251. Trvalú tvrdosť vody: možno odstrániť varom podľa rovnice CaCO3 + H2O + CO2 <---> Ca(HCO3)2 spôsobuje najmä síran vápenatý a síran horečnatý možno odstrániť podľa reakcie: Ca(HSO4)2 ----> CaSO4 + H2O + SO3 spôsobuje hlavne CaSO4 a MgSO4 nemožno odstrániť varom možno odstrániť pridaním Na2CO3 - vznikne CaCO3 a MgCO3 možno odstrániť pridaním CaCO3 spôsobujú hlavne CaCO3 a MgCO3.
252. Prechodnú tvrdosť vody: spôsobuje CaSO4 rozpustený v pramenitých vodách možno odstrániť rozkladom solí, ktoré ju spôsobujú, t.j. NaHCO3 a KHCO3, podľa rovnice: 2NaHCO3 -----> Na2CO3 + H2CO3 spôsobujú Ca(HCO3)2 a Mg(HCO3)2 nemožno odstrániť varom spôsobujú hlavne hydrigenuhličitan horečnatý a hydrogenuhličitan vápenatý možno odstrániť varom podľa reakcie: Ca(HCO3)2 -----> CaCO3 + H2O + CO2 spôsobujú najmä CaHPO4 a MgHPO4 spôsobujú hydrogenuhličitany alkalických kovov a kovov alkalických zemín.
253. Ako p prvky označujeme: napr. vzácne plyny (okrem He) prvky, ktorých atómoy majú vo valenčnom orbitále s dva elektróny a v orbitáloch jeden až šesť elektrónov (okrem He) všetky prvky, ktoré sa nachádzajú v 4.,5. a 6. perióde prvky umiestnené v III.A až VIII.B (13. až 18.) skupine periodickej sústavy prvkov (okrem He) prechodné prvky prvky umiestnené v III.B až VIII.B (3. až 10.) skupine periodickej sústavy prvkov napr. prvky Fe, Co, Ni prvky umiestnené v I.A a II.A (1. a 2.) skupine periodickej sústavy prvkov.
254. Celkový počet valenčných elektrónov p prvkov: vôbec nesúvisí s oxidačným číslom prvku je rovnaký pre všetky prvky v danej A skupine (okrem He) určuje v III.A - VII.A (13.-17.) skupine hodnotu maximálneho záporného oxidačného čísla prvku (okrem O,F) je rovnaký vo všetkých skupinách, kde sa p prvky nachádzajú určuje hodnotu maximálneho kladného oxidačného čísla (III-VII) prvku (okrem O,F) určuje, v ktorej skupine (A) sa prvok nachádza je rovnaký pri všetkých prvkoch v jedned perióde je zhodný s číslom skupiny (A), v ktorej sa daný prvok nachádza.
255. Vzácne plyny: sú prvky: He, Ne, Ag, Kr, Xn, RH majú atómy, v ktorých sú s a p orbitály valenčnej vrstvy úplne obsadené elektrónmi za tvorby oktetu (okrem He) valenčné orbitály s majú obsadené a pustupne od He po Rn si dopĺňajú p orbitály jedným až šiestimi p elektrónmi vo valenčnej vrstve majú dva elektróny s a osem elektrónov p (okrem He, ktorý má len dva s elektróny) sú prvky VIII.A (18.) skupiny periodickej sústavy prvkov sú prvky: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn majú neúplne obsadené valančné orbitálu sú reaktívne prvky.
256. O vzácnych plynoch môžeme tvrdiť: ľahko odovzdávajú valenčné p elektróny a tvoria katióny hélium je dobrý vodič elektrického prúdu sú veľmi málo reaktívne rádioaktívny radón v silne zriedených roztokoch sa použiva na liečebné účely hélium sa pauživa ako ochranný plyn v špeciálnom hutníctve podobne ako iné plyny tvoria dvojatómové molekuly reagujú len s prvkami ktoré majú malú hodnotu elektronegativity niektoré sa používajú ako náplň do osvetľovacích trubíc.
