Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений.
Поскольку данный практикум не является теоретическим пособием по химии элементов, то сведения о них приведены в сжатой форме, более детальная информация изложена в [1-3].
Одним из способов классификации химических элементов является их разделение на семейства. К настоящему времени получено 118 элементов, которые подразделяют на семейства s-, p-, d- и f-элементов.
Семейство s-элементов включает элементы главных подгрупп I и II групп. Элементы IА группы называют щелочными, так как их гидроксиды представляют собой щелочи. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий, причем последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы.
Электронная формула атомов этих элементов в общем виде записывается …ns12. Единственный электрон во внешнем электронном слое атомов щелочных металлов легко отдается, следствием чего является окислительное число +1. Элементы II группы проявляют в соединениях постоянное окислительное число +2, чему предшествует процесс «возбуждения» атомов. Исходя из факта увеличения радиуса, уменьшения энергии ионизации атомов в группах сверху вниз, следует, что металлические (восстановительные) свойства от Li к Fr и от Be к Ra усиливаются. От I группы к II эти свойства ослабевают вследствие уменьшения радиусов и увеличения энергии ионизации атомов s-элементов, а также 2- или 8-электронная конфигурация предпоследнего электронного слоя обусловливают: а) сферическую симметрию ионов; б) слабую поляризацию; в) преобладание ионных соединений.
Все металлы I и II групп главных подгрупп ввиду высокой активности в природе находятся только в виде соединений, главным образом в виде хлоридов, сульфатов и карбонатов. По этой же причине s-металлы хранят в инертной атмосфере или под слоем жидких углеводородов. В земной коре наиболее распространены четыре из этих тринадцати элементов, в %: Na (2,63), K (2,41), Mg (1,95) и Ca (3,38). Остальные встречаются значительно реже, а франций вообще не встречается. Среди методов получения металлов наиболее распространённым является электролиз расплавов солей.
Все s-элементы – металлы белые, или светло-серые с серебристым блеском. Низкие температуры плавления щелочных металлов объясняются тем, что энергия образования плотной упаковки решётки металлов относительно мала. Mg тягуч, из него можно вытягивать проволоку и прокатывать тонкие листы. Щелочные металлы окрашивают пламя в характерные цвета: Li – карминово-красный, Na – жёлтый, К, Rb, Cs – фиолетовый.
Интересная особенность щелочных и щелочно-земельных металлов заключается в способности растворяться в жидком аммиаке с образованием голубых электропроводящих растворов. Щелочные металлы растворяются в ртути. Литий входит в состав многих сплавов, примером являются свинцово-подшипниковые. Натрий – исходный продукт для получения ряда веществ: Na2CO3, Na2S2O3, NaCN, Na2O2, Na2NCN (натрий цианамид), NaNH2 (амид натрия, применяется для получения индиго и витамина А); амальгама натрия применяется в органических синтезах как восстановитель; в осветительной технике, в ядерной энергетике – как теплоноситель; входит в состав некоторых сплавов. Калий и цезий используются в фотоэлементах. Бериллий входит в состав ряда сплавов. Сплавы эти являются коррозионно-устойчивыми, применяются в самолётостроении, электротехнике, атомной технике. Например, сплав Be c Cu используется в изготовлении матриц для литья под давлением. Магний применяется в пиротехнике и фотографии, так как при горении его выделяется много света; чтобы при горении стеариновых свечей получить такое же количество света, которое выделяется при горении магниевой проволоки, необходимо сжечь стеарина в 140 раз больше. Mg входит в состав многих сплавов, которые отличаются небольшим удельным весом и применяются в самолёто- и автомобилестроении, например, магналий (1030 % Mg, 7090 % Аl) и электрон (90 % Mg; 10 % – Аl, Zn, Cu, Mn, Si). Кальций входит в состав сплавов, главным образом со свинцом (подшипниковые). Соединения Sr входят в состав фосфоресцирующих составов, Ba применяется для поддержания вакуума в электронных трубках, Ra в медицине (источник излучения), в ядерных реакциях.
p-Элементы имеют общую электронную конфигурацию ns2np1–6 и образуют подгруппы IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА периодической системы Д.И. Менделеева. р-семейство содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) и полуметаллы, а также некоторые металлы, которые имеют различные свойства, как физические, так и химические. р-Неметаллы - это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность, p-металлы - умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов. В подгруппе IIIА обычно рассматривают отдельно B, Al и подгруппу галлия (Ga, In, Tl), в IVА – C, Si и подгруппу германия (Ge, Sn, Pb), в VА – N, P и подгруппу мышьяка (As, Sb, Bi), в VIА – O и подгруппу халькогенов (S, Se, Te, Po), в VIIА – галогены (F, Cl, Br, I, At), в VIIIА – Ne, Ar и подгруппу криптона (Kr, Xe, Rn).
В отличие от s-элементов, p-элементы поливалентны. Высшие положительные степени окисления равны номеру группы, отрицательные – числу неспаренных электронов для элементов IVА–VIIА подгрупп. Для элементов подгруппы Kr возможны только формально положительные четные степени окисления.
При переходе сверху вниз в подгруппах возрастает разница энергий s- и p-подуровней, поэтому легким элементам свойственны высшие степени окисления, тяжелым – низшие. Так, в подгруппе IVА стабильность соединений Э2+ возрастает в ряду Ge2+<Sn2+<Pb2+. В той же последовательности уменьшается устойчивость соединений Э4+. Восстановительные свойства p-элементов в группе сверху вниз усиливаются, а окислительные ослабевают. Окислителями и восстановителями являются соединения, в которых элементы находятся в неустойчивых степенях окисления и в ходе реакции переходят в более устойчивые. Так, для элементов IVА подгруппы стабильность степени окисления +2 увеличивается с ростом порядкового номера. Если Ge+2 – сильный восстановитель, то Pb+4 – энергичный окислитель. Большинство p-элементов способны к реакциям диспропорционирования.
Например:
CaO + 3C = CaC2 + CO,
2As + 3NaOH = AsH3 + Na3AsO3 ,
3S + 6KOH = 2K2S + K2SO3 + 3H2O.
В пределах подгруппы сверху вниз по мере роста порядкового номера элемента неметаллические свойства p-элементов ослабляются и усиливаются металлические, поэтому наиболее характерная положительная степень окисления уменьшается. Например, характерная степень окисления элементов: в III периоде Al3+, Si4+, Р5+, S6+ в VI периоде Tl1+, Pb2+, Bi3+, Po4+ отсюда можно сделать вывод, что соединения Tl3+, Pb4+, Bi5+ – сильные окислители, а соединения Ga1+, Ge2+, As3+ – восстановители. Прочность водородных соединений в главных подгруппах сверху вниз уменьшается вследствие увеличения радиуса атома. Почти все p-элементы – кислотообразователи, причем, устойчивость и сила кислородсодержащих кислот растет по мере увеличения степени окисления p-элемента. Например, сила кислот увеличивается в рядах: HClO> HClO2>HClO3>HClO4; H2SO3>H2SO4; HNO2>HNO3. Окислительно-восстановительные свойства соединений p-элементов зависят, как правило, от степени окисления их атомов, входящих в состав данных соединений. Соединения, в которых атом p-элемента находится в промежуточной степени окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства (H2O2, N2H4, NH2OH, HNO2, H3PO2, H2SO3 и т.п.).
Атмосфера Земли состоит, в основном, из молекул p-элементов: азота и кислорода. Углерод, кислород, азот, фосфор являются биогенными элементами. Углерод в виде аллотропной модификации графита используется в карандашной промышленности, для получения графитовых электродов и специальной смазки; а алмаз в качестве абразивного материала благодаря исключительной твердости и в ювелирном деле. Активированный уголь – прекрасный адсорбент, в Первую мировую войну он был впервые применен в противогазах для защиты органов дыхания от отравляющих газов, в современных противогазах он также практически незаменим; в медицине используют для выведения токсинов. Углерод в виде ископаемого топлива: угля и углеводородов (нефть, природный газ) - один из важнейших источников энергии для человечества. Алюминий имеет исключительное значение как стратегический металл. Он необходим для самолётостроения, танкостроения, артиллерии, средств связи, производства взрывчатых веществ, осветительных и зажигательных снарядов, изготовления посуды (кастрюли, котелки, фляги, термосы) и пищевой упаковки в виде фольги; в алюминотермии и др. Бор находит применение в виде добавки при получении коррозионно-устойчивых и жаропрочных сплавов, его карбиды обладают высокой твердостью и используются в качнстве абразивных материалов. Ранее их широко использовали для изготовления сверл, применяемых зубными врачами (отсюда название бормашина). Бор в виде волокон служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов. Сам бор и его соединения — нитрид BN и другие — используются как полупроводниковые материалы и диэлектрики. Бор используют для получения так называемых боросиликатных стекол. В медицине бура и борная кислота в виде водно-спиртовых растворов находят применение как антисептические средства. Фосфор используют в основном для производства фосфорных удобрений, ортофосфорной кислоты, изготовления спичек и т.д.
d-Семейство элементов — группа из 32 атомов в периодической таблице элементов, в электронной оболочке которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают d-орбиталь. Данный блок представляет собой часть периодической таблицы с элементами от 1Б до 8Б группы короткопериодного варианта табл. Д.И. Менделеева. Элементы заполняют d-оболочку d-электронами, которая у элементов начинается ns2(n-1) d1 (первая группа) и заканчивается ns2(n-1) d10 (восьмая группа). Однако существуют некоторые нарушения в этой последовательности, например, у хрома 4s13d5 (но не 4s23d4). Это явление называется «провал» электрона.
d-Элементы также известны как переходные металлы или переходные элементы. Однако точные границы, отделяющие переходные металлы от остальных групп химических элементов, ещё не проведены. В природе, в основном, встречаются в чистом виде, в виде оксидов или солей, из которых их обычно восстанавливают угле- или кремнетермическим методами. Особо чистые металлы можно получить через стадию синтеза карбонилов.
Особенностью этих элементов является непропорционально медленное возрастание атомного радиуса с возрастанием числа электронов. Относительно медленное изменение радиусов объясняется так называемым лантаноидным сжатием вследствие проникновения ns-электронов под d-электронный слой. В результате наблюдается незначительное изменение атомных и химических свойств d-элементов с увеличением атомного номера. Сходство химических свойств проявляется в характерной особенности d-элементов образовывать комплексные соединения с разнообразными лигандами.
Важным свойством d-элементов является переменная валентность и, соответственно, разнообразие степеней окисления. Эта особенность связана главным образом с незавершенностью предвнешнего d-электронного слоя (кроме элементов IБ- и IIБ-групп). Возможность существования d-элементов в разных степенях окисления определяет широкий диапазон окислительно-восстановительных свойств элементов. В низших степенях окисления d-элементы проявляют свойства металлов. С увеличением атомного номера в группах Б металлические свойства закономерно уменьшаются.
В растворах кислородсодержащие анионы d-элементов с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства. Катионные формы низших степеней окисления характеризуются основными и восстановительными свойствами. d-элементы в промежуточной степени окисления проявляют амфотерные свойства.
В периоде с увеличением заряда ядра наблюдается уменьшение устойчивости соединений элементов в высших степенях окисления. Параллельно возрастают окислительно-восстановительные потенциалы этих соединений. Наибольшая окислительная способность наблюдается у феррат-ионов и перманганат-ионов. Следует отметить, что у d-элементов при нарастании относительной электроотрицательности усиливаются кислотные и неметаллические свойства. С увеличением устойчивости соединений при движении сверху вниз в Б-группах одновременно уменьшаются их окислительные свойства.
