Ретельно розтерти у фарфоровій ступці 6 г калію нітрату. зважити з точністю до 0,001 г порожню пробірку із пробкою, насипати в неї близько 5 г солі і знову зважити. по різниці обчислити наважку. зважити в склянці 300 г дистильованої води (з точністю до 0,1 г) та перенести воду в посудину дьюара. зібрати калориметр, закрити його кришкою, де два отвори. в один отвір вставити пробірку так, щоб нижня частина її була покрита водою. в другий отвір установити термометр бекмана. перед початком роботи перевірити настройку термометра, опустивши його в розчин у калориметрі. кінець стовпчика ртуті повинен установитися на середині шкали. записувати показання термометра кожну хвилину до встановлення постійної температури, потім швидко висипати сіль у розчин, перемішати та продовжувати фіксувати зміни температури до постійної. при розчиненні солі температура падає, потім починає рівномірно зростати. результати вимірювань записати в табл. 1.1 за формою:

таблиця 1.1

зміна температури під час досліду

час, хв.

показання термометра, °с

визначити графічно t і обчислити теплову сталу ck за рівнянням (1.13). інтегральна теплота розчинення калію нітрату н = 35,62 кдж/моль.

у такий же б провести дослід із ксl. молярную теплоту розчинення hпит., що відповідає теплоті розчинення 1 моля солі, обчислити за рівнянням (1.12) і співставити з табличними даними.

1.  Типичные свойства кислот:

1) Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O

6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O

2) С основаниями, амфотерными гидроксидами:

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O

3) Вытесняет слабые кислоты из их солей:

2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2

2HNO3 + Na2SiO3 = H2SiO3 ↓+ 2NaNO3

2. Специфические свойства азотной кислоты как окислителя

1) Взаимодействие азотной кислоты с металлами

В качестве окислителя выступает азот в степени окисления +5, а не водород. В результате реакций образуется продукт восстановления нитрат-иона, соль и вода. Глубина восстановления нитрат-иона зависит от концентрации кислоты и от положения металла в электрохимическом ряду напряжений металлов. Возможные продукты взаимодействия металлов с азотной кислотой приведены в таблице ниже.  Чем активнее металл и выше степень разбавления кислоты, тем глубже происходит восстановление нитрат-ионов азотной кислоты.

4 HN+5O3(конц.) + Cu0 =     Cu+2(NO3)2 +    2 N+4O2  +   2 H2O

N+5 + 1e → N+4          2 окислитель, пр-с восстановления

Cu0 – 2e → Cu+2     1 восстановитель, пр-с окисления

8 HN+5O3(разб.) +   3 Cu0  =   3 Cu+2(NO3)2 +    2 N+2O  +  4 H2O

N+5 + 3e → N+2          2 окислитель, пр-с восстановления

Cu0 – 2e → Cu+2     3 восстановитель, пр-с окисления

2) Проявляет окислительные свойства при взаимодействии с неметаллами:

S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O;

B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2;

3P + 5HNO3 + 2H2O = 5NO + 3H3PO4.

3) Азотная кислота окисляет сложные вещества:

6HI + 2HNO3 = 3I2 + 2NO + 4H2O;

FeS + 12HNO3 = Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2 + 5H2O.

4) Ксантопротеиновая реакция:

Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук – «ксантопротеиновая реакция»).

Реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка  прибавляют концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака (в щелочной среде) окраска переходит в оранжевую. Появление окрашивания свидетельствует о наличии ароматических аминокислот в составе белка.

5) Окислительные свойства «царской водки»:

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объемном соотношении 1 : 3 обладает еще большей окислительной активностью, они могут растворять даже золото и платину:

HNO3 + 4HCl + Au = H[AuCl4] + NO + 2H2O;

4HNO3 + 18HCl + Pt = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O

(Вроде бы всё правильно)

m(HgO)=0,89г.

Объяснение:

Дано:

Q₁=0,9кДж.

m(HgO)-?

1. Разложение оксида ртути реакция эндотермическая, тоесть идет при нагревании (с поглощением тепла).

2. Термохимическое уравнение разложения оксида ртути:

2HgO=2Hg+O₂- 436кДж.

по уравнению реакции на разложение оксида ртути количеством вещества 2моль тратится 436кДж. энергии.

n(Hg)=2моль

Q=436кДж

3. Определим молярную массу оксида ртути и ее массу количеством вещества 2моль:

M(HgO)=200+16=216г./моль

m(HgO)=n(Hg)×M(HgO)=2моль×216г./моль=432г.

4. Составим пропорцию:

m(HgO)=432г. тратится  Q=436кДж

Х(HgO)             тратится  Q₁=0,9кДж.

Х(HgO) =m(HgO)×Q₁÷Q

Х(HgO)=432г.×0,9кДж.÷436кДж=0,89г.

5. Если на разложение оксида ртути потребовалась энергия 0,9кДж. то разложению подвергается 0,89г. оксида ртути.