Вопросы и задачи

1. Как получить NaHCO₃? Составить уравнения реакций.

2. Огнетушитель заполнен концентрированным раствором NaHCO₃ и концентрированной H₂SO₄. Что происходит при взаимодействии указанных веществ? Составить уравнение реакции. Какую роль играет образующийся СО₂?

3. Составить уравнение реакций получения оксида углерода (П).

4. Закончить уравнения реакций:

а) CO + Cl₂ 

б) CO + S 

в) FeO + CO 

5. Закончить уравнения реакций:

а) C + H₂SO₄ к

б) C + HNO₃ 

в) Al +C 

6. Как получить силикат натрия? Составить уравнение реакции.

7. Закончить уравнения реакций:

а) H₄SiO₄ + NaOH

б) AgNO₃ + Na₂SiO₃ 

в) BaCl₂ + K₂SiO₃ 

8. Какие соединения нужно взять для получения FeSiO₃? Составить уравнение реакции.

9. Метасиликат натрия – Na₂SiO₃ и ортосиликат кальция Ca₂SiO₄ подвергаются гидролизу. Одним из продуктов первого является двуметасиликат натрия – Na₂Si₂O₅, второго – метасиликат кальция – CaSiO₃. Написать уравнения реакций.

10. Закончить уравнения реакций:

а) SiCl₄ + H₂O  SiO₂ + ?

б) SiF₄ + H₂O  ? + H₂SiF₆

Лабораторная работа № 2 азот теоретическая часть

Азот - на внешнем электронном уровне имеет структуру 2S² 2P³, т. е. - содержит не поделенную пару электронов на S - подуровне и 3 не спаренных

р-электрона.

Степень окисления азота имеет значение -3, -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Таким образом, если азот в максимальной степени окисления +5 является только окислителем, и будет принимать электроны, то азот в степени окисления –3 будет проявлять восстановительные свойства и отдавать электроны. Соединения азота с промежуточными степенями окисления, например +3, будут иметь двойственное поведение, т.е. в зависимости от выбранных реактивов, могут быть окислителем или восстановителем.

Свободный азот N₂ - газ без цвета и запаха, химически инертен.

В лаборатории азот получают взаимодействием на холоду насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия и нагреванием этой смеси до 90°С:

NН₄С1 + NаNO₂ → NH₄NО₂ + NаСl

NH₄NО₂ → N₂ + 2Н₂О

Аммиак получают в лаборатории взаимодействием щелочей с солями аммония:

NН₄С1 + NаОН → NаСl + NН₃ + Н₂О

При нагревании водного раствора аммиака равновесие практически смещается в направлении образования аммиака, уходящего из сферы реакции:

NН₄⁺ + ОН → NН₃* Н₂О → NН₃ + H₂O

Не поделенная пара электронов молекулы аммония обуславливает её донорные свойства и склонность к образованию комплексных частиц:

При добавлении аммиака к раствору AgNO₃ или AgCl образуется комплексный ион [Ag(NH₃)₂]⁺:

Ag + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺

Соли аммония хорошо растворяются в воде и при их нагревании происходит термическая диссоциация:

NH₄Cl → NH₃ + HCI,

а образующиеся продукты, покинув зону высокой температуры, вновь реагируют друг с другом.

N₂O (оксид азота (I) - бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом, умеренно растворимый в воде, но не образующий с ней устойчивых химических соединений.

NO (оксид азота (II) - бесцветный газ, без запаха и вкуса, мало растворим в воде. Получают в лаборатории при действии умеренно концентрированной азотной кислотой на медь (р = 1,2 г/ см³):

C u + HNO₃ Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Наиболее вероятная структура молекул оксида азота: N = О. Оксид азота легко окисляется кислородом воздуха с образованием оксида азота (IV):

2 NO + О₂ 2NO₂ (∆Н° = -1 13 кДж)

NO₂ (оксид азота (IV) - бурый газ с неприятным запахом, очень ядовит, растворяется в воде. При температуре ниже 140°С начинается процесс димеризации молекул NO₂, который заканчивается при t -11°C с образованием бесцветного соединения N₂O₄:

2 NO₂ N₂O₄ (∆Н° = -54,5 кДж)

При работе с оксидом азота необходимо соблюдать осторожность. Его пары удушливы, вызывают кашель и при длительном вдыхании могут привести к воспалению легких. При растворении оксида азота в воде происходит его диспропорционирование:

2 NO₂ + Н₂О HNO₃ + HNO₂

HNO₂ - азотистая кислота, непрочная кислота, однако, соли её устойчивы. Азотистая кислота и её соли в химических реакциях проявляют окислительно-восстановительную двойственность. При взаимодействии с сильными восстановителями они восстанавливаются, как правило, до NO:

2 NaNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ Na₂SO₄ +K₂SO₄+2NO+2H₂O +I₂

Сильными окислителями HNO₂ и нитриты могут быть окислены до азотной кислоты и нитратов:

2 KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ K₂SO₄ + 5NaNO₃+2MnSO₄+3H₂O

НNO₃ – азотная кислота – сильная, характеризуется ярко выраженными окислительными свойствами. В зависимости от концентрации азотной кислоты и активности металла, взаимодействующими с ней, продуктами восстановления могут быть преимущественно оксид азота (IV) с концентрированной НNO₃ или оксид азота (II) с разбавленной НNO₃. При действии концентрированной азотной кислоты HNO₃ на щелочные и щелочноземельные металлы (цинк и кадмий) выделяется N₂O, N₂ (НNO₃ конц.) и NH₃, NH₄NO₃, если НNO₃ разбавлена. Большинство солей азотной кислоты хорошо растворимы в воде.