Более 1/3 всех микроэлементов организма составляют d-элементы. Наряду с ферментами, гормонами, витаминами и другими биологически активными веществами они участвуют в процессах обмена нуклеиновых кислот, белков, жиров и углеводов. Из d-элементов важную роль в организме играют железо, кобальт, цинк и молибден. Биологические функции микроэлементов в живом организме связаны главным образом с процессом комплекообразования между аминокислотами, белками, нуклеиновыми кислотами и ионами соответствующих металлов. Соединения d-элементов используются в качестве лекарственных препаратов, в избыточных концентрациях они ядовиты (это связано с тем, что d-элементы образуют с белками нерастворимые соединения). Железо - важнейший металл современной техники. В чистом виде Железо из-за его низкой прочности практически не используется, хотя в быту "железными" часто называют стальные или чугунные изделия. Основная масса железа применяется в виде весьма различных по составу и свойствам сплавов. На долю сплавов железа приходится примерно 95% всей металлической продукции. Соединения марганца применяют и при изготовлении гальванических элементов; в производстве стекла и в керамической промышленности; в красильной и полиграфической промышленности, в сельском хозяйстве и т. д. Хром в виду его жаропрочности, твердости и устойчивости против коррозии используют для выплавки хромистых сталей. Соединениями хрома протравливают ткани при крашении. Некоторые его соли используются как составная часть дубильных растворов в кожевенной промышленности; PbCrO4, ZnCrO4, SrCrO4 - как художественные краски. Из смеси хромита и магнезита изготовляют хромомагнезитовые огнеупорные изделия. Соединения хрома, особенно производные Cr6+, токсичны. Медь – основной материал для изготовления проводов в электротехнической промышленности, а платина – для изготовления сплавов, термоэлементов, ее соли употребляются в фотографии, для живописи по фарфору и платинирования стекла.
f-Элементы в периодической таблице - блок элементов у атомов, которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают f-орбиталь. В данное семейство входят лантаноиды и актиноиды. Семейство лантаноидов (лантанидов) состоит из 14 элементов (4f-элементы), следующих за La, общий символ Ln. Электронные конфигурации Ln отражают внутреннюю периодичность, проявляющуюся в некоторых свойствах Ln3+, у которых 4f-орбитали заполняются сначала по одному (подсемейство церия: Ce – Gd), а потом по второму электрону (подсемейство тербия: Tb – Lu). Уменьшение атомных и ионных радиусов приводит к лантаноидному сжатию, вследствие которого элементы, следующие за Lu, по своим свойствам оказываются очень похожими на своих предшественников по группам (Zr и Hf, Nb и Ta, Mo и W, Tc и Re). Cеребристо-белые металлы, тускнеющие во влажном воздухе, при нагревании разлагают воду, взаимодействуют со всеми кислотами (кроме H3PO4 и HF), образуя преимущественно ионы Ln3+, другие степени окисления свойственны Ce, Pr, Tb, Dy (4+), Sm, Eu, Tm, Yb (2+). С H, B, C, N, O, халькогенами, галогенами образуют вполне устойчивые соединения. По химическим свойствам достаточно схожи, разделяют ионообменной хроматографией и экстракцией. Разделенные Ln3+ используют для получения химических соединений с нужными люминесцентными, спектроскопическими и магнитными свойствами, изготовления неодимовых стекол (лазеры), люминесцентных преобразователей (приборы ночного видения), изготовления постоянных магнитов. Основная доля используется в виде смесей металлов или оксидов и других соединений с природным содержанием Ln для изготовления катализаторов, легирующих добавок в металлургии, полировочных паст, стекла высокой прозрачности, аккумуляторов газообразного водорода и др.
Семейство актиноидов (актинидов) состоит из 14 элементов, следующих за Ac, (5f-семейство), общий символ An. Первые три – Th, Pa, U – встречаются в природе, их наиболее долгоживущие изотопы – 232Th (T1/2 = 1,4·1010 лет), 231Pa (T1/2 = 3,43·104 лет), 238U (T1/2 = 4,5·109 лет). Остальные An были получены ядерным синтезом в лабораториях США и России, все радиоактивны. Делятся на два подсемейства Th – Cm (цискюриды) и Bk – Lr (транскюриды). Первое подсемейство во многом отличается от соответствующих лантаноидов, проявляя помимо An3+ и более высокие степени окисления An4+ (Th, Pa, Am, Cm), An4+, 5+, 6+ (U, Np, Pu) и даже Pu7+. Второе подсемейство по химическим свойствам ближе к соответствующим лантаноидам, хотя для менделевия известны соединения Md1+, а для лоуренсия – Lr4+. Из актиноидов наибольшее применение нашли уран и плутоний в качестве ядерного горючего в атомных энергетических установках.
Пример. Описание свойств олова и его простых и сложных соединений.
Свойства олова Sn определяются по периодической системе Д.И. Менделеева и таблице электроотрицательностей элементов. Периодическая система дает возможность определить атомную массу элемента и основные координаты элемента: порядковый номер, номер группы, номер периода, принадлежность к подгруппе. Атомная масса Sn — 118,6; порядковый номер - 50; элемент V периода; IV главной подгруппы. На основе этих координат составляется электронная формула элемента: ls22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2 и определяется принадлежность олова к p -семейству.
Химические свойства элемента Sn:
1) окислительно-восстановительные свойства. Так как олово входит в число 10 p -элементов, обладающих металлическими свойствами, то данный элемент проявляет только восстановительные свойства. С количественной стороны восстановительные свойства олова можно охарактеризовать значением ОЭО, равным 1,96;
2) валентность определяется на основе теории спинвалент- ности: а) валентные электроны Sn: 5s25p2; б) валентность олова: в невозбужденном состоянии 2, а в возбужденном состоянии 4.
Зная химические свойства элемента, определяют окислительные числа олова в его сложных соединениях. Так как для всех связанных атомов металлов окислительные числа имеют только положительные значения, то для олова это соответственно +2 и +4. А на основе закономерности устойчивости сложных соединений Главных подгрупп делают вывод, что типичным окислительным числом для олова будет +4.
Простые соединения олова. Физические свойства олова описываются после изучения учебной литературы. Химические свойства олова даются также после изучения учебной литературы, по таблицам редоксипотенциалов ионов, стандартных изо- барно-изотермических потенциалов образования соединений по растворимости.
Взаимодействие олова с простыми веществами - водородом, кислородом, галогенами: олово непосредственно с водородом не реагирует, но образует летучий малоустойчивый гидрид SnH4 косвенным путем. С кислородом, галогенами, как это следует из значений G°298 соответствующих соединений, взаимодействуют непосредственно:
(G°298)SnCl4 = -113,3 ккал;
(G°298)SnО2(K) =-124,4 ккал;
(G°298)SnO(K) = -65,5 ккал.
Причем в реакциях образуются оксиды, галиды, отвечающие типичному окислительному числу олова (+4):
Sn+О2 SnО2,
Sn + 2С12 SnCl2.
Взаимодействие олова с бором, углеродом, кремнием мало характерно (сравнение значения ОЭО всех атомов).
Сложные соединения олова. На основе химических свойств сложных соединений металла определить состав соединений, получающихся в результате взаимодействия олова с водой, кислотами, водными растворами щелочей.
Кислотно-основные свойства сложных соединений олова. Выписываем оксиды, гидроксиды олова: SnO, SnО2, Sn(OH)2, Sn(OH)4. На основе поляризующих свойств ионов Sn2+, Sn4+ определяем характер оксидов и гидроксидов олова. Согласно теории поляризации SnO и Sn(OH)2 обладают амфотерными свойствами с преобладанием основных свойств, так как ион Sn2+ имеет электронную оболочку типа 18+2. A SnО2 и Sn(OH)4, как и соединения ионов Sn4+, обладают амфотерными свойствами с преобладанием кислотных свойств. Следовательно, кислотно- основные свойства оксидов и гидроксидов характеризуются 4 реакциями:
а) для Sn(OH)2:
Sn(OH)2 + 2НС1 = SnCl2 + 2Н2О наиболее
Sn(OH)2 + SO3 = SnSО4 + Н2О характерные реакции
Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]
Sn(OH)2 + Na2О (Na2CО3) = Na2SnО3 + H2О;
б) для Sn(OH)4 = H4SnО4 
H2SnО3:
Sn(OH)4 + 4HC1 SnCl2 + 4H2О
Sn(OH)4 + 2SО3 Sn(SО4)2 + 2H2О
Sn(OH)4 + 2NaOH Na2[Sn(OH)6] наиболее харак-
Sn(OH)4 + Na2О (Na2CО3) Na2SnО3 + 2H2О терные реакции
Кислотно-основные свойства солей заключаются в их гидролизе. Исходя из характера гидроксидов Sn2+ и Sn4+, можно сделать вывод, что устойчивость соли катионного и анионного типов будет различной. Так, ясно, что Sn(NО3)2 будет гидролизовываться ступенчато:
Sn(NО3)2 + Н2О (SnОH)NО3 + HNО3, a Sn(NО3)4 - полностью:
Sn(NО3)4 + 4 Н2О Sn(OH)4 + 4 HNО3
H4SnО4 H2SnО3
оловянная кислота
Степень гидролиза Na2SnО3 будет меньше степени гидролиза Na2SnО2.
Окислительно-восстановительные свойства сложных соединений олова в водных растворах характеризуются редокси- потенциалами:
1) окислительно-восстановительные свойства соединений Sn2+:
Sn0 
Sn2+ 
Sn4+
Окислительные Восстановительные
свойства свойства
Sn0/ Sn2+ = -0,14 В Sn2+/ Sn4+ = +0,15 В
2) окислительные свойства Sn4+:
Sn4+ — 2 Sn2+, Sn2+/ Sn4+ = +0,15 В.
По редоксипотенциалам для соединений Sn2+ и Sn4+ делаем выводы об их окислительной и восстановительной способностях (так, соединения Sn4+ - очень слабые окислители); подбираем соответствующие окислители и восстановители и записываем окислительно-восстановительную реакцию с участием этих соединений:
окислительные свойства Sn4+:
Sn4+ + Н2 Sn2+ + 2Н+;
восстановительные свойства Sn2+:
Sn2+ + Cl2 Sn4+ + 2Сl-;
окислительные свойства Sn2+:
Sn2+ + Zn Sn + Zn2+.
Окислительно-восстановительные свойства соединений в твердой и газообразной фазе определяются по стандартным изобарно-изотермическим потенциалам (G°298).
Сведения о взаимодействии олова со сложными веществами (водой, водными растворами щелочей, кислот) даются на основе обзорных лекций и таблиц редоксипотенциалов и растворимости соединений.
По редоксипотенциалам Sn0/ Sn2+ = -0,14 В делается вывод, что олово - металл средней активности:
олово с водой не реагирует. Причина - нерастворимость в воде оксидной пленки; с водными растворами щелочей и простыми кислотами (соляной, разбавленной серной) олово взаимодействует, так как выполняются все требования, обеспечивающие растворимость металла в этих сложных соединениях:
Sn + 2NaOH + Н2O Na2[Sn(OH)4] + Н2
Sn + 4OН- - [Sn(OH)4]2-
2НОН + 2 Н2 + 2OН-
4OН- + 2НОН Н2 + 2ОН-
2OН- + 2НОНН2
Sn + 2НС1 SnCl2 + Н2
Sn + H2SО4 SnSО4 + Н2
Следует отметить, что в этих случаях соединения Sn2+, а не Sn4+, так как образуется восстановительная водородная атмосфера, а в этих условиях устойчивы соединения Sn2+;
3) с кислотами-окислителями (концентрированной серной и концентрированной азотной) взаимодействие олова как металла средней активности идет по реакциям:
Sn + H2SО4(кон) Sn(SО4)2 + S + H2О;
Sn + HNО3(кон) H2SnО3 + NО2 + H2О .
Таким образом, так как здесь нет восстановительной среды (наоборот, присутствует избыток кислот-окислителей), то устойчивы соединения олова с типичным окислительным числом +4. А различная степень гидролиза соединений Sn(SO4)2 и Sn(NO3)4 обусловливает различие в типе получающихся соединений Sn4+: Sn(SO4)2 и H2SnO3. Концентрированная серная кислота (98 %-я) и в ней Sn(SO4)2 не может гидролизоваться (мало воды), а в случае концентрированной азотной кислоты (63 %-й) гидролиз Sn(NO3)4 идет полностью до образования H2SnO3.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
s-элементы (…ns1-2)
292. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль окислителя и в которых – восстановителя.
293. Напишите уравнения реакций натрия с водородом, кислородом, азотом и серой. Какую степень окисления приобретают атомы окислителя в каждой из этих реакций?
294. Напишите уравнения реакций с водой следующих соединений натрия: Na2О2, Na2S, NaH, Na3N.
295. Как получают металлический натрий? Составьте электронные уравнения процессов, проходящих на электродах при электролизе расплава NaOH.
296. Какие свойства может проявлять пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? На основании электронных уравнений напишите уравнения реакций пероксида водорода: а) с Ag2О; б) с KJ.
297. Почему пероксид водорода способен диспропорционировать (самоокисляется-самовосстанавливается)? Составьте электронные и молекулярные уравнения процесса разложения Н2О2.
298. Как можно получить гидрид и нитрид кальция? Напишите уравнения реакций этих соединений с водой. К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения.
299. Назовите три изотопа водорода. Укажите состав их ядер. Что такое тяжелая вода? Как она получается и каковы ее свойства?
300. Гидроксид какого из s-элементов проявляет амфотерные свойства? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций этого гидроксида: а) с кислотой; б) с щелочью.
301. При пропускании диоксида углерода через известковую воду (раствор Са(ОН)2) образуется осадок, который при дальнейшем пропускании СО2 растворяется. Дайте объяснение этому явлению. Составьте уравнения реакций.
302. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) бериллия с раствором щелочи; б) магния с концентрированной серной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления. При сплавлении оксид бериллия взаимодействует с диоксидом кремния и с оксидом натрия. Напишите уравнения соответствующих реакций. О каких свойствах ВеО говорят эти реакции?
303. Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих строительных материалов? Чем обусловлены их вяжущие свойства?
304. Как можно получить карбид кальция? Что образуется при его взаимодействии с водой? Напишите уравнения соответствующих реакций.
305. Как можно получить гидроксиды щелочных металлов? Почему едкие щелочи необходимо хранить в хорошо закрытой таре? Составьте уравнения реакций, происходящих при насыщении гидроксида натрия: а) хлором; б) оксидом серы (VI) SО3; в) H2S.
306. Чем можно объяснить большую восстановительную способность щелочных металлов? При сплавлении гидроксида натрия с металлическим натрием последний восстанавливает водород щелочи в гидрид-ион. Составьте электронные и молекулярные уравнения этой реакции.
307. Какое свойство кальция позволяет применять его в металлотермии для получения некоторых металлов из их соединений? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций кальция: а) с V2О5, б) с CaSО4. В каждой из этих реакций окислитель восстанавливается максимально, приобретая низшую степень окисления.
308. Какие соединения называют негашеной и гашеной известью? Составьте уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется при прокаливании негашеной извести с углем? Что является окислителем и восстановителем в последней реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения.
309. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) кальция с водой; б) магния с азотной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления.
310. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:
б) KOHKHSO3K2SO3KClK KCl
д) MgCO3 MgCl2MgMg SO4Mg(NO3)2
е) LiHLiLi3NLiOHLi2O
ж) Са СаН2 Са(ОН)2 СаСО3 Са(НСО3)2.
з) Сa Сa(OH)2 Сa CO3 СaO Сa(OH)2 СaCl2 Сa
p-элементы (…. ns2np1-6)
311. Составьте уравнения реакций, которые можно осуществить для следующих превращений:
Al A12(SО4)3 Na[Al(OH)4] A1(NО3)3.
312. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) алюминия с раствором щелочи; б) бора с концентрированной азотной кислотой.
313. Какой процесс называется алюмотермией? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции, на которой основано применение термита (смесь Аl и Fe3О4).
314. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить превращения:
В Н3ВО3 Na2B4О7 Н3ВО3
Уравнение окислительно-восстановительной реакции составьте на основании электронных уравнений.
315. Какие оксиды и гидроксиды образуют олово и свинец? Как. Изменяются их кислотно-основные и окислительно- восстановительные свойства в зависимости от степени окисления элементов? Составьте молекулярные и ионно- молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора гидроксида натрия: а) с оловом; б) с гидроксидом свинца (II).
316. Какие соединения называются карбидами и силицидами? Напишите уравнения реакций: а) карбида алюминия с водой; б) силицида магния с хлороводородной (соляной) кислотой. Являются ли эти реакции окислительно- восстановительными? Почему?
317. На основании электронных уравнений составьте уравнение реакции фосфора с азотной кислотой, учитывая, что фосфор приобретает высшую, а азот – степень окисления, равную +4.
318. Почему атомы большинства р-элементов способны к реакциям диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)? На основании электронных уравнений напишите уравнение реакции растворения серы в концентрированном растворе щелочи. Один из продуктов содержит серу в степени окисления +4.
319. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций сернистой кислоты: а) с водородом; б) с хлором.
320. Как проявляет себя сероводород в окислительно- восстановительных реакциях? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора сероводорода: а) с хлором; б) с кислородом.
321. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций азотистой кислоты: а) с бромной водой; б) с HJ.
322. Почему диоксид азота способен к реакциям самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования)? На основании электронных уравнений напишите уравнение реакции растворения диоксида азота в гидроксиде натрия.
323. Какая степень окисления наиболее характерна для олова и какая – для свинца? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций олова и свинца с концентрированной азотной кислотой.
324. Чем можно объяснить восстановительные свойства соединений олова (II) и окислительные – свинца (IV)? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций: a) SnCl4 с HgCl4; б) РЬО2 с НС1(кон,).
325. Какие свойства окислительно-восстановительных реакций проявляет серная кислота? Напишите реакции взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной – с медью. Укажите окислитель и восстановитель.
326. В каком газообразном соединении азот проявляет свою низшую степень окисления? Напишите уравнения реакций для получения этого соединения: а) при взаимодействии хлорида аммония с гидроксидом кальция; б) разложением нитрида магния водой.
327. В каком газообразном соединении фосфор проявляет свою низшую степень окисления? Напишите уравнения реакций получения этого соединения: а) при взаимодействии фосфида кальция с соляной кислотой; б) горения его в кислороде.
328. Какую степень окисления проявляют мышьяк, сурьма и висмут? Какая степень окисления более характерна для каждого из них? Напишите уравнения реакций: а) мышьяка с азотной кислотой (конц.); б) висмута с серной кислотой (конц.).
329. Как изменяются окислительные свойства галогенов при переходе от фтора к иоду и восстановительные свойству их отрицательно заряженных ионов? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) С12 + J2 + Н2O =…; б) KJ + Вг2 = …? Укажите окислитель и восстановитель.
330. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций, происходящих при пропускании хлора через горячий раствор гидроксида калия. К какому типу окислительно- восстановительных процессов относится данная реакция?
331. По каким реакциям можно осуществить превращения:
NaCl НС1 С12 КС1О3?
Уравнения окислительно-восстановительных реакций составьте на основании электронных уравнений.
332. К раствору, содержащему SbCl3 и BiCl3, добавили избыток раствора КОН. Напишите молекулярные и ионно- молекулярные уравнения происходящих реакций. Какое вещество находится в осадке?
333. Чем существенно отличается действие разбавленной азотной кислоты на металлы от действия соляной и разбавленной серной кислот? Что является окислителем в первом случае и что – в двух других? Приведите примеры.
334. Напишите формулы и назовите кислородные кислоты хлора, укажите степень окисления хлора в каждом из них. Какая из кислот – более сильный окислитель? На основании электронных уравнений допишите уравнения реакции:
KJ + NaOCl + H2SО4 I2…
(хлор приобретает низшую степень окисления).
335. Какую степень окисления может проявлять кремний в своих соединениях? Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:
Mg2Si SiH4 SiО2 K2SiО3 H2SiО3.
При каком превращении происходит окислительно-восстановительная реакция?
336. Какое применение находит кремний? Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения: SiО2 Si K2SiО3 H2SiО3. Окислительно-восстановительные реакции напишите на основании электронных уравнений.
337. Как получают диоксид углерода в промышленности и в лаборатории? Напишите уравнения соответствующих реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:
NaHCО3 СО2 СаСО3 Са(НСО3)2.
338. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:
a) B2O3 B HBO3 HBO2 H2B4O7 Na2B4O7 NaBO2
в) Tl Tl2O TlOH Tl2SO4TlCl
339. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:
a) CCO2KCO3 СaCO3 CO2 Сa(HCO3 ) 2 СaCO3
б) SiO2 Si Mg 2SiSiH4 SiO2 K2SiO 3
в) Pb PbO Pb3O4 PbO2 PbSO4
340. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:
a) NH4NO2N2 NH3 NH4NO3 N2O
б) Pb(NO3)2 NO2 N2O4HNO3 NH4NO3NH3
в) PCa3P2PH3P4O10HPO3H3PO4CaHPO4·2H2O
г) H2O H2 NaH H2HCl H2
д)NaCl Cl2 HClO HClO3 HCl Cl2
е) Cl2 KClO KClO3KCl Cl2 KClO3 KClO4
d-элементы(…(n-1)d 1-10ns0-2)
341. Серебро не взаимодействует с разбавленной серной кислотой, тогда как в концентрированной оно растворяется. Чем это можно объяснить? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.
342. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:
Сu Cu(NO3)2 Сu(ОН)2 СuС12 [Cu(NH3)4]Cl2.
343. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций цинка: а) с раствором щелочи; б) с серной кислотой (конц.), учитывая восстановление серы до нулевой степени окисления.
344. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения
Ag AgNО3 AgCl [Ag(NH3)2]Cl AgCl.
345. При постепенном прибавлении раствора KJ к раствор) Hg(NО3)2 образующийся вначале осадок растворяется. Какое комплексное соединение при этом получается? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
346. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:
Cd Cd(NО3)2 Cd(OH)2 [Cd(NH3)4(OH)2] CdSО4.
347. При сливании растворов нитрата серебра и цианида калия выпадает осадок, который легко растворяется в избытке KCN. Какое комплексное соединение при этом получается? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
348. К какому классу соединений относятся вещества, полученные при действии избытка щелочи на растворы ZnCl2, CdCl2, HgCl2? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
349. При действии на титан концентрированной соляной кислоты образуется трихлорид титана, а при действии азотной кислоты – осадок метатитановой кислоты. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
350. При растворении титана в концентрированной серной кислоте последняя восстанавливается минимально, а титан переходит в катион с высшей степенью окисления. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции.
351. Какую степень окисления проявляют медь, серебро и золото в соединениях? Какая степень бкисления наиболее характерна для каждого из них? Иодид калия восстанавливает ионы меди (II) в соединения меди со степенью окисления +1. Составьте электронные и молекулярные уравнения взаимодействия иодида калия с сульфатом меди.
