Розв’язування задач на надлишок однієї з реагуючих речовин

Особливість задач даного типу полягає в тому, що в умові зазначається маса чи об’єм обох реагуючих речовин, одна з яких дається з кількості, більшій, ніж це необхідно для реакції (тобто, в надлишку). Під час проведення реакції частина такої речовини залишається в реакційній суміші після реакції, тому що не прореагує повністю. Для обчислення продукту реакції необхідно знати масу чи об’єм речовини, що прореагує повністю. Саме за даними цієї речовини (вважається, що вона знаходиться в недостачі) і будуть проводитися обчислення, необхідні для продукту реакції.

 

 

Алгоритм

1. Записати повну і скорочену умову задачі.

2. Записати рівняння реакції.

3. Обчислити коефіцієнти пропорційності реагуючих речовин.

4. Довести, яка з речовин у надлишку, для чого порівняти коефіцієнти пропорційності.

5. Обчислити масу (об’єм) продукту реакції за речовиною, коефіцієнт пропорційності якої менший.

6. Записати відповідь.

Опорні формули:

 

ν (X) = ; ν (X) = ; k = ;

 

M(прод)= k∙М(пр)∙υ (пр); V(прод)= k∙Vm∙υ (пр)

 

Приклад

Який об’єм водню виділиться при взаємодії алюмінію масою 2,16 г з розчином, що містить 9,6 г хлоридної кислоти?

Дано:	Розв’язання:
m (Al) = 2,16 г m (HCl) = 9,6 г	2,16г 9,6г х л 2Al + 6HCl à 2AlCl3 + 3Н2↑ 2∙27=54г 6∙36,5=219г 3∙22,4=67,2л Обчислюємо коефіцієнти пропорційності: k (Al) = =0,04; k (HCl) = =0,044 4. Коефіцієнт пропорційності менший у алюмінію, отже знаходимо об’єм водню саме за ним: V(H2) = 0,04 ∙22,4∙3=2,688 (л)
Відповідь: об’єм утвореного водню становить 2,688 л

 

 

Вправа Знайти масу солі, яка утвориться в результаті зливання 0,5 л розчину з масовою часткою натрій гідроксиду 20% (густина 1,22 г/мл) і 0,2 кг розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 19,6%.

Вправа У розчин сульфатної кислоти масою 200 г з масовою часткою 0,2 опустили 9,5 г магнію. Визначити об’єм газу, який утворився внаслідок реакції.

Вправа На магній хлорид масою 9,5 г подіяли натрій гідроксидом масою 5 г. Яка маса осаду при цьому утвориться?

Вправа Знайти масу солі, яка утвориться в результаті взаємодії алюмінію масою 5,4 г та сульфуру масою 7,1 г, що містить 10% домішок.

Вправа До розчину, що містить 4,9 г сульфатної кислоти, долили розчин, що містить 11 г барій хлориду. Яка маса осаду утвориться?

Вправа Знайти масу осаду, який утвориться в результаті зливання 0,1 моль барій гідроксиду та 20 г розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 50%.

Вправа У розчин купрум сульфату масою 140 г з масовою часткою 16% опустили 5,6 г феруму. Обчислити масу солі, яка утворилась в результаті реакції.

Вправа Знайти масу осаду, який утвориться в результаті зливання 40 г розчину купрум сульфату з масовою часткою 25% та 20 г розчину натрій гідроксиду з масовою часткою 20%.

Вправа Який об’єм (н.у.) сульфур (ІV) оксиду можна добути, якщо для спалювання 1,6 г сірки взято 2,8 літри (н.у.) кисню?

Вправа Знайти масу солі, яка утвориться при зливанні 100 г розчину з масовою часткою натрій гідроксиду 10% і хлоридної кислоти кількістю речовини 0,5 моль.

Вправа Знайти масу солі, яка утвориться в результаті зливання 200 г розчину з масовою часткою хлоридної кислоти 0,073 та 200 г розчину з масовою часткою калій гідроксиду 0,056.

 

Вправа Знайти масу солі, яка утвориться при зливанні 500 г розчину з масовою часткою калій гідроксиду 14% і 200 г розчину з масовою часткою нітратної кислоти 25%.

Вправа Обчислити масу осаду, утвореного в результаті зливання 200 г розчину з масовою часткою барій гідроксиду 8% та 400 г розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 1%.