257. Pri bežných podmienkach prvky VIII.A (18.) skupiny: sa nachádzajú v nízkom množstve v atmosfére sú veľmi stabilné sú kvapaliny sa vyskytujú ako nezlúčené atómy vo valenčnej vrstve majú elektrónovú konfiguráciu sˇ2pˇ6 (okrem He) vyskytujú sa ako dvojatómové molekuly sú plyny sú tuhom skupenstve.
258. O p prvkoch platí: že medzi ne zraďujeme prvky 4. periódy od Sc po Zn celkový počet valenčných elektrónov je zhodný s číslom periódy, v ktorej sa daný prvok nachádza že sú to len kovy a polokovy vo valenčnej vrstve majú dva s elektróny a 1 až 6p elektrónov v danej skupine s rastúcim protónovým číslom sa zvyšuje hodnota elektronegativity v danej skupine s rastúcim protónovým číslom vzrastá kovový charakter prvkov sú to prvky III.A až VIII.A (13. až 18.) skupiny periodickej sústavy prvkov (okrem He) celkový počet valančných elektrónov určuje hodnotu maximálneho záporného oxidačného čísla.
259. Pre vzácne plyny a ich zlúčeniny platí: atómy vzácnych plynov majú snahu priberať ďalšie elektróny za tvorby aniónov argóm sa používa na odvzdušnenie roztokov a na vytvorenie inertnej atmosféry xenón môže vytvárať zlúčeniny s fluórom a kyslíkom, napr. XeF2, XeF4, XeF6, XeO3, XeO4 vzácne plyny tvoria molekuly zložené z dvoch atómov vzácne plyny sa zlučujú len s najelektronegatívnejšími prvkami vzácne plyny sa získávajú frakčnou destiláciou skvapalneného vzduchu radón je rádioaktívny poznáme niektoré oxokyseliny xenónu, v ktorých sú anióny XeO4ˇ2- a XeO6ˇ4.
260. Elektrónovú konfiguráciu najbližšieho nasledujúceho vzácneho plynu môžu atómy halogénov získať: iba pri vytvorení molekuly z dvoch rovnakých atómov (Br + Br ----> Br2) pri vzniku katiónu, napr. Clˇ3+, Brˇ5+ po prijatí jedného elektrónu vznikom halogenidového aniónu X- v iónových zlúčeninách pri reakcii s alkalickými kovmi po odovzdaní jedného elektrónu v kovalentných zlúčeninách vytvorením jednej sigma jednej Pí väzby vytvorením aniónu X2- v iónových zlúčeninách.
261. Cl2O a Cl2O7 sú anhydridy kyselín: HClO4 a HClO2 HClO a HClO3 HClO3 a HClO HClO a HClO4 chloritnej a chlórnej chlórnej a chloristej chlorečnej a chloritej chloristej a chlorečnej.
262. Halogén s väčšou hodnotou elektronegativity: má väčšiu schopnosť tvoriť halogenidový ión X- ako halogén s menšou hodnotou elektronegativity môže reagovať s halogénom s menšou hodnotou elektronegativity podľa rovnice: F2 + NaBr ----> 2NaF + Br2 spôsobuje dismutáciu molekuly halogénu s menšou hodnotou elektronegativity má v zlúčenine s vodíkom (H-X) polárnejšiu väzbu ako halogén s menšou hodnotou elektronegativity navzájom nereaguje s halogénom, ktorý má menšiu hodnotu elektronegativity spôsobuje disproporcionáciu molekuly halogénu s menšou hodnotou elektronegativity redukuje halogén s menšou hodnotou elektronegativity oxiduje halogén s menšou hodnotou elektronegativity.
263. Atómy halogénov majú vo valenčnej vrstve elektrómovú konfiguráciu: ns5np2 ns2np5 ns2np6nd10 rovnakú ako atómy vzácnych plynov ns2np2np2np1 ns2np3 ns2np6 ns2np5nd2.
