1. В лаборатории водород обычно получают взаимодействием металлов средней активности (чаще всего цинк) с серной кислотой, либо взаимодействием того же цинка или алюминия со щелочью. В последнее время появились маленькие лабораторные электролизеры, называемые генераторами водорода, в которых проводят электролиз разбавленного раствора щелочи:

   Zn + H₂SO₄= ZnSO₄+ H₂↑; 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑; 2H₂O = 2H₂↑+ O₂↑.

   Использование гидридов щелочных металлов и тем более самих щелочных металлов никак не являются обычными способами получения водорода в лаборатории.

   В промышленности основное количество водорода получают из метана, путем его пиролиза или конверсии, а также в качестве побочного продукта при пиролизе нефти и газификации угля:

2. Натрий заливают маслом, керосином, парафином и т.п., чтобы изолировать от доступа воздуха, иначе он будет с воздухом реагировать: 2Na + H₂O = 2NaOH + H₂↑; 2Na + O₂ = Na₂O₂;

   4Na + O₂= 2Na₂O; CO₂+ 2NaOH = Na₂CO₃+ H₂O; CO₂+ Na₂O = Na₂CO₃;

   2CO₂+ 2Na₂O₂= Na₂CO₃+ O₂.

3. Поскольку цинк с водой не реагирует, зато реагирует со щелочью, химик добавил цинка к натрию, чтобы получить большее количество водорода:

   2Na + H₂O = 2NaOH + H₂↑; Zn + 2NaOH + 6H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑.

4. Цинка было 15/65,4 = 0,23 моля. Если бы цинк прореагировал полностью, то натрия должно было быть не меньше, чем 0,46 молей и вместе они бы дали как минимум 0,23 + 0,46/2 = 0,46 молей водорода. Водорода же получилось 6,72/22,4 = 0,3 моля, что означает, что цинк прореагировал не весь. В таком случае цинка вступает в реакцию ровно в 2 раза меньше, чем было натрия, и оба они дают одинаковое количество водорода, т.е. по 0,3/2 = 0,15 моля. Следовательно, натрия было 0,15*2 = 0,3 моля, т.е. 0,3*23 = 6,9 г.

5. После проведения опыта в приборе остался водный раствор Na₂[Zn(OH)₄], избыток цинковой пыли и в газовой фазе водород и инертный газ.

Один из возможных вариантов решения данной задачи:

Растворение оксида металла в степени окисления +2 в разбавленной серной кислоте сопровождается следующей реакцией: MO + H₂SO₄ = MSO₄ + H₂O.

1. Предположим, что был взят 1 моль оксида, тогда потребуется 1 моль серной кислоты (98 г), который будет содержаться в 98/0,2 = 490 г раствора. В растворе получится 1 моль соли массой М+96 г, а масса всего раствора – это сумма масс исходных веществ (М+16+490 г). Их отношение дает величину 0,227, откуда получаем М » 24,4 г/моль, что почти в точности соответствует магнию (разница в 0,1 г/моль получилась из-за ошибок округления).
2. Задача будет чуть сложнее, но решить ее можно, ответом получится отношение М к степени окисления (эквивалент), откуда простым перебором находится М: M₂O_n + nH₂SO₄ = M₂(SO₄)_n + nH₂O. Если указана группа ПС, задача немного упрощается, поскольку можно не перебирать все степени окисления. Однако, ответ уже может оказаться не единственным.
3. А вот если для проведения реакции взята горячая концентрированная кислота, то задача сильно усложняется, поскольку степень окисления металла в соли может получиться выше, чем в оксиде. Если исходная степень окисления известна, то задача решаема перебором степени окисления металла в его сульфате: 2MO + (2n-2)H₂SO₄ = M₂(SO₄)_n + nH₂O + (n-2)SO₂­, причем при расчете массы раствора следует помнить про выделяющийся сернистый газ. А если исходная степень окисления металла неизвестна, то придется подбирать еще и ее…

Полученный осадок соли Шевреля Х может содержать медь, серу, кислород, водород и натрий.

1. Длительное выдерживание 3,867 г этого вещества в эксикаторе над оксидом фосфора привело к отщеплению от него воды массой 0,093*3,867 = 0,36 г или 0,02 моля, причем вода эта, по-видимому, кристаллизационная, т.к. держалась непрочно.

Поскольку аммиачный раствор Х имеет интенсивную синюю окраску и эта окраска сохраняется после пропускания ацетилена, то в состав Х входит медь(II) – это окраска комплекса [Cu(NH₃)₄]²⁺. В осадке У 84,15 % меди с молярной массой 63,55 г/моль, значит молярная масса У в расчете на 1 атом меди 63,55/0,8415 = 75,52, т.е. масса остатка 11,97 ≈ 12 г/моль. Это хорошо подходит под углерод, тем более, что ацетилен действительно осаждает кирпично-красный ацетиленид меди Сu₂C₂ из растворов, содержащих аммин меди(I). Поскольку растворение солей меди в аммиаке не сопровождается о-в реакциями, это значит, что в составе этой соли Шевреля изначально есть медь в разных степенях окисления. Количество меди(I) в навеске легко считается из массы У: 1,51*0,8415/63,55 = 0,02 моля. Общее количество меди в навеске нам подскажет медный купорос (CuSO₄*5H₂O), которого выделяют 7,5/250 = 0,03 моля.

Теперь разберемся с серой. Так как после подкисления синий раствор не дает осадка с раствором хлорида бария, значит, сульфат-ионов в соли Х нет. При нагревании Х с конц. серной кислотой должно идти окисление меди(I) до меди(II), которое будет сопровождаться выделением сернистого газа Z (он действительно обесцвечивает раствор перманганата калия). Всего выделилось 0,672/22,4 = 0,03 моля SO₂, из них 0,02/2 = 0,01 моль за счет окисления 0,02 молей Cu(I), остальные 0,02 моля – за счет реакции содержащегося в Х связанного сульфита с кислотой.

Вода, образовавшаяся при нагревании Х в токе водорода, показывает нам содержание кислорода в исходной навеске: 1,44/18 = 0,08 моля, из которых 0,02 приходится на кристаллизационную воду.

Итак, посмотрим, есть ли в Х что-то еще, о чем мы не догадались: 0,03*63,55 + 0,02*32 + 0,08*16 + 0,04*1 = 3,8665 ≈ 3,867 г. Мольное соотношение элементов в соли Шевреля Cu:S:O:H = 3:2:8:4, ее брутто-формула Cu₃S₂O₈H₄ или Cu₂SO₃·CuSO₃·2H₂О.

Уравнения проведенных реакций:

3CuSO₄+ 5Na₂SO₃+ 3H₂O = Cu₂SO₃·CuSO₃·2H₂О+ 4Na₂SO₄+ 2NaHSO₃;

Cu₂SO₃·CuSO₃·2H₂О+ P₂O₅= Cu₂SO₃·CuSO₃+ 2 HPO₃;

Cu₂SO₃·CuSO₃·2H₂О+ 8NH₃= [Cu(NH₃)₂]₂SO₃+ [Cu(NH₃)₄]SO₃+ 2H₂O;

[Cu(NH₃)₂]₂SO₃+ C₂H₂= Cu₂C₂↓ + (NH₄)₂SO₃+ 2NH₃;

[Cu(NH₃)₄]SO₃+ 6HCl = CuCl₂+ 4NH₄Cl + SO₂↑ + H₂O;

Cu₂SO₃·CuSO₃·2H₂О+ 4H₂SO₄+ 9H₂O = 3CuSO₄·5H₂O + 3SO₂↑;

5SO₂+ 2KMnO₄+ 2H₂O = K₂SO₄+ 2MnSO₄+ 2H₂SO₄.

2. Х– дигидрат сульфита меди(II)-меди(I), У – ацетиленид меди.