Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Опыт 2. Свойства солей угольной кислоты.

Поиск

а) В сухие пробирки поместить по 1 микрошпателю: CaCO3, Na2CO3, NaHCO3.. В каждую прибавить по 5-6 капель 1н раствора соляной кислоты.

Наблюдать характерное шипение выделяющегося газа. Написать уравнения реакции.

б) В пробирки внести по 4-5 капель растворов солей CaCl2, BaCl2, Pb(NO3)2. В каждую добавить такой же объем раствора Na2CO3. Что наблюдается? Составить уравнения реакций.

в) В пробирки налить по 2 мл дистиллированной воды и по 2-3 капли раствора фенолфталеина. Затем в каждую внести по одному микрошпателю сухих солей: в одну - NaHCO3, в другую - Na2CO3. Отметить различие в интенсивности окраски индикатора. Объяснить наблюдения, используя табличные значения констант диссоциации (Кдис.) угольной кислоты. Составить уравнения гидролиза солей, рассчитать константы гидролиза.

г) В одну пробирку налить 3-4 капли раствора соли меди, в другую - столько же соли алюминия. Затем в каждую добавить по 2-3 капли карбоната натрия. Наблюдать выпадение в осадок соответственно (CuOH)2CO3 и Al(OH)3, а также выделение углекислого газа в обеих пробирках. Объяснить наблюдения. Составить уравнения реакций, зная, что вода является участником реакции.

д) Собрать прибор из пробирки и газоотводной трубки. В пробирку поместить 2-3 микрошпателя малахита (карбоната гидроксомеди (II) [CuOH]2CO3). Газоотводную трубку опустить в пробирку с 7-10 каплями известковой воды и осторожно нагреть пробирку с малахитом. Наблюдать выделение газа, изменение цвета соли, появление капель воды на выходе из пробирки с солью и помутнение известковой воды.

Объяснить происходящие явления, написать уравнения реакций.

Опыт 3. Получение кремниевой кислоты.

а) В пробирку налить концентрированный раствор метасиликата натрия 5 мл и добавить 3 мл 20%-ного раствора соляной кислоты. Хорошо перемешать стеклянной палочкой. Вследствие образования кремниевой кислоты содержимое пробирки через некоторое время превращается в студнеобразную массу. Составить уравнения реакции. Сделать вывод о свойствах кремниевой кислоты.

б) В пробирку налить 5 мл концентрированного раствора метасиликата натрия и пропустить в него углекислый газ из аппарата Киппа до появления студнеобразного осадка. Составить уравнение реакции.

 

 

Опыт 4. Гидролиз силикатов.

В пробирку с 1 мл раствора метасиликата натрия внести 1-2 капли раствора фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора. Какая среда в растворе соли? Составить уравнение реакции гидролиза по первой ступени.

Контрольные вопросы:

1. Написать электронные формулы атомов углерода и кремния. Какие степени окисления характерны для этих элементов?

2. В чем сходство и различие в свойствах углерода и кремния?

3. Какого типа химические связи образует углерод в органических соединениях? В каком гибридном состоянии может находиться углерод?

4. Какие простые вещества образует углерод? Чем различаются их структуры?

5. Какие оксиды образуют углерод и кремний? Какие кислоты и соли им соответствуют?

6. Какую среду имеют водные растворы карбоната и гидрокарбоната натрия? Дать объяснение, составить уравнения реакций гидролиза.

7. Какая среда в водном растворе силиката натрия? Составить уравнение гидролиза.

8. Какие соединения углерода входят в состав: воздуха, горных пород, подземных вод?

9. Какие из следующих солей растворяются в соляной кислоте: хромат бария, карбонат бария, сульфат бария? Почему?

10. Какая из солей образует осадок при взаимодействии с соляной кислотой: силикат натрия, карбонат натрия, сульфат натрия?

11. С какими из указанных веществ будет взаимодействовать оксид углерода (П): MgO, O2, H2, Cl2, KOH? Написать уравнения происходящих реакций.

12. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: CaCO3 ® CaO ® Ca(OH)2 ® Ca3(PO4)2

13. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а).CO ® CO2 ® Na2CO3 ® CaCO3; б) Si® SiO2 ® H2SiO3 ®Na2SiO3

14. Coставить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) CH4 ® CO2 ® MgCO3 ® MgCl2 ; б) Na2SiO3 ® H2SiO3 ® SiO2 ® CaSiO3

15. Какие полимерные кислоты образует кремний?

16. Приведите формулу оконного стекла. Написать уравнение реакции получения оконного стекла.

17. В колбах без этикеток находятся следующие соли: хлорид натрия, карбонат натрия и сульфат натрия. Как определить: в какой колбе какая соль?

18. Имеются три цилиндра, наполненные газами: оксидом азота (II), оксидом углерода (II), оксидом углерода (IV). Как определить: какой газ находится в каждом цилиндре?

19. Как доказать кислотный характер диоксида кремния?

20. Какой осадок образуется при добавлении к силикату натрия раствора нитрата аммония?

 

Азот, фосфор.

Азот (1s22s22p3) и фосфор (1s22s22p63s23p3) являются типичными элементами V А группы. Они относятся к неметаллам, являются электронными аналогами, в невозбужденном состоянии имеют по 3 неспаренных электрона и проявляют валентность равную трем. У азота четыре валентные орбитали, которые могут находиться в состоянии sp3-, sp2 -или sp- гибридизации, и максимальная валентность азота может быть равна 4.

Фосфор на валентном уровне имеет незаполненные 3d-орбитали, поэтому его валентность повышается до 5 и возможны sp3d2, sp3d- и sp3 - типы гибридизации. При химических реакциях азот и фосфор не теряют электронов и не превращаются в катионы. Незначительное сродство к электрону объясняет их неспособность превращаться в элементарные анионы.

В обычных условиях азот встречается в виде простого вещества N2 - бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде и органических растворителях, tкип. = -195,8°C. Молекула N2 исключительно прочна (Едисс. = 945 кДж/моль) за счет тройной связи между атомами азота NºN и поэтому N2 обладает низкой реакционной способностью.

Элементарный фосфор химически более активен, чем азот и в свободном состоянии в природе не встречается. Атомы фосфора объединяются в двухатомные Р2, четырехатомные Р4 и полимерные Р2n - молекулы. Молекулы Р2 (аналогичные N2) существуют лишь при температурах выше 1000°С, распад на атомы начинается лишь выше 2000°С. Известны несколько аллотропных модификаций фосфора. Белый фосфор - кристаллический порошок, ядовит, самовозгорается на воздухе при 50 °С, поэтому хранят его под водой и в темноте. При длительном нагревании (280 - 340°С) переходит в красный фосфор - кристаллический порошок, устойчив (температура самовозгорания более 250 °С), не ядовит, химически инертен, используется в спичечном производстве. Черный фосфор можно получить из белого при t=200°С и Р=12000 атм. Черный фосфор химически устойчив, не ядовит, температура самовозгорания более 400°С. В технике белый фосфор получают прокаливанием фосфата кальция с углем и песком в электропечах при 1500°С:

2Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2 = 6 CaSiO3 + 10 CO + P4

При обычных условиях на воздухе тонко измельченный белый фосфор самовоспламеняется:

Р4 + 5О2 = 2Р2О5

При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III):

Р4 + 3 О2 = 2Р2О3

При взаимодействии с хлором фосфор образует хлориды фосфора (III) и (V), которые легко гидролизуются:

2Р + 3Cl2 = 2PCl3

2P +5Cl2 + 2PCl5,

PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl

PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl

Азот и фосфор при нагревании с металлами образуют нитриды и фосфиды - электропроводные твердые термостойкие кристаллы с высокими температурами плавления. Например, при взаимодействии с кальцием азот образует нитрид кальция, который легко гидролизуется с образованием аммиака NH3:

3Ca + N2 = Ca3N2

Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3

 

