![]() КАТЕГОРИИ:
АстрономияБиологияГеографияДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Лабораторная работа 6. р-ЭЛЕМЕНТЫ VA ГРУППЫ (АЗОТ, ФОСФОР) И ИХ СОЕДИНЕНИЯЦель работы – изучение свойств простых веществ азота и фосфора и их соединений. Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов элементов VA группы – ns2np3. Азот в своих соединениях проявляет степени окисления от –3 до +5. Для всех остальных элементов VA группы наиболее характерными степенями окисления являются +3 и +5. Азот, в качестве простого вещества N2 представляет собой газ (Ткип = – 195,8 °С), без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. Водородное соединение азота – аммиак NH3 – бесцветный газ (Ткип = – 33,4 °С) с характерным запахом, очень хорошо растворим в воде. Аммиак обладает восстановительными свойствами. В лабораторных условиях аммиак получают нагреванием смеси твердых хлорида аммония и гидроксида кальция: 2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑ Доказательством выделения аммиака является «белый дым» хлорида аммония, который образуется при его взаимодействии с хлороводородом: NH3 (газ) + HCl (газ) → NH4Cl (тв.). Водные растворы аммиака имеют щелочную реакцию в результате установления равновесий: NH3 + H2O ⇄ NH3×H2O ⇄ NH4OH ⇄ NH4+ + OH‾ Фенолфталеин в растворах аммиака окрашивается в малиновый цвет. Восстановительные свойства аммиака проявляются при его взаимодействии с галогенами (хлорной, бромной или йодной водой) и перманганатом калия: 2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr. 2NH3 + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 2КOH + 2Н2О. Азот образует ряд оксидов N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), два из них – N2O3 и N2O5 являются кислотными. Оксид азота(I) N2O – бесцветный газ со слабым запахом, плохо растворимый в воде, является сильным окислителем. Оксид азота(I) получают термическим разложением нитрата аммония: 250°С NH4NO3 → N2O + 2H2O В атмосфере N2O горят лучина, сера и красный фосфор: С + N2O → ; S + N2O → ; P + N2O → . Оксид азота(II) NO – бесцветный газ, плохо растворимый в воде, на воздухе практически мгновенно окисляется до NО2. Оксид азота(II) получают при взаимодействии меди с ~30 %-ным раствором азотной кислоты: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O Оксид азота(III) (азотистый ангидрид) N2O3 – жидкость голубого цвета, устойчивая при температурах ниже –10 °С; при низких температурах взаимодействует с водой с образованием слабой азотистой кислоты HNO2. Азотистая кислота HNO2 неустойчива, существует при низкой температуре только в растворе. В водном растворе азотистой кислоты при низких температурах устанавливается равновесие: N2О3 + H2O ⇄ НNО2 ⇄ H+ + NО2‾, вследствие которого ее раствор окрашивается в голубой цвет, присущий оксиду азота(III). При повышении температуры азотистая кислота и оксид азота(III) диспропорционируют: 2HNO2 → HNO3 + 2NO + Н2О; N2O3 → NO + NO2. Получают азотистую кислоту вытеснением из растворов солей (нитритов) разбавленной серной кислотой (при Т < 4 °С): 2NaNO2 + H2SO4(paзб.) = Na2SO4 + 2HNO2. Соли азотистой кислоты – нитриты – более устойчивы термически и могут быть выделены в свободном состоянии. Азотистая кислота и нитриты проявляют свойства как восстановителей, так и окислителей: 2HNO2 + 2KI + 2H2SO4 = 2KHSO4 + I2 + 2NO + 2H2O; 3NaNO2 + K2Cr2O7 + 5H2SO4 = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 2KHSO4 + 4H2O. Оксид азота(IV) NO2 – бурый легкосжижающийся газ (Tкип = 21,2 °С), растворяется в воде с образованием двух кислот: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 В степени окисления +5 азот входит в состав азотной кислоты – HNO3. Концентрированная азотная кислота окисляет большинство металлов и некоторые неметаллы. При нагревании красного фосфора с концентрированной азотной кислотой образуется ортофосфорная кислота: Р + HNO3 (конц.) → H3РO4 + NO2 + H2O Сера окисляется концентрированной азотной кислотой до Н2SO4:: S + HNO3 (конц.) → H2SO4 + NO2 + H2O. Доказательством существования фосфат-ионов служит реакция, в результате которой образуется ярко-желтый осадок (NH4)3[PMo12]. Присутствие сульфат-иона обнаруживается по реакции: H2SO4 + ВаС12 = BaSO4↓ + 2HC1. Так как в продуктах восстановления азотной кислоты всегда присутствует NO2, его отделяют пропусканием продуктов реакции через раствор щелочи: 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O. Для сравнения окислительной способности концентрированной и разбавленной азотной кислоты используется стандартная реакция с KI: HNO3 (конц.) + KI → I2 + NO2 + H2O. HNO3 (разб.) + KI → Фосфор образует несколько полиморфных модификаций: белый, красный и черный фосфор. Наиболее термодинамически устойчивой полиморфной модификацией является черный фосфор. За стандартное состояние фосфора принимается модификация – белый фосфор. Белый фосфор состоит из молекул Р4. Это прозрачное, химически очень активное вещество, которое загорается на воздухе даже при незначительном нагревании. Красный фосфор имеет полимерное строение и вид мелких кристаллов красно-фиолетового цвета. По сравнению с белым красный фосфор химически более инертен. Черный фосфор в лабораторной практике не используется. Одно из важнейших соединений фосфора – ортофосфорная (чаще называемая просто фосфорной) кислота Н3РО4. Это слабая трехосновная кислота (константы диссоциации Н3РО4 приведены в табл. 3 Приложения). При замещении одного, двух или трех протонов ортофосфорная кислота образует соответственно дигидрофосфаты, гидрофосфаты и фосфаты. Из ортофосфатов и гидрофосфатов растворимы только производные щелочных металлов и аммония. Дигидрофосфаты всех металлов и аммония растворимы в воде. Растворимые ортофосфаты и в меньшей степени гидрофосфаты подвергаются гидролизу: РО43‾ + Н2О → НРО42‾ + ОН‾ вследствие чего их растворы имеют щелочную среду. Растворы дигидрофосфатов щелочных металлов имеют кислую среду, так как их рН определяется не только процессом гидролиза аниона Н2РО4‾, но и процессом диссоциации образующейся ортофосфорной кислоты Н3РО4: Н3РО4 ⇄ Н2РО4‾ + Н+. Фосфаты щелочноземельных металлов растворимы в кислотах. При действии на них сильных кислот образуется ортофосфорная кислота: М3(РО4)2 + 6НС1 = ЗМС12 + ЗН3РО4. При действии слабых кислот образуются растворимые дигидрофосфаты: М3(РО4)2 + 2СН3СООН = 2М(СН3СОО)2 + М(Н2РО4)2. Сурьма и висмут. Из соединений сурьмы(III) и висмута наибольший интерес представляют гидроксиды и растворимые галогениды. Гидроксиды сурьмы(III) и висмута(III) в лабораторных условиях получают при взаимодействии их растворимых солей с раствором щелочи. Sb(OH)3 обладает амфотерными свойствами и растворяется в избытке щелочи: Sb(OH)3 + 3NaOH~ = Na3[Sb(OH)6] и в кислотах: Sb(OH)3 + 3HC1 = SbCl3 + ЗН2О. Гидроксид висмута(III) проявляет основные свойства и растворяется только в кислотах: Bi(OH)3 + 3HNO3 = Bi(NO3)3 + ЗН2О. Гидролиз галогенидов сурьмы(III) и висмута(III) протекает с образованием осадков оксогалогенидов – продуктов разложения основных солей: МС13 + 2Н2О = M(OH)2CI + 2HC1 M(OH)2CI → MOCI↓ + H2O (М – Sb3+ или Bi3+). Эти соли плохо растворимы в воде, но растворяются в кислотах. Под действием сильных окислителей соединения висмута в степени окисления +3 проявляют восстановительные свойства: Bi(NO3)3 + 6NaOH + Br2 = NaBiO3 + 2NaBr + 3NaNO3 + 3H2O. Соединения висмута(V) являются очень сильными окислителями: 5NaBiO3 + 2Mn(NO3)2+ 14HNO3 = 5Bi(NO3)3 + 2NaMnO4 + 3NaNO3 + 7H2O. Экспериментальная часть Реактивы Твердые вещества: Сu (стружка); NaCl; NH4C1; Ca(OH)2; NaNO2; KI; S; Р(кр). Растворы: насыщенные растворы NH4C1, NaNO2; 1 моль/л растворы HC1, H2SO4; NaNO2; 0,01 моль/л растворы KMnO4, K2Cr2О7, HNO3; 25 %-ный раствор NH3; 10 %-ный NaOH; HNO3(1:1). Оборудование Штатив с пробирками; фарфоровая чашечка; колба; промывная склянка; воронка; четыре цилиндра; ложечки для сжигания; пробирка с пробкой и газоотводной трубкой; кристаллизатор; штативы; газовая горелка; рН-метр; лакмусовая бумага; лучинка; ступка с пестиком.
