Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 6—8.

В пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти ис­поль­зу­ет­ся пи­ще­вая до­бав­ка Е526, ко­то­рая пред­став­ля­ет собой гид­рок­сид каль­ция Ca(OH)2. Она на­хо­дит при­ме­не­ние при про­из­вод­стве: фрук­то­вых соков, дет­ско­го пи­та­ния, ма­ри­но­ван­ных огур­цов, пи­ще­вой соли, кон­ди­тер­ских из­де­лий и сла­до­стей.

По­лу­че­ние гид­рок­си­да каль­ция в про­мыш­лен­ном мас­шта­бе воз­мож­но путём сме­ши­ва­ния ок­си­да каль­ция с водой, этот про­цесс на­зы­ва­ет­ся га­ше­ние.

Ши­ро­кое при­ме­не­ние гид­рок­сид каль­ция по­лу­чил в про­из­вод­стве таких стро­и­тель­ных ма­те­ри­а­лов, как бе­ли­ла, шту­ка­тур­ка и гип­со­вые рас­тво­ры. Это свя­за­но с его спо­соб­но­стью вза­и­мо­дей­ство­вать с уг­ле­кис­лым газом CO2, со­дер­жа­щим­ся в воз­ду­хе. Это же свой­ство рас­тво­ра гид­рок­си­да каль­ция при­ме­ня­ет­ся для из­ме­ре­ния ко­ли­че­ствен­но­го со­дер­жа­ния уг­ле­кис­ло­го газа в воз­ду­хе.

По­лез­ным свой­ством гид­рок­си­да каль­ция яв­ля­ет­ся его спо­соб­ность вы­сту­пать в роли фло­ку­лян­та, очи­ща­ю­ще­го сточ­ные воды от взве­шен­ных и кол­ло­ид­ных ча­стиц (в том числе солей же­ле­за). Он также ис­поль­зу­ет­ся для по­вы­ше­ния рН воды, так как при­род­ная вода со­дер­жит ве­ще­ства (на­при­мер, кис­ло­ты), вы­зы­ва­ю­щие кор­ро­зию в сан­тех­ни­че­ских тру­бах.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 6—8.

Гид­рок­сид каль­ция Са(ОН)₂ от­но­сит­ся к наи­бо­лее ис­поль­зу­е­мым в быту и про­мыш­лен­но­сти не­ор­га­ни­че­ским со­еди­не­ни­ям. По­лу­че­ние гид­рок­си­да каль­ция в про­мыш­лен­ном мас­шта­бе воз­мож­но путём сме­ши­ва­ния ок­си­да каль­ция с водой, этот про­цесс на­зы­ва­ет­ся га­ше­ни­ем.

Ши­ро­кое при­ме­не­ние гид­рок­сид каль­ция по­лу­чил в про­из­вод­стве таких стро­и­тель­ных ма­те­ри­а­лов, как бе­ли­ла, шту­ка­тур­ка и гип­со­вые рас­тво­ры. Это свя­за­но с его спо­соб­но­стью вза­и­мо­дей­ство­вать с уг­ле­кис­лым газом CO₂, со­дер­жа­щим­ся в воз­ду­хе. Это же свой­ство рас­тво­ра гид­рок­си­да каль­ция при­ме­ня­ет­ся для из­ме­ре­ния ко­ли­че­ствен­но­го со­дер­жа­ния уг­ле­кис­ло­го газа в воз­ду­хе.

По­лез­ным свой­ством гид­рок­си­да каль­ция яв­ля­ет­ся его спо­соб­ность вы­сту­пать в роли фло­ку­лян­та, очи­ща­ю­ще­го сточ­ные воды от взве­шен­ных и кол­ло­ид­ных ча­стиц (в том числе солей же­ле­за).

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 6—8.

Ам­ми­ак (NН₃)  — одно из наи­бо­лее ис­поль­зу­е­мых в про­мыш­лен­но­сти не­ор­га­ни­че­ских ве­ществ. Для по­лу­че­ния ам­ми­а­ка в ла­бо­ра­то­рии ис­поль­зу­ют дей­ствие силь­ных ще­ло­чей на соли ам­мо­ния. Вни­ма­ние! При по­лу­че­нии ам­ми­а­ка дер­жи­те про­бир­ку-приёмник дном квер­ху. Про­мыш­лен­ный спо­соб по­лу­че­ния ам­ми­а­ка ос­но­ван на пря­мом вза­и­мо­дей­ствии во­до­ро­да и азота.

Мо­ле­ку­ла ам­ми­а­ка имеет форму три­го­наль­ной пи­ра­ми­ды с ато­мом азота в вер­ши­не. Три не­спа­рен­ных элек­тро­на атома азота участ­ву­ют в об­ра­зо­ва­нии ко­ва­лент­ных свя­зей с 1s-элек­тро­на­ми трёх ато­мов во­до­ро­да (связи N—H), четвёртая пара внеш­них элек­тро­нов яв­ля­ет­ся не­по­делённой. При нор­маль­ных усло­ви­ях ам­ми­ак  — бес­цвет­ный газ с рез­ким ха­рак­тер­ным за­па­хом (запах на­ша­тыр­но­го спир­та), хо­ро­шо рас­тво­рим в воде, ядо­вит. Пары ам­ми­а­ка силь­но раз­дра­жа­ют сли­зи­стые обо­лоч­ки глаз и ор­га­нов ды­ха­ния, а также кож­ные по­кро­вы. Это мы и вос­при­ни­ма­ем как рез­кий запах.

Для ам­ми­а­ка ха­рак­тер­ны ре­ак­ции как с из­ме­не­ни­ем сте­пе­ни окис­ле­ния атома азота (ре­ак­ции окис­ле­ния), так и без из­ме­не­ния сте­пе­ни окис­ле­ния атома азота (ре­ак­ции при­со­еди­не­ния).

