4 группа главная подгруппа ПСХЭ Д.И.Менделеева. Углерод. Кремний.

4 группа главная подгруппа. Углерод. Кремний.

К элементам главной подгруппы IV группы относятся углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn) и свинец (Pb).

Сходство элементов: одинаковая структура внешнего электронного слоя атомов ns²nр², р-элементы, характерные степени окисления +2, +4, - 4, типичные валентности II, IV. Для углерода, кремния и германия наиболее типична степень окисления +4, для свинца +2. Степень окисления -4 в последовательности C – Pb становится все менее характерной. Для атомов всех элементов возможны 2 валентных состояния: основное (невозбужденное) ns²np², возбужденное ns¹np³.

Элементы подгруппы в свободном состоянии образуюттвердые вещества, в большинстве случаев - с атомной кристаллической решеткой. Характернааллотропия. В подгруппе с ростом порядкового номера уменьшается энергия ионизации атома и увеличивается атомный радиус, т. е. неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются. Обычноподгруппу делят надве части: углерод и кремний (неметаллы), германий, олово, свинец (металлы). Олово и свинец являются типичными металлами, германий, как и кремний, - полупроводники.

Соединения с водородом. Ввиду близости значений ЭО связи Э-Н являются ковалентными, малополярными. Гидриды ЭН₄ при обычных условиях представляют собой газы, плохо растворимые в воде: СН₄ – метан, SiH₄ – силан. GeH₄ – герман, SnH₄ – станнан, PbH₄ - не получен. Прочность молекул ↓. Химическая активность ↑. Восстановительная способность ↑. Метан химически малоактивен, остальные гидриды очень реакционноспособны, они полностью разлагаются водой с выделением водорода:

ЭН₄ + 2Н₂O = ЭO₂ + 4Н₂↑ ЭН₄ + 6Н₂O = Н₂[Э(ОН)₆] + 4Н₂↑

Гидриды ЭН₄ получают косвенным путем, так как прямой синтез из простых веществ возможен только в случае СН₄, но и эта реакция протекает обратимо и в очень жестких условиях. Обычно дляполучения гидридов используют реакции взаимодействия с водой или кислотами соединений соответствующих элементов с активными металлами.

Аl₄С₃ + 12Н₂O = ЗСН₄↑ + 4Al(OH)₃ Mg₂Si + 4HCl = SiH₄↑ + 2MgCl₂

Углерод с водородом, кроме СН₄, образует бесчисленное множество соединений СxНy - углеводородов (предмет изучения органической химии). Получены также кремневодороды и германоводороды общей формулы ЭnН_2n+2. Практического значения не имеют. По значимости 2 элемента главной подгруппы IV группы занимают особое положение.Углерод является основой органических соединений, следовательно - главным элементом живой материи. Кремний - главный элемент всей неживой природы.

 Углерод и кремний — типичные восстановители. При нагревании с избытком воздуха графит (именно этот аллотроп наибо­лее доступен) и кремний образуют диоксиды:

С + О₂ = СО₂ Si + О₂ = SiO₂

при недостатке кислорода можно получить монооксиды CO или SiO.

2С + О₂ = 2СО 2Si + O₂ = 2SiO

которые образуются также при нагревании простых веществ с их диоксидами:

 С + СО₂ = 2СО Si + SiO₂ = 2SiO. 

Уже при обычной температуре углерод и кремний реагируют со фтором, образуя тетрафториды СF₄ и SiF₄, при нагревании с хлором, давая СCl₄ и SiCl₄. При более сильном нагревании углерод и кремний реагируют с серой и азотом:

4С + S₈ = 4СS₂ 2С + N₂ = С₂N₂ 4Si + S₈ = 4SiS₂

и даже между собой, образуя карборунд — вещество, по твердости близкое к алмазу:

Si + С = SiC.

