Дициан цианистый цианамид циановый роданистый

водород водород водород

7.3.2. Подготовка к лабораторной работе

1. Используя данные зависимости ∆G^º_f, оксидов некоторых эле­ментов от температуры (рис. 31), объяснить: 1) почему углерод мо­жет служить восста-новителем большинства металлов из их оксидов; 2) образование какого окси-да (СО или СО₂) является наиболее веро­ятным при сгорании углерода.

2. Чем обусловлена высокая адсорбционная способность акти­вированно-го угля? Как получают активированный уголь? Что назы­вают адсорбцией?

3. Объяснить изменение порядка образования ионов СО₃²⁻ и НСО при приливании раствора NaOH к раствору углекислого газа в воде и при пропус-кании СО₂ через раствор щелочи. Написать урав­нения соответствующих реак-ций.

В какую сторону сдвинуто равновесие в водном растворе

СО₂(гидр.) + 2Н₂О ⇆ Н₃O⁺ + НСО ?

4. Написать уравнения реакций получения СО из НСООН, Н₂С₂О₄ и K₄[Fe(CN)₆]. Какие меры необходимо предпринять при от­равлении моно-оксидом углерода?

5. Написать уравнения реакций получения сероуглерода, четыреххло-ристого углерода, фосгена, фреона.

6. Привести примеры катионов металлов, образующих в вод­ных раство-рах основные, средние, комплексные карбонаты. Напи­сать уравнения соот-ветствующих реакций.

7. Что такое "сухой лед", как его получают?

8. Можно ли использовать огнетушитель для тушения пламени а) горя-щего магния; б) горящего фосфора; в) горящего бензина? Ответ обосновать. Как устроен огнетушитель?

9. Исходя из условия независимости ∆Н и ∆ S реакции от темпе­ратуры, рассчитайте ∆ Н ^º₂₉₈, ∆ S ^º₂₉₈ и температуру термического рас­пада (при = P _атм= 1атм Na₂CО₃, ВаСО₃ и МnСО₃. Объяснить полученные результаты.

10. Какие химические соединения входят в состав выхлопных газов дви-гателей внутреннего сгорания? Какие принципы положены в настоящее время в основу предотвращения загрязнения атмосферы выхлопными газами?

11. В справочной литературе найти физические константы (длина и энер-гия связи, энергия ионизации, энтропия образования, температуры плавления и кипения) для СО и N₂. Объяснить близость физических свойств этих двух веществ.

12. Закончить уравнения реакций, подобрать коэффициенты

СаС₂ + КМnO₄ + H₂SO₄

СО + PdCl₂ + Н₂O →

CO(NH₂)₂ + KNO₃ N₂ +...

BeCl₂ + Na₂CO₃ + H₂O →

Au + KCN + O₂ →

13. Составить краткий план выполнения лабораторной работы.

7.3.3. Лабораторная работа. Углерод, соединения углерода

Углерод в реакциях с кислородом, галогенами, серой и с веще­ствами-окислителями является восстановителем. Это его свойство имеет большое практическое значение: в качестве восстановителя углерод используется в металлургии. Активированный уголь, микро­поры которого имеют сильно развитую поверхность (до 1000 м/г), адсорбирует углеводороды и многие их производные, низшие спир­ты, аммиак.

Восстановительные и адсорбционные свойства угля

1. Восстановление меди из ее оксида углем. В тугоплавкую ци­линдри-ческую пробирку внести около 0,5 г оксида меди(II) и 0,1 г из­мельченного в порошок древесного угля, все тщательно перемешать стеклянной палочкой. Пробирку горизонтально закрепить в лапке штатива. Прогреть всю пробир-ку пламенем спиртовки, а смесь сильно прокалить. Что наблюдается?

2. Восстановление серной кислоты углем. В цилиндрическую пробир-ку поместить 2–3 капли концентрированной серной кислоты и маленький кусочек древесного угля. Закрепить пробирку в штативе и осторожно по-догреть ее на слабом пламени горелки. Наблюдать вы­деление пузырьков газа. Какой газ выделяется наряду с диоксидом углерода? Написать урав-нение реакции.

3. Адсорбция газа на угле. В сухой пробирке нагреть до разло­жения несколько кристалликов нитрата свинца, бросить в нее после прекращения нагревания несколько кусочков древесного (или акти­вированного) угля. Закрыть пробирку пробкой и встряхнуть. Наблю­дать ослабление окраски бурого газа. Какое вещество поглощается углем?

Получение и свойства оксида углерода(П)

Оксид углерода(Н) - сильный яд! Опыты проводить только под тягой!

В промышленности оксид углерода(II) получают в металлургии при неполном окислении кокса

2С + O₂ = 2СО.

В лабораторных условиях оксид углерода(П) получают дегидратаци­ей муравьиной или щавелевой кислоты.

4. Получение оксида углерода(II) из муравьиной кислоты. В пробир-ку налить 2 мл муравьиной кислоты и 2 мл концентрирован­ной серной кис-лоты. Закрыть пробирку пробкой с отводной трубкой, оттянутой в капил-ляр, слегка подогреть пробирку до начала выделе­ния газа. Поджечь выхо-дящий из трубки газ. Отметить цвет пламени. Написать уравнения реак-ций.

5. Восстановление оксида меди(II) монооксидом углерода. В пробир-ку внести 2–3 капли концентрированной серной кислоты и 4–6 капель му-равьиной кислоты. Пробирку закрыть пробкой с изогнутой газоотводной трубкой и закрепить в штативе (см. рис. 13). В изогнутое колено трубки заранее насыпать микрошпателем немного оксида меди(II). Осторожно нагреть трубку с оксидом меди до высокой тем­пературы, затем слегка по-догреть смесь в пробирке. Как только нач­нется энергичное выделение ок-сида углерода(II), вновь сильно на­гревать трубку с оксидом меди до пол-ного восстановления оксида меди, сопровождающегося изменением окрас-ки порошка. По оконча­нии опыта отсоединить трубку от пробирки и вы-сыпать полученную медь на бумажку.

6. Восстановление оксида серебра(1) монооксидом углерода. В про-бирку внести 3 капли раствора нитрата серебра и 1–2 капли 2 моль/л рас-твора едкого натра. Выпавший осадок оксида серебра растворить в одной капле концентрированного раствора аммиака. В другую пробирку,зак-репленную в штативе, внести 2–3 капли концен­трированной серной кислоты и 4–5 капель муравьиной кислоты, закрыть ее пробкой с газоот-водной трубкой, конец которой опустить в пробирку с аммиачным раст-вором оксида серебра. Пробирку со сме­сью кислот подогреть, выделяю-щийся СО пропускать в аммиачный раствор серебра до выделения ме-таллического серебра в коллоидном состоянии. Написать уравнения всех реакций. Какую роль в этом опыте играет концентрированный раствор аммиака?

