ОПЫТ 9. Окислительные свойства азотной кислоты

 

9.1. К 3 – 4 каплям свежеприготовленного раствора сульфата железа (П), подкисленного 1 каплей растворенной серной кислоты, прибавьте 5- 6 капель концентрированной азотной кислоты и нагрейте до начала кипения. Несколько капель полученного раствора разбавьте водой и добавьте 1 каплю роданида калия или аммония (KCNS или NH₄CNS).

Что наблюдаете? Предварительно убедитесь в том, что исходный раствор сульфата железа (П) не даёт или почти не дает окрашивания с роданидом калия. Напишите уравнения реакций.

 

9.2. Поместите в пробирку маленький кусочек олова, прилейте 5 – 6 капель концентрированной азотной кислоты и прокипятите. Что представляет собой образовавшийся осадок? Каков его цвет? Напишите уравнения.

 

9.3. Поместите в пробирку маленький кусочек медной стружки, в другую - магниевой ленты и в каждую из них добавьте по 5-6 капель разбавленного раствора азотной кислоты. Пробирку с медью осторожно слегка подогрейте. Реакция между азотной кислотой и магнием протекает бурно и нагревания не требуется.

Как убедиться в том, что во второй пробирке образовался нитрат аммония? Какой осадок образуется при добавлении к раствору нескольких капель раствора щелочи? Напишите уравнения реакций и сделайте вывод о связи между нормальным окислительно-восстановительным потенциалом металла и характером образуемых им продуктов восстановления азотной кислоты.

ОПЫТ 10. Отношение нитратов различных металлов к нагреванию

 

10.1. Поместите в сухую пробирку 1 – 2 микрошпателя нитрата калия и прокалите его. Остаток в пробирке охладите, растворите в воде и докажите наличие в растворе нитрита калия (например, действием КМnO₄). Напишите уравнения реакций.

10.2. Поместите в сухую пробирку 2 – 3 кристаллика нитрата свинца и прокалите его. Отметьте цвет выделяющегося газа и оставшегося прокаленного вещества. Напишите уравнения реакций.

Вопросы и задачи

 

1. Написать уравнение реакций получения азота:

а) восстановлением нитрата аммония;

б) разложением нитрата аммония;

в) окислением аммиака.

В каждом случае указать окислитель и восстановитель.

2. Написать электронную формулу внешнего энергетического уровня в атоме азота в невозбужденном и в возбужденном состоянии.

3. Как будет идти реакция взаимодействия Nа₃N с водой? Напишите уравнение реакции.

4. Действием каких веществ на: а) азот; б) соль аммония; в) азотную кислоту; г) нитрид алюминия можно получить аммиак? Написать соответствующие уравнения реакций.

5.Учитывая, что молекула NН₃ - лучший акцептор протона H⁺, чем молекула Н₂О, написать схему равновесия имеющегося в водном растворе и выражение константы этого равновесия.

6.Написать уравнение реакций, характерных для аммиака: присоединения, замещения, окисления, комплексообразования.

7. Написать уравнение реакций термического разложения нитрата и карбоната аммония.

8. Написать уравнение реакций гидролиза: а) хлорида аммония; б) карбоната аммония.

9. Написать формулу оксидов азота в степени окисления: +1, +2, +3, +4, +5 уравнения реакций их получения.

10. Азотная кислота и ее взаимодействие с металлами и неметаллами в различных концентрациях. Написать реакции.

 

Лабораторная работа № 3

ХАЛЬКОГЕНЫ

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

К элементам 6-А подгруппы относятся: O, S, Se, Te, Po. Эти элементы, имея шесть электронов в наружном электронном слое атома, характеризуются как неметаллы. Однако способность к присоединению электронов выражена у них значительно слабее чем у соответствующих элементов 7-А подгруппы, а последний элемент Ро проявляет уже металлические свойства. Основные свойства элементов приведены в таблице 2.

 

Таблица 2. Основные свойства элементов 6-А подгруппы

Элемент	O	S	Se	Te	Po
Порядковый номер
Строение внешнего электронного слоя	2s^2 2p^4	3s^2 32p^4	4s^2 4p^4	5s^2 5p^4	6s^2 6p^4
Радиус атома, нм	0,073	0,104	0,117	0,137	0,148
Энергия ионизации, эВ	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
Энергия сродства к электрону, эВ	1,47	2,01	2,02		1,35
Содержание в земной коре, % мол.	58,00	0,03	1,5·10^-5	1,3·10^-7	2·10^-15

 

Из электронной конфигурации атомов вытекает, что элементы этой группы в соединениях, принимая 2 электрона на внешний уровень, могут проявлять степень окисления равную -2.

Сера, селен, теллур и полоний имеют свободные квантовые ячейки на d энергетических орбиталях, которые при возбуждении их атомов способны заполняться электронами. Поэтому эти элементы в соединениях могут проявлять степени окисления +2,+4,+6.

С водородом эти элементы образуют соединения состава Н₂Э,(H₂O, H₂Se, H₂S, H₂Te). Из них Н₂О носит атмосферный характер, а остальные - кислотный и проявляют восстановительные свойства:

 

H₂S – 2 e S⁰ + 2H⁺

 

В настоящей работе предлагается изучить основные свойства свободной серы и ее соединения в различных валентных состояниях.

В свободном состоянии молекула серы состоит из восьми атомов. Она существует в виде нескольких аллотропных модификаций. При комнатной температуре (до 389 К) устойчива ромбическая модификация. При 369 К ромбическая сера превращается в моноклинную, которая при 392 К плавится и превращается в подвижную жидкость желтого цвета. При дальнейшем повышении температуры вязкость серы повышается и одновременно она темнеет. При 473 К сера похожа на темно-коричневую очень вязкую смолу. Выше473 К вязкость снова уменьшается и при 718 К сера начинает кипеть. образуя желто-оранжевые пары. Соединяясь с водородом, сера дает аналог воды - сероводород (H₂S). Полярный характер его молекулы и способность к образованию водородной связи выражены слабее, чем у молекулы воды, и поэтому в обычных условиях сероводород – это газ, умеренно растворимый в воде. раствор сероводорода в воде – слабая двухосновная кислота. Как двухосновная кислота она образует два типа солей: сульфиды Me⁺²S и гидросульфиды Me⁺HS.

Большинство сульфидов металлов представляет собой малорастворимые соединения. Только сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов растворимы в воде. В растворе они гидролизуются по схеме, обычной для солей, образованных многовалентным анионом слабой кислоты.

Сероводород сильный восстановитель (H₂S₂ = 2H⁺ +S⁰ + 2e; E⁰ = +0,14B). Продуктами его окисления в одном растворе являются сера и серная кислота. Что же касается диоксида серы или серной кислоты (соединений, в которых сера обладает промежуточной между S⁰ и S⁶⁺ степенью окисления), то образование их при окислении H₂S в растворе не исключается, т.к. диоксид серы, сернистая кислота и ее соли сами обладают восстановительными свойствами:

 

2Na₂SO₃ + 2MnO₄ + H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ +Na₂SO₄ + 3H₂O

 

SO₃^2- + H₂O – 2e - > +2H⁺, (E⁰ = +0,17B)

 

Диоксид серы образуется при горении сероводорода в условиях достаточного доступа кислорода:

 

H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

 

При ограниченном доступе кислорода происходит неполное сгорание серы:

 

H₂S + 3O₂ = S +2H₂O

 

Окисление сероводорода хлорной или бромной водой протекает по двум направлениям в зависимости от условий реакции. При избытке галогена, те при окислении сероводорода насыщенными водными растворами. образуется серная кислота:

 

H₂S + Br₂ +4H₂O = SO₄^2- + 10H⁺ + 8Br^-,

 

а при недостатке окислителя – главным образом сера. Перманганат и дихлорат калия - сильные окислители, окисление сероводорода идет практически до образования мелкодисперсной серы. Из кислородосодержащих соединений серы наибольший интерес представляет сернистая и серная кислота, а также ангидриды и соли. В сернистой кислоте сера находится в промежуточной стадии окисления +4, потому она может выступать как в качестве окислителя, так и в качестве восстановителя. Окислительная функция сернистой кислоты выражена сравнительно слабо. Практически она проявляется только при взаимодействии с сильными восстановителями, так при взаимодействии сероводорода и сернистой кислоты образуется сера как продукт восстановления SO₂ и окисления H₂S. Восстановительные свойства серной кислоты и ее соли были рассмотрены ранее. Серная кислота проявляет только окислителные свойства, которые зависят от ее концентрации. В разбавленной кислоте окислителем выступают протоны водорода (Н⁺), а в концентрированной – сульфатионы (SO₂^2-). Поэтому металлы, стоящие в ряду напряжений металлов после водорода, не взаимодействуют с разбавленной серной кислотой. С концентрированной серной кислотой эти металлы окисляются до сульфатов, образуя в качестве продукта восстановления диоксид серы. Металлы же, стоящие в ряду напряжений металлов до водорода, концентрированную серную кислоту в зависимости от их активности могут восстановить до SO₂, S или S^2-. Концентрированная серная кислота окисляет и некоторые неметаллы или их отрицательно заряженные ионы. Так углерод и сера окисляются ею до диоксидов, а бромиды и иодиды – до элементарного брома и йода.

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1. Насыпьте половину пробирки порошка серы. укрепите пробирку в зажиме и медленно нагревайте, время от времени выводя из пламени горелки. Наблюдайте происходящее изменения в цвете и вязкости серы.