Таблица химических реакций для егэ

Таблицы качественных реакций

21-Дек-2013 | комментариев 9 | Лолита Окольнова

Вопросы части С объединяют знание всех тем химии. В случае Задания С2 ЕГЭ по химии — знание всех классов неорганических веществ и их качественных реакции.

Дается конкретный химический эксперимент, ход которого нужно описать химическими реакциями.

Для таких реакции обычно предлагаются какие-то внешние проявления — выделения газа, выпадение осадка или изменение окраски раствора.

Таблица качественных реакций для газов

Таблица качественных реакций для щелочных металлов:

Т.к. все соединения щелочных металлов хорошо растворимы в воде, то их определяют по цвету пламени:

(указан так же цвет пламени некоторых щелочно-земельных металлов)

Таблица качественных реакций

— цвета осадков

Обсуждение: «Таблицы качественных реакций»

(Правила комментирования)

Муниципальное автономное общеобразовательное учреждение

средняя общеобразовательная школа №9

Таблицы и схемы по химии

при подготовке к ЕГЭ.

учитель химии МАОУ СОШ №9

Моргунов Н.М.

ст. Темиргоевская 2018г.

Используемая литература:

1. Н.Е.Кузьменко, В.В.Ерёмин, В.А.Попков «Начала химии». Со-временный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: «Экзамен», 2001г.

2. А.И.Артёменко «Органическая химия». Учебник для строит. спец. вузов. – М.: «Высшая школа», 1994г.

3. А.С.Егоров, Г.Х.Аминова «Экспресс-курс неорганической и органической химии. Для поступающих в ВУЗы.» — Ростов-на-Дону: «Феникс», 2002г.

4. А.С.Егоров «Химия в 400-х вопросах и ответах». (Пособие для учащихся и абитуриентов). Ростов-на-Дону: «Феникс», 2001 г.

5. А.С.Егоров «Как сдать ЕГЭ по химии на 100 баллов». – Ростов-на-Дону: «Феникс», 2003г.

6. И.А.Фрейфельд «Общая химия». Пособие для абитуриентов и старшеклассников. М.: «Московский лицей», 1996г.

7. И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская «Переходные элементы и их соединения». Пособие для старшеклассников и абитуриентов. – Краснодар: «Советская Кубань», 2006г.

8. И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская «Органическая химия 11 класс». Учебник для общеобразовательных учреждений. – М.: «Образование», 2005г.

9. И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская «Химия. 10 класс». Учебник для общеобразовательных учреждений. – М.: «Оникс» «Мир и Образование», 2006г.

Тепловой эффект растворения веществ:

газы CO₂

кислоты H₂SO₄

щёлочи NaOH

соли:

CuSO₄

FeSO₄

ZnSO₄

Na₂SO₄

Na₂CO₃

AlCl₃

AgNO₃

NaCl

NaNO₃

KNO₂

NH₄NO₃

CuSO₄ ^. 5H₂O FeSO₄ ^. 7H₂O } купоросы

ZnSO₄ ^. 7H₂O

Na₂SO₄ ^. 10H₂O кристаллическая сода

Na₂СO₃ ^. 10H₂O Глауберова соль

AlCl₃^. 6H₂O

Тепловой эффект химических реакций:

экзотермические (+Q)

эндотермические (-Q)

а) соединения искл. N₂ + O₂ = 2NO — Q

б) нейтрализации

в) замещения

г) овр

а) разложения

искл. 2H₂O₂ = 2H₂O + O₂ + Q

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ +4H₂O + Q

б) гидролиз

Механизмы органических реакций:

радикальный

( hv, t, H₂O₂ )

ионный

1) Замещение:

а) предельных у/в

_hv

CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl

б) непредельных у/в ( у α-атома) – р-ция Львова.

