Получение кислорода О2 и серы S

а) В широкую пробирку или цилиндр наливают ≈5 мл пероксида Н₂О₂ (30%) и добавляют несколько кристаллов катализатора МnО₂ или КМnO₄ (осторожно, добавлять небольшими порциями!). Наблюдают бурную реакцию диспрорциинирования Н₂О₂. Выделение О₂ контролируют с помощью тлеющей лучинки, которая загорается в атмосфере О₂.

б) Для получения О₂ в пробирку насыпают ≈1г КMnO₄ и сильно прокаливают в пламени горелки. Выделение О₂ контролируют, как и в предыдущем опыте. После охлаждения пробирки добавляют в нее 4-5 мл воды, перемешивают. Наблюдают образование зеленого раствора К₂MnO₄ и бурого осадка MnO₂.

в) Получить серу можно несколькими способами. В пробирку наливают 2-3 мл раствора Na₂SO₃, подкисляют раствором H₂SO₄, добавляют раствор Na₂S₂O₃ или Na₂S. Сера образуется в обоих случаях в виде белёсого осадка.

Опыт 2. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода

а) К 2 мл соли Рb²⁺ добавляют раствор Na₂S, при этом образуется черный осадок РbS. Для лучшего осаждения его подогревают, после чего сливают с осадка раствор и добавляют ≈3мл 3% -ного раствора H₂O₂. Образуется белый осадок PbSO₄. Записать уравнения реакций.

б) В 2 мл соли Cr³⁺ добавляют по каплям раствор щелочи. Сначала выпадает осадок Cr (ОН)₃, который растворяется в избытке КОН, с образованием комплекса [Cr(ОН)₄]^- зеленого цвета. К нему добавляют раствор Н₂О₂ и подогревают до перехода зеленого цвета в желтый (K₂CrO₄). Записать уравнения соответствующих реакций.

в) В пробирку наливают раствор KMnO₄, подкисляют его и добавляют раствор H₂O₂. Наблюдают обесцвечивание раствора и выделения О₂.

Опыт 3. Окислительные свойства серы (выполняют в шкафу)

В пробирке смешивают 1,7 г порошка Fe и 1 г порошка S. Закрепляют в штативе вертикально и сильно прогревают пламенем горелки (осторожно, реакция сильно экзотермическая!). Записывают наблюдения.

Опыт 4. Получение сульфидов металлов

К растворам солей Zn²⁺, Mn²⁺, Cd²⁺, Pb²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, добавляют 2-3 капли раствора Na₂S. Отмечают цвет образовавшихся осадков.

Опыт 5. Восстановительные свойства сульфидов

В одну пробирку наливают раствор KMnO₄, в другую - раствор K₂Cr₂O₇, подкисляют оба раствора и добавляют несколько капель раствора Na₂S. Записывают наблюдение и уравнение соответствующих реакций.

Опыт 6. Получение SO₂ (выполняется в вытяжном шкафу)

В пробирку насыпают небольшое количество порошка Na₂SO₃ и каплями добавляют разбавленный раствор HCl. Наблюдают выделение газа, который испытывают влажной синей лакмусовой бумажкой.

Опыт 7. Окислительно-восстановительная двойственность сульфитов

а) В две пробирки наливают раствор Na₂SO₃, подкисляют его и добавляют несколько капель растворов Na₂S - в первую пробирку и раствор KMnO₄ - во вторую. Записывают наблюдения, составляют уравнения реакций и рассчитывают Э.Д.С.

б) На подкисленный раствор Na₂SO₃ в четырех пробирках действуют растворами Br₂, I₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇. Записывают наблюдения, составляют уравнения соответствующих реакций и подсчитывают Э.Д.С. для каждой реакции.

Опыт 8. Восстановительные свойства тиосульфата натрия Na₂SO₃

В четыре пробирки наливают отдельно раствор Cl₂ (хлорной воды), растворы KMnO₄, K₂Cr₂O₇ и I₂ (йодной воды). Растворы KMnO₄ и K₂Cr₂O₇ подкисляют H₂SO₄. По каплям добавляют в каждую пробирку раствор тиосульфата Na₂S₂O₃. Наблюдают изменение окраски растворов, составляют уравнение каждой реакции, имея в виду, что сильными окислителями (первые три пробирки) тиосульфат окисляется до NaHSO₄, а более слабыми (I₂) - до тетратионатa Na₂S₄O₆.