352. Диоксиды титана и циркония при сплавлении взаимодействуют с щелочами. О каких свойствах оксидов говорят эти реакции? Напишите уравнения реакций: а) ТiO2 и ВаО; б) ZrO2 и NaOH. (В первой реакции образуется метатитанат, а во второй – ортоцирконат соответствующих металлов.)
353. На гидроксиды цинка и кадмия подействовали избытком растворов серной кислоты, гидроксида натрия и аммиака. Какие соединения цинка и кадмия образуются в каждой из этих реакций? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций.
354. Золото растворяется в «царской водке» и в селеновой кислоте, приобретая при этом высшую степень окисления. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
355. В присутствии влаги и диоксида углерода медь окисляется и покрывается зеленым налетом. Как называется и каков состав образующего соединения? Что произойдет, если на него подействовать соляной кислотой? Напишите уравнения соответствующих реакций. Окислительно-восстановительную реакцию составьте на основании электронных уравнений.
356. Кусок латуни обработали азотной кислотой. Раствор разделили на две части. К одной из них прибавили избыток раствора аммиака, к другой – избыток раствора щелочи. Какие соединения цинка и меди образуются при этом? Составьте уравнения соответствующих реакций.
357. Ванадий получают алюмотермически или кальций- термически восстановлением оксида ванадия (V) V2О5. Последний легко растворяется в щелочах с образованием метаванадатов. Напишите уравнения соответствующих реакций. Уравнения окислительно-восстановительных реакций составьте на основании электронных уравнений.
358. Азотная кислота окисляет ванадий до метаванадиевой кислоты. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
359. Какую степень окисления проявляет ванадий в соединениях? Составьте формулы оксидов ванадия, отвечающих этим степеням окисления. Как меняются кислотно-основные свойства оксидов при переходе от низшей к высшей степени окисления? Составьте уравнения реакций: a) V2О3 с H2SО4; б) V2О5 с NaOH.
360. При внесении цинка в подкисленный серной кислотой раствор метаванадата аммония NH4NO3 желтая окраска постепенно переходит в фиолетовую за счет образования сульфата ванадия (II). Составьте электронные и «молекулярные уравнения реакций.
361. Хромит калия окисляется бромом в щелочной среде. Зеленая окраска раствора переходит в желтую. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций. Какие ионы обусловливают начальную и конечную окраску раствора?
362. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) растворения молибдена в азотной кислоте; б) растворения вольфрама в щелочи в присутствии кислорода. Учтите, что молибден и вольфрам приобретают высшую степень окисления.
363. При сплавлении хромита железа Fe(CrО2)2 с карбонатом натрия в присутствии кислорода хром (III) и железо (II) окисляются и приобретают соответственно степени окисления +6 и +3. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций.
364. К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия прибавили порошок алюминия. Через некоторое время оранжевая окраска раствора перешла в зеленую. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций.
365. Хром получают методом алюминотермии из его оксида (III), а вольфрам – восстановлением оксида вольфрама (VI) водородом. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций.
366. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить превращения:
Na2Cr2О7 Na2CrО4 Na2Cr2О7 CrCl3 Cr(OH)3.
Уравнение окислительно-восстановительной реакции напишите на основании электронных уравнений.
367. Марганец азотной кислотой окисляется до низшей степени окисления, а рений приобретает высшую степень окисления. Какие соединения при этом получаются? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
368. Хлор окисляет манганат калия К2МnO4. Какое соединение при этом получается? Как меняется окраска раствора в результате этой реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.
369. Как изменяется степень окисления марганца при восстановлении КМnO4 в кислой, нейтральной и щелочной средах? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции между КМnO4 и KNO2 в нейтральной среде.
370. На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций получения манганата калия К2МnO4 сплавлением оксида марганца (IV) с хлоратом калия КСlO3 в присутствии КОН. (Окислитель восстанавливается, максимально приобретая низшую степень окисления).
371. Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства? Исходя из электронных уравнений, составьте уравнения реакций:
MnO2 + KJ + H2SO4 = …
МnO2 + KNO3 + КОН
372. Для получения хлора в лаборатории смешивают оксид марганца (IV) с хлоридом натрия в присутствии серной кислоты (конц.). Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.
373. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:
Fe FeSO4 Fe(OH)2 Fe (OH)3 FeCl3.
374. Какую степень окисления проявляет железо в соединениях? Как можно обнаружить ионы Fe2+ и Fe3+ в растворе? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.
375. Чем отличается взаимодействие гидроксидов кобальта (III) и никеля (III) с кислотами от взаимодействия гидроксида железа (III) с кислотами? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
376. Могут ли в растворе существовать совместно следующие вещества: a) FeCl3 и SnCl3; б) FeSO4 и NaOH; в) FeCl3 и K3[Fe(CN)6]? Составьте уравнения соответствующих реакций.
377. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить превращения:
Ni Ni(NO3)2 Ni(OH)2 Ni(OH)3 NiCl2.
Уравнения окислительно-восстановительных реакций напишите на основании электронных уравнений.
378. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции: а) растворения платины в «царской водке»; б) взаимодействия осмия с фтором. Платина окисляется до степени окисления +4, а осмий – до +8.
379. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:
Fe FeCl2 Fe(CN)2 K4[Fe(CN)6] K3[Fe(CN)6];
к окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения.
380. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:
a) Ag Ag NO3 Ag 2O [Ag (NH3)2] OH Ag K[Ag (CN)2]
б) CuCu(NO3)2 Cu(OH)2CuOCu2OCu
г) Hg Hg2 (NO3)2 Hg(NO3)2Hg HgSO4 HgO Hg2O
д)ZnCl2ZnZn(NO3)2ZnONa2[Zn(OH)4]ZnCl2 Zn(NO3)2 [Zn(NH3)4] (NO3)2
е)ZnZn(NO3)2ZnONa2[Cr(OH)4]Zn(OH)2Zn(OH)2CO3 ZnCO3
ж) СrCl2 Cr(OH)2 Cr(OH)3 K2CrO4 СrCl3
з) СrCl2 K2CrO4 СrO3 Сr2O3 NaCrO2 Na2CrO4
и) Сr СrCl2 K2CrO4 K2Cr2O7 K3[Cr(OH)6] Cr2(SO4)3
к) MnO2Mn MnCl2 Mn(NO3)2 MnO MnCl2
л) MnO2MnSO4 MnCl2KMnO4 MnO2 MnCl2
м) Mn2O3MnMn(NO3)2 MnO MnSO4 HMnO4 H2MnO4
н) FeFeCl2 FeCl3 Fe(OH)3K2FeO4 Fe(OH)3 KFeO2
Приложения
Таблица 1
Стандартные теплоты (энтальпии) образования H0298 некоторых веществ
| Вещество | Состояние | H0298, кДж/моль | Вещество | Состояние | кДж/моль |
| С2Н2 | г | +226,75 | СО | г | -110,52 |
| CS2 | г | + 115,28 | СН3ОН | г | -201,17 |
| NO | г | +90,37 . | С2Н5OН | г | -235,31 |
| С6Н6 | г | +82,93 | Н2O | г | -241,83 |
| С2Н4 | г | +52,28 | Н2O | ж | -285,84 |
| H2S | г | -20,15 | NH4C1 | к | -315,3 |
| NH3 | г | -46,19 | СO2 | г | -393,51 |
| СН4 | г | -74,85 | Fe2O3 | к | -822,10 |
| С2Н6 | г | -84,67 | Са(ОН)2 | к | -986,50 |
| НС1 | г | -92,31 | А12O3 | к | -1669,8 |
Таблица 2
Стандартная энергия Гиббса образования G°298
некоторых веществ
| Веще ство | Состо яние | G°298, кДж/моль | Веще ство | Состо яние | G°298, кДж/моль |
| ВаСО3 | к | -1138,8 | FeO | к | -244,3 |
| СаСО3 | к | -1128,75 | Н20 | ж | -237,19 |
| Fe3O4 | к | -1014,2 | Н20 | г | -228,59 |
| ВеСO3 | к | -944,75 | РbO2 | к | -219,0 |
| СаО | к | -604,2 | СО | г | -137,27 |
| ВеО | к | -581,61 | СН4 | г | -50,79 |
| ВаО | к | -528,4 | NO2 | г | +51,84 |
| СO2 | г | -394,38 | NO | г | +86,69 |
| NaCl | к | -384,03 | С2Н2 | г | +209,2 |
| ZnO | к | -318,2 |
Таблица 3
Стандартные абсолютные энтропии S°298 некоторых веществ
| Веще ство | Состо яние | S°298, Дж/(моль·К) | Веще ство | Состо яние | S°298, Дж/(моль·К) |
| С | алмаз | 2,44 | Н2O | г | 188,72 |
| С | графит | 5,69 | N2 | г | 191,49 |
| Fe | к | 27,2 | NH3 | г | 192,5 |
| Ti | к | 30,7 | СО | г | 197,91 |
| S | ромб. | 31,9 | С2Н2 | г | 200,82 |
| Ti O2 | к | 50,3 | O2 | г | 205,03 |
| FeO | к | 54,0 | H2S | г | 205,64 |
| Н2O | ж | 69,94 | NO | г | 210,2 |
| Fe2O3 | к | 89,96 | СO2 | г | 213,65 |
| NH4Cl | к | 94,5 | С2Н4 | г | 219,45 |
| CH3OH | ж | 126,8 | С12 | г | 222,95 |
| Н2 | г | 130,59 | СН4 | г | 186,19 |
| Fe3O4 | к | 146,4 | НС1 | г | 186,68 |
| NO2 | г | 240,46 | РС13 | г | 311,66 |
| PCI5 | г | 352,71 |
Таблица 4
Константы и степени диссоциации некоторых слабых электролитов, %
| Электролит | Формула | Числовые значения констант диссоциации |
| Азотистая кислота | HNO2 | 4,0·10-4 |
| Муравьиная кислота | НСООН | 1,76·10-4 |
| Ортоборная кислота | H3BO3 | 5,8·10-10 1,8·10-13 1,6·10-14 |
| Ортофосфорная кислота | H3PO4 | 7,7·10-3 6,2·10-8 2,2·10-13 |
| Сернистая кислота | H2SO3 | 1,7·10-2 6,2·10-8 |
| Сероводородная кислота | H2S | 5,7·10-8 1,2·10-15 |
| Синильная кислота | HCN | 7,2·10-10 |
| Угольная кислота | H2CO3 | 4,3·10-7 5,6·10-11 |
| Уксусная кислота | СН3СООН | 1,75·10-5 |
| Фтороводородная кислота | HF | 7,2-·10-4 |
| Хлорноватистая кислота | HClO | 3,0·10-8 |
| Аммиака раствор | NH4OH | 1,76·10-5 |
| Анилин | C6H5NH2H2O | 4,3·10-10 |
| Бария гидроксид К2 | Ва(ОН)2 | 2,3·10-1 |
| Дифениламин | (С6Н5)2NНН2О | 6,2·10-14 |
| Диэтиламин | (С2Н5)2NНН2О | 1,2·10-3 |
| Пиридин | С5Н5NН2О | 1,5·10-9 |
| Свинца гидроксид К1 К2 | Pb(OH)2 | 9,6·10-4 3,0·10-8 |
| Фенилгидразин | C6H5NHNH2H2O | 1,6·10-9 |
| Хинолин | C9H7NH2O | 8,7·10-10 |
| Этилендиамин К1 К2 | H2NCH2CH2NH2H2O | 1,15·10-4 9,8·10-8 |
Таблица 5.
Произведения растворимости некоторых малорастворимых веществ