Обычные кислоты на углерод и кремний не действуют, тогда как концентрированные Н₂SО₄ и НNО₃ окисляют углерод:

С + 2Н₂SО₄(конц.) = СО₂↑+ 2SО₂↑ + 2Н₂О

3С + 4НNO₃ (конц.) = 3СО₂↑ + 4NO↑ +2Н₂О

Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот:

 3Si + 4НNО₃ + 12НF = 3SiF₄↑ + 4NO↑ +8Н₂О

Кроме того, кремний растворяется в водных растворах щелочей:

Si + 2NaОН + Н₂О = Na₂SiO₃ + Н₂↑

Графит часто используют для восстановления малоактивных металлов из их оксидов:

СuО + С = Сu + СО↑

При нагревании же с оксидами активных металлов углерод и кремний диспропорционируют, образуя карбиды

СаО + 3С = СаС₂ + СО↑ 2Аl₂О₃ + 9С = Аl₄С₃ + 6СО↑ 

или силициды 2МgО + 3Si = Мg₂Si + 2SiO

Активные металлы — более сильные восстановители, чем углерод или кремний, поэтому последние при непосредственном взаимодействии с ними выступают в качестве окислителей

 Са + 2С = СаС₂ 2Mg + Si = Мg₂Si

 Оксид углерода (II) и оксид кремния (II)

Низшие оксиды: CO и SiO - несолеобразующие оксиды, GeO, SnO, PbO - амфотерные оксиды.

Высшие оксиды: CO₂ и SiO₂ - кислотные оксиды, GeO₂, SnO₂, PbO₂ - амфотерные оксиды.

Существуют многочисленные гидроксопроизводные типа ЭО • nН₂O и ЭO₂ • nН₂O, которые проявляют слабокислотные или амфотерные свойства.

Низшие оксиды получают неполным окислением простых веществ или по реакциям:

 С + СО₂ = 2СО  Si + SiO₂ = 2SiO

Они оба не реагируют при обычных условиях ни с кислотами, ни со щелочами. Оксид кремния (II) мало доступен и очень редко используется, в отличие от угарного газа СО. Оксид углерода (II) – ядовитый газ без цвета и запаха, горит голубоватым пламенем, легче воздуха, температура кипения 81,63 К, температура плавления 68,03 К, плохо растворим в воде (2,3 объема СО на 100 объемов H₂O при 293 К). 

Оксид СО принято считать несолеобразующим, однако при пропускании его в расплав щелочи при высоком давлении непо­средственно образуется соль в результате протекания окисли­тельно-восстановительной реакции: СО + КОН = НСООК. 

Отсюда формально можно считать СО ангидридом муравьи­ной кислоты, что подтверждается обезвоживанием муравьиной кислоты:

 (*) 

Следует, однако, обратить внимание, что в рассмотренных вы­ше реакциях меняется степень окисления углерода +4 в муравьи­ной кислоте и в ее соли и +2 — в оксиде углерода (II) и эти реак­ции являются фактически окислительно-восстановительными. В то время как в реакциях соединения, характерных для "классических" солеобразующих оксидов, степень окисления элементов никогда не меняется. Формальная степень окисления углерода +2 не отражает строение молекулы СО, в которой помимо двойной связи, обра­зованной обобществлением электронов С и О, имеется дополнительная, образованная по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной пары электронов кислорода (изображена стрелкой):

В связи с этим молекула СО очень прочна и способна вступать в реакции окисления-восстановления только при высоких темпера­турах. При обычных условиях СО не взаимодействует с водой, щелочами или кислотами.

На воздухе СО горит голубоватым пламенем: 2СО + O₂ = 2СO₂ .

При нагревании он восстанавливает металлы из их оксидов: FеО + СО = Fе + СО₂↑.

В присутствии катализатора или под действием облучения СО окисляется хлором, образуя ядовитый газ фосген: СО + Сl₂ = СОСl₂.

При взаимодействии с парами воды идет обратимая реакция с образованием СО₂ и водорода:

СО + Н₂О   СО₂ + Н₂, 

при нагревании с водородом при повышенном давлении образу­ется метиловый спирт:

СО + 2Н₂  СН₃ОН. 

Со многими металлами СО образует летучие карбонилы. Ni + 4СО = Ni(СО)₄ 

В природе оксид углерода (II) практически не встречается. В лаборатории его обычно получают обезвоживанием муравьиной кислоты по реакции.

Оксид углерода (II) может быть также получен при восста­новлении оксида углерода (IV) углеродом или металлами: Zn + CO₂ = Zn + CO при нагревании.

Угольная и кремниеваякислоты (Н₂СО₃, H₂SiO₃) — слабые кислоты. Гидроксиды германия, олова и свинца амфотерны,проявляют слабые кислотные и основные свойства: H₂GeO₃ (Ge(OH)₄), H₂SnO₃ (Sn(ОН)₄), Н₂РЬО₃ (Pb(OH)₄).

Оксид углерода (IV), угольная кислота и ее соли

Оксид углерода (IV) (диоксид углерода, углекислый газ) — газ без цвета и запаха, не поддерживающий дыхания и горения, тяжелее воздуха. Он растворим в воде (88 объемов СО₂ в 100 объемах Н₂О при 20°С). При обычных давлениях твердый диоксид углерода перехо­дит в газообразное состояние (сублимируется), минуя жидкое со­стояние. При обычной температуре под давлением 60 атм. пере­ходит в жидкость. При большой концентрации оксида углерода (IV) люди и жи­вотные задыхаются. При его концентрации в воздухе до 3% у че­ловека наблюдается учащенное дыхание, более 10% — потеря сознания и даже смерть.

Оксид углерода (IV) является ангидридом угольной кислоты Н₂СО₃ и обладает всеми свойствами кислотных оксидов. При растворении СО₂ в воде частично образуется угольная кислота, при этом в растворе существует следующее равновесие:

Существование равновесия объясняется тем, что угольная кислота является очень слабой кислотой (K₁ = 4∙10^-7, К₂ = 5∙10^-11 при 25 °С). Даже такая слабая кислота, как уксусная, намного сильнее угольной. В свободном виде угольная кислота неизвестна, так как она неустойчива и легко разлагается. Как двухосновная кислота она образует средние соли — карбонаты и кислые — гидрокарбонаты. Качественная реакция на эти соли — действие на них сильных кислот, при котором кислота вытесняется и разлагается с выделением СО₂. При пропускании выделяющегося СО₂ в известковую воду выпадает белый нерастворимый осадок; этой реакцией пользуются также для обнаружения оксида углерода (IV):

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃↓ + Н₂О.

Из всех карбонатов в воде растворимы карбонаты только ще­лочных металлов и аммония. Гидрокарбонаты большинства ме­таллов хорошо растворимы в воде. Под действием избытка оксида углерода (IV) нерастворимые в воде карбонаты превращаются в растворимые гидрокарбонаты.

Гидрокарбонаты при нагревании распадаются на карбонаты, углекислый газ и воду.

2NаНСО₃ = Nа₂СО₃ + Н₂О + СО₂↑.

Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и диоксид углерода:

МgСО₃ = МgО + СО₂↑.

Из солей угольной кислоты наибольшеепрактическое значе­ние имеет сода; известны различные кристаллогидраты соды Nа₂СО₃∙10Н₂О, Nа₂СО₃^.7Н₂О или Na₂СО₃^.Н₂О; наиболее устойчивым кристаллогидратом является Nа₂СО₃^.10Н₂О, кото­рый обычно называют кристаллической содой. При прокалива­нии получают безводную, или кальцинированную соду Nа₂СО₃. Широко используется также питьевая сода NаНСО₃. Из других солей важное значение имеют К₂СО₃ – поташ, СаСО₃ – мел, мрамор, известняк.

