Главная » Разное

Реакция с водой магний калий железо цинк

Содержание
  1. Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
  2. Содержание:
  3. Химические свойства щелочных металлов: взаимодействие, получение
  4. Химические свойства щелочноземельных металлов: взаимодействие, получение
  5. Химические свойства алюминия
  6. Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
  7. Цинк. Химия цинка и его соединений
  8. Положение в периодической системе химических элементов
  9. Электронное строение цинка и свойства
  10. Физические свойства
  11. Нахождение в природе
  12. Способы получения
  13. Качественные реакции
  14. Химические свойства
  15. Оксид цинка
  16. Способы получения
  17. Химические свойства
  18. Гидроксид цинка
  19. Способы получения
  20. Химические свойства
  21. Соли цинка
  22. Нитрат и сульфат цинка
  23. Комплексные соли цинка
  24. Гидролиз солей цинка
  25. Цинкаты
  26. Сульфид цинка
  27. Упражнения типа «мысленный эксперимент» по химии цинка (тренажер задания 32 ЕГЭ по химии)

Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)

Содержание:

Содержание

  • Химические свойства щелочных металлов: взаимодействие, получение
  • Химические свойства щелочноземельных металлов: взаимодействие, получение
  • Химические свойства алюминия
  • Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)

Химические свойства щелочных металлов: взаимодействие, получение

Щелочные металлы находятся в первой группе периодической таблицы. Атомы этих элементов содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне. Он расположен на большом расстоянии от ядра. Как и все металлы являются восстановителями и легко отдают электрон. Характерна степень окисления равная +1. В группе сверху вниз наблюдается увеличение металлических свойств. За счет растущей энергии ионизации способность отдавать электроны, а следовательно, электроотрицательность возрастают снизу вверх.

Франций является самым активным металлом, так как у него электрон находится на самом далеком расстоянии от ядра. Соответственно, его способность к восстановлению самая высокая.

    В нормальных условиях щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. Они очень активны в таких реакциях, поэтому их хранят под слоем вазелинового масла. Продукты реакции могут быть оксидами или пероксидами.

Читайте также:  Насосная станция перестает качать воду

Щелочные металлы вступают с водой в реакцию при нормальных условиях. Водород вытесняется из воды, и в качестве продукта реакции образуется растворимое основание – щелочь. Для распознавания щелочи можно использовать индикатор — фенолфталеин. При добавлении в раствор он окрашивается в малиновый цвет. Реакции с водой протекают очень бурно, литий «взрывается» в воде, натрий «кипит». При этом водород выделяется в виде белого пара клубами.

Вступают в реакции с галогенами, образуя галогениды.

2K + Cl2 → 2KCl
2Na + Cl2 → 2NaCl

Характерно взаимодействие с водородом при нагревании, продуктом реакции являются гидриды. Например, продуктом реакции калия и водорода будет гидрид калия.

С серой при нагревании образуют сульфиды. Это твердое, бесцветное вещество, растворимое в воде.

При нагревании происходит реакция с фосфором, фосфиды являются продуктом.

Литий и натрий могут вступать в реакцию с углеродом при нагревании. В результате образуются карбиды. Остальные щелочные металлы в эти реакции не вступают.

С азотом при обычных условиях реагирует только литий, с остальными щелочными металлами реакция возможна только при нагревании.

Взаимодействуют со спиртами, образуя алкоголяты.

Многие щелочные металлы способны взаимодействовать с разбавленными кислотами до образования водорода. Однако, реакция протекает стадийно, т.е. сначала металл реагирует с водой до образования щелочи, а затем происходит нейтрализация щелочи кислотой. Взаимодействие с кислотами сопровождается взрывом и поэтому такие реакции на практике не проводятся.

Получение

    Основным методом получения щелочных металлов является электролиз галогенидных расплавов. При этом чаще всего используются хлориды, входящие в состав природных минералов.

Другими способами получения щелочных металлов могут быть получение из его оксидов и солей.

Например, натрий можно получить путем кальцинирования соды с углем.

Литий получают из его оксида при повышении температуры до 300°С.

Химические свойства щелочноземельных металлов: взаимодействие, получение

Главную подгруппу второй группы периодической системы химических элементов образуют металлы, которые получили название щелочноземельных. Так названы они потому, что гидраты их окислов («земель»), подобно гидратам окислов щелочных металлов, являются щелочами.