Азот Опыт 1. Получение азота 1.1. Восстановление нитрата калия железом. В сухую пробирку до 1/8 ее объема насыпать порошкообразного железа и внести 2-3 микрошпателя нитрата калия. Смесь перемешать стеклянной палочкой. Пробирку закрыть пробкой с газоотводной трубкой и закрепить в штативе. Другую пробирку заполнить водой, закрыть отверстие пальцем и, перевернув вверх дном, поместить в кристаллизатор с водой. Открывая под водой пробирку, следить за тем, чтобы вода из нее не выливалась и в нее не проник воздух. Смесь в первой пробирке слегка нагреть. Когда начнется энергичное выделение газа, газоотводную трубку опустить в кристаллизатор и подвести под пробирку, заполненную водой. Наполнить пробирку газом, убрать газоотводную трубку из воды и прекратить нагревание. Закрыв под водой трубку большим пальцем, вынуть ее из кристаллизатора и перевернуть вверх дном. В пробирку с азотом внести тонкую горящую лучинку. Что наблюдается при этом? Почему? 1.2. Разложение нитрита аммония. В пробирку внести по ~1 мл насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита калия. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой и укрепить вертикально в штативе. Слегка подогреть пламенем горелки. Выделяющийся газ собирать так же, как в опыте 1.1. Вопросы и задания
1. Напишите уравнения реакций: а) взаимодействия железа с нитратом калия, учитывая, что продуктами реакции являются оксид железа(III), оксид калия и азот; б) взаимодействия хлорида аммония с нитритом калия в две стадии, учитывая, что получающийся на первой стадии нитрит аммония – непрочное соединение и разлагается на азот и воду. 2. Разобрать последнюю реакцию как окислительно-восстановительную, указать в ней окислитель и восстановитель. Опыт 2. Получение и свойства аммиака Опыт проводится под тягой! Поместите в фарфоровый тигелек по 2-3 микрошпателя соли аммония {NH4C1 или (NH4)2SO4} и гашеной извести Са(ОН)2. Стеклянной палочкой тщательно перемешайте смесь и небольшое ее количество поместите в сухую пробирку (на 1/3 ее объема). Отметьте запах аммиака. Пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой и, закрепив пробирку в наклонном положении, как показано на рис. 1.6, слегка нагрейте ее пламенем горелки. Через некоторое время поднесите к концу газоотводной трубки смоченную дистиллированной водой лакмусовую бумажку и по посинению последней убедитесь в том, что аммиак выделяется. У отверстия газоотводной трубки подержите стеклянную палочку, смоченную концентрированной соляной кислотой. Что наблюдается?
Соберите выделяющийся аммиак в пустую сухую пробирку, удерживая ее над газоотводной трубкой вверх дном. Не переворачивая, закройте пробирку пробкой со стеклянной трубкой, причем длинный конец трубки должен оказаться внутри пробирки. Возьмите стакан с дистиллированной водой, добавьте в воду несколько капель фенолфталеина. Сохраняя положение пробирки вверх дном, опустите конец стеклянной трубки в стакан с водой. Что наблюдается? Объясните почему. Рис. 1.6. Прибор для получения аммиака
Вопросы и задания
2. Напишите уравнения реакций: а) получения аммиака; б) взаимодействия аммиака с водой; в) взаимодействия аммиака с хлороводородом. 3. Почему вода из стакана заполняет пробирку с аммиаком, которая находится выше? 3.В какой цвет окрашивается фенолфталеин в растворе аммиака? О чем это свидетельствует? Опыт 3. Смещение равновесия в водном растворе аммиака В пробирку внесите ~1 мл раствора аммиака (обратите внимание на наличие характерного для аммиака запаха), добавьте несколько капель раствора сульфата алюминия (отметьте исчезновение запаха аммиака). Вопросы и задания
1. Напишите уравнения (в молекулярной, полной и краткой ионно-молекулярной формах) реакций: а) взаимодействия сульфата алюминия с гидроксидом аммония. 2. Укажите, в каком направлении смещается равновесие в водном растворе аммиака при добавлении к нему избытка сульфата алюминия. Как при этом изменяется концентрация компонентов равновесной системы: ОН‾, NH4+, NH3? 3. В каком направлении сместится равновесие в водном растворе аммиака а) при добавлении соляной кислоты; б) при добавлении хлорида аммония; в) при нагревании раствора? Ответ мотивируйте. Опыт 4. Восстановительные свойства аммиака Опыт проводится под тягой! Возьмите две пробирки. В первую налейте ~1 мл иодной воды, а во вторую ~1 мл 0,01 моль/л раствора КМпО4. В обе пробирки добавьте по ~0,5 мл концентрированного (25 %-ного) раствора аммиака. Полученную смесь в каждой пробирке слегка подогрейте. Отметьте изменение окраски раствора. О чем это свидетельствует? Вопросы и задания 1. Опишите наблюдения и объясните их. 2. Напишите соответствующие уравнения реакций, считая, что аммиак в них окисляется до свободного азота, а марганец восстанавливается до четырехвалентного состояния. 3. Составьте схемы перехода электронов, укажите окислитель и восстановитель. Рассчитайте ΔЕ° реакций. Опыт 5. Азотистая кислота и ее соли 5.1. Получение азотистой кислоты взаимодействием нитрита калия с серной кислотой. Опыт проводится под тягой! Приготовьте в химическом стакане охлаждающую смесь из льда и поваренной соли. Налейте в пробирку ~2 мл 1 моль/л раствора H2SO4 и поместите ее в стакан с охлаждающей смесью. Добавьте в пробирку около половины микрошпателя нитрита натрия или калия. Отметьте появление в растворе голубой окраски азотистого ангидрида N2O3. Выньте пробирку из охлаждающей смеси, наблюдайте образование над раствором бурого газа. 5.2. Взаимодействие нитрита калия с иодидом калия. В пробирку внесите ~1 мл раствора иодида калия, 3-4 капли 2 моль/л раствора серной кислоты и 1-2 капли раствора нитрита калия. Отметьте изменение окраски раствора и выделение газа. Объясните причину этого. 5.3. Взаимодействие нитрита калия с перманганатом калия. В пробирку с ~1 мл раствора перманганата калия добавьте 3-4 капли 2 моль/л раствора серной кислоты и 2-3 капли раствора нитрита калия. Отметьте изменение окраски раствора (в чем причина этого изменения?). В какое соединение переходит при этом нитрит калия? Вопросы и задания 1. Опишите наблюдения. Объясните, почему раствор азотистой кислоты окрашен в голубой цвет. Какие газы и почему выделяются из раствора, если пробирку с HNO2 вынуть из охлаждающей смеси? 2. Напишите уравнения реакций: а) взаимодействия нитрита калия с серной кислотой; б) разложения получившейся азотистой кислоты; в) распада азотистого ангидрида. 3. Напишите уравнение реакции взаимодействия нитрита калия с иодидом калия в кислом растворе, учитывая что одним из продуктов реакции является молекулярный азот. Составьте ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления, укажите окислитель и восстановитель. Рассчитайте ΔЕ° реакций. 4. Напишите уравнение реакции взаимодействия нитрита калия с перманганатом калия в кислом растворе, учитывая что марганец восстанавливается до двухвалентного состояния. Составьте ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления, укажите окислитель и восстановитель. Рассчитайте ΔЕ° реакций. 5. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах нитритов и азотистой кислоты. Дайте этому объяснение. Опыт 6. Окислительные свойства азотной кислоты Опыт проводится под тягой! 6.1. Взаимодействие концентрированной HNO3 с фосфором. В фарфоровую чашку поместите несколько крупинок красного фосфора. Добавьте 6-8 капель концентрированной HNO3. Установите чашку на электроплитку с асбестовой сеткой и, перемешивая стеклянной палочкой реакционную массу, нагревайте ее до тех пор, пока не получится вязкая сиропообразная жидкость и не исчезнет окраска, присущая фосфору. Отберите от полученной жидкости 2-3 капли в пробирку и добавьте к ним 5-6 капель насыщенного раствора молибдата аммония (NH4)2MoO4 и 1-2 капли HNО3. Нагрейте на водяной бане до появления желтого осадка. 6.2. Взаимодействие концентрированной HNO3 с серой. В пробирку поместите немного (на кончике микрошпателя) порошкообразной серы. Прилейте концентрированную HNO3, прокипятите (осторожно!). Испытайте полученный раствор на присутствие сульфат-иона. 6.3. Взаимодействие концентрированной и разбавленной HNO3 с медью. Возьмите две пробирки. В первую внесите ~ 0,5 мл концентрированной азотной кислоты (плотность 1,4 г/см3), во вторую ~1 мл раствора азотной кислоты (плотность 1,12 г/см3), в обе пробирки поместите по небольшому кусочку медной стружки. Пробирку с разбавленной азотной кислотой слегка подогрейте. Наблюдайте происходящее в обеих пробирках на белом фоне. Отметьте различие течения реакций. Какой газ выделяется в первой пробирке, какой – во второй? Вопросы и задания 1. 2. Напишите уравнения реакций взаимодействия фосфора и серы с концентрированной азотной кислотой. Подберите коэффициенты, используя метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций). Укажите окислитель и восстановитель. 3. Рассчитайте ΔЕ° реакций. 4. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций, подтверждающие присутствие фосфат- (опыт6.1) и сульфат- (опыт 6.2) ионов. 5. Напишите уравнения реакций взаимодействия с медью а) концентрированной азотной кислоты; б) разбавленной азотной кислоты. Чем объяснить легкое пожелтение выделяющегося газа во второй пробирке в начале реакции? Фосфор Опыт 7. Получение солей ортофосфорной кислоты и изучение их растворимости В 4 пробирки налейте по ~1 мл 0,1 моль/л раствора Na2HPO4. В первую пробирку добавьте ~1 мл 1 моль/л раствора СаС12, во вторую – ~1 мл 1 моль/л раствора ВаС12, в две оставшиеся – по ~1 мл 10 %-го растворa аммиака. Затем в третью пробирку прилейте ~1 мл 1 моль/л раствора СаС12, в четвертую – ~1 мл 1 моль/л раствора ВаС12. Полученные осадки отцентрифугируйте и слейте с них растворы. Каждый из осадков разделите на 2 части и испытайте их растворимость в 1 моль/л НС1 и в 2 моль/л СН3СООН. Вопросы и задания 1. Опишите наблюдения и объясните их. 2. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций, которые протекают в каждой пробирке. Назовите соли, выпавшие в осадок. 3. Объясните причины растворения осадков в соляной и уксусной кислотах. Воспользуйтесь для этого величинами констант диссоциации фосфорной и уксусной кислот и ПР соответствующих фосфатов. Опыт 8. Определение рН растворов фосфатов натрия Возьмите три пробирки. Налейте в них по ~1 мл 0,1 моль/л растворов Na3PO4, NaH2PO4, Na2HPO4. В каждом растворе определите среду (рН) с помощью бумажной полоски универсального индикатора. Вопросы и задания 1. Опишите наблюдения. Укажите рН растворов. 2. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций, которые определяют рН исследуемых растворов фосфатов. Объясните различие рН при гидролизе средних и кислых солей ортофосфорной кислоты. 3. Рассчитайте теоретическое значение рН в 0,1 М растворе ортофосфата натрия.
Вопросы и задания к лабораторной работе 6 1. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза солей: NH4Cl, NaNO2, K3PO4. Укажите рН в растворах этих солей. 2. Перечислите полиморфные модификации фосфора. Какая из них наиболее термодинамически стабильная? Какая модификация выбрана за стандартное состояние? 3. Приведите примеры реакций, в которых соединения висмута(III) проявляют свойства восстановителей, а соединения висмута(V) свойства окислителей. 4. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, подобрав коэффициенты методом полуреакций: HCI + HNO3 → C12 + NO + H2O; NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + … + … + ….; HNO3 + FeCI3 → …. ; KI + HNO3 → …. ; P + KMnO4 + H2O → …. Укажите в приведенных реакциях окислитель и восстановитель. 5. Выпадет ли осадок при сливании равных объемов 0,001 моль/л раствора Na3РO4 и 0,0001 моль/л раствора AgNO3?
|