Основные количества соды получают получают по аммиач­ному способу, часто его называют также методом Сольвэ. Суть метода заключается в насыщении концентрированного раствора поваренной соли (точнее, насыщенного раствора NаСl) аммиаком при охлаждении и последующем пропускании через этот раствор СО₂ под давлением. При этом идут следующие ре­акции:

NН₃ + СО₂ + Н₂О = NН₄НСО₃ NН₄НСО₃ + NаСl = NаНСО₃↓ + NН₄Сl

Питьевая сода NaНСО₃ — нерастворима в холодном насы­щенном растворе и ее отделяют фильтрованием. При прокалива­нии NаНСО₃получают кальцинированную соду; выделяющийся при этом СО₂ вновь используют в производстве. 2NаНСО₃ = Na₂СО₃ + СО₃ + Н₂О

Нагревая раствор, содержащий хлорид аммония с известью, вы­деляют обратно аммиак.

2NН₄Сl + Са(ОН)₂ = 2NН₃ + СаСl₂ + 2Н₂О

Таким образом, при аммиачном способе получения соды един­ственным «отходом» является хлорид кальция, остающийся в рас­творе и имеющий ограниченное применение.

Поташ К₂СО₃ нельзя получить по методу Сольвэ, так как он основан на малой растворимости кислой соли NаНСO₃ в насы­щенном растворе, тогда как КНСО₃ (в отличие от NаНСО₃) хо­рошо растворим в таких растворах. Реакция КСl + NН₄НСО₃   КНСО₃ + NН₄Сl будет полностью обратимой (ни один из продуктов не удается выделить из сферы реакции в индивидуальном виде). Поэтому карбонат калия получают действием СО₂ на раствор едкого калия:

КОН + СО₂ = КНСО₃ КНСО₃ + КОН = К₂СО₃ + Н₂О

Производство соды является одним из крупнейших среди про­изводств неорганических веществ; в настоящее время ее мировое производство составляет десятки млн. тонн.

Н₂SiO₃— твердое вещество, практически нерастворимо в воде, поэтому катионы водорода в воде практически не отщепляются. В связи с этим такое общее свойство кислот, как действие на индикаторы, Н₂SiO₃ не обнаруживает, она еще слабее угольной кислоты. Н₂SiO₃ — непрочная кислота и при нагревании постепенно разлагается: Н₂SiO₃ = Si0₂ + Н₂0.

Оксид кремния (IV) и кремниевые кислоты.

Оксид крем­ния SiO₂ — твердое, очень тугоплавкое вещество (температура плавления более 1700 °С), широко распространенное в природе, где оно встречается главным образом в виде минерала кварца, а также кристобалита и тридимита.

При обычных температурах устойчивой модификацией яв­ляется кварц, с ростом температуры наблюдаются полиморфные превращения:

Кремнезем всех модификаций в виде мономера не существу­ет; он всегда полимерен и «построен» из тетраэдров [SiO₄], обра­зующих очень прочную атомную решетку.

Каждый атом кремния в кристаллах (SiO₂)_n тетраэдрически окружен четырьмя атомами кислорода, каждый из которых является мостиковым. Через общий атом кислорода тетраэдры [SiO₄] под разными углами связываются друг с другом, образуя непрерывную трехмерную решетку; взаимное расположение тетраэдров [SiO₄] в пространстве определяет ту или иную модификацию кремнезема.

В различных модификациях кремнезема прочность связей неодинакова. Это влияет на величину углов Si-О-Si и расстояний Si-О, например, угол связи Si-О-Si в различных модификациях кремнезема изменяется от 120 до 180°. Переходы кварц-три­димит-кристобалит сопровождаются разрывом и преобразова­нием связей, что может происходить только при высоких темпе­ратурах.

