Окислительные свойства оксида углерода (IV)

Наполнить стакан . Взять щипцами ленту магния, поджечь ее на спиртовке и быстро внести в стакан с , не касаясь его стенок. По окончании горения магния в стакан налить немного воды, обмыть стенки стакана, прилить несколько капель фенолфталеина. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: ;

.

2. Сделать вывод об окислительных свойствах .

Опыт № 4

Получение кремниевой кислоты

К 1–3 мл концентрированного раствора добавить 1–2 мл раствора (1:1), перемешать стеклянной палочкой. В результате образования кремниевой кислоты содержимое пробирки застывает в виде прозрачного геля (студенистого осадка).

Требование к результатам опыта

Написать уравнение реакции получения кремниевой кислоты.

Опыт № 5

Сравнение силы угольной и кремниевой кислот

Налить в пробирку 2–3 мл раствора , пропустить ток СO₂. Объяснить наблюдаемое.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции взаимодействия с .

2. Сравнить константы диссоциации угольной и кремниевой кислот и сделать вывод, какая из кислот (угольная или кремниевая) более слабая.

Опыт № 6

Гидролиз силикатов

В две пробирки налить по 1–2 мл раствора силиката натрия . В одну прилить несколько капель фенолфталеина. Что наблюдается? В другую пробирку добавить 2–4 мл раствора хлорида аммония . Определить, какой газ выделяется.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции гидролиза силиката натрия.

2. Закончить уравнение реакции  и объяснить образование газа.

 

Контрольные вопросы

1. Чем объяснить способность молекулы выступать в качестве лиганда в комплексных соединениях?

2. При сжигании 96 мл углекислого и угарного газов в избытке кислорода объем газов уменьшился на 32 мл. Вычислите объемную долю (в %) углекислого газа в исходной смеси.

(Ответ: 33%.)

3. Почему при получении оксида углерода (IV) из мрамора на него действуют соляной кислотой, а не серной?

4. Какой объем (н.у.) можно получить из 1 кг мрамора, содержащего 96% ?

(Ответ: 215 л.)

5.Некоторый объем смеси газов из диоксида и оксида углерода при высокой температуре медленно пропустили по трубке над избытком оксида меди. Что произошло с оксидом меди? Изменились ли состав и объем газовой смеси при выходе из трубки по сравнению с первоначальным? Написать уравнения реакций.

6. В чем можно растворить оксид кремния (IV)? Почему, в отличие от оксида углерода (IV), оксид кремния (IV) при обычных условиях твердое вещество?

7.Почему в водном растворе углекислый газ вытесняет кремниевую кислоту из ее соли, а при сплавлении оксид кремния (IV) вытесняет углекислый газ из карбонатов?

8.Возможно ли взаимодействие с и при обычных условиях? Ответ подтвердите значениями ΔG реакций.

 

Лабораторная работа № 17

АЗОТ

Теоретическая часть

Азот – элемент V группы главной подгруппы, типичный неметалл. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов 2s²2р³. Поэтому в соединениях проявляет степени окисления от −3 (низшая) до +5 (высшая).

При обычных условиях азот – газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде. В лаборатории его получают при нагревании смеси концентрированных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. При комнатной температуре азот химически малоактивен.

При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды, из которых наибольшее значение имеет аммиак NH₃. Это бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворяется в воде и химически с ней взаимодействует. Раствор аммиака в воде называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция.

Для аммиака характерны реакции присоединения по донорно-акцепторному механизму. При взаимодействии с кислотами NН₃образует соли аммония, содержащие ион NH₄⁺. Все соли аммония термически малоустойчивы, характер разложения зависит от кислоты, образующей соль. Если кислота является окислителем, то при нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления

(NН₄)₂Сr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O.

Если кислота не является окислителем, то при нагревании солей аммония выделяется аммиак. Выделяющийся аммиак при охлаждении может снова реагировать с кислотой, если она сильная и летучая:

NH₄Cl = NH₃ + HCl.

При действии сильных окислителей аммиак проявляет восстановительные свойства.

Азот образует с кислородом оксиды: N₂O, NО, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Наибольшее практическое значение имеют оксиды NO и NO₂. Оксид азота (П) – бесцветный газ, малорастворим в воде и химически с ней не взаимодействует. Это несолеобразующий оксид. В лаборатории его получают при действии разбавленной азотной кислоты на медь. NО легко соединяется с кислородом, образуя NO₂.

Оксид азота (IV) в лаборатории получают при действии концентрированной азотной кислоты на медь или нагреванием Pb(NO₃)₂. NO₂ – газ бурого цвета, при растворении в воде дает две кислоты:

2NO₂ + Н₂O = HNO₂ + HNO₃.

