Опыт 8.Осаждение фосфатов железа (III) и алюминия.

В две пробирки внести по 3-4 капли растворов солей: в первую – хлорида железа (III) во вторую – хлорида или сульфата алюминия. Добавить в каждую пробирку по 2-3 капли растворов ацетата натрия и гидрофосфата натрия Na₂HPO₄. Отметить цвета выпавших осадков. Написать уравнения реакций, учитывая, что в присутствии ацетата натрия образуются средние соли: фосфат железа (III) и фосфат алюминия, нерастворимые в уксусной кислоте.

 

Контрольные вопросы:

1. Почему свободный фосфор (в отличие от его аналога - азота) не встречается в природе?

2. Какие ионы присутствуют в растворе ортофосфорной кислоты?

3. Какова графическая формула и основность H₃PO₄? Как называются соли этой кислоты?

4. Какова графическая формула и основность HPO₃? Как называются соли этой кислоты?

5. Какова графическая формула и основность H₂P₄O₇?

6. Какие соединения называются фосфидами? Привести формулы:

а) фосфида магния; б). фосфида алюминия; в). фосфида бария.

7. Фосфин можно получить действием KOH на аналог иодида аммония - иодид фосфония. Составить уравнение этой реакции.

8. При сильном нагревании ортофосфорная кислота превращается в метафосфорную. Написать уравнение реакции.

9. Написать формулы:

а). дигидрофосфата магния

б). гидрофосфата магния

в). ортофосфата магния

г). гидрофосфата железа (II)

д). ортофосфата железа (II)

е). гидрофосфата железа (III)

ж). ортофосфата железа (III)

з). дигидрофосфата железа (II)

и). дигидрофосфата железа (III)

10. 1моль гидроксида кальция добавлен в первом случае к раствору, содержащему 1 моль H₃PO₄, а во втором – к раствору, содержащему 2 моль H₃PO₄. Каков состав солей в обоих случаях?

11. Химическим анализом установлен следующий состав соли: H₆NPO₄. Как видоизменить эту формулу, чтобы было понятно, что это действительно соль? Назвать соль и написать уравнение ее диссоциации.

12. 100 г. метафосфорной кислоты растворили при нагревании в 50 мл воды. Какое вещество получилось и какова его массовая доля (в %) в растворе?

13. Почему при реакции цинка с разбавленной HNO₃ аммиак не выделяется в виде газа?

14. Подобрать коэффициенты в следующих уравнениях:

а).Fe + HNO₃ ® Fe(NO₃)₃ + NH₄NO₃ + H₂O

б).Zn + HNO₃ ® Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

в).H₂S + HNO₃ ® S + NO₂ + H₂O

15. Как различить растворы нитрита и нитрата?

16. Какова наивысшая теоретически возможная концентрация (%-ная) HNO₃, получаемой по реакции:NH₃ + 2O₂ = HNO₃ + H₂O?

17. Сколько литров NH₃ при н.у. надо растворить в 1 л. воды для получения 10%- ного раствора аммиака?

18. В равновесной системе: N₂ + 3H₂ 2NH₃

концентрации H₂ и N₂ равны соответственно 2 и 3 моль/л. Константа равна 2,25. Определить равновесную концентрацию аммиака.

19. Написать уравнения реакций, отвечающих следующим превращениям:

N₂ ® NH₃ ®NO ® NO₂ ® HNO₃ ® NH₄NO₃

20. При 20°С в 1 л воды растворяется 6,8 × 10^-4 моль азота. Сколько молекул азота содержится в 1л такого раствора?

21. Масса 167 мл (н.у.) азота составляет 0,21 г. Определить число атомов в молекуле азота.

22. Карбонат аммония уже при комнатной температуре, выделяя аммиак, превращается в гидрокарбонат аммония. Составить уравнение этой реакции.

23. Раскаленный уголь, брошенный в концентрированную HNO₃, продолжает гореть; при этом выделяется бурый газ и газ, образующий с известковой водой белый осадок. Написать уравнение реакции.

24. Составить графические формулы следующих солей: Zn(NO₃)₂, Al(NO₂)₃, KNO₃. Назвать соли.

25. Сколько граммов 63%-ной HNO₃ можно получить из 170 г NaNO₃?

Сера.

S   сера

Элементы кислород, сера, теллур и полоний составляют главную подгруппу VI группы периодической системы Д.М.Менделеева. Валентный слой этих элементов содержит 6 электронов ns ² np ⁴, т.е. на 2 электрона меньше, чем у соответствующих элементов нулевой группы.

Кислород, по терминологии Менделеева, относится к типическим элементам. Его валентные состояния ограничены возможностью образования двух единичных связей в соответствии с наличием у атома двух неспаренных электронов.

Аналоги кислорода (сера, селен и теллур) имеют свободные квантовые ячейки на d -энергетических подуровнях и при возбуждении атомов способны заполнять электронами d -орбитали. Поэтому S, Se и Те способны проявлять степени окисления +2, +4 и +6, и, как кислород, они проявляют валентность-2. Атом серы в максимально возбужденном состоянии изображается схемой.

S* ….3s¹3p³3d²

Удаление электрона из атома серы требует затраты энергии D Н =+239 ккал/моль. Присоединение же двух электронов происходит значительно легче:

 

S + 2ē ® S^2- D Н = +79 ккал/моль

 

Поэтому сера (аналогично селен и теллур) подобно кислороду, в бинарных соединениях чаще находится в состоянии S^2-. Для серы такими соединениями будут сульфиды, для кислорода – оксиды. Сера образует соединения ковалентного характера с фтором и кислородом: SF₆, SO₂, SO₃.

В низших ковалентных состояниях сера входит в состав белков, образуя сульфидные мостики, которые определяют наряду с другими факторами высшую пространственную организацию белковой молекулы в живом организме. Большие количества соединений серы высшей валентности (H₂SO₄) синтезируются и используются в основном в химической промышленности.

Селен, теллур и их соединения приобрели большое значение как полупроводниковые материалы.

Рассмотрим основные свойства свободной серы и её соединений в разных валентных состояниях.

Молекулы серы состоит из 8 атомов, расположенных не в плоскости, а в пространстве. Пространственная конфигурация молекулы серы имеет вид колец (рис. 1).

 

 

Рис. 1. Пространственная конфигурация молекулы S₈

Сера существует в виде нескольких модификаций. При комнатной температуре и до 96° С устойчива ромбическая модификация. При 96° С ромбическая сера превращается в моноклинную, которая плавится при 119,2°С. При более высокой температуре плавления сера представляет собой подвижную желтую жидкость. С повышением температуры выше 160°С вязкость возрастает, достигая максимума при 187°С. Одновременно сера темнеет. В это время кольца серы начинают разрываться, причем кольцевые атомы сцепляются друг с другом, образуя длинные цепи, содержащие до 10⁶ атомов.

При 200°С сера похожа на темно-коричневую очень вязкую смолу. Выше 200°С цепочки серы рвутся, длина макромолекул уменьшается и вязкость снова уменьшается. Жидкость становится подвижной, но темная окраска сохраняется до 445°С. При 445°С сера кипит, образуя желто-оранжевые пары (рис. 2).

 

 

При спектральном изучении строения молекул серы в газообразной фазе было доказано существование молекул от S₈ до S₂ с преобладанием молекул с четным числом атомов. При температуре выше 2000° С пары серы переходят в одноатомное состояние –S.

Сероводород – аналог воды. В этом состоянии сера двухвалентна. Раствор сероводорода в воде – слабая двухосновная сероводородная кислота. Первая и вторая константы электролитической диссоциации:

 

H₂S H⁺ + HS^- II. HS^- H⁺ + S^2-

 

[H⁺][HS^-] [H⁺][S^-2]

K₁= ^{_______________} = 0,87 * 10^-7; K₂= ^{__________________} = 0,79 * 10^-13

[H₂S] [HS^-]

Как ни мала первая константа диссоциации сероводородной кислоты, она все же в миллиард раз больше константы диссоциации воды

K _H2O=1,8×10^-16.

Поскольку сероводородная кислота H₂S двухосновная, она образует два типа солей: сульфиды Me^IIS и гидросульфиды Me^IHS.

В состоянии окисления (+4) сера образует оксид – SO₂, сернистую кислоту – H₂SO₃ и ее соли – сульфиты. Диоксид серы и сернистая кислота проявляют слабые кислотные свойства, поэтому растворимые средние соли – сульфиты щелочных металлов –гидролизованы по аниону и имеют щелочную реакцию в водном растворе. Большинство средних солей – сульфитов плохо растворимы. Кислые соли-гидросульфиты лучше растворяются в воде и их растворы имеют слабокислую среду.

В высшей степени окисления (+6) сера образует оксид—SO₃ и серную кислоту H₂SO₄, которые обладают сильнокислотными свойствами. Большинство ее солей- сульфатов- хорошо растворимы в воде. Исключением являются плохо растворимые сульфаты щелочноземельных металлов.

Окислительно-восстановительные свойства соединений отражены в диаграмме Латимера.

 

Диаграмма Латимера для серы

а) в кислой среде:

 

б) в щелочной среде:

Лабораторная работа № 14