Кварц. Нередко встречается в природе в форме чрезвычайно хорошо образованных кристаллов, иногда значительной величи­ны. Кристаллы образованы из тетраэдров, расположенных винто­образно вокруг центральной оси, в виде спирали. В одном и том же кристалле направление спирали может быть противополож­ным. Такие кристаллы являются оптическими изомерами. Они вращают плоскость поляризации света, причем могут быть как право-, так и левовращающими. Те и другие кристаллы отлича­ются как предмет от своего зеркального изображения. Кварц используется в различных областях науки и техники, и его кристаллы часто выращиваются искусственно. Некоторые разновидности кварца носят особые названия. Прозрачные бесцветные кристаллы называют горным хрусталем. Встречаются и окрашенные разновидности кварца: розовый кварц, фиолетовый (аметист), темно-коричневый (дымчатый топаз), зеленый (хризопраз) и др. Мелкокристаллическая модификация кварца с примесями других веществ называется халцедоном. Разновидно­стями халцедона являются агат, яшма и др. Горный хрусталь и окрашенные разновидности кварца используют как драгоценные и полудрагоценные камни.

Тридимит встречается в вулканических породах, однако в очень небольших количествах. Известен тридимит и метеоритного происхождения.

Кристобалит в природе иногда встречается в виде мелких кристаллов, включенных в лаву, подобно тридимиту. Тридимит и кристобалитобладают более «рыхлой» структурой, нежели кварц. Так, плотность кристобалита, тридимита и кварца равна 2,32; 2,26 и 2,65 г/см³соответственно.

Расплав кремнезема при медленном охлаждении легко образует аморфное кварцевое стекло. Кремнезем в виде стекла встречается и в природе. Плотность аморфного стекла равна 2,20 г/см³ — ниже, чем у всех кристаллических модификаций. Кварцевое стек­ло имеет незначительный температурный коэффициент расшире­ния, поэтому из него готовят лабораторную посуду, устойчивую к резким изменениям температуры.

Все модификации кремнезема в воде практически нераство­римы (при температуре 25 °С растворимость кварца составляет 7, кристобалита — 12, тридимита — 16, кварцевого стекла — 83 мг/л). Поэтому при обычных условиях на них действуют лишь растворы щелочей и плавиковая кислота:

SiO₂ + 2КОН = К₂SiO₃ + Н₂О SiO₂ + 4НF = SiF₄↑ + 2Н₂О

Последняя реакция используется при «травлении» стекла.

Диоксид кремния реагирует с основными оксидами, щелочами и карбонатами с образованием силикатов.

SiO₂ + СаО = СaSiO₃ SiO₂ + Na₂СО₃ = Nа₂SiO₃ + СО₂

Реакции лежат в основе промышленного по­лучения различных стекол, а также цемента. Так, со­став обычного стекла (например, оконного, для изготовления по­суды) выражается формулой Na₂О^.СаО^.6SiO₂. Такое стекло получают сплавлением смеси соды, песка и известняка. Процесс проводят при температуре ~1400 °С до полного удаления газов.

Na₂СО₃ + СаСО₃ + 6SiO₂ = Nа₂О^.СаО^.6SiO₂ + 2СО₂↑

Для получения специальных сортов стекла — огнеупорного, «небьющегося» — при варке добавляют оксиды бария, свинца, бора. Для получения цветных стекол вносят также различные до­бавки: добавка оксида кобальта Со₂О₃ дает синий цвет, оксида хрома Сr₂О₃ — зеленый, двуоксида марганца МnО₂ — ро­зовый.

Оксид SiO₂ является ангидридом ряда кремниевых кислот, состав которых можно выразить общей формулой хSiO_2∙yН₂O, где х и у — целые числа: 1) х = 1, у = 1: SiO₂^.Н₂О, т.е. Н₂SiO₃ — метакремниевая кислота; 1) х = 1, y = 2: SiO₂^.2Н₂О, т.е. ортокремниевая кислота; 1) x = 2, у = 1: 2SiO₂^.Н₂О, т.е. Н₂Si₂O₅ – двуметакремниевая кислота.

Кислоты, молекулы которых содержат более одной молекулы SiO₂, относятся к поликремниевым.

Самая простая из кремниевых кислот — Н₂SiO₃, которую часто называют просто кремниевой, а ее соли — силикатами. Из силикатов в воде растворимы только силикаты натрия и калия, остальные силикаты — тугоплавкие, нерастворимые в воде вещества.

Растворы силикатов мутнеют при стоянии на воздухе, так как находящийся в нем СО₂ вытесняет кремниевую кислоту из ее со­лей (Н₂SiO₃ слабее угольной кислоты; константа диссоциации Н₂SiO₃ по первой ступени равна К₁ = 2,2^.10^-10).

Н₂SiO₃ практически нерастворима в воде — это свойство используют как качественную реакцию для обнаружения силикат-ионов. Na₂SiO₃ + СО₂ + Н₂О = Nа₂СО₃ + Н₂SiO₃↓

Получают силикаты сплавлением SiO₂ со щелочами или кар­бонатами. Концентрированные растворы силикатов натрия и калия называют жидким стеклом, они имеют сильнощелочную реакцию вследствии того, что сильно гидролизованы. К₂SiO₃ + Н₂О   2КОН + Н₂SiO₃↓.

Жидкое стекло используют, например, для изготовления клея, водонепроницаемых тканей.

Цемент очень широко используется в строительстве как вяжущий материал, который при смешивании с водой затвердевает. Обычно цемент получают в больших вращающихся печах, где производят обжиг и размол различных силикатов (при температу­ре -1000 °С). Различают несколько типов цементов, однако условно можно выделить два типа цементов по принципу их «свертывания»: обычный цемент и портландский цемент. Процесс «схватывания» обычного цемента, состоящего из силиката кальция, происходит вследствие образования карбоната кальция за счет углекислого газа воздуха.

СаО^.SiO₂ + СО₂ + Н₂О = СаСО₃↓ + Н₂SiO₃↓

При схватывании портландского цемента углекислота не уча­ствует в процессе, а происходит гидролиз силикатов с последующим образованием нерастворимых кристаллогидратов.

Са₃SiO₅ + Н₂О = Са₂SiO₄ + Са(ОН)₂ Са₂SiO₄ + 4Н₂О = Са₂SiO₄^.4Н₂O↓

Задания по теме.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне у элементов IVА группы равно:

а) 6; б) 4; в) 1; г) 3

Формула высшего оксида элементов IVA группы отвечает формуле:

а) ЭО; б) Э₂О; в) ЭО₂ ; г) Э₂О₃

3. Углерод вступает в реакции с:

а) кислородом; б) оксидом алюминия; в) фосфором; г) хлоридом калия;

д) оксидом меди (II)

4. В лаборатории углекислый газ получают:

а) кипячением раствора гашеной извести; б) действием соляной кислоты на известняк;

в) обжигом известняка; г) нагреванием смеси гашеной извести и хлорида аммония

5. Качественной реакцией на углекислый газ является его взаимодействие с:

а) соляной кислотой; б) раствором нитрата серебра (I);

в) известковой водой; г) гидроксидом натрия?

Кремний вступает в реакции с:

а) раствором гидроксида натрия; б) азотной кислотой;

в) кислородом; г) водородом;

д) натрием.

7. Оксид кремния не взаимодействует с:

а) магнием; б) фтороводородной (плавиковой) кислотой;

в) углеродом; г) соляной кислотой.

8. Раствор силиката натрия реагирует с:

а) оксидом железа (II); б) нитратом калия;

в) оксидом углерода (II); г) серной кислотой.

9. В результате реакции силиката натрия с соляной кислотой образуется:

а) силицид натрия; б) кремний;

в) кремниевая кислота; г) оксид кремния (IV).

10. Для распознавания силикат-ионов и карбонат-ионов следует воспользоваться раствором:

а) сульфата натрия; б) соляной кислоты;

в) гидроксида калия; г) хлорида кальция.

Задачи.

1. Ежегодное мировое потребление природного угля (средняя массовая доля углерода 80%) составляет 3,562 *10⁹тонн. Какой объём углекислого газа выбрасывается в атмосферу земли за счёт сжигания угля в 1 секунду. (1,68*10⁵м³)

2. Образец графита массой 2,3 г обработали кипящей концентрированной серной кислотой и собрали смесь газов, содержащую 7,84 л диоксида серы. Был ли образец графита чистым? (0, 2 г примесей)

3. При сжигании 96 л смеси углекислого и угарного газов в избытке кислорода общий объём газов уменьшился на 32 мл. Вычислите объёмную долю углекислого газа в исходной смеси. (33%)

4. Рассчитайте плотность газовой смеси при н.у., содержащей равные массы азота и углекислого газа. Определите также массу продукта реакции, полученного после медленного пропускания 2 л газовой смеси через 100 г 28% раствора едкого натра. (1.528 г/л, 3,68 г)

5. Определите объёмную долю каждого газа в смеси азота, кислорода и углекислого газа (плотность смеси по воздуху равна 1,1448), если пропускания 20 л этой смеси через раствор щёлочи объём уменьшился до 15 л. (25% углекислого газа, 45% азота, 30% кислорода)

6. Для полного сгорания 12 г смеси водорода и угарного газа потребовалось 8,96 л кислорода. Вычислите объёмную и массовую доли водорода в исходной смеси. (6,7%, 50%).

7. Диоксид углерода объёмом 5,6 л поглощён 20% раствором гидроксида натрия массой 165 г. Определите количество веществ в конечном растворе и их массовые доли. (0,25 моль и 15% карбоната натрия, 0,325 моль и 7,4% гидроксида натрия)

8. При некоторой температуре образец мрамора массой 12,05 г обработали 50 мл 20,38% соляной кислоты (плотность 1,1 г/мл). Основное вещество из мрамора перешло в раствор, инертные примеси осели на дно стакана (масса конечного раствора с осадком 62,65 г), и выделился газ (плотность 1,798г/л). Определите объём газа, степень чистоты мрамора, массовую долю соляной кислоты в конечном растворе. (2,45 л, 83%, 6,45%)

9. При взаимодействии смеси карбоната калия, гидрокарбоната натрия, дигидроксикарбоната свинца (II) с соляной кислотой образуется хлорид соответствующего металла, углекислый газ и вода. Рассчитайте количество хлорида и объём газа, если в реакцию вступило 24,82 г хлороводорода. (0,68 моль хлорида калия и 7,6 л углекислого газа, 0,68 моль хлорида натрия, 15,2 л углекислого газа, 0,34 моль хлорида свинца, 3,8 л углекислого газа)

10. Смеси карбоната и гидрокарбоната натрия растворяют в минимальном количестве воды, добавляют 5 мл 10М раствора гидроксида натрия (что достаточно для нейтрализации гидрокарбонат ионов), затем раствор выпаривают. Получают 71, 5 г кристаллогидратаNa₂CO₃*10H₂O. Найдите для исходной смеси: количество кислой соли, массу средней соли, мольную и массовую доли кислой соли. (0,05 моль, 21,2 г, 20%, 16,5 %)

11. После пропускания углекислого газа через водную суспензию 50 г карбоната кальция часть осадка перешла в раствор. Определите степень перехода карбоната в раствор, если прореагировало 8,96 л газа. (80%)

12. Смешано 17 г аммиака, 500 мл воды, 22,4 л углекислого газа. Рассчитайте массовую долю вещества в конечном растворе. (14,1%)

13. Определите карбонатную жёсткость природной воды (молярную концентрацию гидрокарбонат-ионов в ммоль/л), если в пробе объёмом 200 мл карбонатная жёсткость полностью удаляется с помощью 20 мл 0.1М хлороводородной кислоты. (10 ммоль/л)

14. Проведён полный гидролиз 3,5 г ацетиленида натрия Na₂C_2,раствор разбавлен водой до 2 л. Рассчитайте pH конечного раствора и объём выделившегося газа. (12,7; 1,12 л)

15. При термическом разложении 80 г карбоната двухвалентного металла собрано 17,92 л газа. Карбонат какого металла был взят?

16.

Адрес публикации: https://www.prodlenka.org/metodicheskie-razrabotki/320036-4-gruppa-glavnaja-podgruppa-pshje-dimendeleev