Неметаллы: Лабораторный практикум по неорганической химии

Федеральное агентство по образованию РФ ГОУ ВПО «Уральский государственный технический университет − УПИ» Е.И. Саранов,...

Author: Саранов Е.И. | Соловьева Г.В.

247 downloads 193 Views 442KB Size Report

This content was uploaded by our users and we assume good faith they have the permission to share this book. If you own the copyright to this book and it is wrongfully on our website, we offer a simple DMCA procedure to remove your content from our site. Start by pressing the button below!
Report copyright / DMCA form

DOWNLOAD PDF

Федеральное агентство по образованию РФ ГОУ ВПО «Уральский государственный технический университет − УПИ»

Е.И. Саранов, Г.В. Соловьева

НЕМЕТАЛЛЫ лабораторный практикум по неорганической химии для студентов металлургических специальностей дневной формы обучения

Учебное электронное текстовое издание Подготовлено кафедрой «Общая химия и природопользование» Методические указания предназначены для изучения свойств важнейших неметаллов и их соединений в лаборатории. Лабораторный практикум ориентирован на студентов металлургических специальностей. Основное внимание в нем уделено веществам, которые наиболее широко используются в металлургических технологиях. Методические указания включают: краткое теоретическое введение, в котором приводятся основные сведения об изучаемом элементе и его соединениях, описание лабораторных опытов и указания к оформлению отчета по лабораторной работе, вопросы для контроля знаний, полученных в результате выполнения работы.

© ГОУ ВПО УГТУ−УПИ, 2005

Екатеринбург 2005

Саранов Е.И., Соловьева Г.В.

Неметаллы Лабораторный практикум по неорганической химии

ОГЛАВЛЕНИЕ Лабораторная работа №1. Свойства соединений галогенов................................................ 4 Краткое описание важнейших соединений ........................................................................... 4 Описание лабораторной работы ............................................................................................. 7 Лабораторная работа № 2. Свойства соединений серы ..................................................... 11 Краткое описание важнейших соединений ......................................................................... 11 Описание лабораторной работы ........................................................................................... 13 Лабораторная работа № 3. Свойства соединений азота..................................................... 18 Краткое описание важнейших соединений ......................................................................... 18 Описание лабораторной работы ........................................................................................... 21 Лабораторная работа №4. Свойства соединений углерода................................................ 27 Краткое описание важнейших соединений ......................................................................... 27 Описание лабораторной работы ........................................................................................... 30 Оглавление.............................................................................................................................. 33

ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 2 из 34



Данные методические указания предназначены для изучения химии важнейших неметаллов в лаборатории. Они включают четыре лабораторных работы по химии углерода, азота, серы и галогенов. Соединения кислорода (оксиды, гидроксиды) рассматриваются в каждой из лабораторных работ. Лабораторный практикум ориентирован на студентов металлургических специальностей. Особое внимание в нем обращено на соединения, которые находят широкое применение в металлургии. Описанию опытов в каждой из лабораторных работ предшествует краткое теоретическое введение, в котором изложены основные аспекты химии изучаемого элемента:

Наиболее характерные степени окисления.

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов.

Окислительно-восстановительные свойства простых веществ и соединений элемента.

Выполнение лабораторных работ должно сформировать у студентов представления:

о внешнем виде важнейших соединений: агрегатном состоянии, растворимости в воде, цвете чистых веществ и растворов,

о поведении изученных соединений и протолитических реакциях.

в

окислительно-восстановительных

По каждой из выполненных лабораторных работ студент должен составить отчет, ответить на контрольные вопросы и в итоге получить зачет. Для контроля знаний, полученных в результате выполнения работы, можно использовать вопросы для самопроверки. Если при ответе на контрольные вопросы вы затрудняетесь с ответами, внимательно перечитайте заключение и теоретическое введение к лабораторной работе. В отчет ответы на вопросы не записываются. Вопросы задает преподаватель при сдаче отчета. ОТЧЕТ ПО ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ ДОЛЖЕН ВКЛЮЧАТЬ: 1) тему лабораторной работы; 2) описание выполненных опытов, содержащее: •

название опыта,

•

уравнения проведенных реакций,

•

выводы по опыту;

•

описание изученных соединений;

3) заключение (в нем приводятся основные выводы, которые можно сделать на основании проведенных опытов). Заключение приведено в руководстве, его необходимо переписать в отчет и хорошо его усвоить.


Стр. 3 из 34



ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1 СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ГАЛОГЕНОВ КРАТКОЕ ОПИСАНИЕ ВАЖНЕЙШИХ СОЕДИНЕНИЙ

Элементы и простые вещества Галогены F, Cl, Br, J __ это р-элементы 7А подгруппы. Атомы галогенов имеют 7 валентных электронов: ns2np5. Каждый из галогенов в своем периоде имеет наибольшую электроотрицательность, а фтор - это самый электроотрицательный элемент. Атомам галогенов для создания устойчивой оболочки из восьми электронов не хватает всего одного электрона, присоединяя его, они преобразуются в простые однозарядные анионы: F−,Cl−, Br−, J−. Галогены в обычных условиях не образуют простых катионов и положительные степени окисления проявляют главным образом в кислородсодержащих соединениях. При этом для галогенов более характерны нечетные степени окисления. Фтор, как самый электроотрицательный элемент, положительных степеней окисления не проявляет. Итак, для галогенов наиболее характерны следующие степени окисления: для для

F: Cl, Br, J:

-1, -1,

0; 0,

+1,

+3,

+5,

+7

Самой устойчивой у галогенов является степень окисления (-1). Простые вещества и соединения галогенов в положительных степенях окисления отчетливо проявляют окислительные свойства. В природе галогены находятся в степени окисления (-1):

в виде свободных анионов в природной воде,

в виде кристаллических солей: хлоридов и фторидов.

Название "галогены" переводят, как "рожденные из соли" или "рождающие соли". Минералы NaCl (галит), KCl (сильвин), KCl-MgCl2-6H2O (карналлит) используют для получения металлов Мg, Na, K и хлора. При электролизе водных растворов NaCl и KCl получают хлор, водород и щелочи. Минерал флюорит (плавиковый шпат) CaF2 используют для получения плавиковой кислоты HF, а в металлургии в качестве флюса __ вещества, добавляемого к руде для понижения температуры плавления. В наибольших количествах в промышленности получают хлор Cl2 (47 млн. т. /год) и соляную кислоту (12 млн. т. /год). И хлор, и соляная кислота широко используются в металлургии. За счет неспаренных электронов атомы галогенов объединяются в двухатомные молекулы F2, Cl2, Br2, J2. Между молекулами в простых веществах возникают межмолекулярные взаимодействия. Эти взаимодействия усиливаются от фтора к йоду, что приводит к изменению агрегатного состояния простых веществ.