Свойства неметаллов VА группы (N, P, As, Sb)

Элементы VА группы относятся к p-электронных аналогов (валентными электронами является ns²np³), но типичными неметаллами является лишь азот и фосфор. Арсен (мышьяк), сурьма - металлоиды (т.е. "подобные металлов"), а висмут проявляет преимущественно металлические свойства. Распределение электронов по квантовым ячейкам:

В обоих элементах на p-орбиталях расположены по 3 неспаренных электрона, то есть, для обоих элементов принципиально возможные степени окисления от -3 до +5. Но свойства азота резко отличаются от свойств фосфора. Для достижения завершенного октета азот принимает на 2p-орбиталь электроны с образованием нитридов (Li₃N, Na₃N), соединений с двухэлектронными связями (NH₃, N₂, NF₃), амидов (NaNH₂), имидов (Na₂NH). В некоторых случаях отсутствует завершенный октет (NО, NО₂), неспаренный электрон делокализуется по всей системе связей молекулы.

Наконец, в отличие от фосфора, мышьяка и сурьмы, для азота характерно pπ-pπ-взаимодействие, то есть, азот образует двойные и тройные связи, например, в азидоводородной кислоте HN₃, нитрилах:

Н-N=N≡N CH₃-C≡N

Формальные степени окисления азота:

-3 -2 -1 +1 +2 +3 +4 +5

NH₃ N₂H₄ NH₂OH N₂O NO N₂O₃ NO₂ N₂O₅

Молекулярный азот N₂ химически мало активен, что обусловлено наличием тройной связи между атомами азота: N≡N (ΔH⁰₂₉₈ = 945кДж / моль). Но при высоких температурах азот окисляет металлы и неметаллы с образованием нитридов:

3Mg + N₂ = Mg₃N₂; 2B + N₂ = 2BN

Следует внимательно рассмотреть свойства соединений азота с различными степенями окисления, обратив особое внимание на их окислительно-восстановительные свойства. Для азота +3 и +5 существуют кислоты HNO₂ (слабая) и HNO₃ (сильная) соответственно. Нитритная (азотистая) кислота и ее соли проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Азотная кислота HNO₃ - сильный окислитель, окисляет большинство металлов и неметаллов. Смеси HNO₃ и HCl и особенно HNO₃ с HF окисляют даже Au, Pt, Nb, Zb и другие металлы.

Как отмечалось, для фосфора (как и для других элементов VА группы) pπ-pπ-взаимодействие нехарактерна. Наиболее распространены соединения, в которых фосфор проявляет степень окисления: -3 (PH₃), -1 (Na[PO₂H₂]); +3 (PCl₃, P₂O₃, H₃PO₃) и +5 (P₂O₅, H₃PO₄, PCl₅). Элементарный фосфор существует в различных модификациях (черный, красный, белый). Химически активная белая модификация. Фосфор (Р⁰) проявляет свойства как окислителя (P + 3Na = Na₃P), так и восстановителя (2P + 3Cl₂ = 2PCl₃). В степени окисления +1 фосфор представлен фосфиновой кислотой и ее солями - фосфинатами или гипофосфинатами. Фосфинаты используют в процессе химического никелирования:

Ni²⁺ + [PO⁺¹₂H₂]^- + 2H₂O = Ni⁰ + P⁺⁵O^3-₄ + 4H⁺ + H₂⁰

Оксиды фосфора (P₂O₃ P₂O₅) является андигридамы кислот - фосфоновой H₂[P⁺³O₃H] и фосфатной (H₃P⁺⁵O₄ - ортофосфорной, HP⁺⁵O₃ - метафосфорной, H₂P₂O₇ - пирофосфорной). Известны полифосфатные кислоты H_n+2P_nO_3n+1 , соли которых называют полифосфатами.

Наиболее характерными степенями окисления для мышьяка (арсена) и сурьмы (стибия) являются +3 +5. Водородные соединения AsH₃ и SbH₃ менее устойчивы, чем аналогичные соединения фосфора и азота - фосфин PH₃ и аммиак NH₃. Оксиды As₂O₃ (Sb₂O₃) и As₂O₅ (Sb₂O₅) представляют собой андигриды кислот. Оба элемента и некоторые их соединения проявляют полупроводниковые свойства.

Задача 1. Каким образом можно отличить раствор хлорида аммония от раствора хлорида натрия?

Решение. Хлорид аммония NH₄Cl образован взаимодействием слабого основания NH₄OH с сильной кислотой, поэтому в растворе он гидролизуется по схеме:

NH₄Cl + HOH = NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺ (pH<7)

То есть, в растворе NH₄Cl - кислая среда, универсальная индикаторная бумажка изменит окраску от желтой до краснй. Хлорид натрия гидролизу не подлежит. Кроме того, раствор NH₄Cl легко отличить от раствора NaCl по реакции со щелочами (при нагревании):

NH₄Cl + NaOH → NH₃↑ + H₂O + NaCl

Аммиак определяют по запаху, а также лакмусовой или индикаторной бумагой. При прокаливании образца хлорида аммония образуются летучие соединения:

NH₄Cl → NH₃ ↑ + HCl ↑

Хлорид натрия при прокаливании не разлагается. Окраска пламени при внесении в него NaCl - желтая, а солей аммония - бесцветная.

Задача 2. Гидроксиламин NH₂OH - сильный восстановитель, но он может обнаруживать и свойства окислителя. Напишите восстановительные реакции, подтверждающие окислительно-восстановительную двойственность гидроксиламина.

Решение.

а) 2 NH₂OH + І⁰₂ + 2KOH → N⁰₂ + 2KІ^-1 + 4 H₂O

восстановитель

б) 2NH₂OH + 4Fe⁺²SO₄ + 3H₂SO₄ → 2Fe₂(SO₄ )₃ + (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

окислитель

Задача 3. При сгорании 3г фосфора образовалось 6,87г оксида, плотность пара которого относительно воздуха 9,8. Какой оксид образовался?

Решение. По условию задачи образовалось 6,87 г оксида, то есть, в реакцию вступило 3,87г О₂. Находим отношение х:у в формуле оксида P_xO_y:

х : y = 3/31 : 3,87/16 = 0,0968 : 0,242 = 2 : 5

Формула оксида P₂O₅; для него молекулярная масса составляет 2 ·31 + 5 ·16 = 142 г / моль. Истинная молекулярная масса составляет М = 9,8·d_возд.= 9,8·29 = 284,2 г/моль . Таким образом, формула оксида P₄O₁₀.

Получение азота

В пробирку насыпают 2 г нитрита натрия NaNO₂, добавляют 4-5 мл насыщенного раствора NH₄Cl. Закрывают пробирку пробкой с газоотводной трубкой, закрепляют в штативе с лапкой горизонтально и осторожно прогревают смесь реагентов. Через 1-2 минуты собирают газ в широкую пробирку под водой в кристаллизаторе. Через некоторое время закрывают пробирку, вынимают из ванны и проверяют наличие N₂ горящей лучиной и известковой водой (пламя гаснет, а известковая вода не меняется). Написать уравнения происходящих реакций.

Опыт 2. Получение аммиака

Сухую смесь NH₄Cl и Ca(OH)₂ (1: 1) насыпают в пробирку с газоотводной трубкой, закрепляют пробирку горизонтально в штативе и нагревают ее медленно до выделения NH₃. Выделение NH₃ проверяют по характерному запаху, индикаторной или фенолфталеиновой бумажкой.

Опыт 3. Взаимодействие аммиака с кислотами

Смачивают одну стеклянную палочку концентрированным раствором NH₃ в воде, а вторую концентрированным раствором HCl и подносят одну палочку к другой. Появляется белый дым хлорида аммония.

Опыт 4. Термический распад солей аммония

Нагревают в фарфоровых тиглях на пламени горелки небольшое количество аммонийных солей: HN₄Cl, NН₄NO₃, (NН₄)₂SO₄ до полного их разложения. Записывают уравнения соответствующих реакций.

Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства гидразина и гидроксиламина

а) В две пробирки наливают по 2-3 мл йодной воды, добавляют небольшое количество раствора KOH или NaOH. В первую пробирку добавляют несколько кристаллов сульфата или хлорида гидразина, а во вторую - гидроксиламина. Перемешивают смесь до обесцвечивания раствора.

б) В две пробирки наливают небольшое количество (2 мл) раствора FeSO₄, добавляют несколько кристаллов сульфата или хлорида гидразина, а во вторую - кристаллов гидроксиламина, перемешивают. Окисление Fe(2+) до Fe(3+) проверяют, добавив в каждую пробирку 1-2 капли роданида; при этом раствор окрашивается в темно-красный цвет комплекса [Fe(SCN)₃]. Записывают уравнения реакций всех опытов.

Опыт 6. Окислительно-восстановительные свойства нитрита натрия

В одну пробирку наливают раствор KI, а во вторую - KMnO₄, подкисляют серной кислотой и добавляют 1-2 мл нитрита натрия (или несколько кристаллов сухого NaNO₂). Наблюдают изменение окраски растворов. Записывают уравнения реакций.

Опыт 7. Получение оксидов NO и NO₂ (вытяжной шкаф!)

В 2 пробирки помещают небольшое количество медной стружки или проволоки. Добавляют в первую пробирку разбавленной азотной кислоты HNO₃, а во вторую - концентрированной. Первую пробирку слегка подогревают. Наблюдают появление голубого раствора соли Cu²⁺ и выделение бесцветного газа NO в первой пробирке и бурого газа NO₂ - во второй, записывают уравнения реакций.

Опыт 8. Гидролиз фосфатов

В три пробирки наливают растворы Na₃PO₄, NaH₂PO₄, Na₂HPO₄ и испытывают растворы лакмусовой и универсальной индикаторной бумажками (можно раствором универсального индикатора). Написать уравнение реакции гидролиза Na₃PO₄. Найти по таблице константу диссоциации H₃PO₄ (К₁, К₂, К₃) и сделать вывод, на какой стадии гидролиз практически останавливается.

Опыт 9. Растворимость фосфатов, качественные реакции на ионы фосфорной кислоты

а) В растворы солей Ca²⁺, Mg²⁺, Pb²⁺ и Ag⁺ добавляют по каплям раствор Na₃PO₄. наблюдают образование осадков, отмечают их цвет.

б) К 2-3 мл раствора молибдата аммония, подкисленного раствором HNO₃, добавляют несколько капель фосфорной кислоты H₃PO₄ или ее соли. Смесь нагревают. Образуется осадок фосфоромолибдата аммония:

HNO₃ +12 (NH₄)₂ MoO₄+21 HNO₃→(NH₄)₃H₄[P(Mo₂O₇)₆]↓+21 NH₄NO₃+10H₂O .

Свойства неметаллов IVА группы (С, Sі)

В IVА группу входят 5 элементов (₆С, ₁₄Si, ₃₂Ge, ₅₀Sn, ₈₂Pb) с электронной формуле ns²np². Углерод (карбон) и кремний - типичные элементы, неметаллы; германий, олово и свинец составляют подгруппу германия, это - металлы (германий лучше отнести к металлоидам, то есть, металлоподобным элементам). Несмотря на то, что количество валентных электронов у углерода и кремния одинакова, по своим свойствам они четко отличаются друг от друга.

В зависимости от числа σ-связей координационное число углерода равно четырем (sp³-гибридизация: алмаз, CH₄, CCl₄), трем (sp²-гибридизация: графит, бензол, CO₃^2-) или двум (sp-гибридизация: карбин, CO₂ CS₂). В неорганических соединениях углерод проявляет степени окисления -4 (Al₄C₃), +2 (CO), +4 (CO₂). Кремний в соединениях проявляет степень окисления -4, (+2) и +4. Для углерода характерно образование соединений с двойными (С = С) и тройными (С С) связями за счет рπ-рπ-взаимодействия; для кремния pπ-pπ-взаимодействие не происходит. Углерод проявляет способность к образованию гомоцепных молекул со связями С-С линейного, разветвленного, циклического типов (эти многочисленные соединения изучает органическая химия). Для кремния образования цепей ... Si-Si ... сильно ограничено.

Следует обратить внимание на аллотропию (модификации) простых веществ: для углерода - это графит, алмаз, карбин, фуллерены (С₆₀, С₇₀ и другие). Для кремния известны две модификации. При обычных температурах углерод и кремний очень инертны. При высоких температурах они реагируют со многими металлами и неметаллами, проявляя при этом, в зависимости от условий свойства окислителя или восстановителя:

2Mg + Si → Mg₂Si

окислитель

Si + H₂O + 2 KOH = K₂SiO₃ + 2H₂О

восстановитель

Карбиды и силициды d-металлов - твердые жаростойкие соединения, нерастворимые в кислотах и ​​щелочах. Карбиды и силициды активных металлов (s- и p-металлов), наоборот, реагируют с кислотами или H₂O (некоторые при нагревании). При этом образуются ацетилен (ацетилениды, например, CaC₂) или метан (метанид, Al₄C₃), а при действии кислот на силициды выделяется силан, SiH₄. С водородом углерод образует многочисленные соединения – углеводороды (алканы, алкены, ароматические углеводороды), которые изучаются в органической химии. Гидрогенсиланы, или силаны, соответствуют общей формуле Si_nH_2n+2, но в отличие от углеводородов, атомы кремния не образуют длинных цепей (максимально n = 8, то есть, до Si₈Н₁₈.) Для углерода получено оксиды СО, СО₂, С₃О_2,С₅О_2,С₁₂О₉; для кремния - SiO, SiO₂. Следует обратить внимание на строение и химические свойства оксидов и других соединений, в частности, карбонилов, карбонатов, силикатов, а также на применение этих соединений.

Задача1. Для получения извести используются реакция разложения карбоната кальция. Определить, при какой температуре начинается эта реакция.

Решение: Температура начала реакции определяется по формуле: T = ΔH / ΔS.

Рассчитаем для реакции: CaCO₃ → CaO + CO₂ значение ΔH и ΔS. Согласно следствию из закона Гесса, ΔН_х.р. = (ΔН_СаО + ΔН_СаСО3) - ΔН_СаСО3.

ΔH_х.р. = (-635,1 + (-393,5)) - (-1206,0) = 177,39 кДж / моль.

Аналогично находим ΔS_х.р. :

ΔS_х.р. = (39,7 + 231,6) - 92.9 = 160,4 Дж/моль·K = 0,1604 кДж/моль·K.

Температура начала реакции имеет значение: T = 177,39 / 0,1604 ≈ 1106 K (≈833°C)

Задача 2: Рассчитайте pH 0,01 м раствора К₂СО₃.

Решение: Карбонат калия - соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой. В водном растворе она гидролизуется по схеме:

К₂ СО₃ + 2HOH ↔ 2KOH + H₂CO₃ .

Для солей такого типа pH рассчитывают по формуле:

рН = 7 + 1/2 (pK_к-ты + рС_соли).

Для H₂CO₃ (двухосновная кислота) К₁ = 4,5·10^-7 (рК =6,35), К₂ = 4,7·10^-11 (рК = 10,33). Так как К₂ - очень малая величина, то ею можно пренебречь.

Таким образом, рН = 7 + 1/2 · (6,35 + 2) ≈ 11,2.

Задача 3. Почему при добавлении раствора соды к раствору солей алюминия выпадает белый осадок Al(ОH)₃, а не карбонат алюминия.

Решение: В результате гидролиза Na₂CO₃ образуется NaOH (щелочная среда).

Na₂CO₃ + 2HOH → 2NaOH + H₂CO₃.

Соли алюминия также гидролизуются, но растворы Al³⁺ слабокислые. С другой стороны, карбонат алюминия Al₂(CO₃)₃ - соль образованная слабым основаним и слабой кислотой; соли такого типа подлежат полному гидролизу. Итак, при взаимодействии солей алюминия с раствором Na₂СO₃ фактически происходит реакция:

Al³⁺+ 3OH^- → Al(OH)₃ ↓

Или: 2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 6H₂O → Al(OH)₃↓ + 3H₂CO₃

Получение аморфного углерода и древесного угля (вытяжной шкаф!)

а) В стаканчик на 50 мл насыпают 20-25 г сахарной пудры, смачивают ее ≈2 мл воды и добавляют 10-12 мл концентрированной серной кислоты. Осторожно перемешивают стеклянной палочкою. Через 1-2 мин начинается энергичная экзотермичная реакция с выделением газообразных продуктов:

С₁₂ H₂₂ O₁₁ + 2H₂SO₄ = 13H₂O↑ + 2SO₂↑ + 11C + CO₂ ↑

б) "Сухая перегонка древесины": пробирку с газоотводной стеклянной (!) трубкой заполняют на ¾ мелко нарезанной древесиной и закрепляют горизонтально в штативе с лапкой. Закрывают пробирку с пробкой со стеклянной трубкой и равномерно прогревают пробирку небольшим пламенем, следя за преобразованием древесины. Поджигают газ, выделяющийся из трубки. После охлаждения пробирки черный продукт (уголь) собирают для выполнения следующего опыта.