264. Pre halogény platí: do elektrónovej konfigurácie najbližšieho nasledujúceho vzácneko plynu chýba ich atómom jeden elektrón zlučovanie halogénov s organickými látkami sa nazýva halogenácia z halogénov môže sublimovať jód z halogénov môže sublimovať bróm pri izbovej teplote je v kvapalnom skupenstve jód v chemických reakciách sa prejavuje ako reaktívne prvky pri izbovej teplote je v kvapalnom skupenstve bróm pri bežných podmienkach je jód tuhá látka.
265. Jódová tinktúra je: 5% (w%) roztok jódu v metanole 5% (w%) roztok jódu v etanole 5% (w%) roztok jódu v dietyléteri a používa sa na čistenie okolia rán 3% (w%) roztok jodidu draselného vo vode dezinfekčný prostriedok na čistenie okolia rán 5% (w%) roztok jódu v C2H5OH 3% (w%) roztok KI v etanole 5% (w%) roztok jódu v chloroforme.
266. Halogény: majú vo valenčnej vrstve elektrónovú konfiguráciu ns2np5 pre svoju reaktivitu sa v prírode nevyskytujú voľné, ale len viazané v zlúčeninách nachádzajú sa v VII.B (7.) skupine periodickej sústavy prvkov po odovzdaní jedného elektrónu získajú konfiguráciu najbližšieho nasledujúceho vzácneho plynu sú prvky F, Cl, Br, I, At sa nachádzajú v VIII.A (18.) skupine periodickej sústavy prvkov sú pri bežných podmienkach v kvapalnom skupenstve s kylíkom tvoria oxidy, ktoré všetky sú anhydridy príslušných kyselín.
267. O vlastnostiach halogénov platí: v molekulách typu X2 (napr. Cl2, Br2) sú ich atómy viazané nepolárnou kovalentnou väzbou majú malé hodnoty elektronegativity hologény sa pripravujú oxidáciou halogenidových aniónov X- priamo sa zlučujú s kyslíkom a tak tvoria anhydridy kyselín zlučujú sa s väčšinou kovov a nekovov na halogenidy pre ľudí sú všetky halogény jedom fluór má zo všetkých halogénov najväčšiu hodnotu elektronegativity atóm fluóru má snahu tvoriť katión F+.
268: Halogenidy: kovov sú vo vode väčšinou dobre rozpustné a prakticky úplne ionizované sú zlúčeniny halogénov s prvkami, ktoré mají väčšiu hodnotu elektronegativity ako halogén sú soli bezkyslíkatých kyselín halogénov podľa štruktúry môžeme deliť na iónové, molekulové a s atómovou štruktúrou sú zlúčeniny halogénov s vodíkom sa nedajú pripraviť priamym zlučovaním prvkov sú všetky bez výnimky jedem pre organizmus človeka iónové sú tie, ktorých sa halogén viaže s kovom, ktorý má malú hodnotu elektronegativity.
269. Bromičitan meďnatý vznikne, keď reaguje: HBrO4 + Cu(OH)2 HBrO + CuOH HBrO3 + CuOH HBrO3 + Cu(OH)2 HBrO + Cu(OH)2 kyselina brómna a hydroxid meďnatý HBrO4 + CuOH kyselina bromičná a Cu(OH)2.
270. Určte vzorec alebo názov soli, ktorá vznikne z oxokyseliny chlóru, v ktorej má atóm chlóru oxidačného číslo VII a hydroxidu železa, v ktorom má atom železa oxidačné číslo II: Fe(ClO4)2 chloristan železitý Fe(ClO3)2 Fe(ClO2)3 chlorečnan železnatý Fe(ClO4)3 Fe(ClO3)3 chloristan železnatý.
271. O Halogénoch a ich zlúčeninách platí: v halogenovodíkoch polarita väzby v molekulách HX sa v smere od HF ku HI výrazne znižuje 1 mol HBrO3 úplne zneutralizuje 2 mol LiOH bróm môže tvoriť tieto kyseliny: HBr, HBrO, BrO3, HBrO4 všetky oxidy chlóru sú anhydridy príslušných kyselín kyselina chlórna môže vzniknúť reakciou chlóru s vodou zlúčeniny H5IO6 a HBrO4 majú názvy pentahydrogenjodičná a kyseluna bromistá 1 mol HClO4 úplne zneutralizuje 1/3 mol Bi(OH)3 atomy halogénov môži splut tvoriť binárne zlúčeniny XYn, kde X je halogén s väčšou atómovou hmotnosťou, napr. BrCl, IBr, CIF5, IF7.
272. Zlúčeniny LiClO3 a PtCl4 sú: chloritan lítny a chlorid platnatý chlórnan lítny a chlórnan platičitý chlorečnan lítny a chlorid platičitý chlorečnan lítny a chlorid paladičitý chloritan lítny a chlórnan paladičitý chlorid lítný a chlorid platičitý chloristan lítny a chlorečnan platičitý chloritan lítny a chlorid platičitý.
273. O halogenovodíkoch platí: v ich molekulách je medzi atómami vodíková väzba v ich molekulách je polárna kovalentná väzba vodný roztok HCl je zložkou žalúdkovej šťavy ich vodné roztoky sa nazývajú halogenidy sú to plyny a ich vodné roztoky sú kyseliny halogenovodíkové vodný roztok HBr je kyselina brómová ich vodné roztoky, okrem HF, sú silné kyseliny nedajú sa pripraviť priamou syntézou z prvkov.
274. Dezinfekčný prostriedok chlórové vápno je zmes: Ca(ClO)2 + Ca(ClO2)2 chlorečnanu sodného a chlórnanu vápenatého CaCl2 a Ca(ClO)2 chlórnanu sodného a chlorečnanu vápenatého chlórnanu vápenatého a chloridu vápenatého chloridu sodného a chlórnanu sodného chloridu horečnatého a chloridu vápenatého chlorečnanu vápenatého a chlórnanu vápenatého.
275. Posúďte elektronegativitu halogénov: jód je elektronegatívnejší ako bróm najväčšiu hodnotu elektronegativity má fluór všetky halogény majú rovnakú hodnotu elektronegativity bróm je elektronegatívnejší ako chlór hodnota elektronegativity sa zmenšuje od fluóru k jódu chlór je elektronegatívnejší ako jód hodnota elektronegativity sa zväčšuje od fluóru k jódu halogén s väčšou hodnotou elektronegativity môže oxidovať halogén s menšou hodnotou elektronegativty.
276. Kyselina chlorovodíková: je vodný roztok chlorovodíka farbí roztok fenolftalenu na červenofialovo vo vodnom roztoku pri pH = 2 farbí metylovú žltú na červeno je silná kyselina,v zriedenom vodnom roztoku úplne ionizovaná má v molekule nepolárnu kovalentnú väzbu je silnejšia ako kyselina fluorovodíková tvorí soli chlórnany je slabšia ako kyselina jodovodíková.
277. Medzi chalkogény patria prvky VI.A (16.) skupiny periodickej sústavy prvkov prvky VI. periódy periodickej sústavy prvkov prvky, ktorých elektrónová konfigurácia valenčnej vrstvy (n) je ns2np6 prvky O, S, Se, Te, Po prvky, ktoré majó vo valančnej vrstve štyri p elektróny prvky, ktoré majú vo valančnej vrstbe šesť elektrónov prvky p5 prvky, ktorým chýbajú do elektrónovej konfigurácie najbližšieho nasledujúcého vzácneho plynu dva elektróny.