Азотистая кислота НNO₂ в свободном состоянии не получена, известна в водных растворах, относится к слабым кислотам. Соли HNO₂ – нитриты – получены и вполне устойчивые. В реакциях проявляют свойства окислителей и восстановителей.

Азотная кислота HNO₃ относится к сильным кислотам и сильным окислителям. При восстановлении может давать различные продукты в зависимости от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры. Соли азотной кислоты – нитраты, твердые вещества, хорошо растворимые в воде.

Экспериментальная часть

Цель работы: изучить химические свойства азота и его водородных и кислородных соединений.

Опыт № 1

Получение азота

В пробирку налить поровну насыщенные растворы нитрита натрия NaNO₂ и хлорида аммония NH₄Cl (общий объем не более 1/3 пробирки) и слегка подогреть до начала реакции. Ввести в выделившийся газ горящую лучинку. Что происходит с пламенем?

Составить уравнение реакции получения азота.

Опыт № 2

Получение аммиака

Поместить в сухую пробирку 2 шпателя смеси, состоящей из равных частей хлорида аммония и оксида кальция CaO. Нагреть. Осторожно понюхать выделяющийся газ. Подержать над отверстием пробирки смоченную водой красную лакмусовую бумажку. Что наблюдается? Смочить стеклянную палочку концентрированной соляной кислотой и поднести к отверстию пробирки. Наблюдать образование белого дыма.

Требование к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций получения аммиака и взаимодействия его с соляной кислотой HCl.

2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида аммония.

Опыт № 3

Разложение солей аммония

В небольшую фарфоровую чашку положить 2–3 шпателя дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ в виде горки и горящей спичкой нагреть ее сверху. Что наблюдается?

Поместить в сухую пробирку несколько кристаллов NH₄Сl. Нагреть. Через некоторое время на холодных частях пробирки образуется белый налет, на дне ничего не остается.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций разложения дихромата аммония и хлорида аммония.

Опыт № 4

Восстановительные свойства аммиака

Налить в пробирку 0,5–1 мл раствора перманганата калия KMnO₄ и добавить столько же концентрированного раствора аммиака NH₄OH. Смесь слегка подогреть. Что происходит с окраской раствора?

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции, учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота, а перманганат восстанавливается до MnO₂.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах аммиака.

Опыт № 5

Получение оксида азота (П)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, прилить 2–3 мл разбавленной азотной кислоты. Выделяется бесцветный газ NO, буреющий на воздухе.

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции получения оксида азота (П) взаимодействием разбавленной азотной кислоты с медью.

Опыт № 6

Получение и свойства оксида азота (IV)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, налить 2–3 мл концентрированной азотной кислоты. Образующийся в этой реакции NO₂ через газоотводную трубку пропускать в пробирку с водой, в которую добавить 2–3 капли метилоранжа. Что наблюдается? Почему? Затем образующийся NO₂ пропускать в пробирку с раствором NаОН. К полученному раствору добавить по каплям подкисленный разбавленной серной кислотой раствор перманганата калия. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Закончить уравнения реакций: Cu + HNO₃ (конц.) = …;

NO₂ + H₂O = …;

NO₂ + NaOH = …;

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

Опыт № 7

Окислительные и восстановительные свойства нитритов

К 1–2 мл раствора нитрита калия KNO₂ прилить 0,5–1 мл раствора йодида калия KI и столько же разбавленной серной кислоты.

Налить в пробирку 1–2 мл раствора дихромата калия K₂Cr₂O₇, добавить 2–3 мл раствора нитрита калия и разбавленной серной кислоты.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KNO₂ + KI + H₂SO₄ = …;

K₂Cr₂O₇ + KNO₂ + H₂SO₄ = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах нитритов.

Контрольные вопросы

1. Запишите формулу электронной конфигурации внешнего электронного уровня атома азота.

2. Определите степени окисления атомов азота в следующих соединениях: N₂, NH₃, N₂O, HNO₃, N₂O₅, NO. Какие из перечисленных веществ обладают только окислительными свойствами?

3. Определите массу соединения, которое получится при взаимодействии металлического магния массой 7,2 г с азотом.

4. Объясните, почему при получении аммиака в лаборатории его собирают в пробирку, перевёрнутую вверх дном? Можно ли собирать аммиак путём вытеснения воды? Почему?

5.Определите объём (н. у.) аммиака, который выделится при реакции хлорида аммония с гашёной известью массой 500 г, если выход продукта составляет 95 %.

6. Составьте уравнения реакций аммиака с водой и соляной кислотой. Рассчитайте химическое количество ионов аммония, образующихся при реакции аммиака объёмом (н. у.) 1,12 дм3 с соляной кислотой.

7. Запишите уравнение диссоциации азотной кислоты в водном растворе. Какие ионы при этом образуются?

 8. Определите химическое количество азотной кислоты, при диссоциации которой образуется: а) 0,5 моль нитрат-ионов; б) 5,3 моль ионов водорода.

9. Какова окраска индикатора — лакмуса — в разбавленном растворе азотной кислоты?

 

Лабораторная работа № 18

ГАЛОГЕНЫ

Теоретическая часть

Галогены − фтор, хлор, бром, йод, астат − расположены в главной подгруппе VП группы. Атомы галогенов на внешнем уровне имеют по семь электронов (ns²np⁵). Характерная степень окисления галогенов −1. Однако все они, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. В природе галогены встречаются главным образом в виде отрицательно заряженных ионов, и их получение в свободном состоянии сводится к окислению этих ионов. В качестве окислителей используют МnО₂, PbО₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃.

Двухатомные молекулы галогенов неполярны, поэтому они хорошо растворимы в неполярных или слабополярных жидкостях: сероуглероде, бензине, бензоле, хлороформе. Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Фтор в воде не может быть растворен, так как он ее окисляет. В одном объеме воды при 20 °С растворяется 2,5 объема хлора. Этот раствор называется хлорной водой. Растворенный в воде хлор взаимодействует с ней с образованием хлорноватистой НClO и соляной кислот. Хлорноватистая кислота неустойчива и разлагается с образованием атомарного кислорода, вследствие чего хлорная вода обесцвечивает красители.

Йод лучше растворяется в растворе иодида калия. В качестве индикатора для определения йода применяют раствор крахмала. С крахмалом йод образует адсорбционные окрашенные соединения синего цвета, окраска которых исчезает при нагревании.

Свободные галогены являются энергичными окислителями, вступая в реакции с большинством элементов. Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к йоду.

Отрицательные ионы галогенов являются восстановителями (за исключением F^‾), причем их восстановительная способность увеличивается от С1^{− ∙}к I⁻.

Соединения галогенов с водородом – галогеноводороды – бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимы в воде. Их растворы являются кислотами. В ряду HF − НCl − НBr − HI кислотные свойства усиливаются. В этом же ряду возрастает восстановительная активность.

HCl и HF получают обменной реакцией их солей с концентрированной H₂SO₄. НBr и HI подобным образом получить практически невозможно, так как в реакции с серной кислотой они проявляют сильные восстановительные свойства и окисляются до свободных галогенов. НВг и HI получают гидролизом соединений фосфора PBr₃ и PI₃.

Кислородные соединения галогенов могут быть получены только косвенным путем. Они представляют собой сравнительно малоустойчивые вещества и являются сильными окислителями.

Экспериментальная часть

Цель работы: изучить химические свойства галогенов и их соединений.

Опыт № 1

Получение хлора и хлорной воды

(Проводить в вытяжном шкафу!). В сухую пробирку поместить 2 шпателя оксида марганца (IV) MnO₂, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и прилить 2–3 мл концентрированной HCl. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в пробирку, заполненную наполовину водой. Если реакция протекает недостаточно энергично, содержимое пробирки слегка подогреть. Отметить цвет образующегося газа. Хлор пропускать в воду до полного прекращения реакции. Пробирку с хлорной водой закрыть пробкой и сохранить для следующих опытов.

Составить уравнения реакций получения хлора и хлорной воды.

Опыт № 2

Определение состава хлорной воды

В три пробирки налить по несколько капель хлорной воды. В одну пробирку добавить 1–2 капли раствора синего лакмуса и наблюдать переход синей окраски в красную, а затем постепенное исчезновение окраски. В другую пробирку добавить несколько капель АgNO₃ до выпадения осадка, в третью – концентрированного раствора щелочи до исчезновения запаха хлорной воды.

Требования к результатам опыта

1. Объяснить переход синей окраски лакмуса в красную, а затем исчезновение окраски.

2. Написать уравнения реакций AgNO₃ с HCl и хлорной воды со щелочью.

3. Сделать вывод о составе хлорной воды.

Опыт № 3

Окислительные свойства хлорной воды

Налить в одну пробирку 1–2 мл раствора KBr , в другую – столько же KI и в каждую прибавить по 1–2 мл хлорной воды, В какой цвет окрашиваются растворы? Прилить в обе пробирки по 0,5–1 мл органического растворителя (CCl₄, бензина), обратить внимание на его цвет. Содержимое пробирок сильно взболтать. Отметить изменение окраски органического растворителя.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций взаимодействия КВг и KI с хлорной водой.

2. Сделать вывод о растворимости брома и йода в воде и органическом растворителе.

