§ 33. Характеристика элемента по его положению в Периодической системе

Систематический комплексный алгоритм полного аналитического описания элемента на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева:

• 1. Координаты элемента — порядковый номер ($Z$), номер периода, номер группы и тип подгруппы (главная $A$ или побочная $B$).
• 2. Строение атома — заряд ядра, число протонов ($p^+$), число нейтронов ($N = A - Z$), число электронов ($e^-$), электронная конфигурация и схема распределения электронов по слоям.
• 3. Химический характер и простое вещество — принадлежность элемента к металлам или неметаллам; физические свойства простого вещества, тип химической связи и кристаллической решетки, явление аллотропии.
• 4. Сравнение свойств в подгруппе и периоде — сопоставление металлических/неметаллических свойств с элементами-соседями по вертикали (подгруппе) и горизонтали (периоду).
• 5. Формулы и характер высших соединений — формула высшего оксида (основный, амфотерный, кислотный), высшего гидроксида (основание, щелочь, амфотерный гидроксид, кислота), летучего водородного соединения или солеобразного гидрида.

Комплексное описание физических и химических свойств металлических элементов по общему плану:

• 1. Особенности атома металла — небольшое число электронов на внешнем уровне (как правило, 1–3), сравнительно большой атомный радиус, малая электроотрицательность и выраженная способность легко отдавать валентные электроны ($M^0 - ne^- \rightarrow M^{n+}$).
• 2. Свойства высших соединений — образуют основные или амфотерные оксиды, взаимодействующие с кислотами и кислотными оксидами; соответствующие гидроксиды являются растворимыми основаниями (щелочами) или нерастворимыми основаниями; с водородом металлы образуют нелетучие твердые ионные соединения — гидриды ($MH, MH_2$).

Комплексное описание физических и химических свойств неметаллических элементов по общему плану:

• 1. Особенности атома неметалла — значительное число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 4 до 7), малый атомный радиус, высокая электроотрицательность и преобладающая способность принимать электроны до завершения устойчивого октета ($8 - \text{№ группы}$).
• 2. Свойства высших соединений — образуют кислотные оксиды, взаимодействующие с водой, щелочами и основными оксидами; высшие гидроксиды являются кислородсодержащими кислотами; образуют летучие водородные соединения молекулярного строения с ковалентной полярной связью ($RH_4, RH_3, H_2R, HR$).

Ниже приведена полная академическая характеристика каждого из четырех химических элементов строго по 8 пунктам канонического плана:

---

### а) Характеристика калия ($K$):

• Положение в Периодической системе:

Порядковый номер $19$, 4-й период (большой), IA-группа (главная подгруппа щелочных металлов).

• Строение атома:
• Заряд ядра: $+19$;
• Число протонов: $N(p) = 19$;
• Массовое число: $A = 39$; число нейтронов: $N(n) = A - Z = 39 - 19 = 20$;
• Число электронов: $N(e) = 19$;
• Схема распределения электронов по уровням: $+19 ) 2e^-, 8e^-, 8e^-, 1e^-$.
• Характер элемента и простое вещество:

Калий — типичный активный щелочной металл. Простое вещество $K$ обладает металлической кристаллической решеткой и металлической связью. Физические свойства: серебристо-белый мягкий металл (легко режется ножом), легкоплавкий ($t_{пл} = 63{,}5\ ^\circ\text{C}$), легкий ($\rho = 0{,}86\text{ г/см}^3$), обладает высокой тепло- и электропроводностью.

• Сравнение свойств по подгруппе (IA):

В ряду щелочных металлов $Na \rightarrow K \rightarrow Rb$ радиус атома увеличивается за счет добавления электронных слоев. Металлические и восстановительные свойства у калия выражены сильнее, чем у натрия ($Na$), но слабее, чем у рубидия ($Rb$).

• Сравнение свойств по периоду (4-й период):

В ряду $K \rightarrow Ca$ заряд ядра растет, радиус атома уменьшается. Металлические свойства у калия выражены значительно сильнее, чем у кальция ($Ca$).