Внешний электронный слой их атомов состоит из двух электронов. Отдавая их, атомы этих металлов превращаются в ионы, несущие две единицы положительного заряда. Во всех своих соединениях металлы подгруппы бериллия положительно двухвалентны. В периодической таблице они соседствуют с щелочными металлами. Поэтому эти элементы проявляют высокую химическую активность, уступая в ней только щелочным металлам. Свойства металла повышаются с увеличением порядкового номера.

    Вступают в реакции с кислородом, продуктом реакции становятся оксиды, исключение барий, он образует пероксид BaO2. Бериллий и магний взаимодействуют с кислородом только при очень высоких t, так как покрыты тонкой защитной оксидной пленкой.

В приведенной выше реакции кусочек кальция сгорает с образованием белого дыма при нагревании. Он образован тончайшими твердыми частицами оксида кальция.

Подобно щелочным металлам взаимодействуют с водой, но менее активно. В результате образуется гидрат оксида и вытесняется водород.

Фенолфталеин окрашивается в полученном растворе в малиновый цвет. Этот пример оправдывает ожидаемое сходство в химических свойствах щелочноземельных и щелочных металлов: оба взаимодействуют с водой с выделением водорода. Гидраты оксидов щелочноземельных металлов, как и щелочи, являются щелочами, то есть они растворимы в воде.

Все металлы, кроме бериллия, вступают в реакцию с галогенами. Бериллий взаимодействует с галогенами только при повышенных температурах. Продуктом реакции являются галогениды.

При нагревании с водородом реагируют все щелочноземельные металлы, кроме бериллия. В результате образуются гидриды.

Реагируют с серой, в результате чего образуются сульфиды.

Взаимодействуют с азотом при нагревании, за исключением магния. Он реагирует с азотом в нормальных условиях. Продуктом реакции являются нитриды.

Могут вступать в реакции с кислотами, в результате образуют соли соответствующей кислоты и водород.

Получение

Основными способами получения металлов второй группы главной подгруппы являются электролиз расплавов, алюминотермия и вытеснение из их солей другими более активными металлами.

Химические свойства алюминия

Алюминий находится в третьей группе периодической системы элементов. Заряд ядра атома алюминия +13, на внешнем электронном слое три электрона.

По строению атомов и положению в периодической системе можно предположить, что у элементов третьей группы металлические свойства должны быть выражены слабее, чем у элементов второй группы. Это действительно так.

При химических реакциях атом алюминия отдает три электрона внешнего слоя, обращаясь в трех зарядный положительный ион Al 3+ . Поэтому во всех его устойчивых соединениях алюминий положительно трехвалентен. Его соединения проявляют амфотерные свойства.

Алюминий – химически активный металл и проявляет себя как восстановитель. Однако его активность снижает оксидная пленка, которая образуется на его поверхности. Поэтому во многих реакциях пленка сначала удаляется, а затем осуществляется взаимодействие с веществами. Рассмотрим на конкретных примерах химические свойства алюминия.

    Алюминий соединяется с кислородом воздуха и при нагревании и при обыкновенной температуре. На его поверхности быстро образуется тончайшая плотная пленка окиси алюминия. Она трудно проницаема для газов и защищает металл от дальнейшего окисления.

В раздробленном состоянии и при повышенной температуре алюминий бурно реагирует с кислородом с выделением большого количества тепла. В результате образуется окись алюминия.

Со многими неметаллами реакции происходят при нагревании.

С водой взаимодействует при удалении оксидной пленки. Реакция протекает энергично, вытесняя водород из воды.

Взаимодействие с кислотами. Опустим алюминиевые стружки в пробирку с соляной или разбавленной серной кислотой. Алюминий растворяется, вытесняя из кислоты водород и образуя соль.

С концентрированной азотной и серной кислотой не реагирует. Поэтому концентрированная азотная кислота хранится в алюминиевых емкостях и транспортируется в алюминиевых резервуарах.

С разбавленной азотной кислотой вступает в реакцию с образованием

Поскольку алюминий обладает амфотерными свойствами, он характеризуется реакциями со щелочами.

Алюминий взаимодействует с окислами большинства металлов, вытесняя менее активный металл. Этот метод используется в промышленности для получения металлов и называется алюминотермией.

Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)

Переходные элементы – металлы, расположены в побочных подгруппах периодической системы химических элементов. Так как у них происходит заполнение d-уровней в последнюю очередь, то их относят к d-элементам. Если последним заполняется f-уровень, то это f-элементы. Соответственно, химические свойства обусловлены таким строением атома. Рассмотрим химические свойства некоторых переходных элементов. У всех переходных элементов наблюдается так называемый «проскок электрона», т.е. электрон может переходить на соседнюю орбиталь в пределах одного электронного слоя.