_hv

CH₂=CH-CH₃ + Cl₂ → CH₂=CH-CH₃ + HCl

в) ароматических у/в ( в боковой цепи)

_{t, hv}

С₆Н₅-СН₂-СН₃ + Cl₂ → C₆H₅—CHCl—CH₃ + HCl

2) Присоединение : a) непредельных у/в против правила Марковникова:

_{H2 O 2}

CH₃ –CH =CH₂ + HCl → CH₃-CH₂-CH₂Cl

б) ароматических у/в

_hv

C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₆Cl₆

3) Полимеризация:

n СН₂=СН₂ → (-СН₂-СН₂— )_n

4) Горение, окисление:

_t

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

1) Замещение в бензольном кольце:

_{FeCl3 , t}

С₆Н₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

_{H2SO4k, t}

C₆H₆ + HNO₃ → C₆H₅-NO₂ + H₂O

2) Присоединение непредельных у/в ( кроме гидрирования):

CH₃-CH=CH₂ + HCl → CH₃-CHCl-CH₃

3) Полимеризация ( в присутствии катализатора)

_O2

n CH₂=CH₂ → (-CH₂-CH₂)_n

_H2SO4

n CH₂=C-CH=CH₂ → (-CH₂-C=CH-CH₂-)_n

| |

CH₃ CH₃

Периодический закон и периодическая система.

№ периода = числу электронных слоёв

№ группы = числу (внешних) валентных электронов (для главных подгрупп)

F He

электроотрицательность радиус атомов ув.

ув.

Fr

F

неметаллические и металлические и

окислительные свойства восстановительные свойства

ув.

ув.

Fr

HF – самое устойчивое летучее водородное соединение

HClO₄ – самая сильная кислородсодержащая кислота

FrOH HI – самая сильная бескислородная кислота

самое сильное основание

внешние

s, p — элементы

валентные внешние S и предвнешние d ( кроме Zn, Cd, Hg ) d — элементы

электроны

внешние S , предвнешние d и 3-й снаружи f f — элементы

Химическое равновесие.

υ прям.= υ обратн. ( при данных условиях )

_{υ пр} [HI]²

H₂ + I_{2( пар)} 2 HI _{( г)} K_равн = не зависит от концентрации и kat.

υ _обр [H₂] ^. [I₂] ( зависит от t и природы реагиру-

ющих веществ )

[CO]

CO_{2 (г)} + C_(т) 2CO_(г) K_равн = закон действующих масс для обратимых реакций

[CO₂]

Факторы смещения хим. равновесия ( принцип Ле-Шателье) :

1) Изменение концентрации ( кроме тв. веществ) : ув. исх.

ув. продукты

2) Изменение температуры : ув. t — Q

ум. t +Q

3) Изменение давления ( для газов ) : 4 моль 2 моль

ум. Р ув. Р

H_{2 (Г)} + I_{2 (Г)} 2HI_(Г) => P не влияет

2 моль 2 моль

Катализатор на смещение равновесия не влияет.

Смещение равновесия при диссоциации:

разбавление , связывание одного из ионов → (н: NaOH )

CH₃COOH C H₃COO^— + H⁺

← ув. концентрации, введение одноимённых ионов (н: CH₃COONa, HCl)

Смещение равновесия гидролиза:

Разбавление, нагревание, связывание одного из ионов → ( н: NH₄Cl => H⁺ )

Na₂CO₃ + HOH NaHCO₃ + NaOH – Q

CO₃^{2 −} + HOH HCO₃^— + OH^—

← ув. концентрации, охлаждение, введение одноимённых ионов (н: K₂S => OH^— )

Скорость химической реакции.

нет поверхности раздела гомогенные υ = ⁺_{_} Δν / v ^. Δτ

ж + ж, г + г

υ_ср. = ⁺_{_} Δ С / Δ τ ; [ моль/ л ^. сек ]

Реакции –

есть

т + ж, т + г, т + т гетерогенные υ = ⁺_{_} Δ ν / s ^. Δτ

Факторы, влияющие на скорость:

1) Концентрация : чем > С , тем > υ

ув.Р _{( для газов)} ум. V

N₂ + 3H₂ = 2NH₃υ = k [ N₂ ] ^. [ H₂ ] ³ — кинетическое уравнение закона действующих масс

4Al _(тв.)+ 3O_2(г) = 2Al₂O₃υ = k [ O₂ ] ³ — твёрдые не входят ( для гетерогенных реакций)

Fe _{порошок} + CuSO_{4 10%} > Fe _{порошок} + CuSO_{4 4%} > Fe _гвоздь + CuSO_{4 4%}

2) Температура: при повышении t на каждые 10⁰υ ув. в 2-4 раза ( правило Вант-Гоффа ) , т.к.