Вправа Який об’єм амоніаку виділиться, якщо на амоній сульфат масою 67 г подіяти натрій гідроксидом масою 40 г?

Вправа Який об’єм газу (н.у.) виділиться при взаємодії 50 г розчину з масовою часткою нітратної кислоти 0,63 з 4 г кальцій карбонату?

Вправа Кальцій масою 20 г розчинили у сульфатній кислоті масою 200 г з масовою часткою кислоти 19,6 %. Який об’єм газу при цьому виділився?

 

Нітратна кислота

Молекулярна формула: HNO₃

Структурна формула:

Пунктиром показана валентність, розподілена між двома атомами Оксигену й атомом Нітрогену; отже, електрони при утворенні зв’язку розподілені не між двома атомами, а між трьома.

У молекулі нітратної кислоти HNО₃ Нітроген перебуває в ступені окиснення +5, але при цьому проявляє валентність, що дорівнює 4.

Фізичні властивості: Нітратна кислота за нормальних умов являє собою безбарвну, важку димну рідину (ρ = 1,52 г/см³), яка кристалізується при температурі -42 °С, а кипить при температурі +83 °С. Ця кислота має їдкий характерний запах. У твердому стані HNО₃ є безбарвною кристалічною масою. При температурі близько +25 °С вона набуває жовтого забарвлення унаслідок виділення бурого газу NО₂:

4 HNO₃ → 4 NO₂ + 2 H₂O + O₂

Нітратна кислота змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Як і сульфатна кислота, вона енергійно поглинає вологу, тобто проявляє гігроскопічні властивості.

Добування: вихідною сировиною у промисловому виробництві нітратної кислоти є амоніак NH₃. Процес одержання HNO₃ складається з трьох стадій:

1) каталітичне окиснення амоніаку:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

2) окиснення нітроген (ІІ) оксиду:

2 NO + O₂ ↔ 2 NO₂

3) взаємодія нітроген (ІV) оксиду з киснем та водою:

4 NO₂ + 2 H₂O + O₂ → 4 HNO₃

У лабораторних умовах нітратну кислоту можна добути дією концентрованої сульфатної кислоти на кристали нітратів:

NaNO₃ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

2 NaNO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2 HNO₃

Хімічні властивості: належить до сильних кислот і проявляє всі характерні властивості кислот:

1) електролітична дисоціація:

HNO₃ ↔ H⁺ + NO₃ ^–

нітрат –йон

Утворені йони Н⁺ діють на індикатори, змінюючи їх забарвлення: лакмусу – на червоний, метилоранжу - на рожевий, фенолфталеїн залишається безбарвним.

2) взаємодія з основними та амфотерними оксидами:

MgO + 2 HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + H₂O

MgO + 2 H⁺ + 2 NO₃ - → Mg²⁺ + 2 NO₃ ^- + H₂O

MgO + 2 H⁺ → Mg²⁺ + H₂O

 

K₂O + 2 HNO₃ → 2 KNO₃ + H₂O

Fe₂O₃ + 6 HNO₃ → 2 Fe(NO₃)₃ + 3 H₂O

 

3)взаємодія з основами та амфотерними гідроксидами:

NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O

натрій нітрат

Na⁺ + OH^- + H⁺ + NO₃ ^- → Na⁺ + NO₃ ^- + H₂O

H⁺ + OH^- → H₂O

 

Zn(OH)₂ + 2 HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2 H₂O

Zn(OH)₂ + 2 H⁺ + 2 NO₃ ^- → Zn²⁺ + 2 NO₃ ^- + 2 H₂O

Zn(OH)₂ + 2 H⁺ → Zn²⁺ + 2 H₂O

 

4) взаємодія з солями: нітратна кислота витісняє слабкі кислоти з їх солей:

Na₂СO₃ + 2 HNO₃ → 2 NaNO₃ + H₂O + CO₂ ↑

2 Na⁺ + CO₃ ^2- + 2H⁺ + 2 NO₃ ^- → 2 Na⁺ + 2 NO₃ ^- + H₂O + CO₂ ↑

2H⁺ + CO₃ ^2- → H₂O + CO₂ ↑

Особливості нітратної кислоти

Нітратна кислота практично ніколи не виділяє водень при взаємодії з металами. Продуктами реакції нітратної кислоти з металом є три речовини: нітрат металу, вода та один з продуктів відновлення Нітрогену:

