Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Опыт 2. Свойства солей угольной кислоты.Содержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
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
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.
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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 - 18.224.59.107 (0.01 с.) |