Дослід 7.2.1. Одержання водню при взаємодії металів з кислотами

У пробірку помістити трохи алюмінієвих стружок і долити 1 мл розчину натрій гідроксиду. Спостерігати виділення бульбашок газу. Якщо реакція відбувається повільно, обережно підігріти. Скласти рівняння реакції.

Дослід 7.2.2. Одержання водню з кислот

У чотири пробірки помістити по 1-2 шматочки Mg, Al, Fe, Sn і долити у кожну з них по 1 мл розведеної (1:1) хлоридної кислоти. Що при цьому спостерігається? Цей самий дослід виконати з розведеною (1:5) сульфатною кислотою. Скласти рівняння реакцій.

Дослід 7.2.3. Виявлення гідроген пероксиду

У пробірку до 3 крапель розчину калій іодиду додати 2 краплі розведеного розчину H₂SO₄ і потім по краплям додавати розчин H₂O₂ до появи жовтого забарвлення. Виділення іодиду стає більш помітним, якщо внести в пробірку декілька крапель бензолу. Написати рівняння реакцій.

Дослід 7.2.4. Каталітичне розкладання гідроген пероксиду

Налити у пробірку 8-10 крапель 3%-вого розчину H₂O₂ і внести трохи мангану діоксиду (каталізатор). Газ, що виділяється випробовують тліючої скібкою. Написати рівняння реакцій.

Дослід 7.2.5. Малорозчинні солі лужних металів

Якісна реакція на іон калію

Реактив натрій гексанітрітокобальтату (III) Na₃[Co(NO₂)₆] дає з розчинами солей калію жовтий осад К₂Na[Co(NO₂)₆]. На предметному склі до 1 краплі підкисленого хлоридною кислотою солі калію додати 1–2 краплі розчину реактиву. Через деякий час утворюється жовтий кристалічний осад. Розглянути форму кристалів, використовуючи мікроскоп. Іонне рівняння має такий вигляд:

2К⁺ + Na⁺ + [Co(NO₂)₆]^3- → К₂Na[Co(NO₂)₆]

Дослід 7.2.5.2. Утворення магній гідроксиду та його розчинення

У кислоті і солях амонію

У пробірку з розчином солі магнію додати по краплях розчин NaOH до утворення осаду. Осад розділити на три частини і помістити у пробірки. В першу додати по краплях концентрований розчин натрій гідроксиду, у другу –концентрований розчин хлоридної кислоти, в третю – насичений розчин амоній хлориду. В яких пробірках спостерігаємо розчинення осаду? Про які властивості це свідчить? Написати відповідні рівняння реакцій.

7.3. Контрольні запитання

1.	Водень, його значення як найпоширенішого елемента Всесвіту. Основні способи добування водню, його фізичні та хімічні властивості.
2.	Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.): Na + H2O ® Ca(HCO3)2 ® H2S + I2 ® Na2O2 + CO2 ®
3.	Лужні та лужноземельні метали. Натрій і калій як важливі елементи ґрунту та біологічно активні елементи. Атомні характеристики, поширеність, фізичні та хімічні властивості. Калійні добрива, їх основні форми.
4.	Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.): P + H2SO4(конц) ® CaH2 + H2O ® H2S + I2 ® K + O2 ®
5.	Загальна характеристика s-елементів. Магній і Кальцій, атомні характеристики, поширеність, фізичні та хімічні властивості.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 8

ХІМІЯ Р-ЕЛЕМЕНТІВ. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУК

КАРБОНУ, НІТРОГЕНУ ТА ФОСФОРУ

Теоретична частина

Карбон знаходиться в IVА-групі періодичної системи елементів. Електронна формула: 1s²2s²2p². У нормальному стані має ступінь окиснення +2, у збудженому стані – +4.

Вуглець – це складова частина нафти, природного газу, кам’яного вугілля. Він зустрічається в природі у вигляді сполук та у вільному стані. Існують чотири алотропічні модифікаціі Карбону: алмаз, графіт, карбін і полікумулен.

У вільному стані Карбон хімічно неактивний; він вступає в реак­цію лише з дуже енергійними окисниками. При нагріванні хіміч­на активність Карбону зростає. З металами та неметалами Карбон реагує лише при високих температурах:

Ca + 2C CaC2 4Al + 3C Al4C3 С + S2 ® CS2 C + 2H2 CH4

C + O2 CO2 2C + O2 2CO C + H2O CO + H2↑ C + ZnO CO↑ + Zn

Головними оксигеновмісними сполуками Карбону є оксиди СО (чадний газ) і СО₂ (вуглекислий газ). Чадний газутворюється при спалюванні вуглецю або його сполук при нестачі кисню, а також внаслідок взаємодії карбон(IV) оксиду з розжареним вугіллям:

2С + О₂ ® 2СО,

СО₂ + С ® 2СО.

У лабораторних умовах СО добувають із форміатної кислоти дією на неї концентрованою сульфатною кислотою при нагріванні до 373 К:

.

СО має сильні відновні властивості; при нагріванні здатний віднов-лювати деякі метали з їх оксидів:

CO + 3Fe₂O₃ ® CO₂ + 2Fe₃О₄;

СО + Fe₃О₄ ® СО₂ + 3FeO;

CO + FeO ® CO₂ + Fe.

Вуглекислий газ у промисловості одержують при обпалюванні вапняку:

CaCO₃ ® CaO + CO₂­,

а в лабораторних умовах – при дії на мармурхлоридної кислоти:

СaCO₃ + 2HCl ® CO₂­ + H₂O + CaCl₂.

СО₂– кислотний оксид, який взаємодіє з водою, основними оксидами, лугами та амоніаком:

СО₂ + Н₂О Н₂СО₃

СО₂ + СаО ® СаСО₃

СО₂ + 2КОН ® К₂СО₃ + Н₂О

СO₂ + 2NH₃ ® CO(NH₂)₂ + H₂O.

При розчиненні у воді СО₂ утворюється нестійку слабку карбонатну кислоту H₂CO₃, у розчині якої встановлюється рівновага:

CO₂ + Н₂О H₂CO₃

Як двохосновна кислота вона утворює середні (карбонати) та кислі (гідрогенкарбонати) солі. Карбонати і гідрогенкарбонати термічно нестійкі. При нагріванні гідрогенкарбонати переходять у карбонати:

2KHCO₃ K₂CO₃ + H₂O + CO₂­.

Cолі карбонатної кислоти можуть бути отримані при дії на CO₂ лугів або за допомогою наступних обмінних реакцій:

КОН + CO₂ ® КНСО₃;

КНСО₃ + КОН ® К₂СО₃ + Н₂О;

ВаCl₂ + Na₂CO₃ ® BaCO₃ ¯ + 2NaCl.

Карбонати дуже легко розкладаються під дією мінеральних та слабких органічних кислот

CaCO₃ + 2CH₃COOH ® Ca(CH₃COO)₂ + CO₂­ + H₂O.

Усі солі карбонатної кислоти, окрім солей лужних металів, амонію та деяких кислих солей, погано розчиняються у воді.

У сільському господарстві із сполук Карбону використовується для вапнування кислих грунтів вапняк СaCO₃; у рослинництві застосовують як інсектицид проти філоксери та деяких комах калій тіокарбонат К₂CS₃.

Нітроген та Фосфор є елементами VА групи періодичної системи. На зовнішньому енергетичному рівні атомів цих елементів знаходяться п’ять електронів s²p³, із них три р-електрона. Тому в звичайному стані вони мають валентність, яка дорівнює трьом. Ступінь окиснення Нітрогену в його сполуках змінюється в широких межах: від -3 до +5:

-3	-2		+1	+2	+3	+4	+5
NH3, NH4^+	NH2– NH2	N2	N2O	NO	N2O3 HNO2	NO2 N2O4	N2O5 HNO3

Внаслідок міцності молекули азот хімічно малоактивний, при кімнатній температурі реагує лише з літієм, утворюючи літій нітрид:

6Li + N₂ → 2Li₃N

При високих температурах і в присутності каталізаторів Нітроген взаємодіє з неметалами (киснем, вуглецем, бором, кремнієм), досить легко сполучається з деякими металами (Mg, Ca, Ti) з утворенням нітридів:

З неметалами: N2 + O2 2NO↑ 2В + N2 2BN 3Si + 2N2 Si3N4

З металами: N2 + 3Mg → Mg3N2 N2 + 3Ca → Ca3N2

Взаємодією азоту з воднем при підвищених температурі та тиску (Т = 450-500°С, Р = 30 мПа) в присутності залізного каталізатора в промисловості синтезують амоніак:

N₂ + 3H₂ 2NH₃

У лабораторії амоніак отримують нагріванням суміші амоній хлориду з кальцій гідроксидом:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → 2NH₃↑ + 2H₂O + CaCl₂

У хімічному відношенні амоніак доволі активний і виявляє лише відновні властивості:

4 NH3 + O2 4NO + 6H2O 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O

NH3 + Са → СаNН + H2 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

Амоніак легко розчиняється у воді з утворенням амоній гідроксиду – слабкої основи:

NH₃ + H₂O NH₄OH

З аніонами кислот іон амонію утворює тверді кристалічні добре розчинні речовини – солі амонію:

NH₄OH + Н₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

2NH₃ (надл.) + H₃PO₄ → (NH₄)₃РО₄

NH₃ + H₂O + CO₂ → NH₄HCO₃

Сухі амонійні солі при нагріванні розкладаються на амоніак та кислоту (цей процес називається термічною дисоціацією):

NH₄Cl → NH₃ + HCl

З Оксигеном Нітроген утворює ряд оксидів: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅. Нітроген (III) оксид – кислотний оксид, який легко поглина-ється лугами утворюючи нітрити:

N₂O₃ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O

Дією на нітрити розведеною сульфатною кислотою утворюють нітритну кислоту:

2NaNO₂ + H₂SO₄ → 2HNO₂ + Na₂SO₄

Нітритна кислота HNO₂ – кислота середньої сили, яка існує лише в дуже розведених водних розчинах. При нагріванні ця кислота розклада-ється:

2HNO₂ NO₂ + NO + H₂O.

Нітритна кислота і її солі нітрити мають окисно-відновні властивості, Нітрити доволі стійкі і добре розчинні у воді.

Нітроген (V) оксид N₂O₅ має сильні окисні властивості. При розчиненні у воді він утворює сильну нітратну кислоту:

N₂O₅ + Н₂О ® 2HNO₃.

У водному розчині нітратна кислота дисоціює майже повністю:

HNО₃ → H⁺ + NО₃^-

Вона реагує з оксидами та гідроксидами, з солями і неметалами:

2HNO₃ + CaO → Ca(NO₃)₂ + H₂O

2HNO₃ + Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

2HNO₃ + CaСO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O + СО₂↑

5HNO₃ + Р → Н₃РО₄ + 5NO₂↑ + H₂O

6HNO₃ + S → 6NO₂↑ + Н₂SО₄ + 2H₂O

4HNO₃ + 3C → 4NO + 3CO₂ + 2H₂O

При взаємодії нітратної кислоти з металами утворюється сіль; водень, як правило, не виділяється: він окиснюється, утворюючи воду. Кислота в залежності від її концентрації та активності металу, може відновлюватись до сполук:

HNO₃ → NO₂ → HNO₂ → NO → N₂O → N₂ → NH₃(NH₄NO₃).

Нітроген – один із хімічних елементів-органогенів, необхідних для росту і життєдіяльності рослин. Незважаючи на те, що повітря містить 79% азоту, існує досить серйозна проблема його нестачі у грунті, внаслідок якої спостерігається затримка росту, ненормальний розвиток та інші хвороби рослин. Молекули органічних речовин, що містять азот, виявляють функціональну активність по відношенню до безлічі реакцій живої клітини, а також структуроутворюючу здатність.

Солі нітратної кислоти (нітрати) використовуються у сільському господарстві як добрива. Нітрати кальцію, калію, амонію та кальцію називають селітрами.

Фосфор належить до поширених у природі хімічних елементів. Він входить до складу білків, тому без нього не можуть існувати живі організми. В рослинах він зосереджений у плодах та насінні. Внаслідок своєї високої хімічної активності у вільному стані не зустрічається. У зв’язку з тим, що Фосфор у природних сполуках знаходиться в найвищому ступені окиснення (+5), для одержання у вільному стані його необхідно відновити. У ролі відновника використовують вуглець:

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ → 3CaSiO₂ + 2P + 5CO↑

Фосфор утворює декілька алотропних модифікацій, найважливіші з них: білий (отрута), червоний і чорний фосфор.

При взаємодії з металами виявляє окисні властивості:

3Ca + 2Р → Сa₃P₂

В реакціях з активними неметалами (киснем, галогенами, сіркою) Фосфор виступає як відновник.

4Р + 5О2 2Р2О5 2Р + 5Сl2 → 2PCl5 2Р + 3S → P2S3

4Р + 3О2 2Р2О3 2Р + 3Сl2 → 2PCl3 2Р + 5S → P2S5

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє, але утворює летку при звичайній температурі сполуку – фосфін PH₃. Це безбарвний, отруйний газ. За аналогією з амоніаком він взаємодіє з сильними кислотами, утворюючи солі фосфонію:

PH₃ + HClO₄ → PH₄ClO₄

Фосфін – сильник відновник. На повітрі окиснюється до ортофосфатної кислоти:

PH₃ + 2О₂ → Н₃РО₄

Фосфор утворює з киснем ряд оксидів, серед яких головними є Р₂О₃ і Р₂О₅. Фосфор (III) оксид Р₂О₃ – кислотний оксид, який при взаємодії з водою утворює фосфітну кислоту:

Р₂О₃ + Н₂О → 2Н₃РО₃

Фосфітна кислота – кислота середньої сили, що має окисно-відновні властивості:

Н₃РО₃ + 3Zn + 3H₂SO₄ → РH₃ + 3ZnSO₄ + 3H₂O

Н₃РО₃ + Cl₂ + H₂O → Н₃РО₄ + 2HCl

Фосфітна кислота утворює два типи солей – кислі (гідрогенфосфіти) та середні (фосфіти). Більшість солей фосфітної кислоти нерозчинні у воді.

Фосфор (V) оксид Р₂О₅ одержують при повному згорянні фосфору у присутності повітря або кисню:

4P + 5O₂ → 2Р₂О₅

Р₂О₅ – у хімічному відношенні кислотний оксид, це типовий ангідрид групи фосфорних кислот:

Р₂О₅ + Н₂О → 2НРО₃ – метафосфатна кислота

Р₂О₅ + 2Н₂О → Н₄Р₂О₇ – дифосфатна кислота

Р₂О₅ + 3Н₂О → 2Н₃РО₄ – ортофосфатна кислота

Найважливішою з усіх кислот фосфору є ортофосфатна кислота – кислота середньої сили:

Н₃РО₄ + 3СаО → Са₃(РО₄)₂ + 3Н₂О

Н₃РО₄ + КОН → КН₂РО₄ + Н₂О

Н₃РО₄ + 2КОН → К₂НРО₄ + 2Н₂О

Н₃РО₄ + 3КОН → К₃РО₄ + 3Н₂О

3СаСО₃ + 2Н₃РО₄ → Са₃(РО₄)₂ + 3Н₂О + 3СО₂↑

Фосфор належить до елементів-органогенів і відіграє дуже важливу роль у обміні речовин. Він входить до складу протоплазми живої клітини, хро­мосом, вітамінів, ферментів; бере участь в утворенні білків та вуглеводів у рослинних організмах.

У сільському господарстві щироко застосовуються фосфорні добрива, найголовнішими із яких яких є наступні:

CaSO₄ + Ca(H₂PO₄)₂ – проcтий суперфосфат

Ca(H₂PO₄)₂ – подвійний суперфосфат

(NH₄)₂HPO₄ + NH₄H₂PO₄ – aмофос

CaHPO₄ × 2H₂O – преципітат

Експериментальна частина