ув. число активных частиц (способных преодолеть Е_акт. )

_{t2 — t 1}

₁₀

υ _t2 = γ

υ _t1

3) Природа реагирующих веществ:

а) υ в-в с ионной и полярной ков. связью > υ в-в с неполярной или малополярной связью

н/о Zn + HCl = > органические Zn + CH₃COOH =

б) активность металлов Mg + HCl > Fe + HCl неметаллов F₂ + H₂ > I₂ + H₂

K + H₂O > Li + H₂O _(взрыв)

4) Площадь поверхности (для твёрдых в-в) : чем > S _{поверн.} , тем > υ

Al _{порошок} горит, Al _ложка нет

5) Катализатор – в-во, изменяющее υ , но не расходующееся ^{+ Е}_акт. ↓

^{— ↑}

_NO(г)

гомогенный ( kat и реаг. в-ва в одной фазе ) 2SO_{2 (г)} + O_{2 (Г)} = 2SO₃ катализ _Fe(ТВ.)

гетерогенный (в разных) N_{2 (Г)} + 3H_{2 (Г)} = 2NH₃

каталитические яды

В-ва

промоторы

Разрушение комплексных солей и солей анионного типа:

1) Na₂[ Zn(OH)₄ ] + 2HCl _нед. = Zn(OH)₂ ↓ + 2NaCl + 2H₂O

Na₂[ Zn(OH)₄ ] + 4HCl _изб. = 2ZnCl₂ +2NaCl + 4H₂O

2) Na₃[ Al(OH)₆ ] + 3H₂CO₃ = Al(OH)₃↓ + 3NaHCO₃ + 3H₂O

Na₃[ Al(OH)₆ ] + 3H₂S = Al(OH)₃↓ + 3NaHS + 3H₂O

3) Na[ Al(OH)₄ ] + CO₂ = Al(OH)₃ ↓ + NaHCO₃

Na₃[ Cr(OH)₆ ] + 3SO₂ = Cr(OH)₃↓ + 3NaHSO₃

4) Na₃[ Cr(OH)₆ ] + FeCl₃ = Cr(OH)₃↓ + Fe(OH)₃ + 3NaCl

3Na[Al(OH)₄ ] + AlCl₃ = 4Al(OH)₃↓ + 3NaCl

5) 2Na₃[ Cr(OH)₆ ] + 3H₂O₂ = 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 8H₂O

_t

6) Na[ Al(OH)₄ ] = NaAlO₂ + 2H₂O

_t

Na₂[ Zn(OH)₄ ] = ZnO + H₂O + NaOH

7) 2Na[ Cr(OH)₄ ] + 3Br₂ + 8NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 8H₂O

Na₂ZnO₂ + 2HCl _нед.= Zn(OH)₂↓ + 2NaCl

Na₂ZnO₂ + 4HCl _изб.= ZnCl₂ + 2NaCl + 2H₂O

NaAlO₂ + HCl _нед.+ H₂O = Al(OH)₃↓ + NaCl

NaAlO₂ + 4HCl _изб.= AlCl₃ + NaCl + 2H₂O

Образование комплексных солей и солей анионного типа:

а) в растворах:

1) NaOH + Al(OH)₃ = Na[ Al(OH)₄ ] или 3NaOH + Al(OH)₃ = Na₃[ Al(OH)₆ ]

OH^— + Al(OH)₃ = [ Al(OH)₄ ] ^— 3OH^— + Al(OH)₃ = [ Al(OH)₆ ]^3-

2) 2NaOH + Al₂O₃ + 3H₂O = 2Na[ Al(OH)₄ ] — тетрагидроксоалюминат

3) 2NaOH + 2Al + 6H₂O = 2Na[ Al(OH)₄ ] + 3H₂↑

4) 4NaOH + AlCl₃ = Na[ Al(OH)₄ ] + 3NaCl

Na[ Cr(OH)₄ ] ; Na₃[ Cr(OH)₆ ] ; Na[ Fe(OH)₄ ] ; Na₃[ Fe(OH)₆ ]

тетрагидроксохромат гексагидроксохромат тетрагидроксоферрат гексагидроксоферрат

1) 2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂[ Zn(OH)₄ ] — тетрагидроксоцинкат

2OH^— + Zn(OH)₂ = [ Zn(OH)₄ ]^2-

2) 2NaOH + ZnO + H₂O = Na₂[ Zn(OH)₄ ]

3) 2NaOH + Zn + 2H₂O = Na₂[ Zn(OH)₄ ] + H₂↑

4) 4NaOH + ZnCl₂ = Na₂[ Zn(OH)₄ ] + 2NaCl

Na₂[ Be(OH)₄ ] ; Na₂[ Sn(OH)₄ ] ; Na₂[ Pb(OH)₄ ]

тетрагидроксобериллат тетрагидроксостаннит тетрагидроксоплюмбит

_{t t}

слабоамфотерные : Fe(OH)₃ + NaOH_конц = Na[ Fe(OH)₄ ] ; Cu(OH)₂ + 2NaOH_{конц >40%} = Na₂[ Cu(OH)₄ ]

б) в расплавах:

Zn(OH)₂ <=> H₂ZnO₂ ; Al(OH)₃ <=> H₃AlO₃ – ортоалюминиевая кислота

HAlO₂ – метаалюминиевая кислота

_t

2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂ZnO₂ + H₂O

цинкат

_tt

NaOH + Al(OH)₃ = NaAlO₂ + 2H₂O 3NaOH + Al(OH)₃ = Na₃AlO₃ + 3H₂O

метаалюминат ортоалюминат

Na₂BeO₂ ; Na₂SnO₂ ; Na₂PbO₂ ; Na₂CuO₂

бериллат станнит плюмбит купрат (II)

NaCrO₂ ; NaFeO₂ ; Na₂FeO₄

метахромат феррат (III ) феррат ( VI )

Именные реакции:

_t

1) Коновалова (нитрование): CH₄ + HO—NO_{2 разб} → CH₃—NO₂ + H₂O

_t

2) Вюрца: CH₃-Br + 2Na + Br-CH₃ → CH₃-CH₃ + 2NaBr

Cl CH₃

3) Вюрца—Фиттига: _t

+ 2Na + Cl-CH₃ + 2NaCl

_{эфир t}

4) Гриньяра: CH₃Cl + Mg → CH₃-Mg-Cl ; CH₃-Mg-Cl + Cl-CH₂-CH₃ → CH₃-CH₂-CH₃ + MgCl₂

_t

5) Дюма (декарбоксилирование): CH₃-COONa + NaOH → CH₄ + Na₂CO₃

_KMnO4

6) Вагнера: CH₂=CH₂ + [O] + H₂O → CH₂-CH₂

| |

OH OH

3CH₂=CH₂ + 2KMnO₄ + 4H₂O → 3 CH₂-CH₂ + 2MnO₂↓ + 2KOH

| |

OH OH

_{ZnO, Al2O3}

7) Лебедева: 2C₂H₅OH ^t CH₂=CH-CH=CH₂ + 2H₂O + H₂↑

_{t, Cr2O3, Al2O3}

Бызова: CH₃-CH₂-CH₂-CH₃ CH₂=CH-CH=CH₂ + 2H₂

_Hg²⁺_{, H}⁺, t O

9) Кучерова (гидратация ацетилена): CH≡CH + HOH CH₃—C

H

_{t, AlCl3}CH₃

10) Фриделя-Крафтса (алкилирование): + CH₃—Cl → + HCl

_{C актив. , t}

11) Зелинского-Казанского (тримеризация): 3CH≡CH

12) Зинина: NO₂ + 6[H] ^{Zn + HCl} NH₂ + 2H₂ O

или C₆H₅NO₂ + 3(NH₄)₂S + 7HCl → [C₆H₅NH₃]Cl + 3S + 6NH₄Cl + 2H₂O

_H⁺_{, t}

13) Кирхгофа: (C₆H₁₀O₅)_n + nH₂O → nC₆H₁₂O₆

14) Кольбе (электролиз р-ра солей карбоновых кислот):

_{эл. ток}

2CH₃COONa + 2H₂O → H₂↑ + 2NaOH + CH₃-CH₃↑ + 2CO₂↑

^{(K) (A)}

_{hv α}

15) Львова: CH₃-CH=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH=CH₂ + HCl

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

• Соединения

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно
сложное вещество. Примеры:

4Na + O₂ = 2Na₂O

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

• Разложения

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + 2O₂

Сa(OH)₂ = CaO + H₂O

• Замещения

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

• Обмена

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами.
Часто обмен происходит анионами/катионами:

2KOH + MgCl₂ = Mg(OH)₂↓ + 2KCl

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Реакция нейтрализации — реакция обмена между основанием и кислотой, в ходе которой получаются соль и вода:

KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂O

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Это те химические реакции, в процессе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов, входящих в состав
исходных веществ. ОВР подразделяются на:

• Межмолекулярные — атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных молекул. Примеры:

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

K₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → K₂SO₄
+ Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

• Внутримолекулярные — атомы окислителя и восстановителя в составе одного сложного вещества. Примеры:

KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

KClO₃ → KCl + O₂

• Диспропорционирование — один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем

KOH + Cl₂ → (t) KCl + KClO₃ + H₂O

KOH + Cl₂ → KCl + KClO + H₂O

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО,
принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

От обилия информации можно запутаться. Я рекомендую сформулировать четко: «Окислитель — понижает СО, восстановитель — повышает СО». Запомнив
эту информацию таким образом, вы не будете путаться.

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».

Обратимые и необратимые реакции

Обратимые реакции — такие химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях: прямом и обратном.
При записи реакции в таких случаях вместо знака «=» ставят знак обратимости «⇆».

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

N₂ + 3H₂ ⇆ 2NH₃

CH₃COOH + C₂H₅OH ⇆ CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от
обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Иногда сложно бывает отличить обратимую реакцию от необратимой, однако я дам несколько советов, которые советую взять на вооружение.
В результате необратимых реакций:

• Образуются малодиссоциирующие вещества (например — вода, однако есть исключения — реакция этерификации)
• Реакция сопровождается выделение большого количества тепла
• В ходе реакции образуется газ или выпадает осадок

Примеры необратимых реакций:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl (выпадает осадок)

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (образуется вода)

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ (сопровождается выделением большого количества тепла)

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому
составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой,
твердой и газообразной.

Все реакции можно разделить на гетеро- и гомогенные. Гетерогенные реакции (греч. heterogenes — разнородный) — реакции, протекающие на
границе раздела фаз, в неоднородной среде. Скорость таких реакций зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество,
твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

Zn_(тв.) + 2HCl_(р-р.) = ZnCl_2(р-р.) + H_2(газ.)↑

Гомогенные реакции (греч. homogenes — однородный) — реакции, протекающие между веществами, находящимися в одной фазе.

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером
такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

NaOH_(р-р.) + CH₃COOH_(р-р.) = CH₃COONa_(р-р.) + H₂O_(р-р.)

Реакции и их тепловой эффект

Все реакции можно разделить на те, в ходе которых тепло поглощается, или, наоборот, тепло выделяется. Представьте пробирку, охлаждающуюся
или нагревающуюся в вашей руке — это и есть тот самый тепловой эффект. Иногда тепла выделяется так много, что реакции сопровождаются
воспламенением или взрывом (натрий с водой).

• Экзотермические реакции

Экзотермические реакции (греч. exo — вне) — химические реакции, сопровождающиеся потерей энергии системой и выделением тепла (той самой
энергии) во внешнюю среду. При написании химических реакций в конце экзотермических ставят «+ Q» (Q — тепло), иногда бывает указано точное
количество выделяющегося тепла. Например:

2Mg + O₂ = 2MgO + Q

Большинство реакций нейтрализации относятся к экзотермическим:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O + 56 кДж



К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O + Q

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при
котором тепло поглощается:

N₂ + O₂ ⇄ 2NO — Q

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому
не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания»
в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH < 0. Например:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂; ΔH < 0 (это значит, что тепло выделяется — реакция экзотермическая)



• Эндотермические реакции

Эндотермические реакции (греч. ἔνδον — внутри) — химические реакции, сопровождающиеся поглощением тепла, в результате которых образуются
вещества с более высоким энергетическим уровнем (их внутренняя энергия увеличивается).

К таким реакциям наиболее часто относятся реакции разложения. При написании эндотермических реакций в конце ставят «-Q», либо указывают точное
количество поглощенной энергии. Примеры таких реакций:

2HgO = Hg + O₂ — Q

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ — Q

С целью «запутывания» может быть дана энтальпия, она при таких реакциях всегда: ΔH > 0, так как внутренняя
энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)



Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик»)
является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.

Качественные реакции на неорганические вещества и ионы

Таблица. Качественные реакции на анионы

Таблица. Качественные реакции на катионы

Таблица. Качественные реакции на газы