• Высший оксид:

Формула высшего оксида — $K_2O$ (оксид калия). Валентность калия равна I. Оксид обладает ярко выраженными основными свойствами:

• $K_2O + H_2O \rightarrow 2KOH$ (бурная реакция с водой с образованием щелочи);
• $K_2O + 2HCl \rightarrow 2KCl + H_2O$ (реакция с кислотой);
• $K_2O + CO_2 \rightarrow K_2CO_3$ (реакция с кислотным оксидом).
• Высший гидроксид:

Формула гидроксида — $KOH$ (гидроксид калия, едкое кали). Является сильным растворимым основанием — щелочью:

• $KOH + HNO_3 \rightarrow KNO_3 + H_2O$ (реакция нейтрализации);
• $2KOH + SO_3 \rightarrow K_2SO_4 + H_2O$ (взаимодействие с кислотным оксидом);
• $2KOH + CuCl_2 \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2KCl$ (осаждение нерастворимого основания).
• Водородное соединение:

Летучего водородного соединения калий не образует. Образует твердый ионный гидрид калия — $KH$ ($K^+H^-$).

---

### б) Характеристика магния ($Mg$):

• Положение в Периодической системе:

Порядковый номер $12$, 3-й период (малый), IIA-группа (главная подгруппа щелочноземельных металлов).

• Строение атома:
• Заряд ядра: $+12$;
• Число протонов: $N(p) = 12$;
• Массовое число: $A = 24$; число нейтронов: $N(n) = A - Z = 24 - 12 = 12$;
• Число электронов: $N(e) = 12$;
• Схема распределения электронов по уровням: $+12 ) 2e^-, 8e^-, 2e^-$.
• Характер элемента и простое вещество:

Магний — типичный металл средней активности. Простое вещество $Mg$ имеет металлическую решетку и металлическую связь. Физические свойства: серебристо-белый легкий ковкий металл ($\rho = 1{,}74\text{ г/см}^3$), умеренно твердый, плавится при $650\ ^\circ\text{C}$, хорошо проводит тепло и электрический ток.

• Сравнение свойств по подгруппе (IIA):

В ряду $Be \rightarrow Mg \rightarrow Ca$ радиус атома растет. Металлические свойства магния выражены сильнее, чем у бериллия ($Be$), но слабее, чем у кальция ($Ca$).

• Сравнение свойств по периоду (3-й период):

В ряду $Na \rightarrow Mg \rightarrow Al$ радиус атома уменьшается, а число внешних электронов растет ($1 \rightarrow 2 \rightarrow 3$). Металлические свойства магния выражены слабее, чем у натрия ($Na$), но сильнее, чем у алюминия ($Al$).

• Высший оксид:

Формула высшего оксида — $MgO$ (оксид магния, жженая магнезия). Валентность магния равна II. Характер оксида — основный:

• $MgO + H_2O \xrightarrow{t} Mg(OH)_2$ (медленно реагирует с горячей водой);
• $MgO + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2O$ (реакция с кислотой);
• $MgO + SiO_2 \xrightarrow{t} MgSiO_3$ (спекание с кислотным оксидом).
• Высший гидроксид:

Формула гидроксида — $Mg(OH)_2$ (гидроксид магния). Является малорастворимым основанием средней силы:

• $Mg(OH)_2 + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + 2H_2O$ (растворение в кислоте);
• $Mg(OH)_2 + SO_3 \rightarrow MgSO_4 + H_2O$ (взаимодействие с кислотным оксидом);
• $Mg(OH)_2 \xrightarrow{t} MgO + H_2O$ (термическое разложение при нагревании).
• Водородное соединение:

Летучего водородного соединения не образует. Образует твердый солеобразный гидрид магния — $MgH_2$.

---

### в) Характеристика серы ($S$):

• Положение в Периодической системе:

Порядковый номер $16$, 3-й период, VIA-группа (главная подгруппа халькогенов).

• Строение атома:
• Заряд ядра: $+16$;
• Число протонов: $N(p) = 16$;
• Массовое число: $A = 32$; число нейтронов: $N(n) = A - Z = 32 - 16 = 16$;
• Число электронов: $N(e) = 16$;
• Схема распределения электронов по уровням: $+16 ) 2e^-, 8e^-, 6e^-$.
• Характер элемента и простое вещество:

Сера — типичный химически активный неметалл. Характерно явление аллотропии: образует несколько простых веществ (ромбическая сера $S_8$, моноклинная сера, пластическая сера). Ромбическая сера — хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета молекулярного строения, нерастворимое в воде, диэлектрик.