Получение и свойства оксида углерода(IV)

Общеизвестен способ получения СО₂ действием сильных ки­слот на кар-бонаты кальция или магния. В лаборатории эту реакцию удобно проводить в аппарате Киппа. Написать уравнение реакции, протекающей в аппарате Киппа, приготовленном для получения ок­сида углерода(IV).

7. Окислительные свойства диоксида углерода. Термостойкий стакан на-полнить углекислым газом (как убедиться, что стакан за­полнен СО₂?), при по-мощи щипцов быстро внести в стакан ленту го­рящего магния. Что наблюдает-ся?

8. Кислотный характер диоксида углерода. В течение 3д5 мин пропус-кать ток углекислого газа в дистиллированную воду с ней­тральным лакмусом. Указать процессы, происходящие при пропуска­нии СО₂ в воду. Написать схе-му равновесия, существующего в вод­ном растворе диоксида углерода. Как сместится это равновесие при повышении температуры; при добавлении щело-чи; при добавлении кислоты?

Получение и свойства солей угольной кислоты

Средние карбонаты металлов, за исключением карбонатов ще­лочных ме-таллов, нерастворимы в воде, при нагревании и при дей­ствии кислот, в том числе и уксусной, разлагаются с выделением СО₂. Средние и кислые карбона-наты подвергаются гидролизу.

9. Получение карбоната и гидрокарбоната кальция. В пробирку, на ¹ /2 ее объема заполненную известковой водой, пропустить ток ди­оксида углерода из аппарата Киппа. Отметить образование осадка и растворение его при дальней-шем пропускании СО₂. С чем связано растворение выпавшего вначале осадка? Разделить полученный раствор на две пробирки. В одну добавить известковой воды или 1–2 капли раствора едкого натра, другую нагреть. Объяснить образо-ва­ние осадков в обоих случаях. Записать выражение и величину произ­ведения растворимости карбоната кальция (см. приложение 3).

10. Получение плохорастворимого основного карбоната меди. В пробир-ку, содержащую 5–6 капель сульфата меди(II), добавить столько же капель раствора Na₂CО₃. Наблюдать образование зеленовато-голубого осадка гидро-ксокарбоната меди(И). Получение гидроксокарбоната и комплексного карбо-ната бериллия. К 5–6 каплям соли бериллия по каплям прибавлять рас­твор (NH₄)₂CО₃ до выделения белого осадка гидроксокарбоната бе­риллия. Отме-тить растворение осадка при дальнейшем прибавлении карбоната аммония, сопровождающееся образованием комплексного соединения состава (NH₄)₂[Be(CО₃)₂].

10. Гидролиз солей угольной кислоты. Внести в одну пробирку 8–10 ка-пель раствора Na₂CО₃, в другую – столько же раствора NaHCО₃. В обе про-бирки прилить по 1–2 капли спиртового раствора фенолфталеина. Объяснить различную окраску растворов, написать уравнения реакций гидролиза солей в молекулярной и сокращенно-ионной формах. В растворе какой соли среда бо-лее щелочная?

7.3.4. Дополнительные опыты

1. Определение константы диссоциации гидрокарбонат-иона К₂. Приго-товить в мерной колбе на 25 или 50 мл 0,1 моль/л раствор Na₂CО₃. Разбавле-лением децимолярного раствора соды приготовить 0,01 моль/л раствор. С по-мощью рН-метра, стеклянный электрод ко­торого прокалиброван по буфер-ным растворам с рН в интервале 5–9, определить рН 0,1 моль/л и 0,01 моль/л растворов Na₂CО₃. По найденному значению рН вычислить рОН = 14 – рН. Расчетами оце­нить константу диссоциации К₂ иона НСО₃⁻, учитывая, что среда кар­боната натрия определяется первой ступенью реакции гидролиза

К_h

СО₃^2- + Н₂О ⇆НСО₃^- + ОН^-

и константа гидролиза иона СО₃^2-

Преобразуем выражение для К_h:

,

где K _w - ионное произведение воды; К₂ - константа диссоциации иона

НСОз^-.

В соответствии со стехиометрией реакции гидролиза карбонат-иона [НСO₃⁻] = [ОН⁻] и можно принять, что [СO₃⁻] = С_{Nа СОз}. Поэтому выражение константы гидролиза иона СO₃²⁻ может быть записано в следующем виде:

откуда

.

Сравнить полученное значение константы диссоциации угольной кисло-ты К₂ с литературным значением (приложение 10), вычислить абсолют-ную и относительную ошибки.

2. Адсорбционные свойства угля. Собрать прибор, как показано на рис. 32. Пустую бюретку укрепить в штативе и опустить в чашку с водой. В колбу, отсоединив ее от прибора, поместить 2,0–2,5 мл ацетона.

Наклоняя колбу, смочить стенки ее ацето- ном. Когда вся жидкость испарится, бро-сить в колбу взвешенное количество (0,2–0,25 г) активированного угля и быстро закрыть ее пробкой, соединенной с бюреткой. Осторожно встряхивая колбу, следить за уровнем воды в бюретке. Объяснить происходящее явление. Измерить объем воды в бюретке и рассчитать количество адсорбированного ацетона на 1 г адсорбента.

Рис. 32. Исследование адсорбцион-

ных свойств угля

Такой же опыт можно провести с древесным углем и сравнить результаты. Что называется адсорбцией?

1. Синтез соединений углерода

2. 1. Получение карбида кальция. Смесь из 1,7 г кальция (в виде крошки) и 2 г порошка угля поместить в тигель, накрыть крышкой и нагревать в муфельной печи при температуре 500–550⁰С в течение 7–10 мин. Охладить, извлечь из тигля полученную спекшуюся массу. Отметить цвет продукта. К какому классу соединений относится кар­бид кальция СаС₂? Почему карбид кальция иногда называют ацетилидом? Испытать его отношение к воде.

Карбид кальция получается недостаточно чистым в виде серой массы. Технический карбид содержит в качестве примесей уголь, ок­сид кальция. Во влажном воздухе СаС₂ постепенно разлагается, хранить продукт необходимо в хорошо закрытом сосуде.

2. Получение карбоната кобальта. Карбонат кобальта(II) можно получить действием на растворы солей кобальта (хлориды, нитраты и др.) карбонатом или гидрокарбонатом натрия:

CoCl₂ + Na₂CО₃ = 2NaCl + СоСО₃↓ (1)

Co(NO₃)₂ + 2NaHCО₃ = СоСО₃↓ + 2NaNО₃ + CО₂↑ + H₂О (2)

Чистый, без примеси основного карбоната, углекислый кобальт полу­чают по реакции (2). Для этого к концентрированному раствору, со­держащему 5 г Co(NО₃)₂·6H₂О, прилить насыщенный раствор, со­держащий 1,75 г NaHCО₃. Сосуд, в котором проводится осаждение, неплотно закрыть, чтобы не весь С0₂ улетучивался. Выпавший оса­док отсосать на воронке Бюхнера, промыть дистиллированной водой до нейтральной реакции и сушить при 35–40 ^°С до постоянной массы.

Красновато-розовый свежеосажденный карбонат кобальта по­степенно переходит в микроскопические призматические кристаллы, практически не-растворимые в воде ( = 8·10^-13).

7.4. Кремний

7.4.1. Теоретическая часть

Кремний является вторым элементом после кислорода по распростра-­ ненности в природе (28%(мас.) в земной коре). Он встреча­ется в виде оксо-соединений – кварца SiO₂ и разнообразных силика­тов

Кремний обычно получается лишь в одной структурной форме, подоб-ной алмазу. Увеличение радиуса атома кремния по сравнению с атомом углерода ведет к снижению прочности межатомных связей, вследствие чего растет электропроводность и сужается ширина за­прещенной зоны, поэтому кремний является полупроводником. Ал­маз же представляет собой изолятор.

Поскольку кремний ‒ более электроположительный элемент, чем угле-род, он обладает большим сродством к донорным атомам кислорода и фтора, чем к атомам водорода:

Большое сродство кремния к донорным атомам кислорода обу­славливает образование огромного количества кремнекислородных соединений, которые можно разделить на три класса: оксиды, сили­каты и силиконы. В оксосоеди-нениях атом кремния находится в sp ³- гибридизации и образует с атомами кислорода четыре ст-связи (состояние валентных электронов в возбужденном атоме кремния 3 s ¹3 p _x¹3 p _Y¹3 p _z¹3 d ^º).

Диоксид кремния образует три модификации – кварц, тридимит и крис-тобалит, в природе находится главным образом в виде кварца. Указанные кристаллические модификации отличаются пространственным расположе-нием структурных единиц SiO₄. Кремнекислородные тетраэдры соединены друг с другом своими вершинами, т.е. каждый атом кислорода связан с дву-мя атомами кремния, что можно изобразить на плоскости

| | |

О О О

–Si – O – Si – O – Si–

O O O

– Si – O – Si –O – Si–

O O O

– Si – O – Si – O – Si–

| | |

Кислотная природа нерастворимого в воде SiO₂ проявляется в реакциях: _t

SiO₂ + 2NaOH(p-p) = Na₂SiO₃ + H₂O,
SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + СO₂(спекание).

Энергично взаимодействует диоксид кремния с плавиковой ки­слотой:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2Н₂O.

Вследствие высокой электроотрицательности фтора на атоме кремния в SiF₄ создается положительное поле, d-орбитали цен­трального атома сжима-ются и участвуют в d² sр³ -гибридизации. Поэтому возможна реакция

SiF₄(г) + 2HF(г) = H₂[SiF₆](г).

В водном растворе H₂[SiF₆] является сильной кислотой.

Оксид SiO получен в газовой фазе при высоких температурах (1300–1500°С) восстановлением SiО₂ кремнием. Быстрое охлажде­ние паров SiO приводит к образованию твердого продукта.

Кремневые кислоты являются слабыми кислотами, поэтому по­лучаются косвенным путем: действием сильных кислот на растворы оксосиликатов или гидролизом галогенидов, сульфида кремния. Так, при гидролизе SiS₂ полу-чается растворимая в воде тетраоксокремневая кислота

SiS₂ + 4Н₂О = H₄SiО₄ + 2H₂S.

При стоянии кислота вступает в реакции конденсации, образуя более крупные частицы и воду. Так образуется коллоидный раствор или золь. Разме-меры коллоидных частиц больше размера молекул (~ 10⁷см), но меньше разме-ра частиц суспензий (~ 10⁻⁵см); они не видны под микроскопом, проходят через фильтры, обладают малой скоростью диффузии, не проходят через мембраны. Когда размеры частиц превышают определенный предел, золь коагулирует, при этом осаждается гидратированный SiО₂ и образуется студень, или гель.

Выпадающий в осадок при pH = 0 x SiО₂· y H₂О находится в со­стоянии геля, а после высушивания превращается в прекрасный адсорбент (силикагель).

Процесс конденсации H₄SiО₄ может быть представлен после­довательным образованием линейных кислот: двуортокремневой H₆Si₂О₇ (2SiО₂·3H₂О), тет-раортокремневой H₁₀Si₄O₁₃ (4SiО₂·5H₂О), за­тем при замыкании цикла образует-ся тетраметакремневая (H₂SiО₃)₄–Н₈Si₄O₁₂:

2H₄SiO₄ = H₆Si₂0₇ + H₂O, 2H₆Si₂O₇ = H₁₀Si₄O₁₃ + H₂O, H₁₀Si₄O₁₃ = H₈Si₄O₁₂ + H₂O.

Выделить каждую из кремневых кислот в отдельности не уда­ется в си-лу их нестойкости. Вообще, формулы кремневых кислот вы­водятся на осно-ве состава природных силикатов. Так, тальку Mg₃H₂Si₄О₁₂ соответствует по-ликремневая (тетраметакремневая) ки­слота Н₈Si₄O₁₂. Поликремневые кисло-ты – слабые кислоты.

Силикаты щелочных металлов получают кипячением SiО₂ в раство-ре щелочи, сплавлением кремнезема со щелочными реагентами (Na₂CО₃, NaOH). В расплаве SiО₂ и NaOH обнаружены силикаты состава Na₄SiО₄, Na₂SiО₃, Na₂Si₂О₅. Обычно силикатам щелочных металлов, растворимым в воде, приписывают обобщенную формулу – M^I₂SiO₃. Концентрированные растворы силиката натрия называют жидким стеклом. Примером нераство-римого силиката является озонное стекло, которому приписывается формула Na₂О·CaО·6SiО₂.

Силикаты щелочных металлов гидролизуются, растворы имеют сильно-щелочную реакцию:

SiО₃²⁻ + Н₂О ⇆ HSiО₃^- + ОН⁻

2HSiО₃^- ⇆ Si₂О₅²⁻ + Н₂O.

Структурной единицей силикатов является тетраэдр SiО₄. Эти тетраэд-ры могут быть или в виде отдельных групп (SiО₄⁻), или они связаны общими атомами кислорода с образованием небольших групп (Si₂О₇²⁻), циклических групп (Si₃О₉⁶⁻, Si₄О₁₂⁸⁻, Si₆О₁₈¹²⁻) либо бесконечных цепей, слоев, сеток, карка-сов. В каркасных минералах, трехмерных структурах все четыре атома кисло-рода тетраэдров SiО₄ обобществлены, эмпирическая формула для таких ве-ществ будет (SiО₂)_n. В каркасных силикатах, алюмосиликатах часть атомов кремния в структурных единицах SiО₄ замещается на атомы алюминия, кар-
кас заряжается при этом отрицательно, другие катионы распределяются в нем и нейтрализуют отрицательный заряд. К алюмосиликатам относятся полевые шпаты, цеолиты, ультрамарин, синтетические цеолиты. Так, формулу минера-ла ортоклаза KAlSi₃J₈ можно представить в виде K[(AlО₂)(SiO₂)₃], чтобы пока-зать, что одна четверть тетраэдров SiO₄ замещена на тетраэдры АlO₄.

Силиконы, имеющие технически важное значение, являются третьим классом кремнекислородных соединений. Схема получения силиконов тако-ва: алкилгалогениды при взаимодействии с горячим сплавом кремния с медью дают галогенсиланы, которые, взаимодействуя с водой, образуют силанолы

2CH₃Cl(г) + Si(Cu)(т) = (CH₃)₂SiCl₂(ж) + Сu(т),
(CH₃)₂SiCl₂(ж) + 2Н₂O(ж) = (CH₃)₂Si(OH)₂(в) + 2НС1(в).

Силанолы легко теряют воду, образуя так называемые силиконы, поли-мерную цепь которых можно представить в следующем виде:

CH₃ CH₃ CH₃

– O – Si – O – Si – O – Si –O –

CH₃ CH₃ CH_{3 n}

Технические силиконовые продукты (каучукоподобные или твердые смолы, смазки) получают модификацией цепей, варьированием степени по-лимеризации. Силиконы сочетают в стойкость кварца и пластичность органи-ческих веществ.

7.4.2. Подготовка к лабораторной работе

14. Используя данные зависимости ∆ G ^º_f оксидов некоторых элементов от температуры (рис. 31), показать, какие восстановители можно использо-вать для получения кремния из его диоксида.

15. Объяснить процесс травления стекла плавиковой кислотой, напи-сать уравнение химической реакции. Какая из кислот HF или H₂[SiF₆] силь-нее и почему?

16. Составить уравнения реакций, на которых основано получе­ние жидкого растворимого стекла и нерастворимого "оконного" стек­ла. Указать условия протекания этих реакций.

17. Чем отличаются продукты гидролиза SiCl₄ и SiF₄? Записать урав-нения реакций гидролиза.

18. Чем объяснить склонность кремневых кислот к образова­нию кол-лоидных растворов? Что обозначают термины: золь, гель, гранула, мицелла, коагуляция, пептизация? Как можно отличить кол­лоидный раствор от ис-тинного и в чем заключаются дисперсионный, конденсационный методы по-лучения коллоидов?

19. Как обнаружить, присутствует в растворе карбонат- или си­ликат-анион? Привести уравнения качественных реакций на карбонат- и силикат-ионы.

20. При сжигании 8,71 г некоторого газообразного силана Si_xH_Y на воздухе образовалось 16,82 г SiО₂. Найти химическую формулу этого соеди-нения, если его плотность по аргону равна 1,558.

21. Написать уравнения реакций, протекающих при: а) пропус­кании СО₂ в водный раствор силиката натрия; б) спекании Na₂CO₃ и SiO₂. Дать объяснения.

22. Закончить уравнения рекций, подобрать коэффициенты:

Si₂H₆ + Н₂O →

Si + НNO₃ + HF →

Ca₂Si + HCl →

Mg₂Si + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ →

SiCl₄ + LiAlH₄ →

H₂[SiF₆] + NH₃(р–р) →

23. Составить краткий план выполнения лабораторной работы.

7.4.3. Лабораторная работа. Кремний и его соединения

Получение свободного кремния (и силана), свойства кремния

1. Получение кремния восстановлением его оксида. Смешать на пред-метном стекле два микрошпателя кварцевого песка (или силикагеля) и три микрошпателя порошкообразного магния. Смесь пе­ренести в пробирку, ко-торую затем закрепить в штативе над листом асбеста. Сначала прогреть пробирку по всей длине, а затем сильно накалить лишь ту ее часть, где нахо-дится смесь. Отметить сильное разогревание содержимого пробирки, охла-дить, перенести спекшую­ся массу на лист бумаги и внимательно рассмот-реть. Какие вещест­ва находятся в смеси? Перенести несколько кусочков по-лученной смеси в тигель с 10–15 каплями раствора соляной кислоты (4 моль/л). Какой газ при этом выделяется? Почему наблюдаются вспышки? Отметить цвет порошка кремния, оставшегося на дне тиг­ля. Составить урав-нения всех реакций.

2. Отношение кремния к кислотам и щелочам. На небольшое количест-во кремния подействовать разбавленной соляной кислотой Происходит ли растворение кремния? В каких кислотах можно рас­творить кремний?

К небольшому количеству кремния, помещенному в пробирку, при-лить 1–1,5 мл щелочи. Какой газ выделяется? Раствор сохранить для после-дующих опытов.

Кремневая кислота и ее свойства

3. Получение геля кремневой кислоты. К щелочному раствору, полу-ченному в опыте 2, прибавлять по каплям при перемешивании 2 моль/л рас-твор соляной кислоты до образования геля кремневой кислоты. Что такое гель? Написать уравнение реакции.

4. Получение золя и геля кремневой кислоты. Поместить в про­бирку 4–5 капель концентрированной соляной кислоты, добавить 2–3 капли насыщенного раствора силиката натрия. Отметить образова­ние золя кремневой кислоты. Чем золь отличается от геля? Полу­ченный золь нагреть слабым пламенем горелки до кипения, а затем охладить. Объяснить наблюдаемое. Какую роль играет нагревание?

5. Сравнение силы кремневой кислоты с другими кислотами. Налить в три пробирки по 5–6 капель раствора силиката натрия. В первую добавить по каплям разбавленную соляную кислоту, во вто­рую – уксусную кислоту, в третью пропустить ток диоксида углерода из аппарата Киппа до образования осадка. Что выпадает в осадок? Сделать вывод об относительной силе крем-невой кислоты, сопоставив константы диссоциации кремневой, уксусной и угольной кислот (приложение 10).

6. Адсорбционные свойства силикагеля. В пробирке к 1–2 кап­лям рас-твора CuSO₄ по каплям прибавлять концентрированный рас­твор аммиака до образования интенсивной окраски растворимого комплекса [Cu(NH₃)₄]SO₄. В раствор внести 0,3–0,5 г измельченного бесцветного силикагеля, раствор в течение нескольких минут встря­хивать. Наблюдать побледнение раствора и окрашивание силикаге­ля. Отцентрифугировать силикагель от раствора, про-мыть его дис­тиллированной водой и добавить 8–10 капель раствора HСl. На-пи­сать уравнения реакций получения аммиакатного комплекса меди и его разрушения раствором HCl Объяснить изменение окраски сили­кагеля в ре-зультате проделанных реакций. Чем обусловлена ад­сорбционная способ-ность силикагеля, как его получают?

Силикаты и их свойства

7. Получение силиката натрия. В тигель поместить с помощью пинцета кусочек едкого натра величиной с горошину. Тигель нагреть до полного рас-плавления щелочи. В расплавленную массу внести микрошпатель прокален-ного силикагеля и вновь нагреть массу до плавления. Как доказать, что полу-чилась соль кремневой кислоты?

8. Получение нерастворимых силикатов. В четыре пробирки внести по 3–4 капли растворов хлорида кальция, нитрата кобальта, нитрата свинца и сульфата меди. В каждую из пробирок добавить по 2–3 капли раствора силиката натрия. Отметить цвета образовавших­ся осадков.

9. Гидролиз силиката натрия. В пробирку внести 5–7 капель раствора си-ликата натрия и с помощью индикаторов (лакмуса или фенолфталеина) опре-делить среду в растворе. На наличие каких ионов в растворе указывает изме-нение цвета индикатора? Соста­вить уравнение реакции гидролиза силиката натрия в молекулярной и ионной формах.

7.4.4. Дополнительный опыт

Получение полупроницаемых перегородок ("силикатный сад"). На по-верхности кристаллов хлоридов или сульфатов ионов Cu²⁺, Ni²⁺, Со²⁺, Fe³⁺ и др. можно получить тонкую пленку нераство­римого силиката соответствую-щего металла. Эта пленка проницае­ма для молекул воды, но непроницаема для гидратированных ионов металлов.

В стакан налить 20%-ный раствор растворимого стекла. На дно стакана бросить крупные кристаллы сульфатов или хлоридов солей металлов. Через некоторое время наблюдать изменение формы кристаллов, образование при-чудливых деревьев. Какое из коллигативных свойств растворов проявляется в данном опыте?

Синтезы соединений кремния

1. Получение легкоплавких силикатных стекол. Известны легко­плавкие бор-свинцово-силикатные, бор-свинцовые, кремний-свинцо­вые и натрий-кальций- силикатные стекла различного состава, имею­щие температуры плав-ления в широком интервале. Ниже приводят­ся данные о таких стеклах.

Состав, %	Температура	Состав, %	Температура
РbО	В2O3	SiO2	плавления,°С	Na2O	СаО	SiO2	плавления,°С
83,5	12,0	4,5
86,0	10,6	3,4		24,1	5,2	70,7
87,5	11,4	1,1	488 21,3	5,2	73,5
75,0	15,0	10,0
92,7	7,3	-
86,6	13,4	-
93,7	6,3	-
61,4	38,6	-
70,4	-	29,6
88,1	-	11,9
91,8	-	8,2

Для получения легкоплавкого стекла смешать хорошо прока­ленные и тонкоизмельченные оксиды, взятые в соответствии с вы­бранным составом; 5–10 г полученной смеси оксидов (шихты) перетереть в фарфоровой ступке, перенести в фарфоровый или плати­новый тигель и сплавить в муфельной пе-чи, обязательно подставив под тигель глиняную или асбестовую подставку. Температура плав­ления смеси должна быть на 50–100⁰ выше, чем температу-тура плав­ления наиболее тугоплавкого оксида, входящего в смесь.

Следует обратить внимание на то, что при получении стекол борный ан-гидрид должен быть особенно хорошо прокален, в против­ном случае при сплавлении масса сильно вспучивается и может вылиться из тигля, тогда печь будет безвозвратно испорчена. Расплавленное стекло в горпячем виде вылить на чистую керамическую или железную пластинку.

Для получения окрашенного стекла в шихту добавляют неорга­ническое вещество – пигмент, придающее стеклу соответствующую окраску. Интен-сивность окраски зависит от количества добавляемого пигмента. Данные по дозировке пигмента и окраске стекол приводятся ниже.

Окраска стекла	Пигмент	%(мас.) пигмента
Синяя	СоО	0,003-0,1
Голубая	СuО	0,1 -0,5
Сине-зеленая	FeO NiO	0,2-0,3 0,2-0,3
Зеленая	Сг203	0,1 -0,5
Желто-зеленая	Fe2 03	0,3-0,5
Желтая	Ag	0,1 -0,3
Красная (дымчатая)	Mn02	0,5-2,0
Розово-красная	Se	0,5-1,0
Коричневая (до черной)	S	1,0-2,0
Молочная	PbO2, тальк	5,0 - 6,0 5,0 - 6,0

2. Получение кремниевого ангидрида. Кремниевый ангидрид – диоксид кремния – может быть получен по реакции:

H₂SiO₃ H₂O + SiO₂

Для этого небольшое количество силиката натрия (или калия) рас­творить в малом объеме воды, профильтровать и добавить 37%-ный раствор соляной кислоты до сильнокислой реакции. Перелить полу­ченный раствор в выпари-тельную чашку и упарить на водяной (или песчаной) бане досуха. Сухой оста-ток промыть теплой водой до от­рицательной реакции на хлорид-ионы, прока-лить при температуре 900–1000 ^°С и исследовать полученный оксид на его от-ношение а) к раствору щелочи; б) к плавиковой кислоте (в свинцовой или по-ли­этиленовой чашке, под тягой!). Написать уравнения соответствую­щих реакций. Дать названия продуктам взаимодействия кремниево­го ангидрида со щелочью, с плавиковой кислотой.

Диоксид кремния представляет собой белый аморфный поро­шок или бес-цветные гексагональные кристаллы с температурой плавления 1500–1710 ^°С.

7.5. Бор

7.5.1. Теоретическая часть

Бор – единственный элемент третьей группы периодической системы, имеющий отчетливо выраженный неметаллический харак­тер, образующий ковалентные связи в своих соединениях. Это элемент с дефицитом электро-нов: на четыре валентные атомные орбитали приходится три валентных элек-трона в состоянии 2 s ²2 p ¹ (у воз­бужденного атома ‒ в состоянии 2 s ¹2 p²). В сое-динениях бор образует три σ-связи (sр ²-гибридизация, плоское расположение связей, на­пример в ВС1₃, ВO₃^3-), реже - четыре σ -связи, что соответствует sp ³- гибридизации, как в анионах [ВН₄]⁻, [BF₄]⁻. Четвертая σ -связь образу­ется по донорно-акцепторному механизму за счет вакантной р - орбитали атома бора и неподеленной пары, например фтор-иона:

BF₃ + F^- = [BF₄]⁻.

В указанной реакции BF₃, как и другие галогениды бора, выступает в ро-ли кислоты Льюиса, поскольку электронное окружение атома бора в его гало-генидах является исключением из правила октета (в ва­лентной оболочке бора находится всего шесть электронов). Галоге­ниды бора (за исключением BF₃) подвергаются гидролизу по схеме

ВГ₃ + ЗН₂О = Н₃ВО₃ + ЗНГ,

то есть они являются галогенангидридами борной кислоты. Для бора не ха-рактерно образование гидридов в виде мономе­ров, простейший устойчивый бороводород является газообразным димером (ВН₃)₂. Бораны имеют различ-ное агрегатное состояние: В₂Н₆ и В₄Н₁₀ – газы, В₅Н₉ и В₆Н₁₀ – жидкости, В₁₀Н₁₄ – твердое вещест­во.

Молекулы боранов содержат "мостиковые" атомы водорода, связанные с двумя атомами бора, при этом образуются трехцентровые молекулярные орби-тали, как, например, в диборане:

В водородных соединениях бора (В₂Н₆, ВН₄⁻) атомы водорода носят "гидридный" характер, то есть имеют некоторый отрицатель­ный заряд, поэто-му эти соединения – хорошие восстановители:

В₂Н₆ + 6Н₂О = 2Н₃ВО₃ + 6Н₂.

Оксид бора В₂О₃ является ангидридом борной кислоты Н₃ВО₃ или В(ОН)₃. Вследствие координационной ненасыщенности атома бора эта слабая одноосновная кислота реагирует как кислота Льюи­са, присоединяя гидроксид--ион

В(ОН)₃ + Н₂О [В(ОН)₄]⁻ + H⁺, рК = 9,00.

Образуется борная кислота при гидролизе галогенидов, гидридов бора, полиборатов. При нагревании до 100 ^ºС ортоборная кислота отщепляет воду и в результате реакции конденсации образуется по­лимерное вещество – мета-борная кислота:

nH₃BO₃ (HBO₂)_n + nH₂O.

Метаборная кислота известна в трех модификациях, образующихся в зависимости от условий реакции. При нагревании метаборной кисло­ты про-исходит дальнейшее отщепление воды и образование тетраборной кислоты

_t

4НВO₂ = Н₂В₄O₇ + Н₂O

Тетраборная кислота разлагается с образованием В₂O₃:

_t

Н₂В₄O₇ = 2В₂O₃ + Н₂O.

Безводные бораты получаются сплавлением борной кислоты с оксидами металлов, гидратированные бораты кристаллизуются из водных растворов. Анионы боратов (KB₅O₈·4H₂O, Na₂B₄O₇·10H₂O, СаВ₂O₄) являются циклическими или линейными полимерами, кото­рые образуются связыванием структурных единиц ВO₃ и ВO₄ с обобщением атомов кислорода. Бораты по своему строению похожи на силикаты, схожи они и по способности образовывать стекла.

Катионы тяжелых металлов из растворов борной кислоты, буры осажда-ют производные метаборной кислоты.

7.5.2. Подготовка к лабораторной работе

24. Написать уравнения реакций, последовательно протекаю­щих при мед-ленном нагревании ортоборной кислоты. Как получают ортоборную кислоту?

25. Почему ион В³⁺ не существует в виде гидратированного ио­на?

26. Чтобы оттитровать раствор борной кислоты щелочью, предваритель-но получают комплекс борной кислоты с многоатомным спиртом, например с глицерином. Написать уравнение реакции полу­чения комплексной кислоты, объяснить, почему сила этой кислоты выше, чем сила борной кислоты.

27. Привести формулы следующих соединений бора: борид, боран, бо-рат, перборат, боразол, боразон, борил.

28. Чем отличаются реакции гидролиза BCl₃ и BF₃? К кислотам или ос-нованиям по Льюису относится BCl₃?

29. Рассчитать тепловые эффекты реакций сгорания в кисло­роде газооб-разных B₂H₆, С₂Н₆, Si₂H₆ до В₂O₃(т), СO₂(г), SiO₂(т) (приложение 1). Учитывая теплотворную способность указанных гид­ридов, условия получения и хране-ния, оценить возможность их ис­пользования в качестве топлива.

30. Изобразить строение анионов в солях: КВ₅O₈·4Н₂О, Na₂B₄О₇·10H₂О, СаВ₂O₄.

31. Закончить уравнения реакций, подобрать коэффициенты:

В₄Н₁₀ + КМnO₄ → МnO₂ +...

В₂O₃ + С + Cl₂

CaF₂ + В₂O₃ + Н₃РО₄

01В + Н₂O₂ + КОН →

В + HNO₃(конц._.) →

Na₂B₄O₇ + NaOH →

32. Составить краткий план выполнения лабораторной работы.

7.5.3. Лабораторная работа. Бор и его соединения

Получение и свойства бора

Аморфный бор можно получить, восстанавливая магнием его обезвоженные оксосоединения (H₃BО₃, Na₂B₄О₇·10H₂О).

1. Получение бора из борного ангидрида. Реакцию получения бора не-обходимо проводить под тягой, надев очки или опустив створки вытяж-ного шкафа. Опыт выполняют двое студентов. По­местить 1 г борной кислоты в железный тигель или на железную пластинку и нагреть ее сначала осто-рожно, затем на сильном огне до полного обезвоживания Н₃ВО₃, иначе с ос-тавшейся водой магний может прореагировать со взрывом. В железном тигле с закрытой крышкой борную кислоту можно прокаливать в муфельной печи при 800 ^ºС. Полученный В₂О₃ быстро измельчить, отвесить 0,5 г и сме­шать с 1 г порошка магния. Смесь поместить в тугоплавкую пробирку, закрепив ее наклонно в лапке штатива под тягой, осторожно про­греть пробирку пламенем горелки, затем сильно нагреть нижнюю часть. После окончания реакции ох-лажденную пробирку разбить в ступке, удалить стекло, а полученную темную массу по частям внести под тягой в 30 мл 10%-ного раствора HCl. Выделение каких газооб­разных продуктов наблюдается? Слив соляную кислоту, промыть бор водой, высушить в сушильном шкафу, сохранить для последующих опытов. Написать уравнения всех реакций, протекающих при получе­нии бора из борной кислоты. Используя термодинамические данные, подтвердить самопроизвольность реакции восстановления В₂О₃ магнием.

2. Химические свойства бора. Полученный в предыдущем опы­те бор разделить на три части. Меньшую часть в тигле поместить в раскаленную печь, выдержать около двадцати минут. Какой продукт образовался в тигле? Вторую часть бора поместить в фарфоровую чашечку, приливать небольшими порциями конц. HNO₃ до полного растворения бора; если необходимо, то осторожно подогревать смесь на плитке. Полученный раствор упарить на водяной бане для удаления избытка азотной кислоты, наблюдать выделение белых кристаллов из раствора. На третью часть бора подействовать кон­центрированным раствором NaOH. Что наблюдается? Написать уравнения всех реакций.

Получение и свойства оксосоединений бора

Бор обладает большим сродством к кислороду, поэтому его киcлород­ные соединения являются многочисленными и важными. Ве­щества природного происхождения, содержащие бор, почти все яв­ляются оксосоединениями.

При получении оксосоединений бора из растворов необходимо учиты-вать равновесия между различными оксоформами. Например, равновесие меж-ду полиборат-анионом и борной кислотой

Н⁺

В₄О₇ + 2Н⁺ + 5Н₂О ⇄ 4Н₃ВО₃

ОН⁻

можно сдвинуть вправо, увеличивая концентрацию сильной кислоты. При этом слабая полиборная кислота гидратируется и образуется кислота ортоборная. Наоборот, при внесении в эту систему щелоч­ных реагентов (NaOH, Na₂CО₃) или при нейтрализации раствора Н₃ВО₃, равновесие сдвигается влево, возни-кают связи В–О–В и об­разуются полиборатные ионы.

3. Получение и свойства борного ангидрида. Металлическую пластинку укрепить в зажиме штатива. На край ее положить 3–4 мик­рошпателя борной кислоты. Маленьким пламенем горелки нагревать пластинку. Когда масса начнет вспучиваться, часть ее захватить стеклянной палочкой и потянуть. Что наблюдается? Нагревание про­водить до прекращения вспучивания, до полно-го обезвоживания борной кислоты. Дать пластинке охладиться, полученный В₂O₃ раз­делить на три части. Перенести одну часть борного ангидрида в про­бирку и прилить 3–5 капель воды. Опустить в раствор синюю лакму­совую бу-мажку. Что наблюдается? Часть борного ангидрида обрабо­тать 10–15 мл воды и определить рН раствора на рН–метре. Отме­тить вид и свойства борного ан-гидрида. Неиспользованный оксид бора(III) оставить стоять на воздухе и наб-людать, что с ним происхо­дит. Записать последовательные стадии гидратации В₂O₃.

4. Получение ортоборной кислоты из тетрабората натрия. В пробирку с 2–3 мл горячего насыщенного раствора буры Na₂B₄О₇·10Н₂О внести – 1 мл конц. H₂SО₄. Отметить быстрое выделение кри­сталлов борной кислоты. Осадок отцентрифугировать для после­дующих опытов. Рассмотреть под микроскопом и зарисовать форму кристаллов борной кислоты.

5. Свойства борной кислоты. Приготовить 2–3 мл насыщенного раствора борной кислоты, определить рН раствора, пользуясь уни­версальным индика-тором (при определении рН раствора Н₃ВО₃ на рН–метре приготовить больший объем ее насыщенного раствора). Разлить раствор Н₃ВО₃ в две пробирки. В первую внести кусочек магниевой ленты или один микрошпатель порошка магния. Отметить выделение газа. Во вторую пробирку прибавить 3–5 капель ней­трального раствора лакмуса. Отметить изменение его окраски. На­писать уравнения реакций взаимодействия борной кислоты с магни­ем, диссоциации борной кислоты. Указать величину константы дис­социации кислоты по первой ступени (приложение 10). Сильным или слабым электролитом является борная кислота? Какая форма бор­ной кислоты наиболее устойчива в водных растворах?

6. Получение эфира ортоборной кислоты. Данная реакция является качественной реакцией на соединения бора. В тигелек внести 3–4 кристаллика Na₂B₄О₇·10H₂О, 2–3 капли конц. H₂SО₄ и 5–6 капель метилового или этилового спирта. Размешать смесь стеклянной па­лочкой, поджечь выделяющийся борнометиловый или борноэтиловый эфир. Отметить окраску пламени. На ка-кие свойства борной ки­слоты указывает ее способность давать эфиры?

7. Получение тетрабората натрия из борной кислоты. В фар­форовую ча-шечку налить насыщенный раствор ортоборной кислоты, малыми порциями вносить в него раствор соды. Смесь прокипятить до прекращения выделения СО₂ и затем упарить до образования кристаллов, охладить, кристаллы отделить от маточника на воронке Бюхнера, промыть ледяной водой. Какой состав имеют полученные кристаллы?

8. Гидролиз тетрабората натрия. В пробирку с 5–6 каплями ней­трального раствора лакмуса добавить 3–4 капли раствора Na₂B₄O₇. Указать, как измени-лась окраска лакмуса. Написать уравнения реак­ции ступенчатого гидролиза тетрабората натрия, учитывая, что в ре­зультате первой ступени гидролиза образуется ортоборная кислота и метаборат натрия NaBO₂, а по второй ступени – ортоборная кислота и едкий натр.

9. Получение метаборатов металлов. В три пробирки внести по 3–4 капли насыщенного раствора Na₂B₄O₇ и добавить по нескольку капель растворов: в первую – AgNО₃, во – вторую CuSО₄, в третью – Al₂(SО₄)₃ . Отметить цвета вы-павших осадков. Осадок в первой про­бирке прокипятить с маточником, отме-тить изменение цвета осадка. Написать уравнения протекающих реакций, учи-тывая, что во всех реакциях участвует вода; в первой пробирке образовался метаборат серебра АgВО₂, гидролизующийся далее с образованием Н₃ВO₃ и Ag₂O; во второй – гидроксометаборат меди CuOHBO₂; в третьей – гидроксид алюминия. Объяснить факт образования осадков различ­ного состава.

10. Получение стекловидных полиметаборатов и "перлов" буры. Нагреть в ушке платиновой проволочки небольшое количество буры в окислительном пламени горелки. После прекращения выделения воды проволочку с образо-вавшимся стекловидным полиметаборатом слегка охладить, смочить раство-ром сульфата хрома(III). Вновь нагреть массу до плавления в пламени горел-ки. Какую окраску при­обрело вещество после охлаждения? Проделать опыт, заменив соль хрома на нитрат кобальта(II). Написать уравнения реакций разложе­ния тетрабората натрия на метаборат натрия и борный ангидрид и взаимодействия последнего с солями хрома(III), кобальта(II) с образованием их метаборатов. Написать общие уравнения реакций взаи­модействия.

7.5.4. Дополнительный опыт

Определение растворимости буры. Содержание буры в ее насыщенном растворе можно определить титрованием соляной ки­слотой, так как тетрабо-рат-анион при гидролизе дает гидроксид-ионы

В₄О₇²⁻ + 7Н₂О = 4Н₃ВО₃ + 2ОН⁻,

которые при титровании связываются протонами соляной кислоты, реакция гидролиза смещается вправо, гидролиз тетраборат-аниона в кислой среде про-текает до конца:

В₄О₇²⁻ + 2Н⁺ + 5Н₂О = 4Н₃ВО₃.

Из-за диссоциации Н₃ВО₃ в точке эквивалентности рН–5 в качестве индикато-ра можно использовать метилоранж или метилрот.

Растворимость буры следует опредепять при температурах не выше 60 ^ºС, так как при более высокой температуре Na₂B₄О₇·10H₂О теряет воду.

При заданной температуре приготовить насыщенный раствор буры, для чего в небольшую колбочку с пробкой налить ~ 20 мл воды, колбочку помес-тить в термостат, имеющий заданную температуру, и в воду внести такое коли-чество буры, чтобы при перемешивании раствор был насыщенным (в растворе должна присутствовать твер­дая фаза). При перемешивании равновесие в сис-теме устанавливается в течение часа, после чего необходимо прекратить пере-мешивание, дать осадку осесть. Не выключая термостата, подогретой пи­петкой (20–25^o) быстро отобрать 2 мл насыщенного раствора, не за­хватывая твердой фазы, вылить его в коническую колбу, содержа­щую ~ 50 мл дистиллированной воды, добавить 2–3 капли индикато­ра, медленно, перемешивая, титровать из бюретки 0,1 моль/л рас­твором HCl пока цвет раствора не перейдет из желтого в красный. Титрование 2 мл насыщенного раствора буры повторить несколько раз, найти среднее значение объема соляной кислоты V_НСl.

В соответствии со стехиометрическим уравнением реакции

В₄O₇²⁻ + 2Н⁺ + 5Н₂O = 4Н₃ВO₃

определенное количество HCl реагирует с количеством буры вдвое меньшим, поэтому

C _Б V _Б = ¹/2 C_НСl V_НСl

С _б, V_Б - концентрация и объем насыщенного раствора буры соответ­ственно), откуда растворимость буры L, численно равная ее концен­трации С _Б в насы-щенном растворе, рассчитывается по формуле

Чтобы выразить растворимость буры в процентах по массе, необходимо ареометром измерить плотность ее насыщенного раствора при заданной температуре.

7.6. Синтезы соединений бора

1. Получение ацетата бора. Ацетат бора можно получить по реакции:

В(ОН)₃ + 3(СН₃СО)₂О→ В(СН₃СОО)₃ + 3СН₃СООН

В маленькую круглодонную колбу 1, снабженную обратным холодиль­ником 2 (рис. 33), поместить 1,5 г Н₃ВO₃ и 7,5 г уксусного ан­гидрида. Мед-ленно нагреть на водяной бане 3. Когда температура достигает 60 ^°С, Н₃ВО₃ начинает бурно реагировать с уксусным ангидридом и переходит в раствор

и переходит в раствор, который при этом вскипает. Затем колбу с раствором охладить; при стоянии в течение нескольких часов ацетат бора почти пол-ностью выкристаллизовывается в виде белых игл. Продукт перекристаллизовать из уксусного ангид-рида и промыть абсолютным спиртом.

Ацетат бора представляет собой белый крис-таллический порошок с температурой плавления-
14

Рис. 33. Прибор для получения

ацетата бора и иодида олова

2. Получение нитрида бора. Нитрид бора можно получить по реакции взаимодействия оксида бора с мочевиной:

В₂О₃ + NH₂CONH₂ → 2BN + СО₂ + 2Н₂О

Для этого 2 г плавленного тонкоизмельченного В₂O₃ хорошо переме-шать с 3,6 г мочевины, поместить в закрытый крышкой фарфоровый тигель, который медленно нагревать в муфельной печи до температуры 700–800 ^°С. Образовавшуюся массу растереть и промыть водой, к которой добавить нес-колько капель соляной кислоты (для чего?). Затем нитрид бора отфильтро-вать и высушить в сушильном шкафу.

Нитрид бора представляет собой белое вещество со слоистой гексаго-нальной структурой, похожей на структуру графита. Нитрид бора огнеупорен (t_nn ~ 3000^°С), устойчив на воздухе, но медленно гидролизуется водой при наг-ревании.

7.7. Задания для самостоятельной работы

33. Монооксид углерода отделяют от диоксида углерода, поглощая СО аммиачными растворами азотнокислого серебра и хлористой меди. Написать уравнения реакций. На каких свойствах монооксида основаны эти реакции? Построить схему молекулярных орбиталей для молекулы СО.

34. Объяснить изменение температуры кипения гидридов элементов
главной подгруппы четвертой группы: