Принимал химию: Шахаб 12 заданий без темы (Фазовые равновесия)
Контрольная работа №1 Задача 7. При взаимодействии 2,95г некоторого вещества с 2,75г хлороводорода получилось 4,40г соли. Вычислите эквивалентные массы вещества, соли и установите формулу образовавшейся соли (Вме = 1). Чему равен эквивалентный объем хлороводорода (НСlг) при н.у.? Решение: Согласно закону эквивалентов: = = Мэ(Ме) = 39,15г/ моль. Металл - калий Согласно закону эквивалентов: = = Мэ(соли) = 58,4 г/моль, формула соли – КСl Эквивалентный объем хлороводорода (НСlг) при н.у. равен 22,4 л/моль Ответ: Мэ(Ме) = 78,97 г/ моль, Мэ(соли) = 58,4 г/моль
Задача 34. Составьте электронные формулы элементов с порядковыми номерами 8 и 16. Объясните, почему первый из них проявляет в соединениях основную степень окисления – 2, а второй от – 2 до + 6. Приведите примеры этих соединений. Решение: Кислород О имеет электронную конфигурацию невозбужденного атома О8 1s22s22p4:
Подобно фтору кислород образует соединения почти со всеми эле¬ментами (кроме гелия, неона и аргона). Поскольку по электроотрица¬тельности кислород уступает только фтору, степень окисления кислорода в подавляющем большинстве соединений принимается равной – 2. Примеры соединений: Н2О-2, SО3-2.
Атом серы S, как и атом кислорода, имеет шесть валентных элект¬ронов S16 1s22s22p63s23p43d0 (3s23p4):
Однако в отличие от кислорода у серы валентными являются и 3d-орбитали. Поэтому наряду с общностью свойств кислород и сера обладают и существенными различиями. Как и у других р-элементов 3-го периода, максимальное коорди¬национное число серы равно шести, а наиболее устойчиво sр3-гибридное состояние. В отличие от кислорода атомы серы способны образо¬вывать dπ – рπ-связи. Сера – типичный неметаллический элемент. По электроотрицатель¬ности (ОЭО = 2,5) она уступает только галогенам, кислороду и азоту. В соединениях она проявляет степени окисления – 2, 0, + 4 и + 6. Для серы наиболее характерны низшая и высшая степени окисле¬ния. Примеры соединений: Н2S-2, S0, S+4О2,S+6О3
Задача 53. Приведите примеры s – элементов I и II групп периодической таблицы. Какие свойства (кислотные, основные или амфотерные) проявляют s – элементы II группы в соединениях? Приведите примеры таких соединений. Решение: К s – элементам I группы периодической таблицы относятся : литий(Li), натрий(Na), калий(К), рубидий(Rb), цезий(Cs), франций(Fr). К s – элементам II группы периодической таблицы относятся: бериллий(Ве), магний(Мg), кальций(Са), стронций(Sr), барий(Ва). Бериллий в соединениях проявляет амфотерные свойства. ВеО взаимодействует при сплавлении и с основными, и с кислотными оксидами: ВеО + SiО2 = ВеSiО3 основный ВеО + Na2О= Na2ВеО2 кислотный Магний(Мg), кальций(Са), стронций(Sr), барий(Ва) в соединениях проявляют основные свойства: СаО + SiО2 = СаSiО3 МgО + СО2 = МgСО3
Задача 98. С позиций ММО объясните близость значений энергий диссоциации молекул N2 (945 кДж / моль) и СО (1071 кДж / моль). Запишите их электронные формулы и определите порядок связи. Решение: Электронная конфигураций молекулы N2 в основном (невозбужденном) состоянии имеет вид:
Молекула СО иэоэлектронна молекуле N2 (содержат по 10 валентных электронов)
что соответствует следующей электронной конфигурации в невозбужденном состоянии:
В них число связывающих электронов значительно превосходит число разрыхляющих и поэтому указанная молекула характе¬ризуется малым межъядерным расстоянием и высокой энергией дис¬социации. Порядок связи, как и в молекуле азота, равен трем.
Рис.1. Контурная диаграмма распределения электронной плотности молекул СО (а) и N2 (б)
О характере распределения электронной плотности в молекуле СО можно судить по рис.1. Одинаковый характер распределения электронов по молекулярным орбиталям обусловливает сходство фи¬зических свойств СО и N2. В частности, оно проявляется в значении энергий диссоциации молекул N2 (945 кДж / моль) и СО (1071 кДж / моль). Наблюдается также некоторая аналогия в химических свой¬ствах СО и N2.
Задача 108. Определите скорость химической реакции 2SО3(г) = О2(г) + 2SО2(г) при исходной концентрации SО3, равной 2,8 моль/л и в момент времени, когда получится 1 моль/л О2.Какова концентрация получившегося SО2? Сформулируйте закон действия масс. Решение: Для гомогенной реакции уравнение, выражающее ЗДМ, будет иметь вид: υх.р. = k [SО3]2 В начальный момент времени: υх.р. = k ∙ 2,82 = 7,84k В момент времени, когда получится 1 моль/л О2, согласно уравнению реакции израсходуется 2 ∙ 1 = 2 моль/л SО3 и образуется 2 ∙ 1 = 2 моль/л SО2. Равновесная концентрация SО3 составит: [SО3] = 2,8 – 2 = 0,8 моль/л Тогда υх.р. = k ∙ 0,82 = 0,64k Закон действия масс: скорость гомогеннной реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций (давлений) реагирующих веществ, возведенных в степень, с показателями, равными стехиометрическим коэффициентам, стоящим в уравнении реакции. Ответ: 7,84k; 0,64k; [SО2] = 2 моль/л.
Задача 128. При некоторой температуре равновесие в газовой системе 2NО2(г) = 2NО(г) + О2(г) установилось при следующих концентрациях веществ:СNО2 = 0,006 моль/л СNО = 0,024моль/л; СО2 = 0,012 моль/л. Определите константу равновесия (Кс) и исходную концентрацию NО2. Как нужно изменить давление и концентрации веществ, чтобы довести реакцию до конца? Решение: Запишем выражение для константы равновесия: Кс = = = 0,192 Т.к. равновесная концентрация NО равна 0,024моль/л, то согласно уравнению реакции на его образование израсходовалось 0,024моль/л NО2. Исходная концентрация NО2 составит: Сисх (NО2) = 0,006 + 0,024 = 0,030моль/л Чтобы довести реакцию до конца, необходимо либо увеличить концентрацию NО2( равновесие сместится в сторону его расходования), либо уменьшить концентрацию любого из продуктов( равновесие сместится в сторону их образования). Давление следует уменьшить( равновесие сместится в сторону большего количества газообразных молей).
Задача 158. Рассчитайте молярность и нормальность 2,5% - ного раствора NаОН (ρ = 1,03 г/см3). Решение: 2,5% - ный раствор NаОН соответствует содержанию в 100 г раствора 2,5 г NаОН и 97,5 г Н2О. Для расчета молярности раствора определим массу щелочи в 1 л раствора (1000 мл или 1000 см3). Так как плотность раствора ρ = 1,03 г/см3 , то масса 1 л раствора будет равна 1,03 ∙ 1000 = 1030 г. Масса NаОН будет равна 2,5 – 100 Х – 1030 Х = 2,5 ∙ 1030 / 100 = 25,75 г Молярная масса NаОН равна 40 г / моль. Следовательно, См = 25,75 / 40 = 0,64 моль / л Эквивалентная масса NаОН равна 40 г / моль. Следовательно, Сн = 25,75 / 40 = 0,64 моль / л Ответ: См = 0,64 моль / л, Сн = 0,64 моль / л.
Задача 178. Определите концентрацию и количество ионов в 0,06н растворе FeCl3. Решение: Запишем уравнение диссоциации хлорида железа: FeCl3 → Fe3+ + 3Cl- Переведем нормальную концентрацию соли в молярную: См = Сн / n ∙ В = 0,06 / 1∙3 = 0,02 моль/л, где В – валентность металла, n – количество атомов металла в формуле соли. Согласно уравнению реакции: СFe3+ = СFeCl3 = 0,02 моль/л СCl- = 3СFeCl3 = 0,06 моль/л N = NА ∙ С±, где NА – число Авогадро. N Fe3+ = 6,02 ∙ 1023 ∙ 0,02 = 1,2 ∙ 1022 ионов. N Cl- = 6,02 ∙ 1023 ∙ 0,06 = 1,0 ∙ 1025 ионов Ответ: СFe3+ = 0,02 моль/л, N Fe3+ = 1,2 ∙ 1022 ионов, СCl- = 0,06 моль/л, N Cl- = 1,0 ∙ 1025 ионов
Задача 223. Определите рН 0,2% - го раствора плавиковой кислоты НF (ρ = 1 г/см3), если степень ее диссоциации равна 2%.
Решение: 0,2% - ный раствор плавиковой кислоты соответствует содержанию в 100г раствора 0,2 г кислоты и 99,8 г воды. Для расчета молярности определим массу кислоты в 1л раствора. Так как плотность равна ρ = 1 г/см3, то масса 1л равна 1000г. Тогда 0,2 г – 100 г Х г – 1000 г Х = 2г. Следовательно, См(НF) = 2 г / (20 г/моль) = 0,1моль/л. НF – слабый электролит, в растворе диссоциирует обратимо согласно уравнению: НF ↔ Н+ + F- С учетом степени диссоциации: СН+ = α ∙ См = 0,02 ∙ 0,1 = 2 ∙ 10-3моль/л рН раствора: рН = – lg СН+ = – lg 2 ∙ 10-3 = 2,7 Ответ: m(КОН) = 0,28г
Задача 248. В молекулярной и краткой ионной формах запишите уравнения реакций получения и гидролиза соли НСООNа и рассчитайте рН раствора, в 1 л которого содержится 0,68г этой соли. Решение: Так как соль – продукт нейтрализации кислоты основанием, то реакция образования НСООNа выразится уравнениями: NаОН + НСООН = НСООNа + Н2О ОН- + НСООН = НСОО- + Н2О Являясь хорошо растворимой солью, НСООNа в растворе диссоциирует нацело: НСООNа → Nа + + НСОО– Гидролиз идет по двухзарядному аниону НСОО–. В соответствии с условием запишем уравнения реакций гидролиза соли НСООNа. НСОО– + HOH ↔ HCOОН + OH– НСООNа + HOH ↔ HCOОН + NаOH; Найдем молярную концентрацию: См = m/ М ∙ V = 0,68 / 1 ∙ 46 = 0,0148 моль/л. Для соли, образованной слабой кислотой и сильной щелочью: СН+ = = = 1,63 ∙ 10-3 моль/л рН = – lg CН+ = – lg 1,63 ∙ 10-3 = 2,8 Ответ: рН = 2,8 Задача 263. На основании электронно – ионных схем составьте полные молекулярные уравнения окислительно – восстановительных реакций, установив восстановитель, окислитель и процессы окисления и восстановления НNО3 + Са → Са (NО3)2 + NН4NО3 Н2S + Cl2 + Н2О → Н2SО4 + НCl Решение: НNО3 + Са → Са (NО3)2 + NН4NО3 Са 0 – 2e → Са 2+ – восстановитель, процесс окисления NO3- + 10Н+ + 8è → NН4+ + 3Н2О – окислитель, процесс восстановления Суммируем обе полуреакции, учтя коэффициенты. NO3- + 10Н+ + 4Са 0 → 4 Са2+ + NН4+ + 3Н2О По ионному уравнению записываем молекулярное: 10НNО3 + 4Са → 4Са(NО3)2 + NН4NО3 + 3Н2О
Задача 278. Запишите формулу комплексной соли гексацианоферрата (III) калия (красная кровяная соль), уравнения диссоциации и выражение для константы нестойкости комплексного аниона. Укажите комплексообразователь и лиганды. Решение: – К3[Fе(CN)6] – координационное число комплексообразователя (к.ч.) равно 6. Комплексообразователь – Fе 3+, лиганды – СN- . Диссоциация комплексного соединения идет по двум стадиям: 1 стадия – распад на внешнюю и внутреннюю сферу – нацело, по типу сильного электролита: К3[Fе(CN)6] → 3К+ + [Fе(CN)6] 3- 2 стадия – диссоциация внутренней сферы – идет обратимо по типу слабого электролита: [Fе(CN)6] 3- ↔ Fе 3+ + 6СN- Данное равновесие характеризуется константой нестойкости: Кн =
Литература. 1. Бондарь И.В., Молочко А.П., Соловей Н.П. Учебно – методическое пособие для студентов факультета заочного, вечернего и дистанционного обучения для всех специальностей БГУИР в 2 – х частях – ч. 1 – Мн., БГУИР, 2004 2. Бондарь И.В., Молочко А.П., Соловей Н.П. Методическое пособие к решению задач по курсу «Химия». Раздел «Растворы электролитов. Электрохимические процессы и явления» для студентов факультета заочного обучения – Мн., БГУИР, 2001 3. Бондарь И.В., Молочко А.П., Соловей Н.П. Лабораторный практикум по курсу «Химия» для студентов дневной, вечерней и заочной форм обучения – Мн., БГУИР, 2001 4. Глинка Н.Л. Общая химия – Л.: Химия,1988
Контрольная работа №2. Задача 4. По стандартным энтальпиям образования веществ вычислите тепловой эффект реакции СаО(кр) + 3С(кр) = СаС2(кр) + СО(г) протекающей при стандартных условиях. Решение: Согласно первому следствию из закона Гесса ΔН0298 = ∑νi ΔН0f,298i – ∑νj ΔН0f,298j ΔН0298 = ΔН0 СО + ΔН0 СаС2 – ΔН0СаО – 3ΔН0С = ( – 110,53) + (– 62,7) – ( – 635,09) – 3 ∙ 0 = 461,83 кДж Ответ: 461,83 кДж
Задача 34. Учитывая, что энтальпия парообразования воды 43,89 кДж / моль, рассчитайте изменение энтропии при превращении 5 кг Н2О(ж) в пар.
Решение: Рассчитаем изменение энтропии при превращении 5000 /18 молей Н2О(ж) в пар: Δ S0298 = n = = 32685,4 Дж/К Ответ: 32685,4 Дж/К
Задача 53. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции SiО2(кр) + 2СО(г) = 2СО2(г) + Si(кр) при стандартных условиях. Определите температуру наступления равновесия. Решение: SiО2(кр) + 2СО(г) = 2СО2(г) + Si(кр) 1. По табл.1,прил. [1] найдем значения стандартных теплот образования и стандартные энтропии участвующих в реакции веществ СО(г) SiО2(кр) СО2 (г) Si(кр) ΔН0f,298, кДж/моль –110,53 –910,94 – 393,51 0 S0298 Дж/(моль•К) 197,55 41,84 213,66 18,83 Рассчитаем ΔН0298, Δ S0298 ΔН0298 = 2 • (–393,51) + 0 – 2 • (– 110,53) – (– 910,94) = 344,98 кДж Δ S0298 = 2 • 213,66 + 18,83 – 2 • 197,55 – 41,84 = 9,21 Дж/К ΔG0298 = ΔН0298 – Т • Δ S0298 ΔG0298 = 344980 – 298 • 9,21 = 342235,42 Дж ΔG>0, значит, при указанных условиях реакция термодинамически не возможна. Наступлению равновесия соответствует условие: ΔG0298 = 0 т.е. ΔН0298 – Т • Δ S0298 = 0 Т = ΔН0298 / Δ S0298 = 344980 / 9,21 = 37457К
Задача 83. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых стандартный никелевый электрод – анод, в другом – катод. Запишите уравнения анодно – катодных процессов и суммарные уравнения токообразующих реакций. Рассчитайте для первого случая ε, А/м и Кр.
Решение: Электрод в растворе электролита с меньшим потенциалом – анод (меньшее значение φр), с большим – катод (большее значение φр). Для никеля φ0Ni2+/Ni = – 0,25В. Возьмем два металла с большим и меньшим значением электродного потенциала: φ0Zn2+/Zn = – 0,763В; φ0Cu2+/Cu = + 0,337В Схема гальванического элемента, где никель – анод: Ni/NiSO4// СuSO4/ Сu или Ni/ Ni2+// Сu 2+/ Сu Анодно - катодный процесс протекает по схеме A: Ni – 2e = Ni2+, К: Сu2+ + 2e = Сu. СuSO4 + Ni = Сu + Ni SO4 – уравнение токообразующей реакции. Таким образом, главным критерием возможности протекания электрохимических процессов в гальваническом элементе является положительный знак ЭДС, т.е. неравенство ε >0 или φк > φа, откуда ε = φк – φа = 0,337 + 0,25 = 0,587В В результате самопроизвольного процесса система совершает максимально полезную работу Ам, которую можно рассчитать исходя из соотношения: A'M = n ∙ F ∙ ε = 2 ∙ 96500 ∙ 0,587 = 113291 Дж/моль. Обратимость работы гальванического элемента численно характеризуется значением константы равновесия: n ∙ F ∙ ε = 2,3 ∙ R ∙ T ∙ lgКр lgКр = n ∙ F ∙ ε / 2,3 ∙ R ∙ T = n ∙ ε / 0,059, где 0,059 = 2,3 ∙ 8,314 ∙ 298 / 96500 lgКр = 2 ∙ 0,587 / 0,059 = 19,9 Кр = 7,9 ∙ 1019 Схема гальванического элемента, где никель – катод: Zn / ZnSO4// NiSO4/Ni или Zn / Zn 2+// Ni2+/ Ni Анодно - катодный процесс протекает по схеме A: Zn – 2e = Zn 2+, К: Ni2+ + 2e = Ni. NiSO4 + Zn = Ni + ZnSO4 – уравнение токообразующей реакции Ответ: ε = 0,587В; A'M = 113291 Дж/моль; Кр = 7,9 ∙ 1019
Задача 115. Какое количество электричества следует пропустить через 1М раствор ZnSO4 ( рН = 5), чтобы масса катода увеличилась на 65г, если Вт = 80%. Какое вещество и какой его объем (н.у.) выделится на аноде? Составьте схему электролиза на графитовых электродах и запишите уравнения анодно – катодных процессов. Решение: Составим схему электролиза 1 М раствора ZnSO4 (рН = 5) на графитовых электродах: К(-) С | ZnSO4, H2O | С (+)A 1М, рН=5 ↓ Zn 2+ ← Zn 2+ + SO42- → SO42- Н+ H2O H2O Исходя из условия задачи: φ0Zn2+/Zn = – 0,763В (1 М раствор Zn SO4) больше φр 2н+/н2 = – 0,059рН = – 0,059 ∙ 5 = – 0,295 В (рН раствора равен 5). Отсюда, с учетом факторов, определяющих последовательность разряда частиц на электродах, запишем уравнения электродных реакций: К: Zn 2+ + 2е = Zn; А: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+, в растворе у анода 4Н+ + 2SO42- = 2H2SO4. Суммарное уравнение электролиза в молекулярной форме имеет вид 2ZnSO4 + 2H2O = 2Zn + O2 + 2H2SO4. Из соотношения: Вт = mпр / mр найдем mр = 65 / 0,8 = 81,25г Рассчитаем количество выделившегося на аноде кислорода, используя 2 – ой закон Фарадея. = , откуда V0О2 = Э(Zn) = = = 32,5 г / моль Объем эквивалента О2 при н.у. рассчитывается исходя из мольного объема, который при н.у. равен 22,4л. Т.к. эквивалент О2(8г/моль) в 4 раза меньше его мольной массы (32 г/моль), то V0э(О2) = 22,4 / 4 = 5,6л. Следовательно, V0О2 = = 14л, что составляет 14 / 5,6 = 2,5Э. Согласно 2 – ому закону Фарадея, через электролит прошло количество электричества Q = 2,5F = 2,5 ∙ 96500 = 241250 Кл
Задача 138. Цинк находится в контакте с никелем в условиях влажной атмосферы (Н2О, О2). Составьте уравнения процессов гальванокоррозии и рассчитайте, на сколько уменьшится масса анода и чему будет равна сила тока, если за 1 мин 20 с восстановилось 0,034 л О2(н.у.). Решение: Так как φ0Zn 2+/ Zn = – 0,763В меньше φ0Cu2+/Cu = + 0,337В (см.прил.2[1]), то цинк – анод, а медь – катод. В случав нарушения целостности покрытия возникает коротко – замкнутый гальванический элемент: А (–) Zn | Н2О, О2| Си (+) К A: Zn – 2е = Zn 2+ К: 2Н2О + О2 + 4е = 4ОН– 2Zn + 2Н2О + О2 = 2Zn(ОН)2 – суммарное уравнение Рассчитаем количество металла, используя 2 – ой закон Фарадея. = , откуда m(Zn) = Э(Zn) = = = 32,5 г / моль Объем эквивалента О2 при н.у. рассчитывается исходя из мольного объема, который при н.у. равен 22,4л. Т.к. эквивалент О2(8г/моль) в 4 раза меньше его мольной массы (32 г/моль), то V0э(О2) = 22,4 / 4 = 5,6л. Следовательно, m(Zn) = = 0,38г, что составляет 0,38 / 32,5 = 0,012Э. Согласно 2 – ому закону Фарадея, через электролит прошло количество электричества Q = 0,012F = 0,012 ∙ 96500 = 1158 Кл Рассчитаем силу тока: Q = I ∙ τ 1158 = I ∙ 80 I = 1158 / 80 = 14,475А Ответ: m(Zn) = 0,38г; I = 14,475А
Задача 152. Щелочные серебряно – цинковые аккумуляторы: схема, уравнения процессов разрядки и зарядки. Основные характеристики, преимущества, недостатки, применение. Решение: Для питания различных приборов используются малогабаритные с высоким КПД цинк - серебряные аккумуляторы (A)Zn |KOH|Ag2O, Ag. Суммарное уравнение процессов разряда и заряда Zn + Ag2O + H2O = Zn(OH)2 + 2Ag. К преимуществам серебряно – цинковых аккумуляторов отно¬сится то, что они хорошо переносят высокие температуры, малогаритные, высокое КПД. Недостатки - невысокие сред¬нее напряжение (1,6-1,85 В), ресурс не превышает 100 – 200 циклов, высокая стоимость серебра. Применяются в космической технике.