• Сравнение свойств по подгруппе (VIA):

В ряду $O \rightarrow S \rightarrow Se$ радиус атома растет. Неметаллические и окислительные свойства серы выражены слабее, чем у кислорода ($O$), но сильнее, чем у селена ($Se$).

• Сравнение свойств по периоду (3-й период):

В ряду $P \rightarrow S \rightarrow Cl$ заряд ядра растет, радиус атома уменьшается. Неметаллические свойства серы выражены сильнее, чем у фосфора ($P$), но слабее, чем у хлора ($Cl$).

• Высший оксид:

Формула высшего оксида — $SO_3$ (триоксид серы, серный ангидрид). Валентность серы равна VI. Характер оксида — типичный кислотный:

• $SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4$ (энергично растворяется в воде с образованием серной кислоты);
• $SO_3 + 2KOH \rightarrow K_2SO_4 + H_2O$ (взаимодействие со щелочью);
• $SO_3 + CaO \rightarrow CaSO_4$ (взаимодействие с основным оксидом).
• Высший гидроксид:

Формула гидроксида — $H_2SO_4$ (серная кислота). Проявляет свойства сильной двухосновной кислоты:

• $H_2SO_4 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O$ (нейтрализация);
• $H_2SO_4 + CuO \rightarrow CuSO_4 + H_2O$ (растворение основного оксида);
• $H_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2HCl$ (качественная реакция на сульфат-ион).
• Водородное соединение:

Сера образует летучее водородное соединение — сероводород $H_2S$ (бесцветный ядовитый газ с характерным запахом тухлых яиц, водный раствор которого является слабой сероводородной кислотой). Валентность серы в гидриде равна II ($8 - 6 = 2$).

---

### г) Характеристика хлора ($Cl$):

• Положение в Периодической системе:

Порядковый номер $17$, 3-й период, VIIA-группа (главная подгруппа галогенов).

• Строение атома:
• Заряд ядра: $+17$;
• Число протонов: $N(p) = 17$;
• Массовое число: $A = 35{,}5$ (в природе смесь изотопов $^{35}Cl$ и $^{37}Cl$); число нейтронов в основном изотопе $^{35}Cl$: $N(n) = 35 - 17 = 18$;
• Число электронов: $N(e) = 17$;
• Схема распределения электронов по уровням: $+17 ) 2e^-, 8e^-, 7e^-$.
• Характер элемента и простое вещество:

Хлор — типичный высокоактивный неметалл, сильнейший окислитель. Простое вещество — двухатомный газ $Cl_2$ с ковалентной неполярной связью и молекулярной кристаллической решеткой. Физические свойства: желто-зеленый тяжелый газ с резким удушливым запахом, ядовит, умеренно растворим в воде (хлорная вода).

• Сравнение свойств по подгруппе (VIIA):

В ряду галогенов $F \rightarrow Cl \rightarrow Br$ неметаллические и окислительные свойства хлора выражены слабее, чем у фтора ($F$), но сильнее, чем у брома ($Br$).

• Сравнение свойств по периоду (3-й период):

Хлор завершает последовательность элементов 3-го периода (до аргона). Неметаллические и окислительные свойства хлора выражены сильнее, чем у серы ($S$) и всех предшествующих элементов периода.

• Высший оксид:

Формула высшего оксида — $Cl_2O_7$ (оксид хлора(VII), хлорный ангидрид). Валентность хлора равна VII. Проявляет свойства сильнейшего кислотного оксида:

• $Cl_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HClO_4$ (реакция с водой);
• $Cl_2O_7 + 2NaOH \rightarrow 2NaClO_4 + H_2O$ (взаимодействие со щелочью);
• $Cl_2O_7 + CaO \rightarrow Ca(ClO_4)_2$ (взаимодействие с основным оксидом).
• Высший гидроксид:

Формула гидроксида — $HClO_4$ (хлорная кислота). Является сильнейшей среди всех известных минеральных кислот:

• $HClO_4 + KOH \rightarrow KClO_4\downarrow + H_2O$ (нейтрализация с выпадением кристаллического перхлората калия);
• $2HClO_4 + CuO \rightarrow Cu(ClO_4)_2 + H_2O$ (растворение основных оксидов).
• Водородное соединение:

Образует летучее водородное соединение — хлороводород $HCl$ (бесцветный газ с резким запахом, прекрасно растворимый в воде с образованием сильной соляной кислоты). Валентность хлора в гидриде равна I ($8 - 7 = 1$).

а) Ga, Al, B; б) Fe, S, Sc; в) Be, Ca, Sr; г) P, As, Sb.

Ответ поясните.

👉 Правильный ответ: г) P, As, Sb.

Научно-теоретическое пояснение:

• Способность образовывать летучие водородные соединения характерна исключительно для неметаллов.
• В формуле $ЭH_3$ водород проявляет степень окисления $+1$, следовательно, атом элемента $Э$ имеет степень окисления $-3$ (проявляет валентность III по водороду).
• Чтобы приобрести степень окисления $-3$, нейтральный атом должен принять 3 электрона до завершения устойчивого внешнего 8-электронного октета:

$$8 - N_{\text{группы}} = 3 \implies N_{\text{группы}} = 8 - 3 = 5$$

Следовательно, такие соединения образуют неметаллы главной подгруппы V группы (VA-группы).

• В группе г) представлены элементы VA-группы: фосфор ($P$), мышьяк ($As$) и сурьма ($Sb$). Они образуют соответствующие летучие гидриды состава $ЭH_3$:
• Фосфин — $PH_3$;
• Арсин — $AsH_3$;
• Стибин — $SbH_3$.

Почему не подходят остальные варианты:

• а) Ga, Al, B: Бор ($B$) образует нелетучие бороводороды сложного полимерного состава (диборан $B_2H_6$), а алюминий ($Al$) и галлий ($Ga$) — металлы, образующие твердые полимерные гидриды состава $(AlH_3)_n$;
• б) Fe, S, Sc: Железо ($Fe$) и скандий ($Sc$) — металлы, а сера ($S$) находится в VIA-группе и образует гидрид состава $H_2S$ (тип $ЭH_2$);
• в) Be, Ca, Sr: Это металлы IIA-группы, они образуют нелетучие твердые ионные гидриды состава $ЭH_2$ ($CaH_2, SrH_2$).

а) бор, азот, углерод;

б) кислород, селен, теллур;

в) фосфор, мышьяк, хлор, сера, фтор, германий.

👉 Неметаллические свойства определяются способностью атомов принимать электроны, которая растет с увеличением заряда ядра в периоде и с уменьшением атомного радиуса снизу вверх в группе:

а) Бор, азот, углерод:

Все три элемента находятся во 2-м периоде. В периоде слева направо заряд ядра растет ($+5 \rightarrow +6 \rightarrow +7$), радиус атома падает, неметаллические свойства усиливаются:

$$\mathbf{B \rightarrow C \rightarrow N}$$

(Бор $\rightarrow$ Углерод $\rightarrow$ Азот)

б) Кислород, селен, теллур:

Все три элемента находятся в VIA-группе (халькогены). В группе снизу вверх число электронных слоев уменьшается ($5 \rightarrow 4 \rightarrow 2$), радиус атома сокращается, связь внешних электронов с ядром усиливается, поэтому способность притягивать электроны возрастает:

$$\mathbf{Te \rightarrow Se \rightarrow O}$$

(Теллур $\rightarrow$ Селен $\rightarrow$ Кислород)

в) Фосфор, мышьяк, хлор, сера, фтор, германий:

Для сопоставления разнородных элементов проанализируем их положение в периодической системе и значения электроотрицательности:

• Германий ($Ge$, 4-й период, IVA) — полуметалл с минимальными неметаллическими свойствами среди предложенных;
• Мышьяк ($As$, 4-й период, VA) — полуметалл, неметаллические свойства выражены сильнее, чем у германия;
• Фосфор ($P$, 3-й период, VA) — неметалл, расположен выше мышьяка в подгруппе, поэтому активнее его;
• Сера ($S$, 3-й период, VIA) — расположена правее фосфора в 3-м периоде, неметаллические свойства сильнее, чем у фосфора;
• Хлор ($Cl$, 3-й период, VIIA) — галоген, сильнейший неметалл 3-го периода;
• Фтор ($F$, 2-й период, VIIA) — расположен выше хлора, обладает наименьшим радиусом и является самым электроотрицательным и активным неметаллом во всей Вселенной.

