Страница 183 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

1. Сравните химические свойства серной и азотной кислот.

Серная кислота ($H_2SO_4$) и азотная кислота ($HNO_3$) являются сильными кислородсодержащими минеральными кислотами. У них есть как общие химические свойства, характерные для всех сильных кислот, так и существенные различия, обусловленные в первую очередь их окислительной способностью.

Общие свойства (как сильных кислот)

И серная, и азотная кислоты проявляют все типичные свойства сильных кислот:

• Диссоциация в воде: Обе кислоты являются сильными электролитами и в водных растворах практически полностью диссоциируют. Азотная кислота диссоциирует в одну ступень, а серная — ступенчато, причём по первой ступени диссоциация полная, а по второй — частичная.

  $HNO_3 \leftrightarrow H^+ + NO_3^-$

  $H_2SO_4 \leftrightarrow H^+ + HSO_4^-$ (I ступень)

  $HSO_4^- \leftrightarrow H^+ + SO_4^{2-}$ (II ступень)

• Взаимодействие с основаниями, основными и амфотерными оксидами: Обе кислоты вступают в реакции нейтрализации, образуя соль и воду.

  $H_2SO_4 + 2KOH \rightarrow K_2SO_4 + 2H_2O$

  $2HNO_3 + MgO \rightarrow Mg(NO_3)_2 + H_2O$

• Взаимодействие с солями слабых кислот: Обе кислоты вытесняют более слабые кислоты из их солей.

  $H_2SO_4 + Na_2CO_3 \rightarrow Na_2SO_4 + H_2O + CO_2\uparrow$

  $2HNO_3 + K_2S \rightarrow 2KNO_3 + H_2S\uparrow$

Различия в химических свойствах (окислительная способность и специфические реакции)

Главные различия между серной и азотной кислотами заключаются в их окислительных свойствах. Окислителем в них выступает центральный атом в высшей степени окисления: сера $S^{+6}$ в серной кислоте и азот $N^{+5}$ в азотной кислоте.

1. Взаимодействие с металлами:

• Серная кислота ($H_2SO_4$):

  • Разбавленная $H_2SO_4$ ведёт себя как типичная кислота-неокислитель. Окислителем является ион водорода $H^+$. Она реагирует только с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с выделением газообразного водорода $H_2$.

    $Fe + H_2SO_4(\text{разб.}) \rightarrow FeSO_4 + H_2\uparrow$

  • Концентрированная $H_2SO_4$ — сильный окислитель за счёт $S^{+6}$. Реагирует с большинством металлов (кроме Au, Pt), в том числе и с теми, что стоят после водорода. Водород при этом не выделяется. Сера восстанавливается чаще всего до оксида серы(IV) $SO_2$, а с активными металлами — до серы $S$ или сероводорода $H_2S$.

    $Cu + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$

• Азотная кислота ($HNO_3$):

  • Любой концентрации является сильным окислителем за счёт $N^{+5}$. Она реагирует почти со всеми металлами (кроме Au, Pt). Водород в ходе реакции, как правило, не выделяется.

  • Продукты восстановления азота зависят от концентрации кислоты и активности металла. Чем активнее металл и чем более разбавлена кислота, тем глубже восстанавливается азот (от $NO_2$ до $NH_4NO_3$).

    С концентрированной кислотой: $Ag + 2HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow AgNO_3 + NO_2\uparrow + H_2O$

    С разбавленной кислотой: $3Ag + 4HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 3AgNO_3 + NO\uparrow + 2H_2O$

    С очень разбавленной кислотой и активным металлом: $4Zn + 10HNO_3(\text{оч. разб.}) \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + 3H_2O$

2. Пассивация металлов:

И концентрированная серная, и концентрированная азотная кислоты при комнатной температуре пассивируют (делают неактивными) такие металлы, как железо (Fe), алюминий (Al), хром (Cr), покрывая их поверхность прочной оксидной плёнкой.

3. Специфические свойства:

• Серная кислота:

  • Водоотнимающее действие: Концентрированная $H_2SO_4$ является мощным осушителем, способным отнимать воду у органических веществ (например, обугливание сахара) и кристаллогидратов.

    $C_{12}H_{22}O_{11} \xrightarrow{H_2SO_4(\text{конц.})} 12C + 11H_2O$

  • Сульфирование: Вступает в реакции с органическими соединениями, вводя сульфогруппу $-SO_3H$.

• Азотная кислота:

  • Нитрование: Вступает в реакции с органическими соединениями, вводя нитрогруппу $-NO_2$ (получение взрывчатых веществ, красителей).

  • Ксантопротеиновая реакция: Даёт жёлтое окрашивание при реакции с белками, содержащими ароматические кольца. Это качественная реакция на белок.

  • Неустойчивость: Азотная кислота, в отличие от серной, неустойчива и разлагается на свету, особенно концентрированная, с выделением бурого газа $NO_2$.

    $4HNO_3 \xrightarrow{h\nu} 4NO_2 + O_2 + 2H_2O$

Ответ: Серная и азотная кислоты имеют общие свойства сильных кислот (взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями летучих кислот). Основные различия заключаются в их окислительных свойствах. Разбавленная серная кислота окисляет металлы до водорода за счет ионов $H^+$, выделяя $H_2$. Концентрированная серная кислота — сильный окислитель за счет $S^{+6}$, восстанавливается до $SO_2$ (или $S, H_2S$), водород не выделяется. Азотная кислота любой концентрации — сильный окислитель за счет $N^{+5}$, при реакции с металлами водород не выделяется, а азот восстанавливается до различных соединений ($NO_2, NO, N_2O, N_2, NH_4NO_3$) в зависимости от условий. Также кислоты имеют специфические свойства: концентрированная $H_2SO_4$ — сильное водоотнимающее средство, а $HNO_3$ используется в реакциях нитрования и даёт качественную реакцию на белки. Обе концентрированные кислоты пассивируют Fe, Al, Cr.

2. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с железом степень окисления серы изменяется от +6 до +4. Составьте уравнение этой реакции.

Решение

Взаимодействие железа с концентрированной серной кислотой является окислительно-восстановительной реакцией. Железо ($Fe$) выступает в роли восстановителя, а концентрированная серная кислота ($H_2SO_4$) — в роли окислителя.

1. Определение продуктов реакции.

Согласно условию, степень окисления серы изменяется с +6 до +4. Это означает, что одним из продуктов восстановления серной кислоты является оксид серы(IV), или сернистый газ ($SO_2$).

При реакции с концентрированными кислотами-окислителями железо, как правило, окисляется до своей высшей устойчивой степени окисления +3. Таким образом, образуется соль — сульфат железа(III) ($Fe_2(SO_4)_3$).

Третьим продуктом реакции является вода ($H_2O$), как это обычно бывает при взаимодействии кислот с металлами.

Схема реакции выглядит следующим образом:

$Fe + H_2SO_4(\text{конц.}) \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + SO_2 + H_2O$

2. Составление электронного баланса.

Для того чтобы расставить коэффициенты в уравнении, составим электронный баланс, определив, какие элементы изменяют свои степени окисления.

• Железо (восстановитель) отдает электроны, повышая свою степень окисления: $Fe^0 \rightarrow Fe^{+3}$
• Сера (окислитель) принимает электроны, понижая свою степень окисления: $S^{+6} \rightarrow S^{+4}$

Запишем полуреакции окисления и восстановления:

$Fe^0 - 3e^- \rightarrow Fe^{+3}$ | 2
$S^{+6} + 2e^- \rightarrow S^{+4}$ | 3

Чтобы число отданных и принятых электронов было одинаковым, находим наименьшее общее кратное для 3 и 2, которое равно 6. Умножаем первую полуреакцию на 2, а вторую на 3.

3. Расстановка коэффициентов в уравнении.

Из электронного баланса следует, что перед атомами железа ($Fe$) нужно поставить коэффициент 2, а перед молекулами оксида серы(IV) ($SO_2$) — коэффициент 3.

$2Fe + H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2 + H_2O$

Обратите внимание, что в одной молекуле $Fe_2(SO_4)_3$ уже содержится 2 атома железа, поэтому коэффициент 1 перед ней является правильным.

Теперь уравняем количество атомов серы. В правой части уравнения: 3 атома серы в $Fe_2(SO_4)_3$ и 3 атома серы в $3SO_2$. Всего $3 + 3 = 6$ атомов серы. Следовательно, в левой части перед $H_2SO_4$ ставим коэффициент 6.

$2Fe + 6H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2 + H_2O$

Далее уравняем атомы водорода. В левой части $6 \times 2 = 12$ атомов водорода. Чтобы в правой части их стало столько же, ставим коэффициент 6 перед $H_2O$.

$2Fe + 6H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2 + 6H_2O$

В качестве проверки подсчитаем количество атомов кислорода в левой и правой частях:

• Слева: $6 \times 4 = 24$
• Справа: $(4 \times 3) + (2 \times 3) + 6 = 12 + 6 + 6 = 24$

Количество всех атомов слева и справа одинаково, уравнение сбалансировано.

Ответ: $2Fe + 6H_2SO_4(\text{конц.}) = Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2 \uparrow + 6H_2O$.

3. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

a) $FeS_2 \to S$, $FeS_2 \to SO_2$, $S \to SO_2 \to SO_3 \to H_2SO_4 \to Fe_2(SO_4)_3 \to BaSO_4$

б) $N_2 \to NO \to NO_2 \to HNO_3 \to NH_4NO_3 \to NH_3$, $N_2 \to NH_3$, $HNO_3 \to NO$, $HNO_3 \to N_2O$

(Уравнения реакций, если это возможно, составьте в полном и сокращённом ионном виде. Выберите два уравнения окислительно-восстановительных реакций и расставьте в них коэффициенты с помощью метода электронного баланса.)

а)

1. $ \text{Fe} + 2\text{S} \xrightarrow{t^\circ} \text{FeS}_2 $

2. $ 4\text{FeS}_2 + 11\text{O}_2 \xrightarrow{t^\circ} 2\text{Fe}_2\text{O}_3 + 8\text{SO}_2 \uparrow $

3. $ 2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \xrightarrow{\text{V}_2\text{O}_5, t^\circ} 2\text{SO}_3 $

4. $ \text{SO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{SO}_4 $

5. $ \text{Fe}_2\text{O}_3 + 3\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + 3\text{H}_2\text{O} $
Полное ионное уравнение: $ \text{Fe}_2\text{O}_3(\text{тв}) + 6\text{H}^+ + 3\text{SO}_4^{2-} \rightarrow 2\text{Fe}^{3+} + 3\text{SO}_4^{2-} + 3\text{H}_2\text{O} $
Сокращённое ионное уравнение: $ \text{Fe}_2\text{O}_3(\text{тв}) + 6\text{H}^+ \rightarrow 2\text{Fe}^{3+} + 3\text{H}_2\text{O} $

6. $ \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + 3\text{BaCl}_2 \rightarrow 3\text{BaSO}_4 \downarrow + 2\text{FeCl}_3 $
Полное ионное уравнение: $ 2\text{Fe}^{3+} + 3\text{SO}_4^{2-} + 3\text{Ba}^{2+} + 6\text{Cl}^- \rightarrow 3\text{BaSO}_4(\text{тв}) + 2\text{Fe}^{3+} + 6\text{Cl}^- $
Сокращённое ионное уравнение: $ \text{Ba}^{2+} + \text{SO}_4^{2-} \rightarrow \text{BaSO}_4(\text{тв}) $

Ответ: Уравнения реакций для данной цепочки превращений составлены.

б)

1. $ \text{N}_2 + \text{O}_2 \xrightarrow{t^\circ, \text{эл. разряд}} 2\text{NO} $

2. $ \text{N}_2 + 3\text{H}_2 \xrightarrow{p, t^\circ, \text{Fe}} 2\text{NH}_3 $

3. $ 4\text{NH}_3 + 5\text{O}_2 \xrightarrow{t^\circ, \text{Pt/Rh}} 4\text{NO} + 6\text{H}_2\text{O} $

4. $ 2\text{NO} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{NO}_2 $

5. $ 4\text{NO}_2 + \text{O}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 4\text{HNO}_3 $

6. Для превращения $ \text{HNO}_3 \rightarrow \text{NO} $: $ 3\text{Cu} + 8\text{HNO}_3(\text{разб.}) \rightarrow 3\text{Cu}(\text{NO}_3)_2 + 2\text{NO} \uparrow + 4\text{H}_2\text{O} $
Полное ионное уравнение: $ 3\text{Cu}(\text{тв}) + 8\text{H}^+ + 8\text{NO}_3^- \rightarrow 3\text{Cu}^{2+} + 6\text{NO}_3^- + 2\text{NO}(\text{г}) + 4\text{H}_2\text{O} $
Сокращённое ионное уравнение: $ 3\text{Cu}(\text{тв}) + 8\text{H}^+ + 2\text{NO}_3^- \rightarrow 3\text{Cu}^{2+} + 2\text{NO}(\text{г}) + 4\text{H}_2\text{O} $

7. Для превращения $ \text{HNO}_3 \rightarrow \text{N}_2\text{O} $: $ 4\text{Zn} + 10\text{HNO}_3(\text{оч. разб.}) \rightarrow 4\text{Zn}(\text{NO}_3)_2 + \text{N}_2\text{O} \uparrow + 5\text{H}_2\text{O} $
Полное ионное уравнение: $ 4\text{Zn}(\text{тв}) + 10\text{H}^+ + 10\text{NO}_3^- \rightarrow 4\text{Zn}^{2+} + 8\text{NO}_3^- + \text{N}_2\text{O}(\text{г}) + 5\text{H}_2\text{O} $
Сокращённое ионное уравнение: $ 4\text{Zn}(\text{тв}) + 10\text{H}^+ + 2\text{NO}_3^- \rightarrow 4\text{Zn}^{2+} + \text{N}_2\text{O}(\text{г}) + 5\text{H}_2\text{O} $

8. Для превращения $ \text{HNO}_3 \rightarrow \text{NH}_4\text{NO}_3 $: $ \text{NH}_3 + \text{HNO}_3 \rightarrow \text{NH}_4\text{NO}_3 $
Полное ионное уравнение: $ \text{NH}_3 + \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \rightarrow \text{NH}_4^+ + \text{NO}_3^- $
Сокращённое ионное уравнение: $ \text{NH}_3 + \text{H}^+ \rightarrow \text{NH}_4^+ $

9. $ \text{NH}_4\text{NO}_3 + \text{NaOH}(\text{р-р}) \xrightarrow{t^\circ} \text{NaNO}_3 + \text{NH}_3 \uparrow + \text{H}_2\text{O} $
Полное ионное уравнение: $ \text{NH}_4^+ + \text{NO}_3^- + \text{Na}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{Na}^+ + \text{NO}_3^- + \text{NH}_3(\text{г}) + \text{H}_2\text{O} $
Сокращённое ионное уравнение: $ \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{NH}_3(\text{г}) + \text{H}_2\text{O} $

Ответ: Уравнения реакций для данной цепочки превращений составлены.

Расстановка коэффициентов методом электронного баланса

1. Реакция обжига пирита (из цепочки "а"):
Схема реакции: $ \text{FeS}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{Fe}_2\text{O}_3 + \text{SO}_2 $
Степени окисления изменяют железо, сера и кислород: $ \text{Fe}^{+2}\text{S}_2^{-1} + \text{O}_2^0 \rightarrow \text{Fe}_2^{+3}\text{O}_3^{-2} + \text{S}^{+4}\text{O}_2^{-2} $
Составление электронного баланса:$ \begin{array}{c|c|l}\text{Fe}^{+2}\text{S}_2^{-1} - 11e^- \rightarrow \text{Fe}^{+3} + 2\text{S}^{+4} & 4 & \text{восстановитель, окисление} \\\text{O}_2^0 + 4e^- \rightarrow 2\text{O}^{-2} & 11 & \text{окислитель, восстановление}\end{array} $
Подставляем коэффициенты в уравнение и уравниваем продукты: $ 4\text{FeS}_2 + 11\text{O}_2 \rightarrow 2\text{Fe}_2\text{O}_3 + 8\text{SO}_2 $.

Ответ: $ 4\text{FeS}_2 + 11\text{O}_2 \rightarrow 2\text{Fe}_2\text{O}_3 + 8\text{SO}_2 $

2. Реакция каталитического окисления аммиака (из цепочки "б"):
Схема реакции: $ \text{NH}_3 + \text{O}_2 \rightarrow \text{NO} + \text{H}_2\text{O} $
Степени окисления изменяют азот и кислород: $ \text{N}^{-3}\text{H}_3^{+1} + \text{O}_2^0 \rightarrow \text{N}^{+2}\text{O}^{-2} + \text{H}_2^{+1}\text{O}^{-2} $
Составление электронного баланса:
$ \begin{array}{c|c|l}\text{N}^{-3} - 5e^- \rightarrow \text{N}^{+2} & 4 & \text{восстановитель, окисление} \\\text{O}_2^0 + 4e^- \rightarrow 2\text{O}^{-2} & 5 & \text{окислитель, восстановление}\end{array} $
Подставляем коэффициенты перед веществами, содержащими азот и кислород: $ 4\text{NH}_3 + 5\text{O}_2 \rightarrow 4\text{NO} + \text{H}_2\text{O} $.
Уравниваем количество атомов водорода: слева $ 4 \times 3 = 12 $, значит, справа перед $ \text{H}_2\text{O} $ ставим коэффициент 6.
Проверяем количество атомов кислорода: слева $ 5 \times 2 = 10 $, справа $ 4 \times 1 + 6 \times 1 = 10 $. Баланс достигнут.

Ответ: $ 4\text{NH}_3 + 5\text{O}_2 \rightarrow 4\text{NO} + 6\text{H}_2\text{O} $

4. Вычислите массу соли, образующейся в результате реакции 11,2 г оксида кальция с раствором, содержащим 25,6 г азотной кислоты. Выход соли составил 80 % от теоретически возможного.

Дано:

m(CaO) = 11,2 г
m(HNO₃) = 25,6 г
η = 80%

m(CaO) = 0,0112 кг
m(HNO₃) = 0,0256 кг
η = 0,8

Найти:

m_практ.(Ca(NO₃)₂) — ?

Решение:

1. Запишем уравнение реакции взаимодействия оксида кальция с азотной кислотой. При реакции основного оксида с кислотой образуется соль и вода:

$CaO + 2HNO_3 \rightarrow Ca(NO_3)_2 + H_2O$

2. Рассчитаем молярные массы веществ, используя относительные атомные массы: Ar(Ca) = 40, Ar(O) = 16, Ar(H) = 1, Ar(N) = 14.

$M(CaO) = 40 + 16 = 56$ г/моль

$M(HNO_3) = 1 + 14 + 3 \cdot 16 = 63$ г/моль

$M(Ca(NO_3)_2) = 40 + 2 \cdot (14 + 3 \cdot 16) = 40 + 2 \cdot 62 = 164$ г/моль

3. Вычислим количество вещества (в молях) для каждого из реагентов.

$\nu(CaO) = \frac{m(CaO)}{M(CaO)} = \frac{11,2\ г}{56\ г/моль} = 0,2$ моль

$\nu(HNO_3) = \frac{m(HNO_3)}{M(HNO_3)} = \frac{25,6\ г}{63\ г/моль} \approx 0,406$ моль

4. Определим, какое вещество находится в недостатке. По уравнению реакции, на 1 моль CaO необходимо 2 моль HNO₃. Рассчитаем, сколько азотной кислоты потребуется для реакции с 0,2 моль CaO:

$\nu_{необх.}(HNO_3) = 2 \cdot \nu(CaO) = 2 \cdot 0,2\ моль = 0,4$ моль

В наличии имеется 0,406 моль азотной кислоты, что больше, чем требуется (0,4 моль). Следовательно, азотная кислота находится в избытке, а оксид кальция — в недостатке. Дальнейшие расчеты ведем по веществу в недостатке (CaO).

5. Найдем теоретически возможную массу соли (нитрата кальция), которая может образоваться в реакции. Согласно уравнению, из 1 моль CaO образуется 1 моль Ca(NO₃)₂. Таким образом:

$\nu_{теор.}(Ca(NO_3)_2) = \nu(CaO) = 0,2$ моль

Теперь рассчитаем теоретическую массу соли:

$m_{теор.}(Ca(NO_3)_2) = \nu_{теор.}(Ca(NO_3)_2) \cdot M(Ca(NO_3)_2) = 0,2\ моль \cdot 164\ г/моль = 32,8$ г

6. Рассчитаем практическую массу соли, зная, что выход реакции составляет 80% (η = 0,8).

$m_{практ.}(Ca(NO_3)_2) = m_{теор.}(Ca(NO_3)_2) \cdot \eta = 32,8\ г \cdot 0,8 = 26,24$ г

Ответ: масса образовавшейся соли составляет 26,24 г.

1. В реакции магния с концентрированной азотной кислотой окислителем служит

1) $Mg^{2+}$

2) $H^{+}$

3) $Mg^{0}$

4) $N^{+5}$

Решение

Окислитель в окислительно-восстановительной реакции — это атом, ион или молекула, которые принимают электроны. В результате этого процесса окислитель восстанавливается, а его степень окисления понижается.

Рассмотрим реакцию взаимодействия магния с концентрированной азотной кислотой. Магний является активным металлом, а концентрированная азотная кислота — сильным окислителем. В реакциях активных и средней активности металлов с концентрированной азотной кислотой восстанавливается азот, а не водород. Уравнение реакции выглядит так:

$Mg + 4HNO_{3(конц.)} \rightarrow Mg(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$

Чтобы определить окислитель, необходимо проанализировать изменение степеней окисления элементов:

$Mg^0 + 4H^{+1}N^{+5}O_3^{-2} \rightarrow Mg^{+2}(N^{+5}O_3^{-2})_2 + 2N^{+4}O_2^{-2} + 2H_2^{+1}O^{-2}$

Изменения степеней окисления:

• Магний ($Mg$) повышает свою степень окисления с 0 до +2. Он отдает электроны ($Mg^0 - 2e^- \rightarrow Mg^{+2}$), то есть окисляется. Следовательно, магний ($Mg^0$) является восстановителем.
• Азот ($N$) понижает свою степень окисления с +5 (в $HNO_3$) до +4 (в $NO_2$). Он принимает электроны ($N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4}$), то есть восстанавливается. Следовательно, азот в степени окисления +5 ($N^{+5}$) является окислителем.

Катион водорода $H^+$ не меняет свою степень окисления (+1) и не является окислителем в данной реакции. Катион магния $Mg^{2+}$ является продуктом окисления, а не реагентом-окислителем.

Таким образом, окислителем в реакции служит азот в степени окисления +5.

Ответ: 4) $N^{+5}$

2. Определите, верны ли следующие суждения:

А. При взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой выделяется оксид серы(IV).

Б. Концентрированная серная кислота — сильный окислитель.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

Решение

А. При взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой выделяется оксид серы(IV).

Рассмотрим химическую реакцию между медью ($Cu$) и концентрированной серной кислотой ($H_2SO_4$). Медь — металл, стоящий в электрохимическом ряду напряжений после водорода, поэтому она не вытесняет водород из разбавленных кислот. Однако концентрированная серная кислота является сильной кислотой-окислителем и реагирует с медью.

В ходе этой окислительно-восстановительной реакции медь окисляется от степени окисления 0 до +2, а сера в серной кислоте восстанавливается со степени окисления +6 до +4. Уравнение реакции:

$Cu + 2H_2SO_4(конц.) \rightarrow CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$

Продуктом реакции является сульфат меди(II) ($CuSO_4$), вода ($H_2O$) и оксид серы(IV) ($SO_2$). Следовательно, данное суждение верно.

Ответ: суждение А верно.

Б. Концентрированная серная кислота — сильный окислитель.

Окислительные свойства вещества определяются его способностью принимать электроны. В молекуле серной кислоты ($H_2SO_4$) сера находится в своей высшей степени окисления +6. Это означает, что она может только принимать электроны, то есть выступать в роли окислителя. В концентрированном виде окислительные свойства серной кислоты проявляются особенно сильно. Она способна окислять не только активные и средней активности металлы, но и малоактивные (например, медь, серебро, ртуть), а также многие неметаллы (углерод, серу, фосфор). Реакция, рассмотренная в пункте А, является ярким примером этих свойств.

Следовательно, данное суждение верно.

Ответ: суждение Б верно.

Так как оба суждения, А и Б, являются верными, необходимо выбрать вариант ответа, который это подтверждает.

Ответ: 3

Используя Интернет и дополнительную литературу, подготовьте электронную презентацию (по выбору) на тему «Серная кислота и её применение» или «Азотная кислота и её применение».

Задание предполагает создание электронной презентации на одну из двух предложенных тем. Ниже представлен развернутый план-конспект, который можно использовать для создания презентации на тему «Азотная кислота и её применение». Материал сгруппирован по слайдам.

Тема: Азотная кислота и её применение
Автор:[Ваше ФИО]
Учебное заведение:[Название школы/гимназии/лицея]
Город, Год

Азотная кислота — это сильная одноосновная кислота с химической формулой $HNO_3$. В её молекуле атом азота проявляет свою высшую степень окисления +5.

Физические свойства:

• В чистом виде — бесцветная, летучая, «дымящая» на воздухе жидкость.
• Имеет резкий удушливый запах.
• При хранении на свету или в тепле частично разлагается, приобретая жёлто-бурую окраску из-за накопления диоксида азота ($NO_2$). Реакция разложения: $4HNO_3 \xrightarrow{h\nu, t} 4NO_2 \uparrow + O_2 \uparrow + 2H_2O$.
• Смешивается с водой в любых пропорциях с выделением тепла.

Азотная кислота известна с давних времён. Первые упоминания о её получении относятся к IX веку (арабский алхимик Джабир ибн Хайян). В Европе метод получения из селитры и серной кислоты был описан в XIII веке.

Современный промышленный способ (метод Оствальда):

1. Каталитическое окисление аммиака: Аммиак окисляют кислородом воздуха на платино-родиевых катализаторах.
   $4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{Pt/Rh, 800-950^\circ C} 4NO + 6H_2O$
2. Окисление оксида азота(II): Полученный оксид азота(II) охлаждают и окисляют до оксида азота(IV).
   $2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$
3. Абсорбция водой: Оксид азота(IV) поглощается водой в присутствии кислорода, в результате чего образуется азотная кислота.
   $4NO_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4HNO_3$

Как сильная кислота, $HNO_3$ проявляет все типичные свойства кислот, вступая в реакции ионного обмена:

• С основаниями (реакция нейтрализации): $HNO_3 + KOH \rightarrow KNO_3 + H_2O$.
• С основными и амфотерными оксидами: $2HNO_3 + MgO \rightarrow Mg(NO_3)_2 + H_2O$.
• С солями более слабых кислот: $2HNO_3 + Na_2CO_3 \rightarrow 2NaNO_3 + H_2O + CO_2 \uparrow$.

Азотная кислота является сильным окислителем. Она реагирует почти со всеми металлами (кроме золота и платиноидов), но водород при этом, как правило, не выделяется. Состав продуктов зависит от концентрации кислоты и активности металла.

• Концентрированная $HNO_3$ при реакции с металлами (например, с медью) восстанавливается до бурого газа — диоксида азота ($NO_2$).
  $Cu + 4HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 \uparrow + 2H_2O$
• Разбавленная $HNO_3$ при реакции с теми же металлами восстанавливается до бесцветного газа — оксида азота(II) ($NO$), который на воздухе буреет.
  $3Cu + 8HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO \uparrow + 4H_2O$

Пассивация: Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует железо ($Fe$), алюминий ($Al$), хром ($Cr$), покрывая их поверхность тонкой, но прочной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего растворения.

Около 50-60% всей производимой азотной кислоты используется для получения азотных удобрений, которые жизненно необходимы для роста растений.

• Аммиачная селитра ($NH_4NO_3$): Наиболее распространённое удобрение. Получается нейтрализацией азотной кислоты аммиаком: $HNO_3 + NH_3 \rightarrow NH_4NO_3$.
• Нитраты калия ($KNO_3$), кальция ($Ca(NO_3)_2$) и натрия ($NaNO_3$): Также важные удобрения, известные как селитры.

Способность азотной кислоты нитровать органические соединения лежит в основе производства многих взрывчатых веществ.

• Тринитротолуол (ТНТ, тротил): Продукт нитрования толуола.
• Нитроглицерин: Получается при этерификации глицерина. Основа динамита.
• Пироксилин (нитроцеллюлоза): Продукт нитрования целлюлозы. Основа бездымного пороха.

• Ракетная техника: Концентрированная азотная кислота используется в качестве высокоэффективного окислителя для жидкого ракетного топлива.
• Металлургия: Применяется для травления (очистки поверхности) металлов и сплавов, для разделения металлов, например, золота от примесей серебра.

Азотная кислота — важнейший реагент в химической промышленности.

• Производство красителей: Исходное сырьё для получения анилина и многих синтетических красителей.
• Фармацевтика: Используется в синтезе лекарственных препаратов (например, нитрофуранов).
• Производство полимеров: Применяется для получения адипиновой кислоты и капролактама — мономеров для производства нейлона и капрона.

«Царская водка» — это смесь концентрированных азотной ($HNO_3$) и соляной ($HCl$) кислот в объёмном соотношении 1:3. Она получила своё название от алхимиков за способность растворять «царя металлов» — золото ($Au$), а также платину ($Pt$).

Высокая реакционная способность обусловлена образованием в смеси атомарного хлора и нитрозилхлорида ($NOCl$).
$HNO_3 + 3HCl \rightarrow 2Cl_{ат.} + NOCl + 2H_2O$

Азотная кислота — едкое, токсичное и пожароопасное вещество. Работа с ней требует строжайшего соблюдения мер безопасности.

• Необходимо использовать средства индивидуальной защиты: кислотостойкие перчатки, защитные очки (щиток), халат.
• Все работы проводятся в вытяжном шкафу.
• При попадании на кожу вызывает тяжёлые химические ожоги, оставляя жёлтые пятна (ксантопротеиновая реакция).
• Первая помощь: Немедленно промыть поражённый участок большим количеством холодной воды в течение 15-20 минут, а затем обработать 2-3% раствором питьевой соды.

Азотная кислота — один из столпов современной химической индустрии. Её производство и применение являются показателем уровня развития промышленности страны. От сельского хозяйства до космоса, от лекарств до современных материалов — области её использования поистине безграничны, что подчёркивает её исключительную важность для человечества.

На этом слайде следует перечислить все использованные источники: учебники, научные статьи, справочники, образовательные порталы и веб-сайты.

Ответ:

Представлен детальный конспект для создания электронной презентации по теме «Азотная кислота и её применение». Материал структурирован по слайдам и включает в себя информацию о физических и химических свойствах, промышленных методах получения, ключевых областях применения азотной кислоты, а также о мерах безопасности при работе с ней. Этот конспект может служить основой для подготовки доклада и создания наглядных материалов.