Стр. 4 из 34



В обычных условиях: фтор и хлор __ бледно-желтые газы, бром __ красная легко испаряющаяся жидкость, йод __ темно-серые молекулярные кристаллы, которые легко возгоняются с образованием фиолетового газа ("иодос" __ “фиолетовый”). Неполярные молекулы галогенов плохо растворяются в воде, но хорошо растворяются в неполярных органических растворителях, поэтому они легко экстрагируются этими растворителями из водных растворов. Галогены проявляют высокую окислительную активность. Г2 + восстановитель → 2 Г − Галогены способны окислять металлы, водород, серу, фосфор, мышьяк, сурьму. Самые сильные окислительные свойства проявляет фтор. От фтора к йоду окислительная активность ослабевает. Хлор и фтор получают электролизом. Бром и йод получают, окисляя хлором водные растворы бромидов и иодидов. Окислительные свойства хлора демонстрируются в опыте 1. В металлургии хлор используют для перевода некоторых оксидов в хлориды (хлорирующий обжиг). Например, TiO2 + 2C+ 2Cl2 = TiCl4 + 2 CO. Иод используют для рафинирования металлов, например, Ti, Zr, Hf, V. Соединения галогенов в степени окисления (-1) Галогенводороды НF, HCl, HBr, HJ - это бесцветные газы. При их растворении в воде получают соответствующие кислоты. Фтороводородная (плавиковая) кислота HF является слабой. Остальные галогенводородные кислоты - хлороводородная (соляная) HCl, бромо- и иодоводородная HBr, HJ сильные. Наибольшее применение находят соляная и плавиковая кислоты. Для получения соляной кислоты в промышленности используют прямой синтез газа HCl из простых веществ с последующим растворением газа в воде. H2 + Cl2 =2HCl. Соляную кислоту можно получить также, действуя серной кислотой на твердую соль NaCl (отсюда и название кислоты "соляная"): NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4. Плавиковую кислоту получают действием концентрированной серной кислоты на природное соединение CaF2. CaF2 + H2SO4 = 2HF + CaSO4. В металлургии плавиковую кислоту используют для производства криолита Na3[AlF6], который необходим для получения алюминия. Все галогенводородные кислоты обладают общими свойствами кислот: реагируют с основаниями, основными оксидами, солями слабых кислот (карбонатами, фосфатами, сульфидами и т. п.) и с металлами, стоящими в ряду активности до водорода. ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 5 из 34



Галогениды __ фториды, хлориды, бромиды, иодиды - это соли галогеноводородных кислот. В окислительно-восстановительных реакциях галогенид-ионы могут проявлять восстановительные свойства. Наиболее сильно восстановительные свойства выражены у иона J−. 2Г− + окислитель → Г2 Восстановительные свойства галогенидов демонстрирует опыт 4. В реакциях комплексообразования галогенид-ионы способны выполняют функцию лигандов. Хлориды образуют особенно прочные комплексы с катионами благородных металлов: Au, Pt, Pd, Ir, Rh, Ag, например, [AgCl2] −, [AuCl4] −, [PtCl6]2− и т. п. Металлы Al, Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, W образуют прочные комплексы с ионами F−, например, [AlF6]3−, [TiF6]2− .

Соединения галогенов в положительных степенях окисления Галогены с кислородом непосредственно не реагируют. В основе получения кислородсодержащих соединений галогенов лежат реакции диспропорционирования галогенов. Примером может служить взаимодействие Cl2 с водой: Cl2 + H2O = HCl + HСlO В щелочных средах галогены диспропорционируют практически нацело. Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaСlO Гипохлориты в щелочных растворах подвергаются дальнейшему диспропорционированию с образованием NaCl и NaClO3. Способность простых веществ галогенов к диспропорциони-рованию в щелочных растворах демонстрируется в опытах 1 и 3. Соли кислородсодержащих кислот галогенов могут диспропорционировать при нагревании. Например, NaClO3 → NaClO4 + NaCl. При нагревании они также могут разлагаться с выделением кислорода. 2KClO3 → 2 KCl + 3O2. Из солей можно получить соответствующие кислоты. Кислоты менее устойчивы, чем соли. Все они, кроме HСlO4 и HJO4*2H2O (H5JO6), существуют только в растворах. При попытке выделить их из раствора, они разлагаются с выделением кислорода. В сводной таблице представлены кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли (названия приводятся на примере соединений хлора). Степени окисления +1 +3 +5 +7

Cl

Br

J

HClO HСlO2 HClO3 HClO4

HBrO

HJO

HBrO3 HBrO4

HJO3 H5JO6

Название кислот хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная

Название солей гипохлориты хлориты хлораты перхлораты

Сила кислородных кислот увеличивается с повышением степени окисления галогена и ослабевает при переходе от Cl к J. Хлорная кислота HClO4 является самой сильной кислотой. ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 6 из 34



Все соединения галогенов в положительных степенях окисления проявляют окислительные свойства. ГОх − + восстановитель Г − Наиболее сильно окислительные свойства выражены у гипохлоритов. Окислительные свойства гипохлорита натрия демонстрируются в опыте 2.

ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ Цель данной лабораторной работы состоит в изучении наиболее характерных свойств самых распространенных соединений галогенов.

1 Опыт 1. ПОЛУЧЕНИЕ ХЛОРА И ЕГО ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА Внимание! Cl2 - ядовитый газ. Вдыхание его в небольших количествах вызывает кашель, а в больших - тяжелые поражения дыхательных путей и легких. Всю работу с получением хлора надо проводить очень аккуратно и только в вытяжном шкафу. • Для выполнения опыта №1 надо подготовить колбу с газоотводной трубкой и резиновой пробкой, в которую вставлена делительная воронка, спиртовку и две пробирки, в одной из которых находится ~ 3 мл раствора KJ, а в другой ~ 3 мл раствора NaOH. • В колбу внесите 2-3 микрошпателя кристаллов KMnO4. Закройте колбу пробкой, в которую вставлена делительная воронка. Убедившись, что кран делительной воронки закрыт, налейте в воронку концентрированной (36%) соляной кислоты. Конец газоотводной трубки опустите в пробирку с раствором KJ. Приоткрывая кран делительной воронки, прибавляйте по каплям соляную кислоту. Начнется выделение хлора. KMnO4 + HCl = > Cl2 + MnCl2 +….. • Пропускайте хлор через раствор KJ до тех пор, пока не обнаружите образование иода J2, который окрасит раствор в коричневый цвет. • Затем опустите газоотводную трубку в пробирку со щелочью. • Выделяющийся хлор будет поглощаться раствором щелочи и при этом подвергаться диспропорционированию: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О. • Пробирку со щелочным раствором NaClO сохраните. ЗАПИШИТЕ электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения для реакций: получения хлора, взаимодействия хлора с иодидом калия, диспропорционирования хлора в щелочи. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ Об окислительных свойствах Cl2, укажите продукт восстановления Cl2. О способности хлора к диспропорционированию в щелочных средах. Укажите продукты диспропорционирования Cl2 в щелочи. ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 7 из 34



1 Опыт 2. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ГИПОХЛОРИТА Опыт №2 проводите одновременно с опытом 1. • В пробирку с раствором NaClO, полученным в опыте 1, добавьте несколько капель бесцветного раствора соли MnSO4, Пронаблюдайте образование темного осадка MnO2.

ЗАПИШИТЕ электронно-ионную схему и молекулярное уравнение для реакции: NaClO + MnSO4 + NaOH = > Cl + MnO2 СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ Об окислительных свойствах гипохлорита, укажите продукт его восстановления в щелочном растворе.

1 Опыт 3. ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЕ ИОДА • В пробирку налейте ~2 мл иодной воды (иодная вода - это раствор иода в воде, содержащей KJ) . Иодная вода хранится в вытяжном шкафу. Далее в пробирку прибавляйте по каплям раствор щелочи до полного обесцвечивания иодной воды. Обесцвечивание происходит из-за диспропорционирования иода: J2 + NaOH => J− + JO3 − • Затем к бесцветному раствору добавьте по каплям разбавленной серной кислоты до появления желтого окрашивания, обусловленного вновь образовавшимся иодом. NaJ + NaJO3 + H2SO4 => J2 + Na2SO4 + H2O

ЗАПИШИТЕ электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения для реакций: диспропорционирования иода в щелочной среде образования J2 в кислой среде. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ О способности галогенов к диспропорционированию в щелочной среде. Укажите, какая среда способствует образованию свободных галогенов.

1 Опыт 4. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ИОДИДОВ. • Налейте в пробирку ~ 1 мл бесцветного раствора KJ, 5 − 6 капель раствора Н2О2 и 5 6 капель разбавленной серной кислоты. Обратите внимание на выделение иода, который окрашивает раствор в коричневый цвет: KJ + Н2О2 + H2SO4 → J2 + Н2О +…… ЗАПИШИТЕ электронно-ионную схему и молекулярное уравнение для взаимодействия KJ и Н2О2 в кислой среде. ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 8 из 34



СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ О восстановительных свойствах аниона J− , и укажите, какой продукт получается при окислении J− в кислой среде.

Цвет и растворимость в воде изученных в работе соединений галогенов Cl2,

HCl,

NaClO,

J2 ,

KJ,

KJO3.

~ ЗАКЛЮЧЕНИЕ В лабораторной работе были изучены следующие соединения: HCl, КJ, Cl2, J2, NaClO, КJO3, в которых галогены проявляют степени окисления, соответственно, -1, 0, +1, +5. Свободные галогены являются сильными окислителями Г2 ( Cl2 __ J2) + восстановитель → Г − Окислительные свойства у Cl2 выражены сильнее, чем у J2. Галогены способны к диспропорционированию, особенно в щелочной среде: Cl2 + OH− J2 + OH−

=> Cl− + ClO− => J− + JO3−

Кислая среда способствует образованию свободных галогенов Cl2 , J2. Сильные окислительные свойства проявляют гипохлориты: ClO− + восстановитель → Cl− Галогенид-ионы способны проявлять восстановительные свойства, они слабо выражены у аниона Cl − , сильнее - у иона J − . Г − (J − __ C l − ) + окислитель → Г2 ??? ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ Запишите валентные электроны иода. Перечислите степени окисления, характерные для фтора. Перечислите степени окисления, характерные для хлора. Назовите устойчивую степень окисления галогенов. Какие окислительно- восстановительные свойства проявляют: Cl2 NaClO KJ NaJO3 Укажите тип реагента (окислитель, восстановитель, кислота, щелочь), который следует использовать для осуществления превращений: HCl + => Cl2 Cl2 + => ClOClO− + => Cl− J2 + => JO3− J2 + => J −


Стр. 9 из 34



Укажите возможные продукты в следующих превращениях: Cl2 + восстановитель => ClO3− + окислитель => ClO− + восстановитель => J2 + KOH => Cl2 + H2O => KJ + KJO3 + H2SO4 => Приведите примеры реакций из лабораторной работы, в которых: Cl2 проявляет окислительные свойства NaClO проявляет окислительные свойства Ионы Cl− , J− проявляют восстановительные свойства


Стр. 10 из 34



ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ СЕРЫ КРАТКОЕ ОПИСАНИЕ ВАЖНЕЙШИХ СОЕДИНЕНИЙ

Элемент и простое вещество

Сера __ это р-элемент 6А подгруппы. Атом серы имеет 6 валентных электронов: 3s2p4 . Для серы наиболее характерны степени окисления: - 2,

0,

+ 4,

+6

.

В природе сера встречается: в виде простого вещества, в степени окисления (-2), в виде сульфидов, в степени окисления (+6), в виде сульфатов. Среди соединений серы самыми важными в практическом отношении являются: серная кислота и природные сульфиды. Сульфидные минералы используются для получения таких металлов, как Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo. Дисульфид FeS2 (пирит) используют для получения H2SO4. Серная кислота занимает по объемам промышленного производства одно из самых первых мест (~ 140 млн. т. /год). Простое вещество сера при обычных условиях твердое вещество, желтого цвета, проявляет свойства активного неметалла. Она может быть окислена (обычно до SO2), и может быть восстановлена до S(-2). S + восстановитель → S 2− , H2S S + окислитель → SO2 или SO42− При нагревании на воздухе сера горит голубым пламенем, окисляясь до SO2. Концентрированной азотной кислотой сера окисляется до SO42− .

Соединения серы (+6) Серная кислота с плотностью 1, 84 г/см.

H2SO4

−

бесцветная

маслянистая

едкая

жидкость

Общую схему производства серной кислоты можно представить так:

FeS2 или S

O2

SO2

O2

SO3

H2SO4

H2SO4*xSO3 (олеум)

H2O

H2SO4

H2SO4 – сильная двухосновная кислота, принимает участие во всех реакциях, характерных для кислот. Кислотные свойства H2SO4 широко используются в гидрометаллургии для перевода в раствор основных оксидов и гидроксидов, нерастворимых солей слабых кислот. ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 11 из 34



Серная кислота имеет в своем составе два окислителя: Н+ и SO42− . В разбавленной серной кислоте окисление металлов осуществляется за счет водородных ионов: 2H+ + 2 e− = H2. Ионы Н+ могут окислить только те металлы, которые до водорода.

стоят в ряду активности

В концентрированной серной кислоте окислителем является анион SO42− . SO42− + восстановитель → SO2, S, H2S. Продукт восстановления зависит от силы восстановителя: более сильные восстановители приводят к образованию H2S, а более слабые - к образованию SO2. Концентрированная серная кислота окисляет некоторые металлы, стоящие в ряду активности после водорода, например медь. Многие неметаллы концентрированная серная кислота окисляет до высшей степени окисления. Окислительные свойства серной кислоты демонстрируются в опыте 1. Cульфаты __ соли серной кислоты. Многие сульфаты растворимы в воде, исключение составляют сульфаты Pb(+2), Ba(+2), Sr(+2) и малорастворимый CaSO4. Ангидрид серной кислоты SO3 при обычных условиях __ твердое белое вещество, которое легко переходит в газ. Оксид SO3 имеет сильно выраженные кислотные свойства. Он экзотермически реагирует с водой с образованием серной кислоты.

Соединения серы (+4) Диоксид серы SO2 __ это бесцветный тяжелый газ с резким удушливым запахом. При его растворении в воде образуются гидраты SO2.nH2O, которые ведут себя как слабая сернистая кислота H2SO3. Оксид SO2 образуется при обжиге сульфидных руд. Например, 2 ZnS +3 O2 = 2ZnO + 2SO2. Сульфиты __ соли сернистой кислоты. Большинство сульфидов не растворяются в воде. Растворимы только сульфиты щелочных металлов. Соединения серы (+4) способны проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. SO2 , SO32− + окислитель → SO42− SO2 , SO32− + восстановитель → S Восстановительные свойства а окислительные свойства - в опыте 3.

сульфитов

демонстрируются

в

опыте

2,

Соединения серы (-2) Сероводород H2S– это бесцветный газ с запахом тухлых яиц, очень ядовит, ограниченно растворим в воде. При растворении образуется одна из самых слабых кислот - сероводородная кислота.


Стр. 12 из 34



При длительном стоянии растворов H2S на воздухе из них выпадает осадок серы из-за медленного окисления сероводорода кислородом. Cульфиды __ это соли сероводородной кислоты. Природные сульфиды многих тяжелых цветных металлов (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) являются промышленно важными рудами. Сульфиды подавляющего большинства металлов не растворяются в воде. Они выделяются из растворов в виде характерно окрашенных осадков FeS, NiS, CoS, CuS, PbS, Ag2S, HgS (черные осадки), MnS (розовый), ZnS (белый), CdS (желтый). Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также сульфид аммония хорошо растворимы в воде. Нерастворимые сульфиды будут получены в опыте 4. Анион S2− является очень сильным акцептором Н+, по этой причине H2S является очень слабой кислотой, а растворимые сульфиды в большой степени подвергаются гидролизу, создавая в растворе щелочную среду: Na2S + HOH < = > NaHS + NaOH; NaHS + HOH < = > H2S + NaOH. Некоторые из нерастворимых в воде сульфидов могут быть переведены в раствор кислотами: МеS+H2SO4 = H2S +МеSO4. В кислотах можно растворить сульфиды: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Сульфиды: CuS, PbS, Ag2S, HgS , CdS в кислотах не растворяются. Анион S 2- проявляет только восстановительные свойства. H2S, S2− + окислитель → S (иногда SO42− ) Восстановительные свойства сульфидов демонстрирует опыт 5.

ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ Цель данной лабораторной работы состоит в изучении наиболее характерных свойств самых распространенных соединений серы.

Свойства соединений серы (+6) 1 Опыт 1. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ • Налейте в две пробирки по 2 мл разбавленной серной кислоты. • Внесите в первую пробирку 2-3 гранулы цинка, • Во вторую - 2 -3 медные стружки. Наблюдайте выделение газообразного водорода в первой пробирке. • Аккуратно внесите в пробирку ~ 10 капель концентрированной серной кислоты. Внесите в пробирку 2-3 медные стружки. Опыт проводите в вытяжном шкафу. • Смочите дистиллированной водой синюю лакмусовую бумажку. Очень осторожно нагрейте пробирку на спиртовке. Поднесите к выходному отверстию пробирки смоченную лакмусовую бумажку, она должна порозоветь.


Стр. 13 из 34



ЗАПИШИТЕ: электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения для реакций: H2SO4(разб.) + Zn → H2SO4(конц.) + Cu → SO2 + ….. ионное и молекулярное уравнение взаимодействия газа SO2 с водой, укажите причину покраснения лакмусовой бумажки. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ О наличии в серной кислоте двух окислителей: H+ и SO42− . Укажите продукты восстановления концентрированной и разбавленной серной кислоты.

Свойства соединений серы (+4) 1 Опыт 2. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СУЛЬФИТОВ • Налейте в пробирку 1 мл оранжевого раствора K2Cr2O7 и добавьте 4 __ 6 капель разбавленной серной кислоты. • Внесите в пробирку один микрошпатель кристаллической соли Na2SO3. Цвет раствора изменится на зеленый. Этот цвет обусловлен ионами Cr3+ ЗАПИШИТЕ электронно-ионную схему и молекулярное уравнение реакции: Na2SO3 + K2Cr2O7+ H2SO4 → Cr3+ + ….. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ О восстановительных свойствах соединений S (+4), укажите продукты их окисления: SO2, SO32 + окислитель →

1 Опыт 3. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СУЛЬФИТОВ • Налейте в пробирку по 1 мл растворов Na2SO3 и Na2S. Наблюдайте выпадения в осадок серы. ЗАПИШИТЕ электронно-ионную схему, ионное и молекулярное уравнение для реакции Na2SO3 + Na2S + H2O → S + СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ об окислительных свойствах соединений S (+4), укажите продукты восстановления сульфита.


Стр. 14 из 34



Свойства соединений серы (-2) 1 Опыт 4. ПОЛУЧЕНИЕ НЕРАСТВОРИМЫХ СУЛЬФИДОВ • Налейте в пробирки по ~1 мл бесцветных растворов сульфатов марганца, цинка, кадмия и нитрата свинца. • Затем в вытяжном шкафу в каждую пробирку добавьте по каплям раствора Na2S до выпадения осадков. Обратите внимание на запах раствора Na2S и подумайте, чем этот запах обусловлен. ЗАПИШИТЕ Молекулярное и ионное уравнение получения PbS; Цвет полученных осадков: MnS PbS

ZnS CdS

Молекулярное и ионное уравнение гидролиза соли Na2S. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ о растворимости сульфидов большинства металлов в воде, приведите примеры растворимых сульфидов.

1 Опыт 5. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СУЛЬФИДОВ • Налейте в пробирку 1 мл розово-фиолетового раствора перманганата калия и добавьте 4 6 капель разбавленной серной кислоты, далее добавьте по каплям Na2S. Наблюдайте обесцвечивание перманганата и выпадение осадка серы. __

ЗАПИШИТЕ электронно-ионную схему, ионное и молекулярное уравнение для реакции KMnO4 + Na2S + H2SO4 → S + Mn2++….. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ О восстановительных свойствах сульфидов, укажите продукты их окисления.

Опишите цвет и растворимость в воде изученных в работе соединений серы H2SO4

Na2S

Na2SO3

ZnS

SO2

PbS

S

MnS

H2S

CdS


Стр. 15 из 34



~ ЗАКЛЮЧЕНИЕ В лабораторной работе были изучены следующие соединения: H2SO4, SO2, Na2SO3, H2S, Na2S, PbS, ZnS, CdSMnS, в которых сера проявляет степени окисления +6, +4, -2. • Серная кислота является окислителем. • В разбавленной серной кислоте роль окислителя выполняют катионы Н+, в концентрированной кислоте - анион SO42− . SO42− + восстановитель → SO2, S, H2S • Большинство сульфидов не растворяются в воде. • Сульфиды и H2S проявляют восстановительные свойства. S2− + окислитель → S, SO42− • Соединения серы (4) способны проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. SO2, SO32− + восстановитель → S SO2, SO32− + окислитель →

SO42−

??? ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ Запишите валентные электроны S Перечислите степени окисления, характерные для S Перечислите кислоты серы. Какие из них являются слабыми? Какие окислительно-восстановительные свойства могут проявлять: Na2SO3 H2SO4 Na2S Какой тип реагента (окислитель или восстановитель) следует использовать для осуществления следующих превращений: S2− S SO32− SO32− SO2 SO42−

+ + + + + +

→ → → → → →

S SO2 S SO42− SO32− SO2

Какие продукты могут получиться при восстановлении концентрированной серной кислоты?


Стр. 16 из 34



Укажите продукты в следующих превращениях: SO32− + окислитель SO32− + восстановитель S2− + окислитель 2 SO4 + восстановитель SO2 + щелочь S2− + кислота


→ → → → → →

Стр. 17 из 34



ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3 СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ АЗОТА КРАТКОЕ ОПИСАНИЕ ВАЖНЕЙШИХ СОЕДИНЕНИЙ


Азот __ это р-элемент 5А подгруппы. Атом азота имеет 5 валентных электронов: ns2np3. Азот __ неметалл, в своих соединениях проявляет все степени окисления от минимальной (-3) до максимальной (+5). В лабораторной работе мы познакомимся с соединениями, в которых азот проявляет следующие степени окисления:

- 3,

0,

+ 2,

+ 3,

+ 4,

+5

Самое устойчивое соединение азота

. __

простое вещество N2.

В природе азот преимущественно находится в воздухе в виде молекул N2. Содержание азота в воздухе - 78% по объему. Среди соединений азота самыми важными в практическом отношении являются NH3 и HNO3. Объем мирового производства аммиака составляет ~97 млн. т./год, а азотной кислоты - 27 млн. т./год. И аммиак, и азотная кислота широко используются в металлургии. Простое вещество N2 __ это газ, без цвета и запаха. Атомы азота связаны очень прочной тройной связью N ≡ N, это обусловливает высокую инертность молекулярного азота. Азот используют для создания инертной атмосферы. Но некоторые металлы при высокой температуре взаимодействуют с N2 с образованием нитридов.

Соединения азота (-3) Аммиак NH3 – это бесцветный газ с характерным резким запахом, он очень хорошо растворяется в воде. Концентрированный раствор содержит 25% аммиака. Аммиак получают синтезом из простых веществ при высоком давлении и температуре ~ 500оС в присутствии катализатора. N2 + 3H2 = 2NH3 При растворении в воде аммиак с ней взаимодействует, создавая щелочную среду: NH3 + HOH NH4+ + OH По этой причине водный раствор аммиака часто называют гидроксидом аммония и обозначают формулой NH4OH. Реакция NH3 с водой обратима, ее равновесие сдвинуто влево, т.е. NH3 является слабым основанием. Водный раствор аммиака можно использовать для осаждения гидроксидов металлов из растворов их солей: FeCl3 + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4Cl. (3NH4OH) Аммиак взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония: ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 18 из 34



NH3 + HCl = NH4Cl. Основные свойства аммиака демонстрируются в опыте 1. Аммиак может образовывать комплексные соединения. Гидроксиды некоторых металлов (Ni, Co, Pd, Pt, Cu, Ag, Zn, Cd) растворяются в избытке аммиака из-за образования амминных комплексов. Cu(OH)2 (т.) + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 (р.). Способность вышеуказанных металлов к образованию амминных комплексов можно использовать для отделения этих металлов от железа (Fe3+ в присутствии аммиака переходит в осадок Fe(OH)3). Амминные комплексы можно разрушить кислотой, реакция протекает из-за образования иона NH4+. [Cu(NH3)4](OH)2 + 3H2SO4 = 2 H2O + 2 (NH4)2 SO4 + CuSO4. Образование амминных комплексов демонстрируется в опыте 2, а их разрушение кислотой - в опыте 3. Аммиак может выступать в роли восстановителя. Важнейшей в практическом отношении является реакция окисления аммиака кислородом в присутствии платинового катализатора, процесс идет с образованием оксида NO. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2О. Эта реакция лежит в основе промышленного способа получения азотной кислоты. Общая схема превращения аммиака в азотную кислоту может быть представлена так: O2 NH3

O2 NO [Pt]

O2 , H2O NO2 HNO3

В водном растворе степень окисления (-3) довольно устойчива, но сильные окислители могут окислить NH3 до N2: NH3 + окислитель → N2 Например, 8NH3 +3Br2 = N2+6NH4Br. В этом взаимодействии NH3 одновременно проявляет восстановительные свойства и свойства акцептора Н+. Опыт 4 демонстрирует восстановительные свойства аммиака. Соли аммония растворимы в воде. При добавлении к ним щелочи образуется аммиак: NH4Cl + NaOH = NH3 + Н2О+ NaCl . Соли аммония подвергаются гидролизу, создавая в растворе кислую среду. NH4+ + HOH NH3 + H3O+. ОКСИДЫ АЗОТА


Стр. 19 из 34



Известны следующие оксиды: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5, в которых азот проявляет степени окисления, соответственно, +1,+2, +3, +4, +5. Оксиды N2O и NO __ это бесцветные газы, они не проявляют кислотных и основных свойств, т.е. являются безразличными оксидами. Оксид N2O известен под названием "веселящий газ", он обладает легким наркотическим действием. Оксид NO не растворим в воде, на воздухе очень быстро превращается в бурый газ: 2NO + O2 = 2NO2. Получение и свойства оксида NO демонстрируются в опытах 5, 8. Оксиды N2O3 и N2O5 __ это ангидриды кислот азотистой HNO2 и азотной HNO3. Оксид N2O5 __ нестойкое бесцветное твердое вещество, легко возгоняется, при этом разлагается на азот и кислород. Оксид N2O3 __ нестойкое соединение, существует при низких температурах в виде синей жидкости, легко диспропорционирует на NO и NO2. Оксид NO2__ бурый газ, очень ядовит. Оксид NO2 – сильный окислитель. При растворении в воде он диспропорционирует с образованием двух кислот – азотной и азотистой: 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3. Оксид NO2 будет получен в опыте 8.

Соединения азота (+3) Азотистая кислота HNO2 __ слабая нестойкая кислота, существует только в разбавленных растворах, с повышением концентрации она легко диспропорционирует: 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O __

Нитриты соли азотистой кислоты. Нитриты вполне устойчивые соединения, хорошо растворимы в воде, в щелочной и нейтральной среде диспропорционированию не подвергаются. В ОВР нитриты могут быть как окислителями, так и восстановителями. NO2 − + окислитель → NO3− или NO2

(в очень кислой среде)

NO2− + восстановитель → NO Окислительные и восстановительные свойства нитритов демонстрируются, соответственно в опытах 5 и 6.

Соединения азота (+5) Азотная кислота HNO3 __ бесцветная жидкость. Под влиянием света она медленно разлагается: 4HNO3 = 4NO2 + O2 +2H2O. Выделяющийся газ NO растворяется в кислоте и придает ей желтоватую окраску. Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот и вступает во все протолитические реакции: с основаниями и основными оксидами и т.д. Кислотные свойства HNO3 демонстрируются в опыте 7. На практике наиболее часто используют окислительные свойства азотной кислоты. Азотная кислота - сильнейший окислитель. Многие неметаллы легко окисляются концентрированной кислотой до высших степеней окисления, например, S до H2SO4, P до H3PO4, С до CO2. Азотная кислота при этом восстанавливается до NO. ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 20 из 34



Большинство металлов растворяется в азотной кислоте. Важно отметить, что в этих реакциях не происходит выделения водорода. Это указывает на то, что металл окисляется не ионом H+, а более сильным окислителем анионом NO3−. При окислении металлов азотной кислотой, как правило, идет несколько параллельных реакций и образуется смесь продуктов. Относительное содержание их в смеси зависит от восстановительной активности металла, температуры и концентрации кислоты. Разбавленная кислота реагирует по схеме: HNO3 (разб.) + Me →NO, N2O, N2, NH4+ + … Концентрированная HNO3 обычно восстанавливается до NO2 HNO3 (конц.) + Me → NO2 + … Благородные металлы (Au, Pt, Rh, Ir) в азотной кислоте не растворяются. Некоторые металлы, например Fe, Al, Cr, пассивируются концентрированной азотной кислотой. Нитраты хорошо растворимы в воде. В щелочных и нейтральных растворах при комнатной температуре вполне устойчивы и проявляют окислительные свойства только при высокой температуре. Опыт 8 демонстрирует окислительные свойства азотной кислоты и особенности ее взаимодействия с металлами.

ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ Цель данной лабораторной работы состоит в изучении наиболее характерных свойств самых распространенных соединений азота

Свойства аммиака 1 Опыт 1. ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА АММИАКА • В пробирку налейте ~1 мл бесцветного раствора NH3 (NH4OH). Обратите внимание на характерный запах раствора. Добавьте к раствору 5 - 6 капель фенолфталеина, затем прибавляйте по каплям разбавленную серную кислоту до обесцвечивания раствора. • В пробирку налейте ~1 мл раствора FeCl3 и прибавляйте к нему раствор аммиака до выпадения осадка гидроксида железа.

ЗАПИШИТЕ ионные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия аммиака

с серной кислотой, с хлоридом железа(+3).


Стр. 21 из 34



СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ о том, что аммиак проявляет свойства основания и является хорошим акцептором протонов.

1 Опыт 2. ПОЛУЧЕНИЕ АММИННЫХ КОМПЛЕКСОВ CU(+2) И NI(+2) • Налейте в пробирку ~1 мл голубого раствора CuSO4, и прибавляйте по каплям разбавленный раствор аммиака до выпадения голубого осадка Cu(OH)2. Затем к осадку прилейте концентрированный раствор аммиака, который хранится в вытяжном шкафу. Осадок растворится из-за образования темно-синих комплексов [Cu(NH3)4](OH)2. • Выполните аналогичный опыт, заменив соль Cu(+2) на соль Ni(+2). ЗАПИШИТЕ ионные и молекулярные уравнения реакций: образования Cu(OH)2 и Ni(OH)2, растворения гидроксидов с образованием комплексных соединений [Cu(NH3)4](OH)2 и [Ni(NH3)6](OH)2. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ о способности NH3 образовывать комплексы с катионами d-металлов.