Фосфор при взаимодействии с активными металлами образует фосфиды, например:

3Li + P = Li3P

Фосфиды разлагаются с образованием фосфина РН3 – ядовитого газа плохо растворимого в воде:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде и раствор имеет щелочную среду:

NH3 + H2O NH4OH NH4+ + OH-

NH4OH - слабое основание, поэтому все соли аммония гидролизуются. Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются:

(NH4)3PO4 3NH3­ + H3PO4

NH4NO3 N2O­ + 2H2O

NH4NO2 N2 + 2H2O

C кислородом азот образует целый ряд оксидов, отвечающих степеням окисления: +1, +2, +3, +4, +5. Далее, в таблице 1, приведена характеристика этих оксидов и их свойств.

Высшие оксиды азота являются кислотными и, соединяясь с водой, образуют следующие кислоты:

N2O3 + H2O = 2HNO2

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

N2O5 + H2O = 2HNO3

 

Азотистая кислота непрочная и при нагревании разлагается по уравнению:

2HNO2 = NO + NO2 + H2O

Азот проявляет различные степени окисления и для его соединений характерны окислительно-восстановительные реакции (см. диаграмму Латимера для азота).

 

Таблица

Получение и свойства оксидов азота

 

Степень окисления Формула и название Внешний вид Раствори- мость в воде Получение Свойства
Несолеобразующие оксиды
+1 N2O оксид азота(I) бесцв. газ со сладк. запахом хорошо раств. Разложением NH4NO3 700°С 2N2O ® 2N2+O2
+2 NO оксид азота (II) бесцв. газ плохо раств. пром. окисл NH3 или действ. 30 % HNO3 на медь (лаб.сп.) 2NO+O2=2NO2 2NO+2SO2 = 2SO3 + N2
Солеобразующие оксиды
+3 N2O3 оксид азота (III) темно-синяя жидк. при низких t - - N2O3=NO+NO2; N2O3+2NaOH®2NaNO2+H2O;
+4 NO2 оксид азота(IV) бурый газ с характ. запахом, очень ядовит раств. пром.окисл. NO, дейст-ем конц.HNO3 на медь (лаб. способ) 2NO2 N2O4; 2NO2+H2O = HNO2+HNO3; 3NO2+H2O = 2HNO3+NO; 4NO2+2H2O+O2= 4HNO3; 2NO2+2NaOH=NaNO2+NaNO3+H2O;
+5 N2O5 оксид азота (V) бесцв. прозрачн. нестойкие кристаллы растворим. обезвожива-нием 2HNO3+P2O5= 2HPO3 + N2O5 N2O5+H2O = 2HNO3;

Соли азотистой кислоты (нитриты) разлагаются при действии сильных кислот:

2KNO2 + H2SO4 = K2SO4 + NO + NO2 + H2O

В кислой среде под действием анионов-окислителей (ClO3--, MnO4, Cr2O72) нитриты окисляются по схеме

NO2- + H2O - 2e = NO3- + 2H+ (j°NO3-/ NO2- = 0,93 в),

а при действии восстановителей (I-, S2-, Fe2+ и т.д.) - восстанавливаются:

NO2- + 2H+ - 1e =NO + H2O (j°NO2- / NO = 0,99 в)

 

Диаграмма Латимера для азота:

а) в кислой среде

б) в щелочной среде

 

-0,86 0,88 -0,46 +0,76 +0,94 -3,4

NO3- N2O4 NO2- NO N2O N2 N3-

(NO2)

+0,16 +0,73 -2,86

NH3 N2H4 NH2OH

Наиболее важными соединениями азота являются азотная кислота и её соли - нитраты. С химической точки зрения HNO3 - сильная кислота и сильный окислитель. В зависимости от концентрации HNO3 и химической активности реагирующего с ней вещества продукты восстановления самой кислоты могут быть разными. Металлы, стоящие правее водорода, восстанавливают азотную концентрированную кислоту до NO2, а разбавленную - до NO по схемам:

NO3- (конц.) + 2H+ + 1e ® NO2 + H2O

NO3- (разб.) + 4H+ + 3e ® NO + 2H2O

Активные металлы восстанавливают концентрированную HNO3 до N2O или N2:

2NO3-(конц.) + 10 H+ + 8e ® N2O + 5H2O

2NO3-(конц.) + 12H+ + 10e ® N2 + 6H2O,

а разбавленную HNO3 - до солей аммония:

NO3-(разб.) + 10H+ + 8e ® NH4+ + 3H2O

То есть, чем более разбавлена азотная кислота и чем активнее металл, тем глубже идет реакция восстановления. Следует учитывать, что наряду с основным продуктом образуются примеси других продуктов восстановления.

Концентрированная азотная кислота пассивирует чистое железо, хром и алюминий, т.к. на поверхности металлов образуются плотные оксидные пленки этих металлов, препятствующие протеканию реакции. Металлы Au, Pt, Ir, Rh, Na, Te, Nb с азотной кислотой не взаимодействуют. Другие металлы при окислении азотной кислоты обычно образуют нитраты. Важнейшее их свойство - способность разлагаться при нагревании по следующим схемам:

 

 

левее Mg MeNO2 + O2

MeNO3 Mg - Cu MeO + NO2 + O2

правее Cu Me + NO2 + O2

 

Неметаллы обычно восстанавливают HNO3 до NO, сами при этом окисляются ею до соответствующих кислот (сера - до H2SO4, уголь - до H2CO3, фосфор - до H3PO4).

Фосфор образует с кислородом два оксида: Р2О3 – оксид фосфора (III) и Р2О5 – оксид фосфора (V) Характер оксидов кислотный, им соответствуют кислоты: фосфористая (Н3РО3) и фосфорная (Н3РО4)

Окислительно- восстановительные свойства соединений фосфора отражены в диаграмме Латимера для фосфора.

 

Диаграмма Латимера для фосфора

а) в кислой среде

-0,276 -0,50 -0,51 -0,06

H3PO4 H3PO3 H3PO2 P PH3

б) в щелочной среде

-1,3 -1,665 -1,82 -0,874

PO43- HPO32- H2PO2- P PH3

Оксид фосфора (III) Р2О3, растворяясь в холодной воде, образует фосфористую кислоту: Р2О3 + 3Н2О (холодная) = 2Н3РО3, обладающую как восстановительными, так и окислительными свойствами.

При действии таких сильных окислителей, как кислород, галогены, положительные ионы металлов, в том числе благородных металлов, она окисляется до фосфорной кислоты H3PO4. При действии сильных восстановителей, таких, как щелочные и щелочноземельные металлы, цинковая пыль и др., Н3РО3 восстанавливается до фосфина РН3. Фосфин - чрезвычайно ядовитый газ, сильный восстановитель, на воздухе самопроизвольно воспламеняется:

PH3 + 2O2 = H3PO4

Соли фосфористой кислоты называются фосфитами, соли фосфорной кислоты - фосфатами.

Оксид фосфора (V) - Р2О5 - белое кристаллическое вещество, типичный кислотный оксид, может присоединять одну, две или три молекулы воды, образуя соответственно три типа кислот:

P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная кислота)

P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (дифосфорная кислота)

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная кислота)

Наибольшее значение имеет ортофосфорная кислота Н3РО4 - белое, твердое вещество. Это кислота средней силы,диссоциирует ступенчато (К1=7,6×10-3; К2 = 6,2 × 10-3; К3 = 4,4 × 10-13), растворима в воде, образует три типа солей: дигидрофосфаты (NaH2PO4), гидрофосфаты (Na2HPO4) и ортофосфаты (Na3PO4).

В водных растворах фосфаты гидролизуются. Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Из гидрофосфатов и фосфатов в воде растворимы только соли щелочных металлов и аммония.

Лабораторная работа № 13.



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-08-16; просмотров: 499; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.133.108.103 (0.009 с.)