+5

М + HNO₃ → MNO₃ + H₂O + продукт відновлення Нітрогену

+4 +2 +1 0 -3

NO₂ NO N₂O N₂ NH₃ (NH₄NO₃)

Орієнтовно можливість утворення того чи іншого продукту відновлення Нітрогену можна передбачити за такою схемою:

HNO₃

_{_____________________________ │ ____________________________}

↓ ↓

Концентрована Розбавлена

N₂O з активним металом N₂, NH₄NO₃

NO₂ з малоактивним металом NO

Нітратна кислота реагує також з металами, що розташовані у ряду активності після Гідрогену (крім золота Au та платини Pt), наприклад, з міддю:

Cu + 4 HNO_{3 (конц.)} → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

Cu⁰ - 2e^- → Cu⁺² │ 1 │ відновник (процес окиснення)

N⁺⁵ +1e^- → N⁺⁴ │ 2 │ окисник (процес відновлення)

 

3 Cu + 8 HNO_{3 (розв.)} → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 4 H₂O

Cu⁰ - 2e^- → Cu⁺² │ 3 │ відновник (процес окиснення)

N⁺⁵ +3e^- → N⁺² │ 2 │ окисник (процес відновлення)

Концентрована НNO₃ при взаємодії з активними метали (лужними і лужноземельними) відновлюється до N₂O:

4Mg + 10HNO₃ = N₂O + 4Mg(NO₃)₂+ 5H₂O.

У реакції з металами середньої активності (Zn, Cd, Sn, Pb, Cu, Ag, Hg) НNO₃ відновлюється до NO₂:

Cu + 4HNO₃ = NO₂ + Cu(NO₃)₂+ 2H₂O.

Розбавлена НNO₃ при дії на метали (лужні та лужноземельні) відновлюється до NH₄NO₃:

4Ca + 10HNO₃ = 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Менш активні метали (Fe, Co, Ni, Sn) відновлюють розбавлену HNO₃ до N₂O:

8Fe + 30HNO₃ = 8Fe(NO₃)₃ + 3N₂O + 15H₂O.

При дії розбавленої HNO₃ на Pb, Cu, Bi виділяється NO:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Деякі метали реагують з розведеною нітратною кислотою й не реагують з концентрованою, тому що на їхній поверхні утворюється тонка, але міцна оксидна плівка, що захищає метал від подальшої дії кислоти («пасивація металу»). Така пасивність характерна для алюмінію, заліза, хрому та деяких інших металів.

Суміш концентрованої нітратної кислоти з хлоридною кислотою у об’ємному співвідношенні 1: 3 називається “царська горілка», у ній розчиняються золото й платина (активний елемент – атомарний хлор у момент виділення):

Au + HNO₃ + 3 HCl → AuCl₃ + NO + 2 H₂O

3 Pt + 4 HNO₃ + 12 HCl → 3 PtCl₄ + 4 NO + 8 H₂O

Концентрована HNO₃ окиснює також неметали, такі як сірка, фосфор, вуглець:

S + 6 HNO₃ → H₂SO₄ + 6 NO₂ + 2 H₂O

3P + 5 HNO₃ + 2 H₂O → 3 H₃PO₄ + 5 NO

3C + 4 HNO₃ → 3 CO₂ + 4NO + 2 H₂O

Нітратна кислота настільки сильний окисник, що вона може окиснювати різні органічні речовини і матеріали. Так, під час дії концентрованої нітратної кислоти спалахують солома, папір, тирса, скипидар. Вона руйнує вовну, роз'їдає шкіру, забарвлює її у жовтий колір і спричинює на ній виразки, що не можуть довго загоїтися. Тому з нітратною кислотою треба поводитися дуже обережно.

Застосування нітратної кислоти:

1) виробництво мінеральних добрив;

2) виробництво пластмас;

3) виробництво барвників;

4) синтез лікарських засобів;

5) виробництво дезінфікуючих засобів;

6) виробництво фотоплівки;

7) виготовлення вибухових речовин;

8) виробництво синтетичних волокон;

9) виробництво нітролаків.

Нітрати

Нітратна кислота утворює солі – нітрати.

Як і більшість солей нітрати – йонні сполуки кристалічної будови, переважно безбарвні або білого кольору. Усі нітрати добре розчиняються у воді.

Деякі нітрати використовують як мінеральні добрива під загальною назвою селітри:

NaNO₃ – натрієва (чилійська) селітра

KNO₃ – калієва селітра

Ca(NO₃)₂ – кальцієва селітра

NH₄NO₃ – амонієва селітра

 

Добування нітратів

а) взаємодія нітратної кислоти з основою:

Mg(OH)₂ + 2HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + 2H₂O

б) взаємодія нітратної кислоти з основним оксидом:

CaO + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

в) взаємодія нітратної кислоти з металом:

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ +2NO₂ +2H₂O

г) взаємодія нітратної кислоти з сіллю:

2HNO₃ + Na₂CO₃ → 2NaNO₃ + CO₂ + H₂O

д) взаємодія нітратної кислоти з амоніаком:

NH₃ + HNO₃ → NH₄ NO₃

 

Нітрати утворюються також і під час взаємодії нітроген(V) оксиду з лугами:

N₂О₅ + 2КОН = 2KNО₃ + Н₂О

Хімічні властивості: нітрати проявляють усі характерні властивості солей.

1) Взаємодія з металами:

Mg + 2 AgNO₃ → Mg(NO₃)₂ + 2 Ag ↓

Mg + 2 Ag⁺ ₊ 2 NO₃^- → Mg²⁺ + 2 NO₃^- + 2 Ag↓

Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag↓

2) Взаємодія з лугами:

Fe(NO₃)₃ + 3 NaOH → Fe(OH)₃ ↓ + 3 NaNO₃

Fe³⁺ + 3 NO₃^- + 3 Na⁺ + 3 OH^- → Fe(OH)₃ ↓ + 3 Na⁺ + 3 NO₃ ^–

Fe³⁺ + 3 OH^- → Fe(OH)₃ ↓

3) Взаємодія з солями:

3 Ca(NO₃)₂ + 2 Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ ↓ + 6 NaNO₃

3 Ca²⁺ + 6 NO₃^- + 6 Na⁺ + 2 PO₄ ^3- → Ca₃(PO₄)₂ ↓ + 6 Na⁺ + 6 NO₃^-

3 Ca²⁺ + 2 PO₄ ^3- → Ca₃(PO₄)₂ ↓

4) Взаємодія з кислотами:

AgNO₃ + HCl → AgCl ↓ + HNO₃

Ag⁺ + NO₃^- + H⁺ + Cl^- → AgCl ↓ + H⁺ + NO₃^-

Ag⁺ + Cl^- → AgCl ↓

 

NaNO_{3 (тв.)} + H₂SO_{4 (конц.)} → NaHSO₄ + HNO₃

2 NaNO_{3 (тв.)} + H₂SO_{4 (конц.)} → Na₂SO₄ + 2 HNO₃

5) Розклад при нагріванні. Нітрати при нагріванні розкладаються:

NH₄NO₃ → N₂O ↑ + 2 H₂O

Напрям реакції розкладу нітратів металів залежить від положення металу у ряду активності (витиску вальний ряд металів):

О2↑

+

Me(NO2)n

n

метал до Mg

n

у витискувальному ряді →

Me(NO3)n

метал від Mg до Cu → MeO + NO₂↑ + O₂↑

включно

 

метал після Cu → Me + NO₂ + O₂↑

Наприклад: 2KNO₃ → 2KNO₂ + 3O₂

2Сu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂

Застосування нітратів:

- у сільському господарстві як добрива;

- у піротехніці;

- для виготовлення чорного пороху, виробництва вибухових речовин;

- виробництво скла;

- виробництво ліків;

- для обробки та консервування харчових продуктів.

 

Ортофосфатна кислота

Молекулярна формула: Н₃РО₄

Структурна формула:

Фізичні властивості: Ортофосфатна кислота являє собою безбарвну й розпливчасту на повітрі кристалічну сполуку із температурою плавлення +42 °С. Ортофосфатна кислота добре розчиняється у воді (до 80% за масою). На відміну від багатьох сполук Фосфору, ортофосфатна кислота не отруйна.