Опыт 2. Восстановительные свойства угля

Древесный уголь ≈1-2 г растирают в ступке с 1-2 г CuO и переносят смесь в пробирку. Закрывают пробирку пробкой с газоотводной трубкой и закрепляют горизонтально в штативе с лапкой. Пробирку сильно нагревают; газ выделяется пропускают через насыщенный раствор Ca(OH)₂. Наблюдают за превращениями, происходящими в пробирке со смесью CuO с углем и в пробирке с раствором Ca(OH)₂. Написать уравнения соответствующих реакций, сделать выводы.

Опыт 3. Получение и определение свойств оксида углерода(2+) (сильная тяга !!!)

В колбу Вюрца наливают 10-15 мл концентрированной H₂SO₄, а в делительную воронку 5-6 мл муравьиной кислоты HCOOH. Газоотводную трубку погружают в пробирку с аммиачным раствором оксида серебра Ag₂O (готовят раствор Ag₂O в NH₃ из раствора AgNO₃, добавляя к нему по каплям концентрированный раствор NH₃ до полного растворения первоначального осадка Ag₂O). Из делительной воронки по каплям добавляют HCOOH к серной (сульфатной) кислоте. Через некоторое время наблюдают образование в пробирке с аммиачным раствором Ag₂O металлического серебра в виде черного порошка. Написать уравнения соответствующих реакций.

Опыт 4. Получение и свойства оксида углерода(4+)

В аппарат Киппа кладут кусочки мрамора, наливают раствор HCl (1: 4) и открывают кран. Наблюдают реакцию CaCO₃ с HCl.

а) Пропускают СО₂, образующийся в аппарате Киппа, в насыщенный раствор (CaOH)₂. Наблюдают выпадение осадка, а через некоторое время его растворение. Написать уравнения происходящих реакций.

б) Пропускают CO₂ через воду, в которую предварительно добавлено несколько капель нейтрального раствора лакмуса. Наблюдают изменение окраски раствора. Пробирку с раствором CO₂ в воде и лакмусом подогревают до кипения, наблюдают изменение окраски. Записать уравнения равновесия, существует в водном раствора оксида карбона (4+), найти в таблице значение константы диссоциации H₂CO₃ (K₁ и К₂).

Опыт 5. Получение карбонатов и гидрокарбонатов

В пробирку наливают 1-2 мл растворов солей металлов: Ca²⁺, Mg²⁺, Ba²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Cu²⁺, Fe²⁺, добавляют к ним по каплям раствор Na₂CO₃. Наблюдают выпадение осадков карбонатов. Повторяют опыт с растворами этих же металлов, добавляя к ним раствор гидрокарбоната NaHCO₃. Сравнивают результаты первого и второго опытов.

Опыт 6. Гидролиз карбонатов и силикатов

В пробирку наливают 1-2 мл растворов NaHCO₃, Na₂CO₃, KHCO₃, K₂CO_3, Na₂SiO₃ и добавляют 1-2 капли раствора универсального индикатора. Сравнивают окраску растворов шкале рН, записывают уравнения реакций гидролиза солей.

Опыт 7. Получение кремниевой кислоты

а) Гидрогель кремниевой кислоты: в пробирку наливают 1-2 мл раствора Na₂SiO₃, по каплям добавляют раствор HCl (1: 1), перемешивают смесь. Наблюдают образование студенистого осадка.

б) Гидрозоль кремниевой кислоты: к 2-3 мл раствора Na₂SiO₃ добавляют 2-3 мл концентрированной HCl. Образуется коллоидный раствор кремниевой кислоты. Подогревают его до кипения. Наблюдают происходящие изменения.

в) В раствор силиката Na₂SiO₃ пропускают СО₂ из аппарата Киппа. Через некоторое время образуется студенистый осадок Н₂SiO₃. Записывают уравнение реакции. Находят в таблице значения констант диссоциации Н₂СО₃ и Н₂SiO₃, делают вывод относительно силы кислот.