Опыт № 4

Растворимость йода и качественная реакция на йод

Поместить в пробирку 1 шпатель кристаллического йода, прилить 2–3 мл воды и энергично взболтать. Отметить окраску раствора. Слить полученную йодную воду в другую пробирку и добавить к ней несколько капель раствора крахмала. Нагреть пробирку, а затем охладить под краном струей холодной воды. Объяснить явления, которые при этом происходят. К оставшимся в первой пробирке кристаллам йода добавить 2–3 мл раствора KI. Что наблюдается?

Сделать вывод о растворимости йода в воде и растворе иодида калия.

Опыт № 5

Получение и свойства хлороводорода

(Проводить в вытяжном шкафу!). Поместить в пробирку один шпатель NaClи прилить 1–2 мл концентрированной серной кислоты. Проверить действие выделяющегося газа на влажную индикаторную бумагу.

Написать уравнение реакции получения HCl.

Опыт № 6

Взаимодействие бромидов и иодидов с концентрированной H₂SO₄

(Проводить в вытяжном шкафу!). В две сухие пробирки отдельно поместить по 2 шпателя KBr и KI и осторожно добавить в каждую из них по 1–2 мл концентрированной H₂SO₄. Что наблюдается? Для прекращения реакций в пробирки добавить раствор щелочи.

Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций взаимодействия бромида и иодида калия с концентрированной H₂SO₄.

Контрольные вопросы

1. Запишите формулы электронных конфигураций атомов галогенов. В чём проявляется их сходство?

2. Составьте формулы соединений: бромоводорода, бромида алюминия, фторида брома(I). Определите степень окисления атомов брома в каждом соединении.

3. Во сколько раз фтор и хлор тяжелее воздуха? Ответ подтвердите расчётами.

4. Составьте формулы хлоридов элементов 3-го периода. Какие из этих хлоридов являются солями?

5. Запишите уравнение диссоциации хлорида магния в водном растворе. Рассчитайте химическое количество ионов хлора, которые образуются при диссоциации данной соли химическим количеством 1 моль.

6. Фторид натрия используется в качестве антисептика для предохранения древесины от гнилостных грибков. Рассчитайте массу фторида натрия, полученного при нейтрализации гидроксида натрия химическим количеством 5 моль плавиковой кислотой.

7. Расставьте коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций: а) SiO2 + F2 → SiF4 + O2; б) Fe + Br2 → FeBr3. Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель.

Список литературы

1. Артеменко А.И. Справочное руководство по химии : Справ. пособие / А.И.Артеменко, И.В.Тикунова, В.А.Малеванный . – 2-е изд., перераб. и доп. – М. : Высш. шк., 2002. – 367с.

2. Бесчастнов А.Г. Общая химия: Учеб. пособие для вузов. – Мн.: Вышэйшая школа, 1977. – 464с.

3. Болтромеюк, В. В. Общая химия: учебник для вузов / В. В. Болтромеюк. – Минск: Вышэйшая школа, 2012. – 623, [1] с.

4. Воскресенский, П. И. Начала техники лабораторных работ / П. И. Воскресенский. – 2-е изд., испр. – Москва: Химия, 1971. – 224 с.

5. Глинка, Н. Л. Общая химия: [учебное пособие] / Н. Л. Глинка. – Москва: Кнорус, 2009. – 746 с.

6. Карапетьянц, М. Х. Общая и неорганическая химия: учебное пособие для ст-ов хим.-технолог. вузов / М. Х. Карапетьянц, С. И. Дракин. – Москва: Химия, 1981. – 632 с.

7. Коржуков Н. Г. Неорганическая химия: учеб. пособие для вузов / под научн. ред. Г. М. Курдюмова. – Москва: МИСИС, 2001. – 367 с.

8. Коровин Н. В. Общая химия: учебник для вузов. – 4-е изд., испр. и доп.. – Москва: Высшая школа, 2003. – 557с.

9. Лучинский Г. П. Курс химии: учебник. – Москва: Высшая школа, 1985. – 416с.

10. Романцева Л. М. Сборник задач и упражнений по общей химии: учебное пособие для вузов. – 2-е изд., перераб. и доп. – Москва: Высшая школа, 1991. – 288с.

11. Фролов В. В. Химия: учеб. пособие для студентов машиностроит. спец. вузов. – 3-е изд., перераб. и доп. – Москва: Высшая школа, 1986. – 542с.

12. Химия: справочник / пер. с нем. В. А. Молочко, С. В. Крынкиной. – Москва: Химия, 1989. – 646 с

13. Хомченко И. Г. Общая химия: учебник. – 2-е изд., испр. и доп. – Москва: Новая Волна, 2003. –462 с.

Приложения

Таблица 1.

---

Дата добавления: 2019-09-13; просмотров: 401; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!