1 Опыт 3. РАЗРУШЕНИЕ АММИННОГО КОМПЛЕКСА МЕДИ (+2) • Налейте в пробирку ~2 мл синего раствора [Cu(NH3)4](OH)2, полученного в предыдущем опыте, • добавьте к нему избыток раствора разбавленной серной кислоты. Пронаблюдайте превращение синего амминного комплекса в голубой аквакомплекс [Cu(H2О)4]SO4. ЗАПИШИТЕ ионные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия аммиака и комплекса [Cu(NH3)4](OH)2 с серной кислотой. Укажите причину разрушения амминного комплекса кислотой.

1 Опыт 4. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА АММИАКА • Налейте в пробирку ~1 мл бромной воды Br2 (она хранится в вытяжном шкафу) и добавляйте по каплям концентрированный раствор аммиака до полного обесцвечивания брома. ЗАПИШИТЕ электронно-ионную схему и молекулярное уравнение для окисления аммиака бромом (продуктами реакции являются N2 и NH4Br).


Стр. 22 из 34



СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ о восстановительных свойствах аммиака, укажите продукт его окисления.

Свойства нитритов 1 Опыт 5. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА НИТРИТОВ • Налейте в пробирку 1 мл бесцветного раствора KJ, добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты и прибавляйте по каплям бесцветный раствор NaNO2. Наблюдайте образование J2 и газа NO. Бесцветный газ NO окисляется кислородом воздуха до бурого газа NO2. ЗАПИШИТЕ электронно-ионную схему, ионное и молекулярное уравнение реакции: NaNO2 + KJ+ H2SO4 → молекулярное уравнение окисления NO до NO2.

1 Опыт 6. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА НИТРИТОВ • Налейте в пробирку 1 мл розово-фиолетового раствора KMnO4, добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты и прибавляйте по каплям бесцветный раствор NaNO2 до обесцвечивания раствора. ЗАПИШИТЕ электронно-ионную схему, ионное и молекулярное уравнение для реакции KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → Mn2++ NO3− +….. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ об окислительных и восстановительных свойствах нитритов, отметьте продукты восстановления и окисления нитрита. NO2− + восстановитель → NO2− + окислитель →

Свойства азотной кислоты 1 Опыт 7. КИСЛОТНЫЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ • Прилейте к осадку Fe(OH)3, полученному в опыте 1, разбавленной азотной кислоты до полного растворения осадка. ЗАПИШИТЕ ионное и молекулярное уравнение реакции Fe(OH)3 с HNO3. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ о том, что азотная кислота вступает во все реакции, характерные для кислот, в том числе в реакции нейтрализации. ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 23 из 34



1 Опыт 8. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ • Аккуратно внесите в пробирку ~ 10 капель концентрированной азотной кислоты. Опустите в кислоту медную пластинку. Опыт проводите в вытяжном шкафу. Отметьте выделение бурого газа NO2. • Налейте в пробирку ~ 2 мл раствора HNO3 с концентрацией 2 - 3 моль/л, опустите в раствор несколько медных стружек. • Поставьте пробирку в штатив, минут через пять раствор в пробирке окрасится солью меди в голубой цвет. Выделяющийся в результате этой реакции бесцветный газ NO при контакте с воздухом превращается в желтый газ NO2. ЗАПИШИТЕ электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения окисления меди концентрированной и разбавленной азотной кислотой. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ об окислительных свойствах азотной кислоты, укажите продукты восстановления разбавленной и концентрированной азотной кислоты. Цвет и растворимость в воде изученных в работе соединений серы NH3,

HNO3

NH4Br

NO2

NaNO2

NO

~ ЗАКЛЮЧЕНИЕ

В лабораторной работе были изучены следующие соединения: NH3, NO, KNO2, NO2, HNO3, в которых азот проявляет степени окисления -3, +2, +3, +4, +5. Аммиак NH3 - это основание. Является очень хорошим акцептором протонов: NH3 + H+ => NH4+, NH3 + HOH < = > NH4+ + OH−

Аммиак можно использовать для получения гидроксидов металлов, например Fe(OH)3.

Аммиак с катионами многих d-металлов образует комплексные соединения, например [Cu(NH3)4]2+. Аммиак способен проявлять восстановительные свойства при взаимодействии с сильными окислителями. NH3 + окислитель → N2, NO

Азотная кислота является сильной кислотой, проявляет все свойства кислот. Азотная кислота является сильным окислителем, Окислительные свойства всегда

проявляет анион NO3−. Продукты его восстановления зависят от концентрации кислоты и силы восстановителя: ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 24 из 34



Разбавленная кислота реагирует по схеме: HNO3 (разб.) + Me → NO, N2O, N2, NH4+ + … Концентрированная HNO3 обычно восстанавливается до NO2. HNO3 (конц.) + Me → NO2 + …

Нитриты в ОВР могут быть и окислителями и восстановителями. NO2− + окислитель → NO3− или NO2 (в очень кислой среде) NO2− + восстановитель → NO ??? ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ

1.

Перечислите степени окисления, характерные для азота

2. Какие окислительно-восстановительные свойства могут проявлять следующие соединения: 2.1. NH3 2.2. HNO3 2.3. NaNO2 3. Укажите, какого типа реагент (окислитель, восстановитель, кислота, щелочь) надо использовать для осуществления превращений:

4.

3.1. NH3

=> NH4+

3.2. NH3

=> N2

3.3. NH4+

=> NH3

3.4. NO3

=> NO

3.5. NO2

=> NO

Укажите возможные продукты в следующих превращениях: 4.1. NH3 + H2SO4

=>

4.2. NH3 + Cu(OH)2

=>

4.3. NH3 + окислитель

=>

4.4. NO2− + восстановитель

=>

4.5. NO2− + окислитель

=>

4.6. [Cu(NH3)4](OH)2 + кислота =>


Стр. 25 из 34



5. Приведите в которых:

примеры

реакций

из

лабораторной

работы,

5.1. NH3 проявляет свойства акцептора протонов, 5.2. NH3 проявляет свойства восстановителя, 5.3. HNO3 проявляет окислительные свойства, 5.4. NaNO2 проявляет восстановительные свойства, 5.5. NaNO2 проявляет окислительные свойства.


Стр. 26 из 34



ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4 СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ УГЛЕРОДА КРАТКОЕ ОПИСАНИЕ ВАЖНЕЙШИХ СОЕДИНЕНИЙ


Углерод __ это р-элемент 4А подгруппы второго периода. Углерод - неметалл. Атом углерода имеет 4 валентных электрона 2s22p2 и 4 валентных орбитали. В подавляющем большинстве своих соединений атом углерода образует четыре химических связи, т. е. углерод четырехвалентен. Уникальность углерода обусловлена его способностью к образованию прочных многообразных гомоатомных углеродных цепей, на основе которых сформировано ~ 10 миллионов органических соединений. В неорганических соединениях углерод проявляет следующие степени окисления: - 4,

0,

+2,

+4.

