный газ, который мутнит известковую воду.

Отдельно стоит упомянуть важные качественные реакции, используемые для подтверждения продуктов ионий. Для CO2 — «известковая вода» (Ca(OH)2). Для SO2 — обесцвечивание раствора бромной воды и специфический запах, а также образование сульфитов в щелочной среде. Для NH3, выделяющегося при нагревании аммонийных солей с основаниями или оксидами-основаниями (CaO), — резкий запах, щелочная реакция влажной лакмусовой бумаги. Для SO4 2- — осаждение с BaCl2: BaSO4↓ (не растворяется в кислотах). Эти признаки помогают «увидеть» ход реакций между солью и гидроксидом, оксидом и щелочью, подтвердить образование нужной соли.

Полезно уметь переходить к ионным уравнениям, чтобы анализировать суть процесса. Алгоритм: записать полное молекулярное уравнение, разложить растворимые сильные электролиты на ионы, сократить одинаковые ионы по обе стороны. Например, для FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3 + 3NaCl получаем: Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl-, после сокращения остаётся: Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3↓. Так вы убеждаетесь, что именно образование малорастворимого гидроксида «ведёт» реакцию.

Несколько «подводных камней» и советов учителя. Во-первых, не все оксиды активны в обычных условиях: SiO2 не реагирует с водой и разбавленными кислотами, но взаимодействует со щелочами и с содой при нагревании. Во-вторых, следите за степенями окисления: CuO — основный оксид, а Cu2O тоже основный, но реакции могут различаться по стехиометрии. В-третьих, указывайте условия (нагрев, избыток реагента, среда), иначе ответ может быть неполным. В-четвертых, помните про термическую неустойчивость гидроксидов некоторых металлов: при нагревании разлагаются на оксид и воду (например, Cu(OH)2 → CuO + H2O), что используется в задачах-цепочках. Наконец, не путайте «косвенную» нейтрализацию: кислотный оксид + щелочь — это тоже по сути нейтрализация, только «через ангидрид» кислоты.

Практическая значимость изучаемых процессов огромна. Производство стекла и цемента — это реакции оксидов с солями и гидроксидами при высоких температурах. Очистка дымовых газов на ТЭЦ идёт через поглощение кислотных оксидов SO2 и CO2 растворами щелочей (NaOH, Ca(OH)2). В водоподготовке и аналитической химии реакции осаждения гидроксидов широко применяются для удаления ионов металлов и их обнаружения. В быту поглощение запахов нашатырём (NH3) связывается с его основными свойствами, а домашний опыт «мутнения известковой воды» демонстрирует присутствие CO2 в выдыхаемом воздухе.

Итог. Чтобы успешно решать задачи по теме реакции между оксидами, солями и гидроксидами, держите в голове три опоры: классификация веществ, «движущая сила» обменных процессов (осадок, газ, вода) и условия протекания реакции. Тренируйтесь записывать молекулярные и ионные уравнения, учитывайте растворимость и амфотерность. Тогда любая комбинация — будь то кислотный оксид с щелочью, основной оксид с кислотой, гидроксид с солью или соль с кислотой — перестанет быть загадкой, а станет задачей с понятным, обоснованным решением.