Задача 166. Кремний, основные физические свойства, электронная формула и химическая связь. Напишите уравнения реакций взаимодействия кремния со сложными окислителями. Решение: Термодинамически стабильная при нормальных условиях кубическая алмазоподобная модификация кремния серо-стального цвета со смолистым блеском, характеризуется значи¬тельной твердостью и хрупкостью. Высокотемпературная гексагональная разновидность кремния неустойчива и практического значе¬ния не имеет. Как показали исследования по¬следних десятилетий, аморфный кремний в дей¬ствительности состоит из мелких кристалли¬ков кубической формы и некоторых примесей. В алмазоподобной кубической структуре крем¬ния его атомы находятся в sр3-гибридном состоянии. Трехмерную сетку тетраэдрических связей в кристалле кремния можно изо¬бразить на плоскости (рис. 1).
Рис. 1. Схема тетраэдрических связей в кристалле кремния
Однако всле¬дствие меньшего перекрытия электронных облаков при образовании тетраэдрических связей между атомами кремния их прочность уступает таковой между атомами углерода в алмазе. Кроме того, из-за большего размера атома кремния по срав¬нению с углеродом постоянная решетки и минимальное расстояние между атомами в структуре кремния превышают эти характерис¬тики алмаза. В результате кристаллический кремний обладает меньшими значениями твердости, температуры плавления, ширины запрещенной зоны и электросопротивления (по сравнению с алмазом). Беспримесный кремний с идеальной кристаллической структу¬рой вблизи абсолютного нуля должен быть изолятором. Полностью укомплектованная валентная зона и вакантная зона проводимости разделены энергетическим зазором. Валентная зона представляет собой систему очень близко расположенных энергети¬ческих уровней 3р-электронов атомов кремния, составляющих кристалл. Зона проводимости — аналогичная совокупность 3d-электронных состояний. При повышении температуры отдельные парноэлектронные связи нарушаются. Поглощая тепловую энергию, некоторые электроны нарушенных связей переходят в зону проводи¬мости. В результате кремний обнаруживает собственную проводимость. Электрический ток переносится носителями двух типов: электронами в зоне проводимости и дырками в валентной зоне. Химическая активность кремния сильно зависит от состояния его поверхности. Так называемый аморфный кремний значительно легче вступает в химическое взаимодействие, чем кристаллические компактные образцы. Исключительно реакционноспособен рас¬плавленный кремний. С фтором кремний реагирует на холоду. С другими неметаллами — хлором, бромом, кислородом, серой — кремний начинает реагировать лишь при нагревании. Взаимодейст¬вие с углеродом, азотом, бором протекает при высоких температу¬рах. При нагревании с металлами кремний образует силициды. Сухой HF действует на кремний при комнатной температуре, остальные газообразные галогеноводороды — при 400—500 °С. Ми¬неральные кислоты на кремний не действуют. Он растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот. При этом азотная окисляет кремний, а плавиковая переводит нерастворимые продукты окисле¬ния в комплексную кремнефтористоводородную кислоту: 3Si + 4HN03 + 18HF = ЗН2 [SiF6] + 4NO + 8Н2О В растворах щелочей кремний энергично растворяется даже на холоду: Si + 2NaOH + Н2О = Na2SiO3+2Н2 Эти факты доказывают неметаллическую природу кремния, что хорошо коррелирует с его полупроводниковыми свойствами.
Литература. 1.Бондарь И.В., Молочко А.П., Соловей Н.П., Поздняк А.А. Учебно – методическое пособие для студентов факультета заочного, вечернего и дистанционного обучения для всех специальностей БГУИР в 2 – х частях – ч. 2 – Мн., БГУИР, 2005 2.Бондарь И.В., Молочко А.П., Соловей Н.П. Методическое пособие к решению задач по курсу «Химия». Раздел «Растворы электролитов. Электрохимические процессы и явления» для студентов факультета заочного обучения – Мн., БГУИР, 2001 3.Бондарь И.В., Молочко А.П., Соловей Н.П. Лабораторный практикум по курсу «Химия» для студентов дневной, вечерней и заочной форм обучения – Мн., БГУИР, 2001 4.Глинка Н.Л. Общая химия – Л.: Химия,1988 5. Угай Я.Г. Неорганическая химия – М.: Высшая школа,1989