Итоговый ряд в порядке возрастания неметаллических свойств:

$$\mathbf{Ge \rightarrow As \rightarrow P \rightarrow S \rightarrow Cl \rightarrow F}$$

а) Al — Si — P — S

б) Ba — Sr — Ca — Mg

в) Te — Se — Br — Cl

г) Ge — Ga — Al — B?

👉 Проанализируем изменение всех четырех характеристик для каждого ряда:

а) Ряд $Al — Si — P — S$ (элементы 3-го периода слева направо):

• Радиус атома: последовательно уменьшается (число слоев равно 3, заряд ядра растет от $+13$ до $+16$, внешние электроны притягиваются сильнее);
• Окислительные свойства атомов: последовательно усиливаются (атомам легче присоединять электроны до октета);
• Максимальная валентность: последовательно увеличивается и равна номеру группы ($Al^{\text{III}} \rightarrow Si^{\text{IV}} \rightarrow P^{\text{V}} \rightarrow S^{\text{VI}}$);
• Металлические свойства простых веществ: закономерно ослабевают (алюминий — металл, кремний — полупроводник, фосфор и сера — типичные неметаллы).

б) Ряд $Ba — Sr — Ca — Mg$ (элементы IIA-группы снизу вверх):

• Радиус атома: последовательно уменьшается (число электронных слоев сокращается от 6 у бария до 3 у магния);
• Окислительные свойства атомов: последовательно усиливаются (хотя все они металлы-восстановители, способность удерживать электроны растет от бария к магнию);
• Максимальная валентность: не изменяется и остается строго постоянной (равна II во всех соединениях);
• Металлические свойства простых веществ: закономерно ослабевают (барий — наиболее активный щелочноземельный металл, магний реагирует с водой значительно медленнее).

в) Ряд $Te — Se — Br — Cl$ (движение по диагонали вправо-вверх):

• $Te$ (5-й период, VIA) $\rightarrow Se$ (4-й период, VIA) $\rightarrow Br$ (4-й период, VIIA) $\rightarrow Cl$ (3-й период, VIIA);
• Радиус атома: последовательно уменьшается;
• Окислительные свойства атомов: закономерно и резко усиливаются (хлор — один из мощнейших окислителей);
• Максимальная валентность: увеличивается от VI ($Te, Se$) до VII ($Br, Cl$);
• Металлические свойства простых веществ: ослабевают (все элементы ряда — неметаллы, но их металлические признаки и металлический блеск исчезают: теллур имеет металлический вид, хлор — типичный газ).

г) Ряд $Ge — Ga — Al — B$ (движение от 4-го периода во 2-й влево и вверх):

• $Ge$ (4 период, IVA, $r=122\text{ пм}$) $\rightarrow Ga$ (4 период, IIIA, $r=122\text{ пм}$) $\rightarrow Al$ (3 период, IIIA, $r=118\text{ пм}$) $\rightarrow B$ (2 период, IIIA, $r=82\text{ пм}$);
• Радиус атома: в целом уменьшается (особенно резко при переходе к бору);
• Окислительные свойства атомов: последовательно усиливаются;
• Максимальная валентность: сначала падает от IV ($Ge$) до III ($Ga, Al, B$), далее остается постоянной (III);
• Металлические свойства простых веществ: закономерно ослабевают ($Ga$ и $Al$ — пластичные металлы, бор $B$ — твердый тугоплавкий неметалл).

1. Сравнительный анализ элементов 3-го периода:

Все указанные элементы ($Si, P, S, Cl$) расположены в 3-м периоде периодической системы. Составим формулы их высших оксидов и соответствующих гидроксидов:

• Кремний ($Si$, IVA-группа):
• Высший оксид: $SiO_2$ (диоксид кремния) — кислотный оксид;
• Гидроксид: $H_2SiO_3$ (кремниевая кислота) — очень слабая, нерастворимая в воде кислота.
• Фосфор ($P$, VA-группа):
• Высший оксид: $P_2O_5$ (оксид фосфора(V)) — кислотный оксид;
• Гидроксид: $H_3PO_4$ (ортофосфорная кислота) — кислота средней силы.
• Сера ($S$, VIA-группа):
• Высший оксид: $SO_3$ (триоксид серы) — типичный кислотный оксид;
• Гидроксид: $H_2SO_4$ (серная кислота) — сильная двухосновная кислота.
• Хлор ($Cl$, VIIA-группа):
• Высший оксид: $Cl_2O_7$ (гептаоксид дихлора, оксид хлора(VII)) — сильнейший кислотный оксид;
• Гидроксид: $HClO_4$ (хлорная кислота) — одна из самых сильных минеральных кислот.

