ОПЫТ 1. Гидролиз карбоната и гидрокарбоната натрия

В две пробирки налейте по 5-6 капель дистиллированной воды и по 2 капли раствора фенолфталеина. Затем введите несколько кристаллов соли: в одну – карбоната натрия Na₂CO₃, а в другую – гидрокарбоната натрия NaНCO₃. Наблюдайте за появлением окраски.

Почему окраска растворов различна? Составьте в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза.

ОПЫТ 2. Окислительные свойства диоксида углерода (IY)

Наберите из аппарата Киппа диоксид углерода (IY)в стакан. Убедитесь при помощи горящей лучинки, что стакан полный.

Возьмите щипцами ленточку магния, зажгите ее и быстро опустите в стакан с СО₂. Наблюдайте за образованием белого порошка оксида магния и черных крупинок углерода. Когда весь магний окислится, прилейте в стакан немного 1Н раствора HCl до полного растворения оксида магния. Отфильтруйте жидкость через фильтр и рассмотрите оставшиеся на фильтре крупинки угля.

ОПЫТ 3. Определение рН раствора диоксида углерода (IY)

В пробирку с дистиллированной водой пропустите из аппарата Киппа диоксид углерода (IY)(в аппарате идет реакция взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой).

При помощи индикаторной бумаги определите реакцию среды образовавшегося раствора. Составьте в молекулярном и ионном виде уравнения реакций образования диоксида углерода (IY)и взаимодействие его с водой. Какие ионы присутствуют в водном растворе при пропускании СО₂ в воду?

 

ОПЫТ 4. Получение нерастворимых силикатов

В три пробирки с раствором силиката натрия прилить по несколько капель растворов солей кальция, железа и кобальта. Что происходит? Составьте уравнения происходящих реакций.

 

ОПЫТ 5. Адсорбционные свойства угля

Адсорбция красящих веществ раствора.

В коническую пробирку до ½ ее объема налить светло-розовый раствор фуксина. Внести в раствор немного угля. Плотно закрыть пробирку пальцем, энергично встряхивать ее 2-3 мин., дать раствору отстояться, отметить изменение окраски раствора.

 

ОПЫТ 6. Изучение некоторых малорастворимых солей угольной кислоты

Выполнение работы. В две пробирки внести по 3-4 капли раствора соды. В одну пробирку добавить 3-4 капли соли бария, в другую – такое же количество раствора соли серебра.

Отметить выпадение осадков и их окраску. Описать проделанную работу и наблюдаемые явления. Написать молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

 

ОПЫТ 7. Получение геля и золя кремневой кислоты

а) Получение геля кремневой кислоты.

В пробирку с раствором силиката натрия (5 кап.) внести 6-7 кап. раствора NH₄Cl. Тщательно перемешать раствор стеклянной палочкой и отметить образование геля кремневой кислоты. Написать уравнение соответствующих реакций.

б) Получение золя кремневой кислоты и его переход в гель.

В цилиндрическую пробирку с 4-5 каплями концентрированной соляной кислоты внести 1-2 капли насыщенного раствора силиката натрия. Полученный золь кремневой кислоты нагреть маленьким пламенем горелки до перехода в гель. Какое значение имеет нагревание?

 

ОПЫТ 8. Гидролиз силиката натрия

В пробирку внести 3-5 капель раствора силиката натрия и одну каплю фенолфталеина.

Отметить изменение окраски фенолфталеина. На избыток какого иона указывает его изменение? Написать в молекулярной и ионной форме реакцию гидролиза силиката натрия.

 

ОПЫТ 9. Гидролиз силиката натрия в присутствии хлорида аммония

К раствору силиката натрия (3-5 капель) добавить такой же объем хлорида аммония. Указать, какое вещество получено.

Написать в молекулярной и ионной форме реакцию взаимодействия растворов силиката натрия и хлорида аммония. Объяснить различие в степени гидролиза силиката натрия в чистой воде и в растворе хлорида аммония.

 

Вопросы и задачи

 

1. Как получить NaHCO₃? Составить уравнения реакций.

2. Огнетушитель заполнен концентрированным раствором NaHCO₃ и концентрированной H₂SO₄. Что происходит при взаимодействии указанных веществ? Составить уравнение реакции. Какую роль играет образующийся СО₂?

3. Составить уравнение реакций получения оксида углерода (П).

4. Закончить уравнения реакций:

а) CO + Cl₂ ®

б) CO + S ®

в) FeO + CO ®

5. Закончить уравнения реакций:

а) C + H₂SO₄ к®

б) C + HNO₃ ®

в) Al +C ®

6. Как получить силикат натрия? Составить уравнение реакции.

7. Закончить уравнения реакций:

а) H₄SiO₄ + NaOH®

б) AgNO₃ + Na₂SiO₃ ®

в) BaCl₂ + K₂SiO₃ ®

8. Какие соединения нужно взять для получения FeSiO₃? Составить уравнение реакции.

9. Метасиликат натрия – Na₂SiO₃ и ортосиликат кальция Ca₂SiO₄ подвергаются гидролизу. Одним из продуктов первого является двуметасиликат натрия – Na₂Si₂O₅, второго – метасиликат кальция – CaSiO₃. Написать уравнения реакций.

10. Закончить уравнения реакций:

а) SiCl₄ + H₂O ® SiO₂ +?

б) SiF₄ + H₂O ®? + H₂SiF₆

 

 

Лабораторная работа № 2

АЗОТ

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

 

Азот - на внешнем электронном уровне имеет структуру 2S² 2P³, т. е. - содержит не поделенную пару электронов на S - подуровне и 3 не спаренных

р-электрона.

Степень окисления азота имеет значение -3, -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Таким образом, если азот в максимальной степени окисления +5 является только окислителем, и будет принимать электроны, то азот в степени окисления –3 будет проявлять восстановительные свойства и отдавать электроны. Соединения азота с промежуточными степенями окисления, например +3, будут иметь двойственное поведение, т.е. в зависимости от выбранных реактивов, могут быть окислителем или восстановителем.

Свободный азот N₂ - газ без цвета и запаха, химически инертен.

В лаборатории азот получают взаимодействием на холоду насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия и нагреванием этой смеси до 90°С:

 

NН₄С1 + NаNO₂ → NH₄NО₂ + NаСl

NH₄NО₂ → N₂ + 2Н₂О

 

Аммиак получают в лаборатории взаимодействием щелочей с солями аммония:

 

NН₄С1 + NаОН → NаСl + NН₃ + Н₂О

 

При нагревании водного раствора аммиака равновесие практически смещается в направлении образования аммиака, уходящего из сферы реакции:

 

NН₄⁺ + ОН → NН₃* Н₂О → NН₃ + H₂O

 

Не поделенная пара электронов молекулы аммония обуславливает её донорные свойства и склонность к образованию комплексных частиц:

 

 

При добавлении аммиака к раствору AgNO₃ или AgCl образуется комплексный ион [Ag(NH₃)₂]⁺:

 

Ag + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺

 

Соли аммония хорошо растворяются в воде и при их нагревании происходит термическая диссоциация:

 

NH₄Cl → NH₃ + HCI,

а образующиеся продукты, покинув зону высокой температуры, вновь реагируют друг с другом.

N₂O (оксид азота (I) - бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом, умеренно растворимый в воде, но не образующий с ней устойчивых химических соединений.

NO (оксид азота (II) - бесцветный газ, без запаха и вкуса, мало растворим в воде. Получают в лаборатории при действии умеренно концентрированной азотной кислотой на медь (р = 1,2 г/ см³):

Cu + HNO₃ Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Наиболее вероятная структура молекул оксида азота: N = О. Оксид азота легко окисляется кислородом воздуха с образованием оксида азота (IV ):

 

2NO + О₂ 2NO₂ (∆Н° = -1 13 кДж)

 

NO₂ (оксид азота (IV) - бурый газ с неприятным запахом, очень ядовит, растворяется в воде. При температуре ниже 140°С начинается процесс димеризации молекул NO₂, который заканчивается при t -11°C с образованием бесцветного соединения N₂O₄:

 

2NO₂ N₂O₄ (∆Н° = -54,5 кДж)

 

При работе с оксидом азота необходимо соблюдать осторожность. Его пары удушливы, вызывают кашель и при длительном вдыхании могут привести к воспалению легких. При растворении оксида азота в воде происходит его диспропорционирование:

 

2NO₂ + Н₂О HNO₃ + HNO₂

 

HNO₂ - азотистая кислота, непрочная кислота, однако, соли её устойчивы. Азотистая кислота и её соли в химических реакциях проявляют окислительно-восстановительную двойственность. При взаимодействии с сильными восстановителями они восстанавливаются, как правило, до NO:

 

2 NaNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ Na₂SO₄ +K₂SO₄+2NO+2H₂O +I₂

 

Сильными окислителями HNO₂ и нитриты могут быть окислены до азотной кислоты и нитратов:

 

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ K₂SO₄ + 5NaNO₃+2MnSO₄+3H₂O

 

НNO₃ – азотная кислота – сильная, характеризуется ярко выраженными окислительными свойствами. В зависимости от концентрации азотной кислоты и активности металла, взаимодействующими с ней, продуктами восстановления могут быть преимущественно оксид азота (IV) с концентрированной НNO₃ или оксид азота (II) с разбавленной НNO₃. При действии концентрированной азотной кислоты HNO₃ на щелочные и щелочноземельные металлы (цинк и кадмий) выделяется N₂O, N₂ (НNO₃ конц.) и NH₃, NH₄NO₃, если НNO₃ разбавлена. Большинство солей азотной кислоты хорошо растворимы в воде.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

ОПЫТ 1. Получение азота

Смешайте в пробирке по 4 – 6 капель насыщенных растворов нитрата калия и хлорида аммония. Заметно ли выделение газа на холоду? Смесь осторожно нагреть на небольшом пламени спиртовки, прекратить нагревание, как только начнётся выделение газа. Введите в выделившийся газ тонкую лучину. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций.

 

ОПЫТ 2. Получения аммиака

Поместите в фарфоровый тигель 2 – 3 микрошпателя хлорида аммония и гидроксида кальция и хорошо перемешайте их стеклянной палочкой (обратите внимание на запах смеси). Всыпьте в сухую пробирку и осторожно нагрейте. К отверстию пробирки поднесите влажную красную лакмусовую бумажку.

Как изменился цвет бумажки и почему? Затем к отверстию пробирки поднесите стеклянную палочку, смоченную концентрированной соляной кислотой. Что происходит? Напишите уравнение реакций.