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 6—8.

Оксид уг­ле­ро­да(IV), или ди­ок­сид уг­ле­ро­да (СО₂),  — газ без за­па­ха и цвета, тя­же­лее воз­ду­ха, при силь­ном охла­жде­нии кри­стал­ли­зу­ет­ся в виде белой сне­го­об­раз­ной массы  — «су­хо­го льда». При ат­мо­сфер­ном дав­ле­нии он не пла­вит­ся, а ис­па­ря­ет­ся. Со­дер­жит­ся в воз­ду­хе и ми­не­раль­ных ис­точ­ни­ках, вы­де­ля­ет­ся при ды­ха­нии жи­вот­ных и рас­те­ний. Рас­тво­рим в воде (1 объём ди­ок­си­да уг­ле­ро­да в одном объёме воды при 15 °C).

По хи­ми­че­ским свой­ствам ди­ок­сид уг­ле­ро­да от­но­сит­ся к кис­лот­ным ок­си­дам. При рас­тво­ре­нии в воде об­ра­зу­ет кис­ло­ту. Ре­а­ги­ру­ет с щёло­ча­ми с об­ра­зо­ва­ни­ем кар­бо­на­тов и гид­ро­кар­бо­на­тов.

Ор­га­низм че­ло­ве­ка об­ра­зу­ет при­бли­зи­тель­но 1 кг ди­ок­си­да уг­ле­ро­да в сутки. Он пе­ре­но­сит­ся от тка­ней, где об­ра­зу­ет­ся в ка­че­стве од­но­го из ко­неч­ных про­дук­тов ме­та­бо­лиз­ма, по ве­ноз­ной си­сте­ме и затем вы­де­ля­ет­ся с вы­ды­ха­е­мым воз­ду­хом через лёгкие.

В про­мыш­лен­ных ко­ли­че­ствах оксид уг­ле­ро­да(IV) со­дер­жит­ся в ды­мо­вых газах. Он пред­став­ля­ет собой по­боч­ный про­дукт хи­ми­че­ских про­цес­сов, на­при­мер при раз­ло­же­нии при­род­ных кар­бо­на­тов (из­вест­няк, до­ло­мит), про­из­вод­ства ал­ко­го­ля (спир­то­вое бро­же­ние). Смесь по­лу­чен­ных газов про­мы­ва­ют рас­тво­ром кар­бо­на­та калия, ко­то­рый по­гло­ща­ет ди­ок­сид уг­ле­ро­да, пе­ре­во­дя его в гид­ро­кар­бо­нат. Рас­твор гид­ро­кар­бо­на­та при на­гре­ва­нии или при по­ни­жен­ном дав­ле­нии раз­ла­га­ет­ся, вы­сво­бож­дая ди­ок­сид уг­ле­ро­да.

В ла­бо­ра­тор­ных усло­ви­ях не­боль­шие ко­ли­че­ства его по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем кар­бо­на­тов и гид­ро­кар­бо­на­тов с кис­ло­та­ми, на­при­мер мра­мо­ра или соды с со­ля­ной кис­ло­той в ап­па­ра­те Киппа. Ис­поль­зо­ва­ние сер­ной кис­ло­ты в дан­ном слу­чае менее же­ла­тель­но.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 6—8.

Азот­ная кис­ло­та (HNO₃)  — од­но­ос­нов­ная кис­ло­та, ко­то­рую рань­ше по­лу­ча­ли вза­и­мо­дей­стви­ем кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­ты при на­гре­ва­нии с сухим нит­ра­том калия. Азот­ная кис­ло­та сме­ши­ва­ет­ся с водой в любых со­от­но­ше­ни­ях. В вод­ных рас­тво­рах она прак­ти­че­ски пол­но­стью дис­со­ци­и­ру­ет на ионы. Азот­ная кис­ло­та  — бес­цвет­ная, ды­мя­щая на воз­ду­хе жид­кость, тем­пе­ра­ту­ра плав­ле­ния 41,6 °C, ки­пе­ния +82,6 °C. Вы­со­ко­кон­цен­три­ро­ван­ная HNO₃ имеет обыч­но бурую окрас­ку вслед­ствие про­ис­хо­дя­ще­го на свету или при на­гре­ва­нии про­цес­са раз­ло­же­ния. Азот­ную кис­ло­ту можно пе­ре­го­нять без раз­ло­же­ния толь­ко при по­ни­жен­ном дав­ле­нии. Зо­ло­то, не­ко­то­рые ме­тал­лы пла­ти­но­вой груп­пы и тан­тал инерт­ны к азот­ной кис­ло­те во всём диа­па­зо­не кон­цен­тра­ций, осталь­ные ме­тал­лы ре­а­ги­ру­ют с ней, ход ре­ак­ции при этом опре­де­ля­ет­ся её кон­цен­тра­ци­ей. HNO₃ как од­но­ос­нов­ная кис­ло­та вза­и­мо­дей­ству­ет с ос­нов­ны­ми и ам­фо­тер­ны­ми ок­си­да­ми, ос­но­ва­ни­я­ми, вы­тес­ня­ет сла­бые кис­ло­ты из их солей. Азот­ная кис­ло­та в любой кон­цен­тра­ции про­яв­ля­ет свой­ства кис­ло­ты-окис­ли­те­ля за счёт азота в сте­пе­ни окис­ле­ния +5. Глу­би­на вос­ста­нов­ле­ния за­ви­сит в первую оче­редь от при­ро­ды вос­ста­но­ви­те­ля и от кон­цен­тра­ции азот­ной кис­ло­ты.