  1. Взаимодействие с кислородом
    • В кислороде железо сгорает, разбрасывая искры – раскаленные капли железной окалины, а при накаливании на воздухе окисляется с поверхности, образуя окалину в виде корки. Во всех случаях образуется железная окалина. 3Fe + 2O2 → Fe3O4
    • Медь, цинк и хром вступают в реакцию с кислородом только при нагревании


2Zn + O2 → 2ZnO
4Cr + 3O2 → 2Cr2O3


Взаимодействие с неметаллами.

    Железо способно реагировать с азотом, фосфором, углеродом и серой. Энергично реагирует при нагревании с серой, образуя сернистое железо.

    Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием. Характерны реакции с серой при нагревании.

    При нагревании цинк взаимодействует с серой и фосфором. С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк в реакции не вступает.

    Хром взаимодействует с азотом, серой, бором, углеродом и кремнием при повышенных температурах.


Взаимодействие с галогенами

    Железный порошок, предварительно нагретый и внесенный в колбу с хлором, сгорает, образуя бурый дым – хлорное железо.

    Медь и хром с галогенами вступает в реакции при нагревании.

    Цинк вступает в реакции с галогенами при нормальных условиях, в качестве катализатора необходимы пары воды.


При нагревании характерно взаимодействие с водой железа, цинка, хрома. Медь неактивный металл, поэтому с водой не реагирует.

При обычных условиях железо реагирует с парами воды и кислородом. Происходит процесс ржавления и образуется желто-бурая ржавчина – гидрат окиси железа.

  • Взаимодействие с кислотами (подробно рассмотрено в разделе «Общие химические свойства металлов»).
  • Железо, цинк и хром способны вытеснять из водных растворов солей медь и другие металлы, расположенные правее в ряду активности.

    Источник

    Цинк. Химия цинка и его соединений

    Положение в периодической системе химических элементов

    Цинк расположены в побочной подгруппе II группы (или в 12 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

    Электронное строение цинка и свойства

    Электронная конфигурация цинка в основном состоянии :

    +30Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

    3s 3p 3d

    Характерная степень окисления цинка в соединениях +2.

    Физические свойства

    Цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (быстро тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

    Температура плавления цинка 420°С, температура кипения 906°С, плотность 7,13 г/см 3 .

    Нахождение в природе

    Среднее содержание цинка в земной коре 8,3·10 -3 мас.%. Основной минерал цинка: сфалерит (цинковая обманка) ZnS..

    Цинк играет важную роль в процессах, протекающих в живых организмах.

    В природе цинк как самородный металл не встречается.

    Способы получения

    Цинк получают из сульфидной руды. На первом этапе руду обогащают, повышая концентрацию сульфидов металлов. Сульфид цинка обжигают в печи кипящего слоя:

    2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

    Чистый цинк из оксида получают двумя способами.

    При пирометаллургическом способе , который использовался издавна, оксид цинка восстанавливают углём или коксом при 1200—1300 °C:

    ZnO + С → Zn + CO

    Далее цинк очищают от примесей.

    В настоящее время основной способ получения цинка — электролитический (гидрометаллургический) . При этом сульфид цинка обрабатывают серной кислотой:

    При это получаемый раствор сульфата цинка очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу.

    При электролизе чистый цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его удаляют и подвергают плавлению в индукционных печах. Таким образом можно получить цинк с высокой чистотой (до 99,95 %).

    Качественные реакции

    Качественная реакция на ионы цинка — взаимодействие избытка солей цинка с щелочами . При этом образуется белый осадок гидроксида цинка.

    Например , хлорид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия:

    ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl

    При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид цинка растворяется с образованием комплексной соли тетрагидроксоцинката:

    Обратите внимание , если мы поместим соль цинка в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида цинка не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения цинка сразу переходят в комплекс:

    Химические свойства

    1. Цинк – сильный восстановитель . Цинк – довольно активный металл, но на воздухе он устойчив, так как покрывается тонким слоем оксида, предохраняющим его от дальнейшего окисления. При нагревании цинк реагирует со многими неметаллами .

    1.1. Цинк реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

    Реакция цинка с иодом при добавлении воды:

    1.2. Цинк реагирует с серой с образованием сульфидов:

    Zn + S → ZnS

    1.3. Цинк реагируют с фосфором . При этом образуется бинарное соединение — фосфид:

    1.4. С азотом цинк непосредственно не реагирует.

    1.5. Цинк непосредственно не реагирует с водородом, углеродом, кремнием и бором.

    1.6. Цинк взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

    2Zn + O2 → 2ZnO

    2. Цинк взаимодействует со сложными веществами:

    2.1. Цинк реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

    Zn 0 + H2 + O → Zn +2 O + H2 0

    2.2. Цинк взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.

    Например , цинк реагирует с соляной кислотой :

    Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑

    Демонстрация количества выделения водорода при реакции цинка с кислотой:

    Цинк реагирует с разбавленной серной кислотой:

    2.3. Цинк реагирует с концентрированной серной кислотой . В зависимости от условий возможно образование различных продуктов. При нагревании гранулированного цинка с концентрированной серной кислотой образуются оксид серы (IV), сульфат цинка и вода:

    Порошковый цинк реагирует с концентрированной серной кислотой с образованием сероводорода, сульфата цинка и воды:

    2.4. Аналогично: при нагревании гранулированного цинка с концентрированной азотной кислотой образуются оксид азота (IV) , нитрат цинка и вода :

    При нагревании цинка с очень разбавленной азотной кислотой образуются нитрат аммония , нитрат цинка и вода :

    2.5. Цинк – амфотерный металл, он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:

    Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2

    Цинк реагирует с расплавом щелочи с образованием цинката и водорода:

    В отличие от алюминия, цинк растворяется и в водном растворе аммиака:

    2.6. Цинк вытесняет менее активные металлы из оксидов и солей .

    Например , цинк вытесняет медь из оксида меди (II):

    Zn + CuO → Cu + ZnO

    Еще пример : цинк восстанавливает медь из раствора сульфата меди (II):

    CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu

    И свинец из раствора нитрата свинца (II):

    Восстановительные свойства цинка также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: нитратами и сульфитами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

    Оксид цинка

    Способы получения

    Оксид цинка можно получить различными методами :

    1. Окислением цинка кислородом:

    2Zn + O2 → 2ZnO

    2. Разложением гидроксида цинка при нагревании:

    3. Оксид цинка можно получить разложением нитрата цинка :

    Химические свойства

    Оксид цинка — типичный амфотерный оксид . Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

    1. При взаимодействии оксида цинка с основными оксидами образуются соли-цинкаты.

    Например , оксид цинка взаимодействует с оксидом натрия:

    2. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—цинкаты, а в растворе – комплексные соли . При этом оксид цинка проявляет кислотные свойства.

    Например , оксид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием цинката натрия и воды:

    Оксид цинка растворяется в избытке раствора щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

    3. Оксид цинка не взаимодействует с водой.

    ZnO + H2O ≠

    4. Оксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами . При этом образуются соли цинка. В этих реакциях оксид цинка проявляет основные свойства.

    Например , оксид цинка взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата цинка:

    5. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием солей.

    Например , оксид цинка реагирует с соляной кислотой:

    ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

    6. Оксид цинка проявляет слабые окислительные свойства .

    Например , оксид цинка при нагревании реагирует с водородом и угарным газом:

    ZnO + С(кокс) → Zn + СО

    ZnO + СО → Zn + СО2

    7. Оксид цинка — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

    Например , из карбоната бария:

    Гидроксид цинка

    Способы получения

    1. Гидроксид цинка можно получить пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоцинката натрия:

    Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить исходное вещество Na2[Zn(OH)4] на составные части: NaOH и Zn(OH)2. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Zn(OH)2 не реагирует с СО2, то мы записываем справа Zn(OH)2 без изменения.

    2. Гидроксид цинка можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли цинка.

    Например , хлорид цинка реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида цинка и хлорида калия:

    Химические свойства

    1. Гидроксид цинка реагирует с растворимыми кислотами .

    Например , гидроксид цинка взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата цинка:

    2. Гидроксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами .

    Например , гидроксид цинка взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата цинка:

    3. Гидроксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—цинкаты, а в растворе – комплексные соли . При этом гидроксид цинка проявляет кислотные свойства.

    Например , гидроксид цинка взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием цинката калия и воды:

    Гидроксид цинка растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

    4. Г идроксид цинка разлагается при нагревании :

    Соли цинка

    Нитрат и сульфат цинка

    Нитрат цинка при нагревании разлагается на оксид цинка, оксид азота (IV) и кислород:

    Сульфат цинка при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид цинка, сернистый газ и кислород:

    Комплексные соли цинка

    Для описания свойств комплексных солей цинка — гидроксоцинкатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоцинкат на две отдельные частицы — гидроксид цинка и гидроксид щелочного металла.

    Например , тетрагидроксоцинкат натрия разбиваем на гидроксид цинка и гидроксид натрия:

    Na2[Zn(OH)4] разбиваем на NaOH и Zn(OH)2

    Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

    Таким образом, гидроксокомплексы цинка реагируют с кислотными оксидами .

    Например , гидроксокомплекс разрушается под действием избытка углекислого газа. При этом с СО2 реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО2), а амфотерный гидроксид цинка не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

    Аналогично тетрагидроксоцинкат калия реагирует с углекислым газом:

    А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид цинка реагирует с сильными кислотами.

    Например , с соляной кислотой:

    Правда, под действием небольшого количества ( недостатка ) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида цинка кислоты не будет хватать:

    Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид цинка:

    Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-цинкат:

    Гидролиз солей цинка

    Растворимые соли цинка и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

    I ступень: Zn 2+ + H2O = ZnOH + + H +

    II ступень: ZnOH + + H2O = Zn(OH )2 + H +

    Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

    Цинкаты

    Соли, в которых цинк образует кислотный остаток (цинкаты) — образуются из оксида цинка при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

    Для понимания свойств цинкатов их также можно мысленно разбить на два отдельных вещества.

    Например, цинкат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид цинка и оксид натрия.

    Na2ZnO2 разбиваем на Na2O и ZnO

    Тогда нам станет очевидно, что цинкаты реагируют с кислотами с образованием солей цинка :

    Под действием избытка воды цинкаты переходят в комплексные соли:

    Сульфид цинка

    Сульфид цинка — так называемый «белый сульфид». В воде сульфид цинка нерастворим, зато минеральные кислоты вытесняют из сульфида цинка сероводород (например, соляная кислота):

    ZnS + 2HCl → ZnCl2 + H2S

    Под действием азотной кислоты сульфид цинка окисляется до сульфата:

    (в продуктах также можно записать нитрат цинка и серную кислоту).

    Концентрированная серная кислота также окисляет сульфид цинка:

    При окислении сульфида цинка сильными окислителями в щелочной среде образуется комплексная соль:

    Z nS + 4NaOH + Br2 = Na2[Zn(OH)4] + S + 2NaBr

    Упражнения типа «мысленный эксперимент» по химии цинка (тренажер задания 32 ЕГЭ по химии)

    1. Оксид цинка растворили в растворе хлороводородной кислоты и раствор нейтрализовали, добавляя едкий натр. Выделившееся студенистое вещество белого цвета отделили и обработали избытком раствора щелочи, при этом осадок полностью растворился. нейтрализация полученного раствора кислотой, например, азотной, приводит к повторному образованию студенистого осадка. Напишите уравнения описанных реакций.
    1. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте и в полученный раствор добавили избыток щелочи, получив прозрачный раствор. Напишите уравнения описанных реакций.
    1. Соль, полученную при взаимодействии оксида цинка с серной кислотой, прокалили при температуре 800°С. Твердый продукт реакции обработали концентрированным раствором щелочи, и через полученный раствор пропустили углекислый газ. Напишите уравнения описанных реакций.
    1. Нитрат цинка прокалили, продукт реакции при нагревании обработали раствором едкого натра. Через образовавшийся раствор пропустили углекислый газ до прекращения выделения осадка, после чего обработали избытком концентрированного нашатырного спирта, при этом осадок растворился. Напишите уравнения описанных реакций.
    1. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте, полученный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Продукты реакции смешали с коксом и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.
    1. Несколько гранул цинка растворили при нагревании в растворе едкого натра. В полученный раствор небольшими порциями добавляли азотную кислоту до образования осадка. Осадок отделили, растворили в разбавленной азотной кислоте, раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
    1. В концентрированную серную кислоту добавили металлический цинк. образовавшуюся соль выделили, растворили в воде и в раствор добавили нитрат бария. После отделения осадка в раствор внесли магниевую стружку, раствор профильтровали, фильтрат выпарили и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
    1. Сульфид цинка подвергли обжигу. Полученное твердое вещество полностью прореагировало с раствором гидроксида калия. Через полученный раствор пропустили углекислый газ до выпадения осадка. Осадок растворили в соляной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.
    1. Некоторое количество сульфида цинка разделили на две части. Одну из них обработали соляной кислотой, а другую подвергли обжигу на воздухе. При взаимодействии выделившихся газов образовалось простое вещество. Это вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой, причем выделился бурый газ. Напишите уравнения описанных реакций.
    1. Цинк растворили в растворе гидроксида калия. Выделившийся газ прореагировал с литием, а к полученному раствору по каплям добавили соляную кислоту до прекращения выпадения осадка. Его отфильтровали и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

    Источник

    • Оцените статью
    © 2024 Вода