Добування: Виробництво ортофосфатної кислоти проводиться шляхом спалювання білого (жовтого) фосфору у кисні повітря та наступним розчиненням у воді:

4 Р + 5 О₂ → 2 Р₂О₅

Р₂О₅ + 3 Н₂О → 2 Н₃РО₄

Хімічні властивості: належить до кислот середньої сили. Проявляє всі хімічні властивості кислот:

1) електролітична дисоціація (відбувається ступінчато):

H₃PO₄ ↔ Н⁺ + H₂PO₄ֿ

H₂PO₄ˉ ↔ Н⁺ + HPO₄²ˉ

HPO₄²ˉ ↔ Н⁺ + PO4³ˉ

H₃PO₄ ↔ 3 Н⁺ + PO4³ˉ

2) взаємодія з металами, що розташовані у ряду активності металів перед Н₂:

6Na + 2H3PO4 = 2Na3PO4 + 3H2 

3) взаємодія з основними оксидами:

3CaO + 2H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ ↓ + 3H₂O

4) взаємодія з основами:

H₃PO₄ + 3KOH → K₃PO₄ + 3H₂O

3Н⁺ + PO4³ˉ + 3K⁺ + 3OHˉ → 3K⁺ + PO4³ˉ + 3H₂O

3Н⁺ + 3OHˉ → 3H₂O

Н⁺ + OHˉ → H₂O

Залежно від молярних співвідношень реагентів можливе утворення також кислих солей:

H₃PO₄ + KOH → KH₂PO₄ + H₂O

3Н⁺ + PO4³ˉ + K⁺ + OHˉ → K⁺ + H₂PO4ˉ + H₂O

3Н⁺ + PO4³ˉ + OHˉ → H₂PO4ˉ + H₂O

 

H₃PO₄ + 2KOH → K₂HPO₄ + 2H₂O

3Н⁺ + PO4³ˉ + 2K⁺ + 2OHˉ → 2K⁺ + HPO4²ˉ + 2H₂O

3Н⁺ + PO4³ˉ + 2OHˉ → HPO4²ˉ + 2H₂O

5) Взаємодія із солями:

2H₃PO₄ + 3Na₂CO₃ → 2Na₃PO₄ + 3CO₂↑ + 3H₂O

6H⁺ + 2PO₄^3- + 6Na⁺ + 3CO₃^2- → 6Na⁺ + 2PO₄^3- + 3CO₂↑ + 3H₂O

6H⁺ + 3CO₃^2- → 3CO₂↑ + 3H₂O

2H⁺ + CO₃^2- → CO₂↑ + H₂O

Застосування ортофосфатної кислоти:

1) для добування фосфатних добрив;

2) у лакофарбовій промисловості;

3) у металургійній промисловості;

4) у харчовій промисловості;

5) для запобігання корозії металів.

 

Солі ортофосфатної кислоти

Як триосновна кислота ортофосфатна кислота утворює три ряди солей:

Дигідрогенортофосфати: NaH₂PO₄ натрій дигідрогенортофосфат

NH₄H₂PO₄ амоній дигідрогенортофосфат

Ca(H₂PO₄)₂ кальцій дигідрогенортофосфат

Гідрогенортофосфати: Na₂HPO₄ натрій гідрогенортофосфат

(NH₄)₂HPO₄ амоній гідрогенортофосфат

CaHPO₄ кальцій гідрогенортофосфат

Ортофосфати: Na₃PO₄ натрій ортофосфат

(NH₄)₃PO₄ амоній ортофосфат

Са₃(РО₄)₂ кальцій ортофосфат

Фізичні властивості ортофосфатів: тверді, кристалічні речовини. У воді розчиняються тільки ортофосфати натрію та калію.

Хімічні властивості: ортофосфати проявляють усі хімічні властивості солей (крім взаємодії з металами, адже натрій і калій не витісняються з розчинів солей)

1) Взаємодія з сильними кислотами:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ → 3CaSO₄ + 2 H₃PO₄

2) Взаємодія з лугами:

2Na₃PO₄ + 3Ba(OH)₂ → Ba₃(PO₄)₂ ↓ + 6 NaOH

6Na⁺ + 2PO₄^3- + 3Ba²⁺ + 6 OH^- → Ba₃(PO₄)₂ ↓ + 6Na⁺ + 6 OH^-

3Ba²⁺ + 2PO₄^3- → Ba₃(PO₄)₂ ↓

3) Взаємодія з солями:

K₃PO₄ + 3 AgNO₃ → 3KNO₃ + Ag₃PO₄ ↓

3K⁺ + PO₄^3- + 3Ag⁺ + 3NO₃^- → 3K⁺ + 3NO₃^- + Ag₃PO₄ ↓

3Ag⁺ + PO₄^3- → Ag₃PO₄ ↓

При взаємодії ортофосфатів з розчином аргентум нітрату AgNO₃ утворюється жовтий осад аргентум ортофосфату Ag₃PO₄. Ця реакція використовується для виявлення ортофосфат-йонів у розчині (якісна реакція на ортофосфат-йон).