278. O síre platí: nepatrí medzi biogénne prvy vyskytuje sa vo viacerých kryštálových štruktúrách (tzv. alotropia) nachádza sa v nukleových kyselinách atóm síry má vo valenčnej vrstve šesť elektrónov a maximálne kladné oxidačné číslo má šesť dobre sa rozpúšťa v CS2 používa sa pri výrobe prostriedkov proti rastlinným škodcom vôbec sa nenachádza v aminokyselinách kryštalická síra sa nerozpúšťa vo vode.
279. Sulfán: má v reakciách redukčné účinky, pričom väčšinoi vzniká síra má vzorec CS2 je prudko jedovatý plyn je soľ kyseliny sírovodíkovej je soľ kyseliny sulfánovej je vo vode čiastočne rozpustný a tvori sulfánovú vodu (kyselinu sulfánovú) má vzorec H2S možno pripraviť reakciou vodíka so sírou.
280. Od kyseliny sulfánovej odvodzujeme soli: ktoré sú dobre rozpustné vo vode, ale nehydrolyzujú sulfidy a hydrogensulfidy sulfáty a hydrogensulfáty sulfity a hydrogensulfity v ktorých sú anióny HS- alebo Sˇ2- sulfidy, ktoré keď sú rozpustné vo vode, ľahko hydrolyzujú v ktorých sú anióny HSO3ˇ- alebo SO3ˇ2- ktoré majú anión SCN- a nazývajú sa aj sulfokyanatany (rodanidy).
281. Sulfid antimonitý a hydrogensiričitan vápenatý majú vzorce: Sb2S3 Ca(HS)2 Sb2S3 Ca(HSO4)2 Sb2S5 Ca(HSO3)2 Sb2S3 Ca(HSO3)2 Sb3S2 CaHSO3 Sb2S3 CaHSO3 Sb2S5 CaH(SO3)2 Sb2(SO3)3 CaSO3.
282. Sulfán (sírovodík): má v molekule atóm síry s oxidačným číslom -II je plyn príjemnej vône sa čiastočne rozpúšťa vo vode a tvorí kyselinu sulfánovú má škodlivé účinky na organizmus po rozpustení vo vode zafarbí lakmusový papierik na červeno má melkuly navzájom sopjené vodíkovými mostíkmi v reakciách má len oxidačné účinky má atómy viazané iónovou väzbou.
283. Oxid siričitý má oxidačné aj redukčné účinky má atómy síry a kyslíka spojené iónovou väzbou má len oxidačné vlastnosti možno priamo oxidovať na SO3 má vzorec SO2 sa priemyselne vyrába spaľovaním síry na vzduchu sa rozpúšťa vo vode, pričom vzniká H2SO3 je plyn, ktorý je nežiadúcou zložkou ovzdušia.
284. O kyseline siričitej platí tvrdenie: je to slabá dvojsýtna kyselina odvodzujú sa od neh soli: sulfidy a hydrogensulfidy vzniká rozpúšťaním SO3 vo vode môžeme od nej odvodiť soli, v ktorých sú anióny HSO3ˇ- alebo SO3ˇ2- dáva soli siričitany, pričom siričitany alkalických kovov hydrolyzujú je silnešia kyselina ako kyselina sírová (pri rovnakej koncentrácii v mol/l) sol silnými zásadami tvorí soli, ktoré vo vodných roztokoch nehydrolyzujú jej vodný roztok má hodnotu pOH väčšiu ako 7.
285. Hydrogensiričitan kademnatý, telúran sodný a fluorid sírový majú vzorce: Cd(HSO3)2 Na2TIO4 SF4 CdHSO3 Na2TIO4 SF3 Cs(HSO3)2 Na2TeO4 SF6 Kd(HSO4)2 Na2TeO3 SF5 Cd2HSO3 Na2TeO4 SF6 Cd(HSO4)2 NaTIO4 S2F10 Kd(HSO3)2 NaTeO4 S3F Cd(HS)2 NaTeO3 SF6.
286. Určte vzorec alebo názov soli, získanej reakciou oxokyseliny, v ktorej má atóm síry oxidačné číslo VI, s hydroxidom železa, v ktorom má atóm železa oxidačného II: FeSO3 Fe2S3 FeSO4 Fe2(SO4)3 siričitan železnatý síran železnatý síran železitý sulfid železnatý.
287. Kamenec draselno-chromitý má vzorec: KCr(SO3)2*12H2O K2Cr(SO3)2*12H2O KCr(SO4)2*12H2O K2SO3-CrSO4*12H2O KCrS2O7*12H2O KCr(S2O4)2*12H2O K[Cr(SO3)4]*12H2O K2S2O4-CrS2O6*12H2O.
288. Pre kyselinu sírovú platí tvrdenie: pri rozpušťaní H2SO4 vo vode sa uvoľňuje veľké množstvo tepla s vodou sa mieša v každom pomere v zriedenom roztoku stráca svoje kyslé vlastnosti a zväčšuje svoje oxidačné vlastnosti vzniká reakciou SO3 s vodou tvorí soli hydrogensírany a sírany vzniká reakciou: SO2 + H2O ----> H2SO4 pri riedení lejeme vodu do H2SO4 koncentrovaná má silné oxidačné a dehydratačné účinky.
289. O podvojných síranoch platí niektoré majú všeobecný vzorec: MˇIMˇIII(SO4)2*12H2O patrí medzi ne KCr(SO3)2*12H2O a K2Fe(SO3)2*12H2O vo vodnom roztoku disociujú na jedtnotlivé ióny sú to aj kamence, napr. KAl(SO4)2*12H2O sú ligandmi v komplexných zlúčeninách sú centrálnymi atómami v komplexných zlúčeninách získávajú sa z vodných roztokov spoločnou kryštalizáciou jednoduchých síranov sú hlavnou zložkou viskózovych vláken.
290. O chalkogénoch a ich zlúčeninách platí: selén a telúr tvoria s vodíkom zlúčeniny podobné sulfánu chalkogény sú prvky VI.A skupiny periodickej sústavy prvkov chalkogény majú vo valenčnej vrstve štyri elektróny chalkogény okrem kyslíka tvoria zlúčeniny, v ktorých môžu mať ich atómy oxidačné čísla -II, IV, VI kyselina sírová sa používa na plnenie akumulátorov polónium je rádioaktícne a nachádza sa v smolinci kyselina sírová je slabšia kyselina ako kyselina sulfánová tiosírany majú všeobecný vzorec M2S2O3 (keď M má oxidačné císlo I).
291. Kyselina sulfánová: je slabá dvojsýtna kyselina tvorí soli, ktoré sú všetky rozpustné vo vode, ale nehydrolyzujú s dusičnanom ortutnatým vytvorí zrazeninu HgS sa môže v laboratóriu pripraviť reakciou: 2HCl + FeS ----> H2S + FeCl2 a zachytením H2S vo vode má vzorec H2S2O3 má hodnotu pOH v oblasti 1-6 môže z roztokov niektorých solí vyrážať nerozpustné sulfidy tvorí soli, napr. S2Cl2, SCl2, SF4, SF6.
292. Elektrónová konfigurácia valenčnej vrstvy chalkogénov je: taká, že týmyo prvkom do elektrónovej konfigurácie najbližšieho nasledujúceho vzácneho plynu chýbajú dva elektróny nsˇ2npˇ3 nsˇ2npˇ4 nsˇ2npˇ2 nsˇ1npˇ5 nsˇ1npˇ4 rovnaká ako vo valenčnej vrstve halogénov nsˇ2npˇ2npˇ1npˇ1.
293. Elektrónová konfigurácia atómu dusíka (Z=7) je: [Ne]2sˇ2 2pˇ3 [He]2s2 2p1 2p1 2p1 rovnaká ako atómu fosforu 1s2 2s2 2p3 [He]3s2 3p3 rovnaká ako atómu arzénu taká, že atóm dusíka má tri nespárené elektróny [He]2s2 2p3.
294. Prvky V.A (15.) skupinu periodickej sústavy prvkov: patria medzi p3 prvky dusík a fosfor patria medzi základné biogénne prvky majú vo valenčnej vrstve päť elektrónov sú: N, P, V, Nb, Ta majú elektróny rozložené vo vrstvách K, L a M majú vo valenčnej vrstve elektrónovú konfiguráciu ns2np3 sa všetky nachádzajú v prírode len v zlúčeninách sú: dusík, fosfor, arzén, antimón a bizmut.
295. O dusíku platí tvrdenie: maximálna väzbovosť jeho atómu je tri maximálna väzbovosť jeho atómi je dva maximálna väzbovosť jeho atómu je štyri do elektrónovej konfigurácie najbližšieho nasledujúceho vzácneho plynu chýbajú jeho atómu tri elektróny tvorí kyselinu dusitú, ktorá nebola izolována ako chemicky čistá látka v zlúčeninách sa môže vyskytovať aj ako anión Nˇ4- atómy dusíka sú v zlúčeninách viazané prevažne kovalentnými väzbami vo valenčnej vrstve atómu dusíka sa nachádzajú len p orbitály.
296. Molekuly dusíka: sú veľmi stabilné, pretože energia väzby N---N je veľmi veľká (946 kJ.molˇ-1) majú atómu dusíka spojené polárnými kovalentnými väzbami majú elektrónový štruktúrny vzorec [N=N] sú súčasťou atmosféry v množstve asi 78% (obj.) sú za bežných podmienok v plynnom skupenstve sú v atmosfére zastúpené v množstve asi 21% (obj.) majú dva atómy dusíka spojené trojitou väzbou sú nestále, ľahko sa rozkladajú na atómy.
297. O amoniaku platí: je zložka amminokomplexov pri laboratórnych podmienkach je bezfarebný plyn nerozpúšťa sa vo vode najčastejšie sa správa ako kyselina, môže odovzdať protón iným látkam je zlúčenina, ktorej molekuly sa navzájom spájajú vodíkovými mostíkmi môže sa pripraviť reakciou dusíka s vodíkom s vodou reaguje ako Brönstedova zásada jeho vodný roztok farbí kongočerveň na modrofialovo.
298. Kyselina dusičná: oxiduje prakticky včetky kovy okrem zlata a platonových kovov tvorí soli hydrogendusičnany a dusičnany má výrazné oxidačné účinky, ktoré závisia od jej koncentrácie, od teploty a od druhu oxidovanej látky je silná kyselina sa s vodou mieša v každom pomere tvorí soli typu Mˇ1NO2 sa v laboratóriu môže pripraviť reakciou: 2NaNO3 + H2SO4 ----> 2HNO3 + Na2SO4 spolu s HCl, v pomere 1:3, tvorí lúčavku kráľovskú.
299. Pri reakcii oxokyseliny, v ktorej má atóm dusíka oxidačné číslo V, s hydroxidom ortuti, v ktorom má atóm ortuti oxidačné číslo I, vznikne: Hg(NO3)2 Hg2NO3 Hg2(NO3)2 Hg(NO2)2 Hg2(NO2)2 dusičnan ortutnatý dusitan ortutnatý dusičnan ortuťný.
300. O amónnych soliach platí tvrdenie: katión NH4ˇ+ má kyslý charakter uhličitan amónny je nestály a asi pri 60°C sa rozkladá môžu byť zložené z katiónu Nh4ˇ+ a kyselinového aniónu Xˇ- a mať všeobecný vzorec NH4X amónne soli rozpustné vo vode podliehajú hydrolýze takmer všetky sú dobre rozpustné vo vode vo vodných roztokoch neionizujú zásaditý charakter katiónu NH4ˇ+ vyjadruje protolytická reakcia: NH4ˇ+ + H2O ----> NH3 + H3Oˇ+ ak majú v molekule anión Xˇ- odvodený od silnej kyseliny, pH ich vodných roztokov je menšie ako 7.
|