Наиболее устойчивой у углерода является степень окисления (+4). Соединения углерода в других степенях окисления при повышенной температуре отчетливо проявляют восстановительные свойства. В металлургии такие вещества, как СО, С, СН4, применяют для восстановления металлов из оксидов. В природе углерод находится: в виде каменного и бурого угля, графита, алмаза; в виде органических соединений, образующих флору, фауну, нефть, природный газ; в форме карбонатов и, прежде всего, карбонатов кальция и магния; в форме CO2 в атмосфере (концентрация СО2 в воздухе ~ 0,03 %). Простое вещество углерод существует в виде четырех аллотропных модификаций, из них более известны графит и алмаз. При обычных условиях устойчивой является модификация графита. Графит __ это твердое серо-черное вещество со слоистой кристаллической решеткой. В пределах слоя каждый углеродный атом связан с тремя другими прочными σ-связями. Четвертый валентный электрон участвует в образовании π-связи, делокализованной по всему слою, это обеспечивает электропроводность графита. Электропроводность, тугоплавкость и термическая стойкость графита используют в металлургии: из графита изготовляют плавильные тигли и электроды для получения металлов с помощью электрического тока. Кокс на 96-98% состоит из углерода. Кокс получают термической обработкой каменного угля без доступа воздуха, при этом происходит разложение органических веществ и превращение их в графит. Кокс используют как топливо, в том числе в пирометаллургии для создания высоких температур, а также в качестве восстановителя. Значительная доля кокса расходуется на производство железа. 2 Fe2O3 + 3C= 4 Fe + 3 CO2. ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 27 из 34



Кокс - это самый распространенный восстановитель в металлургии. Его используют для получения не только Fe, но и Zn, Pb, Ni, Co, Sn и других металлов. Восстановительные свойства углерод проявляет при повышенной температуре, при обычных условиях он инертен, на него не действуют кислоты, щелочи и окислители. При 1000-2000о углерод взаимодействует с металлами с образованием карбидов, например, CaC2, Fe3C.

Соединения углерода с водородом. Углерод с водородом образует громадное число соединений, они являются объектом изучения органической химии. Метан СН4 __ это газ, без цвета и запаха, практически не растворим в воде. Природный газ примерно на 90 % состоит из метана, его добывают десятками миллионов кубометров, он является хорошим топливом и сырьем для органического синтеза. Метан не проявляет кислотных и основных свойств, но проявляет восстановительные свойства.

Оксиды Моноксид углерода СО __ угарный газ без цвета и запаха, ядовит, практически не растворяется в воде. В молекуле СО атомы связаны очень прочной тройной связью. При повышенных температурах СО способен восстанавливать оксиды многих металлов: Cu, Ni, Fe, Pb. Газообразный СО более эффективный восстановитель, чем твердый кокс. Моноксид можно получить, окисляя кокс при высокой (более 1000оС) температуре: С+ О2 = СО2, СО2 + С 2 СО. В металлургии, помимо восстановительных свойств СО, используют его способность к образованию комплексных соединений с некоторыми d-металлами, комплексы называют карбонилами. Ni (т.) + 4CO (г.) < = > Ni(CO)4 (г.). Реакции образования карбонилов и их последующего разложения (при повышении температуры) используют для получения особо чистых металлов. Кислотных и основных свойств оксид СО не проявляет. Диоксид СО2 __ углекислый газ, не имеет цвета, запаха, почти в два раза тяжелее воздуха, не поддерживает горения. Углекислый газ является продуктом дыхания живых организмов, сгорания угля, СО и всех органических соединений. В промышленности углекислый газ обычно получают термическим разложением природных карбонатов, в лаборатории действием кислот на карбонаты: СаСО3 + 2 Н+ = Са2+ + СО2+ Н2О. В опыте 1 СО2 будет получен действием кислоты на мрамор. Углекислый газ ограниченно растворяется в воде. Только 0,3 % растворенного СО2 преобразуется в молекулы слабой угольной кислоты: СО2(г.)+ Н2О H2CO3 (р.) H++ HCO3−, HCO3− H+ + CO32−. Все приведенные выше равновесия сильно смещены влево. В водном растворе, насыщенном СО2 (при 20оС и давлении в 1 атм,), создается рН 4.


Стр. 28 из 34



При действии кислот на карбонаты происходит выделение углекислого газа, это свойство карбонатов используют для их качественного определения: СО32− + 2Н+ = СО2 + Н2О. Углекислый газ проявляет все свойства, характерные для кислотных оксидов: взаимодействует со щелочами и основными оксидами с образованием солей угольной кислоты. Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О СаО + СО2 = СаСО3 Кислотные свойства оксида СО2 демонстрируются в опытах 1 - 3

Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты Угольная кислота Н2СО3 __ это очень слабая кислота. Она почти полностью разлагается на СО2 и Н2О. Образует два ряда солей: карбонаты (например, Na2CO3) и гидрокарбонаты (например, NaHCO3). Карбонаты и гидрокарбонаты. Известны природные карбонаты следующих металлов: Ca2+, Mg2+, Ba2+, Sr2+, Pb2+, Zn2+, Cu2+, Fe2+, Ni2+, Mn2+. При нагревании все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, разлагаются с образованием оксида металла и углекислого газа. СаСО3 СаО + СО2. Эта реакция широко используется для промышленного получения негашеной извести СаО и углекислого газа. Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты: 2NaHCO3 => Na2CO3 + CO2 + H2O, Ca(HCO3)2 => CaCO3 + CO2 + H2O. Подавляющее большинство карбонатов не растворяются в воде, растворимы только карбонаты щелочных металлов и аммония. Гидрокарбонаты растворимы лучше соответствующих карбонатов. Поэтому при избытке углекислого газа некоторые карбонаты могут быть переведены в раствор. CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2+ + 2HCO3− Такого рода взаимодействия приводят к появлению в природной воде ионов Ca2+ и Mg , обуславливающих ее жесткость 2+

Преобразование карбонатов в гидрокарбонаты демонстрируе опыт 2. Анионы СО32− обладают очень высоким сродством к ионам Н+. Поэтому карбонаты взаимодействуют даже со слабыми кислотами, а растворимые карбонаты в весьма заметной степени подвергаются гидролизу, создавая в растворе довольно сильную щелочную среду. В растворе Na2CO3 с концентрацией 0,1 моль/л, рН равен 11,6. СО32− + НОН < = > НСО3− + ОН−, НСО3− + НОН < = > Н2СО3 + ОН− Первая реакция протекает глубже, чем вторая, и степень гидролиза карбонатов заметно больше, чем у гидрокарбонатов. Способность карбонатов к гидролизу демонстрируется в опыте 5.


Стр. 29 из 34



Гидролиз карбонатов усиливают двух и трехзарядных катионы слабых оснований. Поэтому при добавлении карбоната натрия к растворам солей Cu2+, Co2+, Ni2+, Zn2+, Pb2+, Mg2+ в осадок выпадают основные соли 2CuSO4+2Na2CO3+HOH=(CuOH)2CO3+CO2 +Na2SO4. При добавлении к растворам карбонатов солей Fe3+, Cr3+, Al3+ образуются гидроксиды соответствующих металлов и выделяется СО2. Особенности взаимодействия катионов металлов с карбонат-ионами демонстрируются в опыте 6. Синильная кислота, цианиды . Цианистый водород HCN - летучая жидкость с запахом миндаля (кипит при 26о), сильнейший яд. При растворении HCN в воде образуется очень слабая синильная кислота. Ее соли, цианиды, сильно подвержены гидролизу, ядовиты. Анион CN− образует очень прочные комплексы с катионами большинства d-металлов.

ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ Цель данной лабораторной работы состоит в изучении свойств углекислого газа и солей угольной кислоты. 1 Опыт 1. ПОЛУЧЕНИЕ УГЛЕКИСЛОГО ГАЗА И ЕГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СО ЩЕЛОЧАМИ. Получите углекислый газ, действуя соляной кислотой на мрамор СаСО3 в аппарате Киппа. Чтобы убедиться в кислотных свойствах диоксида проведите реакцию нейтрализации щелочи с помощью СО2. • Налейте в пробирку ~ 1 мл раствора NaOH (1М) .и добавьте 2-3 капли фенолфталеина. Малиновая окраска раствора указывает на наличие в нем ионов ОН. • Опустите в раствор газоотводную трубку от аппарата Киппа и откройте кран, соединяющий аппарат с атмосферой. При этом соляная кислота получит возможность контактировать с мрамором и взаимодействовать с ним с образованием СО2. • Пропускайте газ до полного исчезновения малиновой окраски. Исчезновение окраски означает, что ионы ОН связаны в Н2О После этого закройте кран аппарата Киппа. При взаимодействии СО2 с о щелочью происходят реакции: СО2 + 2NaOH = H2O + Na2CO3 и Na2CO3+ CO2 = 2 NaHCO3.

ЗАПИШИТЕ молекулярные и краткие ионные уравнения:

для получения СО2, для реакции образования Na2CO3, для реакции образования NaНCO3. ГОУ ВПО УГТУ-УПИ – 2005

Стр. 30 из 34



СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ о кислотном характере СО2 и способности СО2 реагировать со щелочами с образованием солей угольной кислоты.

1Опыт 2. ПОЛУЧЕНИЕ КАРБОНАТА И ГИДРОКАРБОНАТА КАЛЬЦИЯ • В пробирку налейте ~1 мл раствора Са(ОН)2. Опустите в раствор газоотводную трубку от аппарата Киппа, откройте кран и пропускайте СО2, внимательно наблюдая за изменениями, проходящими в пробирке. Как только раствор помутнеет, закройте кран. Помутнение раствора связано с образованием частиц нерастворимого карбоната кальция, взвешенных в воде. • Разделите содержимое пробирки на две части. Через одну из них вновь пропустите углекислый газ до образования прозрачного раствора. Закройте аппарат Киппа. Исчезновение осадка обусловлено превращением нерастворимого карбоната в растворимый гидрокарбонат. ЗАПИШИТЕ молекулярные и ионные уравнения: Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + СО2 + Н2О = СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ о растворимости карбоната и гидрокарбоната кальция, о возможности растворения карбоната в присутствии СО2 и Н2О.

Свойства карбонатов 1

Опыт

3.

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ

КАРБОНАТОВ

И

ГИДРОКАРБОНАТОВ

С КИСЛОТАМИ. Взаимодействие любых карбонатов и гидрокарбонатов с кислотами приводит к образованию. углекислого газа. Эту особенность солей угольной кислоты используют для их качественного обнаружения. • Поместите в пробирку маленький кусочек мела. Внесите в пробирку несколько капель соляной кислоты. Обратите внимание на характерное шипение, обусловленное выделением углекислого газа. • Внесите в пробирку один микрошпатель твердой соли NaНСO3 (питьевой соды) и добавьте несколько капель кислоты, пронаблюдайте выделение углекислого газа. ЗАПИШИТЕ молекулярные и краткие ионные уравнения реакций взаимодействия СаСО3 и NаНСО3 с соляной кислотой.


Стр. 31 из 34



СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ о том, что взаимодействие карбонатов и гидрокарбонатов с кислотами приводит к образованию углекислого газа и о возможности использования этого взаимодействия для обнаружения солей угольной кислоты, а также о способности угольной кислоты к разложению на углекислый газ и воду.

1 Опыт 5. ГИДРОЛИЗ КАРБОНАТОВ • Налейте в пробирку ~ 2 мл дистиллированной воды и добавьте к воде 2-4 капли фенолфталеина, окраска индикатора не изменится • Добавьте в пробирку 3 - 4 микрошпателя сухого карбоната натрия, отметьте появление малиновой окраски, указывающей на появление в растворе щелочи. ЗАПИШИТЕ молекулярное и краткое ионное уравнение для гидролиза Na2CO3. СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ о способности карбонатов к гидролизу и укажите причину, по которой гидролиз карбонатов протекает в заметной степени.

1

Опыт

6.

ОСОБЕННОСТИ

ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ

КАРБОНАТОВ

С СОЛЯМИ МЕТАЛЛОВ. • В три пробирки налейте ~ по 1 мл растворов BaCl2, CuSO4, AlCl3. • В каждую из трех пробирок добавьте по каплям раствор Na2CO3 до выпадения осадков: белого BaCO3, бирюзового (CuOH)2CO3 и белого Al(OH)3. Обратите внимание на выделение CO2 в двух пробирках. ЗАПИШИТЕ молекулярные и краткие ионные уравнения реакций: BaCl2 + Na2CO3

→

CuSO4 + Na2CO3 + H2O

→

AlCl3 + Na2CO3 + H2O

→

СДЕЛАЙТЕ ЗАКЛЮЧЕНИЕ об особенностях взаимодействия карбонат-иона с катионами металлов. Укажите причину своеобразного протекания реакций. Цвет и растворимость в воде изученных в работе соединений углерода CO2 CaCO3

Ca(HCO3)2

Na2CO3

NаHCO3

BaCO3

(CuOH)2CO3


Стр. 32 из 34



~ ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Изучены свойства соединений углерода (+4). Оксид углерода СО2 имеет кислотный характер. Он донор протонов: СО2+ Н2О

Н+ + НСО3− и хороший акцептор ОН− -ионов: СО2 + ОН− → HСО3− или СО2 + 2ОН− → СО32− + Н2О.

Угольная кислота Н2СО3 - очень слабая кислота, практически полностью разлагается на СО2 и Н2О. Поэтому при действии на карбонаты и гидрокарбонаты более сильных кислот выделяется углекислый газ: СО32−+ 2 Н+ =>СО2+Н2О , HСО3− + Н+ => СО2+ Н2О.

Анионы CO32− является хорошими акцепторами Н+, поэтому карбонаты подверга-

ются гидролизу. Катионы слабых оснований усиливают гидролиз карбонатов, продуктами совместного гидролиза карбонатов с солями металлов могут быть основные соли и гидроксиды металлов. ??? ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ 1. Перечислите степени окисления, характерные для углерода. 2. Укажите тип реагента (окислитель, восстановитель, кислота, щелочь), который надо использовать для осуществления превращений: 2.1.

СO32− +

→ НСО3−

2.2.

НСO3− +

→ СO32−

2.3.

СO2

+

→ СO32−

2.4.

СО

+

→ CO2

3. Укажите продукты в следующих превращениях: 3.1.

CO32−

+ Н2О

→

3.2.

HCO3−

+ щелочь

→

3.3.

CO

+ окислитель →

3.4.

HCO3−

+ кислота

→

3.5.

CO2

+C

→


Стр. 33 из 34



Учебное электронное текстовое издание Саранов Евгений Илларионович, Соловьева Галина Владимировна НЕМЕТАЛЛЫ ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Редактор Компьютерная верстка

Л.Д. Селедкова А.Ю. Одинцова

Рекомендовано РИС ГОУ ВПО УГТУ-УПИ Разрешен к публикации 01.08.05. Электронный формат – PDF Формат 60х90 1/8 Издательство ГОУ ВПО УГТУ-УПИ 620002, Екатеринбург, ул. Мира, 19 e-mail: [email protected] Информационный портал ГОУ ВПО УГТУ-УПИ http://www.ustu.ru


Стр. 34 из 34

Неметаллы: Лабораторный практикум по неорганической химии

Recommend Documents