2. Вывод и ответ:

В периоде слева направо по мере роста степени окисления элемента и уменьшения его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов закономерно возрастают.

Следовательно, наиболее выраженными кислотными свойствами обладают соединения хлора:

• Высший оксид с наиболее выраженными кислотными свойствами: $\mathbf{Cl_2O_7}$ (оксид хлора(VII));
• Высший гидроксид с наиболее выраженными кислотными свойствами: $\mathbf{HClO_4}$ (хлорная кислота).

Для каждого указанного металла определим его положение в Периодической системе, степень окисления, формулу высшего оксида и гидроксида, а также их химический характер:

• Литий ($Li$):
• Элемент IA-группы, постоянная степень окисления $+1$;
• Высший оксид: $Li_2O$ (оксид лития) — типичный основный оксид;
• Высший гидроксид: $LiOH$ (гидроксид лития) — сильное растворимое основание (щелочь).
• Магний ($Mg$):
• Элемент IIA-группы, постоянная степень окисления $+2$;
• Высший оксид: $MgO$ (оксид магния) — типичный основный оксид;
• Высший гидроксид: $Mg(OH)_2$ (гидроксид магния) — малорастворимое основание средней силы.
• Алюминий ($Al$):
• Элемент IIIA-группы, постоянная степень окисления $+3$;
• Высший оксид: $Al_2O_3$ (оксид алюминия) — амфотерный оксид (проявляет свойства как основного, так и кислотного оксида);
• Высший гидроксид: $Al(OH)_3$ (гидроксид алюминия) — амфотерный гидроксид (нерастворим в воде, реагирует как с кислотами, так и со щелочами).
• Медь ($Cu$):
• Переходный металл IB-группы; высшая устойчивая степень окисления в кислородных соединениях равна $+2$;
• Высший оксид: $CuO$ (оксид меди(II)) — основный оксид с амфотерными зачатками;
• Высший гидроксид: $Cu(OH)_2$ (гидроксид меди(II)) — нерастворимое в воде термолабильное основание голубого цвета.

1. Анализ формул и выбор оксидов:

• Оксид состава $ЭO_3$: В этой формуле кислород двухвалентен ($-2$), следовательно, степень окисления элемента $Э$ равна $+6$, а валентность — VI. Такой высший оксид образуют элементы VIA-группы. Выберем в качестве примера высший кислотный оксид серы(VI) — триоксид серы $SO_3$.
• Оксид состава $Э_2O_3$: Степень окисления элемента $Э$ равна $+3$, а валентность — III. Такой высший оксид образуют элементы IIIA-группы. Выберем высший оксид алюминия — оксид алюминия $Al_2O_3$, обладающий амфотерными свойствами.

2. Уравнения реакций для триоксида серы $SO_3$ (типичный кислотный оксид):

• Взаимодействие с водой (кислотный оксид + вода = кислота):

$$SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4$$

(образуется серная кислота);

• Взаимодействие с основным оксидом (кислотный оксид + основный оксид = соль):

$$SO_3 + CaO \rightarrow CaSO_4$$

(образуется сульфат кальция);

• Взаимодействие со щелочью (кислотный оксид + щелочь = соль + вода):

$$SO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + H_2O$$

(образуется сульфат натрия и вода).

3. Уравнения реакций для оксида алюминия $Al_2O_3$ (амфотерный оксид):

• Взаимодействие с кислотой (проявление основных свойств оксида):

$$Al_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2O$$

(образуется соль хлорид алюминия и вода);

• Взаимодействие со щелочью при сплавлении (проявление кислотных свойств оксида):

$$Al_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t} 2NaAlO_2 + H_2O$$

(образуется алюминат натрия и вода; в водном растворе образуется комплексная соль: $Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4]$);

• Взаимодействие с кислотным оксидом при нагревании/спекании:

$$Al_2O_3 + 3SO_3 \xrightarrow{t} Al_2(SO_4)_3$$

(образуется сульфат алюминия).