Застосування солей ортофосфатної кислоти: Солі ортофосфатної кислоти використовують як мінеральні добрива. Фосфор, так само як і азот, є важливим елементом для забезпечення росту і життєдіяльності рослин. Рослини витягають фосфор з ґрунту, тому його запаси необхідно поповнювати, періодично додаючи фосфатні добрива. Фосфатні добрива виготовляють з кальцій ортофосфату, що входить до складу природних фосфоритів і фтор апатитів. Найважливішими фосфорними добривами є:

Фосфоритне борошно – розмелений фосфорит Са₃(РО₄)₂, нерозчинний у воді, засвоюється не всіма рослинами і тільки на кислих грунтах.

Простий суперфосфат – суміш Са(Н₂РО₄)₂ і СаSO₄

Подвійний суперфосфат - Са(Н₂РО₄)₂

Преципітат – СаНРО₄

Комплексні добрива(крім Фосфору містять Нітроген, Калій):

Амофоси – (NH₄)₂HPO₄, NH₄H₂PO₄

Амофоска – (NH₄)₃PO₄ + KCl

Нітроамофоска – (NH₄)₂HPO₄ + NH₄NO₃ + KCl.

 

Карбонатна кислота

Хімічна формула – Н₂СО₃

Структурна формула:

Карбонатна кислота – нестійка сполука, що може існувати тільки у водному розчині.

Н₂О + СО₂ ↔ Н₂СО₃

Внаслідок нестійкості молекул карбонатної кислоти її не можливо виділити в чистому вигляді.

Хімічні властивості.

1) Електролітична дисоціація: Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^– (1 стадія)

НСО₃^– ↔ Н⁺ + СО₃^2–. (2 стадія)

Карбонатна кислота – слабкий електроліт. Внаслідок низької концентрації йонів Н⁺ її розчин змінює колір лакмусу не на червоний, а на рожевий.

2) Взаємодія з активними металами:

Mg + H₂CO₃ → MgCO₃ + H₂ ↑

3) Взаємодія з основними оксидами:

СаО + Н₂СО₃ → СаСО₃ + Н₂О

4) Взаємодія з лугами (утворює як середні солі, так і кислі):

2 NaOH + H₂CO₃ → Na₂CO₃ + 2 H₂O

натрій карбонат

NaOH + H₂CO₃ → NaHCO₃ + H₂O

натрій гідрогенкарбонат

 

Карбонати та гідрогенкарбонати

Карбонатна кислота утворює два ряди солей: середні та кислі.

Кислота	Кислотний залишок	Характер солі	Склад солі, назва	Приклад
Н2СО3	− НСО3	кисла	Me(HCO3)у гідрогенкарбонати	NaHCO3 – натрій гідрогенкабонат Ca(HCO3)2 – кальцій гідрогенкабонат
= СО3	середня	Meх(CO3)у карбонати	Na2CO3 – натрій карбонат CaCO3 – кальцій карбонат

 

Фізичні властивості: солі карбонатної кислоти – кристалічні речовини, сполуки стійкі, хоча сама кислота не стійка. Розчиняються у воді тільки карбонати лужних металів. Серед гідрогенкарбонатів більшість розчинна у воді.

Хімічні властивості: карбонати проявляють притаманні солям властивості:

1) Взаємодія з іншими солями:

К₂СО₃ + MgCl₂ → 2 KCl + MgCO₃ ↓

2 K⁺ + CO₃^2- + Mg²⁺ + 2 Cl^- → 2 K⁺ + 2 Cl^- + MgCO₃ ↓

Mg²⁺ + CO₃^2- → MgCO₃ ↓

2) Взаємодія з кислотами: під дією більш сильних кислот карбонати та гідрогенкарбонати виділяють вуглекислий газ:

Na₂CO₃ + 2 HNO₃ → 2 NaNO₃ + H₂O + CO₂ ↑

2 Na⁺ + CO₃^2- + 2 H⁺ + 2 NO₃^- → 2 Na⁺ + 2 NO₃^- + H₂O + CO₂ ↑

2 H⁺ + CO₃^2- → H₂O + CO₂ ↑

Взаємодія солей карбонатної кислоти з сильними кислотами – якісна реакція на аніони CO₃^2- у розчині.

3) Взаємоперетворення карбонатів та гідроген карбонатів:

під дією вуглекислого газу та води карбонати перетворюються на гідрогенкарбонати:

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ → 2 NaHCO₃

CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

Зворотний перехід від гідрогенкарбонатів до карбонатів відбувається під час нагрівання:

2 NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + H₂O + CO₂

4) Термічний розклад: стійкі до нагрівання лише карбонати лужних металів. Решта карбонатів розкладається при нагріванні:

СаСО₃ → СаО + СО₂ ↑

Застосування карбонатів та гідрогенкарбонатів:

Na₂CO₃ (кальцинова сода) – у виробництві скла, мила, паперу, у побуті як миючий засіб, у нафтовій промисловості.

CaCO₃ – як будівельний матеріал і як вихідний продукт для добування вапна. Мелена крейда як наповнювач для ґумових сумішей, паперу, лінолеуму, зубного порошку. Мармур – для виготовлення скульптур, у будівництві.

MgCO₃ – для добування MgO і чистого CO₂, який використовується для виробництва штучних мінеральних вод.

K₂CO₃ (поташ) – виробництво мила, скла, як калійне добриво.

NaHCO₃ (питна сода) – у кондитерській справі, для виготовлення штучних мінеральних вод, у вогнегасниках, у медицині, у фотосправі.

NH₄HCO₃ (амоніяк) – у кондитерській справі, для фарбування тканин, у медицині.

PbCO₃ – для виготовлення свинцевого білила. Фарба дає міцне покриття, зокрема для кораблів, але дуже отруйна.

Cu₂(OH)₂CO₃ (малахіт) – для виготовлення зелених фарб, ювелірних виробів, у піротехніці.

 

Силікатна кислота.

Молекулярна формула: H₂SiO₃

Структурна формула:

Фізичні властивості: Силікатна кислота дуже слабка. Вона слабша навіть за карбонатну кислоту.
У воді H₂SiO₃ нерозчинна, але у подрібненому стані має властивість утворювати колоїдний розчин.

Добування: Силікатну кислоту можна одержати дією будь-якої кислоти на розчини силікату калію або натрію, наприклад:

Na₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓ + 2NaCl

2Na⁺ + SiO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → 2Na⁺ + 2Cl^- + H₂SiO₃↓

2H⁺ + SiO₃^2- → H₂SiO₃↓

При цьому вона виділяється у вигляді білого драглистого осаду, який містить значну кількість води.

Хімічні властивості:

1) Взаємодія з лугами: силікатна кислота не змінює кольору індикаторів, не реагує з металами, але розчиняється в лугах, утворюючи солі (силікати):

2 NaOH + H₂SiO₃ → Na₂SiO₃ + 2 H₂O

2Na⁺ + 2OH^- + H₂SiO₃ → 2Na⁺ + SiO₃^2- + 2 H₂O

H₂SiO₃ + 2OH^- → SiO₃^2- + 2 H₂O

Силікати – тверді, кристалічні, тугоплавкі, термічно стійкі речовини. Розчинними у воді є тільки силікати натрію та калію.

 

2) Термічний розклад: при нагріванні силікатна кислота поступово зневоднюється, а при прожарюванні повністю втрачає воду і перетворюється на силікатний ангідрид SiO₂:

H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O

Застосування силікатної кислоти та силікатів:

1) Водний розчин натрій силікату використовують для просочування деревини та тканин, щоб надати їм вогнетривкості; для виготовлення цементних розчинів, мийних засобів, силікатного клею; водний розчин натрій та (або) калій силікату ще називають рідким склом.

2) Алюмосилікати застосовують як адсорбенти і у силікатній промисловості.

 

Силікатна промисловість. Будівельні матеріали.