Опыт 1. Равновесие в водном растворе аммиака
Выполнение работы. В пробирку налить несколько капель раствора аммиака и добавить одну каплю раствора фенолфталеина. Отметить окраску раствора. На присутствие каких ионов она указывает? Добавить в раствор 3-4 микрошпателя хлорида аммония и размешать раствор. Как изменилась интенсивность окраски? Почему?
Запись данных опыта. Написать схему равновесия в водном растворе аммиака. Указать, в каком направлении смещается равновесие в водном растворе аммиака при добавлении к нему хлорида аммония? В каком направлении сместится равновесие данной системы при добавлении хлороводородной кислоты? Почему ?
Опыт 2. Восстановительные свойства аммиака
Выполнение работы. В две пробирки внести раздельно по 3-4 капли растворов: а) бромной воды; б) перманганата калия. В каждую из пробирок добавить по 3-5 капель 25%-ного раствора аммиака. В каждом случае растворы слегка подогреть до изменения их окраски.
Запись данных опыта. Написать соответствующие уравнения реакций, учитывая, что в каждом случае аммиак в основном окисляется до молекулярного азота, KMnO4 восстанавливается до MnO2. В обоих случаях отметить изменение окраски растворов.
Опыт 3. Восстановительные и окислительные свойства
Нитритов
Выполнение работы. В три пробирки внести по 3-4 капли: в первую – иодида калия, во вторую – перманганата калия, в третью – дихромата калия. Во все пробирки добавить по 2-4 капли 2н раствора серной кислоты и 4-5 капель нитрита калия.
Запись данных опыта.Отметить изменение окраски растворов в каждом случае. Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что в первой пробирке нитрит калия восстанавливается до NO, во второй – KMnO4 переходит в сульфат марганца(II), в третьей K2Cr2O7 – в сульфат хрома (III). В какое соединение переходит при этом нитрит калия? Указать, в каком случае он является окислителем, в каком восстановителем? Почему нитриты могут проявлять те и другие свойства?
Опыт 4. Окислительные свойства азотной кислоты
А) Взаимодействие азотной кислоты с металлами
Выполнение работы. В две пробирки внести по маленькому кусочку медной стружки. В одну пробирки прилить 3-4 капли концентрированной азотной кислоты, в другую – 3-4 капли разбавленной азотной кислоты. Пробирку с разбавленной азотной кислотой слегка подогреть. Обе пробирки держать на белом фоне. Отметить различие течения реакций в обоих случаях.
Запись данных опыта. Какой газ выделяется в первой пробирке? Какой – во второй? Написать уравнения соответствующих реакций.
Б) Пассивирующее действие азотной кислоты
Выполнение работы. Тщательно очистить два железных гвоздя от ржавчины, промыть водой и вытереть досуха фильтровальной бумагой. Осторожно погрузить один гвоздь в пробирку с концентрированной азотной кислотой. В две пробирки налить раствор сульфата меди. Через 3-4 мин. осторожно вынуть гвоздь из азотной кислоты и погрузить его в CuSO4. Одновременно во вторую пробирку погрузить второй гвоздь, не обработанный азотной кислотой. В какой пробирке протекает реакция восстановления меди?
Запись данных опыта.Объяснить пассивирующее действие концентрированной азотной кислоты. Написать уравнение реакции пассивации железа.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1 Написать уравнения реакций получения азота: а) восстановлением нитрата калия железом; б) разложением нитрита аммония; в) окислением аммиака. В каждом случае указать окислитель и восстановитель.
2 Действием каких веществ на: а)азот; б) соль аммония; в) азотную кислоту; г) нитрид алюминия можно получить аммиак? Написать соответствующие уравнения реакций.
3 Сколько связей и каков их характер (ковалентный, ионный, донорно-акцепторный) в молекуле NH3? В ионе NH4+? Дать их электронные схемы. Какова ковалентность азота в ионе NH4+?
4 Написать уравнения реакций, характерных для аммиака: присоединения, замещения, окисления, комплексообразования.
5 Написать уравнения реакций термического разложения нитрита, нитрата и карбоната аммония.
6 Какие из оксидов азота будут реагировать с КОН? Написать соответствующие уравнения реакций.
7 Дать электронную схему молекулы азотной кислоты, учитывая возможный ковалентный и донорно-акцепторный характер связи между атомами. Чему равна ковалентность азота в молекуле азотной кислоты?
8 Написать уравнения реакций взаимодействия: а) концентрированной HNO3 с серебром и фосфором; б) разбавленной HNO3 c медью и магнием.
СЕРА
Сера — типичный элемент главной подгруппы VI группы периодической системы. Атом серы имеет на внешнем энергетическом уровне шесть электронов (s2p4). Он легко присоединяет два электрона и может отдавать максимум шесть электронов. Значения степеней окисления вытекают из электронного строения атома серы:
Валентность серы в невозбужденном состоянии равна двум, а степени окисления -1, -2, 0, +2. При переходе в возбужденное состояние распариваются 3р-, а затем 3s-электроны и валентность равна четырем (например, в SO2) и шести (в SO3); степени окисления соответственно +4 и +6.
Свободная сера известна в нескольких аллотропических модификациях: ромбическая, моноклинная и пластическая.
Сера практически нерастворима в воде, немного растворяется в этиловом спирте и бензоле и особенно хорошо — в сероуглероде. Молекулярная масса серы в растворах отвечает формуле S8.
Сера по химическим свойствам является активным неметаллом, соединяется почти со всеми металлами и неметаллами. Сера может восстанавливать концентрированную серную и азотную кислоты, при этом окисляется до соединений со степенями окисления + 4 и +6.
Водородное соединение серы — сероводород H2S — можно получить при нагревании серы в токе водорода. Это бесцветный газ с характерным неприятным запахом. Сероводород ядовит
При нормальных условиях 1 л воды растворяет 3 л сероводорода; такой раствор называют сероводородной водой. Сероводородная вода обладает свойствами слабой кислоты. На воздухе сероводород горит, образуя оксид серы(IV) и воду. Смесь H2S с воздухом взрывается. Сероводород — сильный восстановитель. Его восстановительные свойства обусловлены присутствием в молекуле двухвалентного отрицательно заряженного иона S2-
Обычно в лабораториях сероводород получают действием хлороводородной или серной кислоты на сульфиды металлов. Сероводородная кислота образует средние и кислые соли. Большинство сульфидов нерастворимы в воде, за исключением Na2S, K2S, (NH4)2S и немногих других.
Сульфиды получают непосредственным соединением серы с металлами и действием на растворимые в воде соли соответствующих металлов сероводородом или растворимым сульфидом.
Сера образует два оксида: SO2 — оксид серы(IV), или сернистый газ, и SO3 — оксид cepы(VI), или серный ангидрид.
Оксид серы (IV) (сернистый газ) — бесцветный газ с характерным резким запахом, в 2,27 раза тяжелее воздуха. При охлаждении его до 10 °С превращается в жидкость, хорошо растворяется в воде (1 объем воды при обычных условиях растворяет около 40 объемов SO2).
Сернистый газ ядовит, раздражает слизистые оболочки дыхательных путей, вызывает их воспаление. При растворении сернистый газ взаимодействует с водой, образуя сернистую кислоту H2SO3. Она непрочна, легко распадается на SO2 и Н2О. Поэтому в водном растворе сернистого газа устанавливается равновесие:
SO2 + H2O H2SO3 Н+ +HSO3- 2H+ + SO32-.
Сернистая кислота в безводном состоянии неизвестна. Она образует средние и кислые соли. Последние хорошо растворимы в воде, большинство же средних солей — сульфитов в воде почти нерастворимы. Хорошо растворяются в воде Na2SO3 и K2SO3. Сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. В результате окисления получается серная кислота или ее соли. Но сернистый газ, сернистая кислота и ее соли могут быть иногда окислителями. Например, они окисляют сероводород до свободной серы
Сернистый газ в лабораторных условиях получают действием серной кислоты на сульфиты или при нагревании концентрированной серной кислоты с медью.
Оксид серы(VI) SОз известен в нескольких модификациях. При конденсации паров SОз образуются бесцветные, прозрачные, как лед, кристаллы (температура плавления 16.3 °С), при хранении они переходят в форму, похожую на асбест (температура плавления 32,5 °С).
Cоединяясь с водой, оксид серы (VI) дымит на воздухе. В воде он растворяется с образованием серной кислоты:
S03 + H2O = H2S04 + 79,5 кДж.
Пары SO3 не могут поглощаться непосредственно водой и давать раствор серной кислоты по той причине, что вода, обладая высоким давлением пара, образует с SO3 туман, который не конденсируется. Но пары оксида серы (VI) полностью поглощаются концентрированной серной кислотой, которая обладает низким давлением пара.
Оксид серы (VI) является сильным окислителем, при соприкосновении с ним, например, воспламеняется фосфор, из иодида калия выделяется свободный иод.
В лаборатории оксид серы(VI) можно получить отнятием воды от серной кислоты фосфорным ангидридом или окислением сернистого газа кислородом воздуха в присутствии катализатора, например платины.
Химически чистая серная кислота представляет собой бесцветную маслянистую жидкость (р = 1840 кг/м3), застывающую при 10,5 °С в кристаллическую массу. При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты вследствие гидратации ионов HSO4- и H+.
Концентрированная серная кислота хорошо поглощает влагу и потому часто применяется при осушении газов, может поглотить влаги в 15 раз больше, чем собственная масса. Она может отнимать воду от некоторых органических соединений, причем происходит их обугливание. .
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При нагревании она окисляет почти все металлы, восстанавливаясь до оксида серы (IV), свободной серы или сероводорода, в зависимости от активности металла и температуры.
При обычных условиях концентрированная серная кислота не действует на железо. Разбавленная серная кислота растворяет металлы, стоящие левее водорода в ряду напряжения, с образованием соли этого металла и с выделением водорода.
Серная кислота является сильной двухосновной кислотой. Она образует средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты) соли. Все кислые и многие средние соли растворимы в воде
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:
©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.
|