Опыт 1. Равновесие в водном растворе аммиака

Выполнение работы. В пробирку налить несколько капель раствора аммиака и добавить одну каплю раствора фенолфталеина. Отметить окраску раствора. На присутствие каких ионов она указывает? Добавить в раствор 3-4 микрошпателя хлорида аммония и размешать раствор. Как изменилась интенсивность окраски? Почему?

Запись данных опыта. Написать схему равновесия в водном растворе аммиака. Указать, в каком направлении смещается равновесие в водном растворе аммиака при добавлении к нему хлорида аммония? В каком направлении сместится равновесие данной системы при добавлении хлороводородной кислоты? Почему?

Опыт 2. Восстановительные свойства аммиака

Выполнение работы. В две пробирки внести раздельно по 3-4 капли растворов: а) бромной воды; б) перманганата калия. В каждую из пробирок добавить по 3-5 капель 25%-ного раствора аммиака. В каждом случае растворы слегка подогреть до изменения их окраски.

Запись данных опыта. Написать соответствующие уравнения реакций, учитывая, что в каждом случае аммиак в основном окисляется до молекулярного азота, KMnO₄ восстанавливается до MnO₂. В обоих случаях отметить изменение окраски растворов.

Опыт 3. Восстановительные и окислительные свойства

Нитритов

Выполнение работы. В три пробирки внести по 3-4 капли: в первую – иодида калия, во вторую – перманганата калия, в третью – дихромата калия. Во все пробирки добавить по 2-4 капли 2н раствора серной кислоты и 4-5 капель нитрита калия.

Запись данных опыта. Отметить изменение окраски растворов в каждом случае. Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что в первой пробирке нитрит калия восстанавливается до NO, во второй – KMnO₄ переходит в сульфат марганца(II), в третьей K₂Cr₂O₇ – в сульфат хрома (III). В какое соединение переходит при этом нитрит калия? Указать, в каком случае он является окислителем, в каком восстановителем? Почему нитриты могут проявлять те и другие свойства?

Опыт 4. Окислительные свойства азотной кислоты

а) Взаимодействие азотной кислоты с металлами

Выполнение работы. В две пробирки внести по маленькому кусочку медной стружки. В одну пробирки прилить 3-4 капли концентрированной азотной кислоты, в другую – 3-4 капли разбавленной азотной кислоты. Пробирку с разбавленной азотной кислотой слегка подогреть. Обе пробирки держать на белом фоне. Отметить различие течения реакций в обоих случаях.

Запись данных опыта. Какой газ выделяется в первой пробирке? Какой – во второй? Написать уравнения соответствующих реакций.

б) Пассивирующее действие азотной кислоты

Выполнение работы. Тщательно очистить два железных гвоздя от ржавчины, промыть водой и вытереть досуха фильтровальной бумагой. Осторожно погрузить один гвоздь в пробирку с концентрированной азотной кислотой. В две пробирки налить раствор сульфата меди. Через 3-4 мин. осторожно вынуть гвоздь из азотной кислоты и погрузить его в CuSO₄. Одновременно во вторую пробирку погрузить второй гвоздь, не обработанный азотной кислотой. В какой пробирке протекает реакция восстановления меди?

Запись данных опыта. Объяснить пассивирующее действие концентрированной азотной кислоты. Написать уравнение реакции пассивации железа.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1 Написать уравнения реакций получения азота: а) восстановлением нитрата калия железом; б) разложением нитрита аммония; в) окислением аммиака. В каждом случае указать окислитель и восстановитель.

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

3 Сколько связей и каков их характер (ковалентный, ионный, донорно-акцепторный) в молекуле NH₃? В ионе NH₄⁺? Дать их электронные схемы. Какова ковалентность азота в ионе NH₄⁺?

4 Написать уравнения реакций, характерных для аммиака: присоединения, замещения, окисления, комплексообразования.

5 Написать уравнения реакций термического разложения нитрита, нитрата и карбоната аммония.

6 Какие из оксидов азота будут реагировать с КОН? Написать соответствующие уравнения реакций.

7 Дать электронную схему молекулы азотной кислоты, учитывая возможный ковалентный и донорно-акцепторный характер связи между атомами. Чему равна ковалентность азота в молекуле азотной кислоты?

8 Написать уравнения реакций взаимодействия: а) концентрированной HNO₃ с серебром и фосфором; б) разбавленной HNO₃ c медью и магнием.

СЕРА

Сера — типичный элемент главной подгруппы VI группы периодической системы. Атом серы имеет на внешнем энергетическом уровне шесть электронов (s²p⁴). Он легко присоединяет два электрона и может отдавать максимум шесть электронов. Значения степеней окисления вытекают из электронного строения атома серы:

Валентность серы в невозбужденном состоянии равна двум, а степени окисления -1, -2, 0, +2. При переходе в возбужденное состояние распариваются 3р-, а затем 3s-электроны и валентность равна четырем (например, в SO₂) и шести (в SO₃); степени окисления соответственно +4 и +6.

Свободная сера известна в нескольких аллотропических модификациях: ромбическая, моноклинная и пластическая.

Сера практически нерастворима в воде, немного растворяется в этиловом спирте и бензоле и особенно хорошо — в сероуглероде. Молекулярная масса серы в растворах отвечает формуле S₈.

Сера по химическим свойствам является активным неметаллом, соединяется почти со всеми металлами и неметаллами. Сера может восстанавливать концентрированную серную и азотную кислоты, при этом окисляется до соединений со степенями окисления + 4 и +6.

Водородное соединение серы — сероводород H₂S — можно получить при нагревании серы в токе водорода. Это бесцветный газ с характерным неприятным запахом. Сероводород ядовит

При нормальных условиях 1 л воды растворяет 3 л сероводорода; такой раствор называют сероводородной водой. Сероводородная вода обладает свойствами слабой кислоты. На воздухе сероводород горит, образуя оксид серы(IV) и воду. Смесь H₂S с воздухом взрывается. Сероводород — сильный восстановитель. Его восстановительные свойства обусловлены присутствием в молекуле двухвалентного отрицательно заряженного иона S^2-

Обычно в лабораториях сероводород получают действием хлороводородной или серной кислоты на сульфиды металлов. Сероводородная кислота образует средние и кислые соли. Большинство сульфидов нерастворимы в воде, за исключением Na₂S, K₂S, (NH₄)₂S и немногих других.

Сульфиды получают непосредственным соединением серы с металлами и действием на растворимые в воде соли соответствующих металлов сероводородом или растворимым сульфидом.

Сера образует два оксида: SO₂ — оксид серы(IV), или сернистый газ, и SO₃ — оксид cepы(VI), или серный ангидрид.

Оксид серы (IV) (сернистый газ) — бесцветный газ с характерным резким запахом, в 2,27 раза тяжелее воздуха. При охлаждении его до 10 °С превращается в жидкость, хорошо растворяется в воде (1 объем воды при обычных условиях растворяет около 40 объемов SO₂).

Сернистый газ ядовит, раздражает слизистые оболочки дыхательных путей, вызывает их воспаление. При растворении сернистый газ взаимодействует с водой, образуя сернистую кислоту H₂SO₃. Она непрочна, легко распадается на SO₂ и Н₂О. Поэтому в водном растворе сернистого газа устанавливается равновесие:

SO₂ + H₂O H₂SO₃ Н⁺ +HSO₃^- 2H⁺ + SO₃^2-.

Сернистая кислота в безводном состоянии неизвестна. Она образует средние и кислые соли. Последние хорошо растворимы в воде, большинство же средних солей — сульфитов в воде почти нерастворимы. Хорошо растворяются в воде Na₂SO₃ и K₂SO₃. Сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. В результате окисления получается серная кислота или ее соли. Но сернистый газ, сернистая кислота и ее соли могут быть иногда окислителями. Например, они окисляют сероводород до свободной серы

Сернистый газ в лабораторных условиях получают действием серной кислоты на сульфиты или при на­гревании концентрированной серной кислоты с медью.

Оксид серы(VI) SОз известен в нескольких модификациях. При конденсации паров SОз образуются бесцветные, прозрачные, как лед, кристаллы (темпе­ратура плавления 16.3 °С), при хранении они переходят в форму, похожую на асбест (температура плавле­ния 32,5 °С).

Cоединяясь с водой, оксид серы (VI) дымит на воздухе. В воде он растворяется с образованием серной кислоты:

S0₃ + H₂O = H₂S0₄ + 79,5 кДж.

Пары SO₃ не могут поглощаться непосредственно водой и давать раствор серной кислоты по той причине, что вода, обладая высоким давлением пара, образует с SO₃ туман, который не конденсируется. Но пары оксида серы (VI) полностью поглощаются концентрированной серной кислотой, которая обладает низким давлением пара.

Оксид серы (VI) является сильным окислителем, при соприкосновении с ним, например, воспламеняется фосфор, из иодида калия выделяется свободный иод.

В лаборатории оксид серы(VI) можно получить отнятием воды от серной кислоты фосфорным ангидридом или окислением сернистого газа кислородом воздуха в присутствии катализатора, например платины.

Химически чистая серная кислота представляет собой бесцветную маслянистую жидкость (р = 1840 кг/м³), застывающую при 10,5 °С в кристал­лическую массу. При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты вследствие гидратации ионов HSO₄^- и H⁺.

Концентрированная серная кислота хорошо погло­щает влагу и потому часто применяется при осушении газов, может поглотить влаги в 15 раз больше, чем собственная масса. Она может отнимать воду от некоторых органических соединений, причем происходит их обугливание..

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При нагревании она окисляет почти все металлы, восстанавливаясь до оксида серы (IV), свободной серы или сероводорода, в зависимости от активности металла и температуры.

При обычных условиях концентрированная серная кислота не действует на железо. Разбавленная серная кислота растворяет металлы, стоящие левее водорода в ряду напряжения, с образованием соли этого металла и с выделением водорода.

Серная кислота является сильной двухосновной кислотой. Она образует средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты) соли. Все кислые и многие средние соли растворимы в воде

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА