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 |
Періодичної системи елементів.↑ Стр 1 из 3Следующая ⇒ Содержание книги
Поиск на нашем сайте
Р – ЕЛЕМЕНТИ V групи Періодичної системи елементів. Частина 1. Нітроген Методичні вказівки та інструкція до лабораторної роботи з курсу „Загальна та неорганічна хімія” для студентів базових напрямків 6.051301 „Хімічна технологія”, 6.051701 „Харчова технологія та інженерія”
Затверджено на засіданні кафедри хімії і технології неорганічних речовин. Протокол №17 від 24.05.2007 р.
Львів – 2007
р – Елементи V групи періодичної системи елементів. Частина 1. Нітроген: Методичні вказівки та інструкція до лабораторної роботи з курсу „Загальна та неорганічна хімія” для студентів базових напрямків 6.051301 „Хімічна технологія”, 6.051701 „Харчова технологія та інженерія” / Укл.: В.Т.Яворський, Р.Р.Оленич, Г.І.Зозуля, Р.Л.Буклів. – Львів: Видавництво Національного університету “Львівська політехніка”, 2007.– 20 с.
Укладачі Яворський В.Т., д-р техн. наук, проф., Оленич Р.Р., канд. хім. наук, доц., Зозуля Г.І., канд. техн. наук, доц. Буклів Р.Л., канд. техн. наук, доц.
Відповідальний за випуск Яворський В.Т., д-р техн. наук, проф.
Рецензент Калимон Я.А., д-р техн. наук, проф.
Мета роботи - ознайомлення студентів з властивостями p-елементів Y групи та найважливіших сполук Нітрогену. Під час виконання лабораторного практикуму студенти вивчають основні способи одержання азоту та сполук Нітрогену, а також їх фізичні та хімічні властивості.
ТЕОРЕТИЧНИЙ ВСТУП 1.1. Загальна характеристика р-елементів Y групи
До р-елементів Y групи належать: N (Нітроген), Р (Фосфор), As (Арсен), Sb (Стибій) і Bi (Бісмут). Атоми цих елементів на зовнішньому енергетичному рівні мають по 5 електронів (електронна конфігурація зовнішніх енергетичних рівнів атомів - ns2nр3), які в нормальному стані розміщені на енергетичних підрівнях так:
N P,As,Sb,Bi В нормальному стані р-елементи Y групи мають валентність 3. У атома елемента другого періоду (Нітрогену) відсутній d-підрівень, тому, на відміну від інших р-елементів Y групи, Нітроген не може мати валентність 5. Для Фосфору, Арсену, Стибію і Бісмуту, завдяки наявності зовнішніх d-орбіталей, можливе розпарування s-електронів, тому число неспарених електронів може збільшуватися до п’яти. Можливі ступені окиснення р-елементів Y групи наведені в табл.1. Таблиця 1
* Характерні ступені окиснення елементів підкреслено, нехарактерні взято в дужки Здатність до утворення сполук зі ступенем окиснення +5 від Нітрогену до Бісмуту послаблюється, стабілізується нижчий позитивний ступінь окиснення +3. Для Бісмуту ступінь окиснення +5 є нехарактерним внаслідок підвищеної стійкості 6s2-електронної конфігурації за рахунок збільшення енергетичної різниці s- і p-підрівнів. Стійкість сполук з мінімальним ступенем окиснення -3 також зменшується від Нітрогену до Бісмуту. Для Бісмуту мінімальний ступінь окиснення – 0, оскільки бісмут – метал. В табл.2 наведено деякі властивості р-елементів Y групи та простих речовин. Таблиця 2
Зі збільшенням протонного числа від Нітрогену до Бісмуту значно та закономірно зростають радіуси атомів, зменшуються значення енергії іонізації та електронегативності, тому неметалічні властивості послаблюються від азоту до стибію. Азот і фосфор – типові неметали. Металічні властивості починають виявлятися в арсену, стибій приблизно однаковою мірою виявляє як металічні, так і неметалічні властивості. Бісмут виявляє металічні властивості. Властивості азоту та сполук Нітрогену виявляють ряд індивідуальних особливостей, тому надалі розглядатимуться окремо.
1.2. Поширення Нітрогену у природі, одержання та властивості азоту Природних сполук Нітрогену у земній корі практично немає (масова частка Нітрогену у земній корі становить лише 0,04%). Але Нітроген входить до складу білків та амінокислот, тому є необхідним для формування рослин, розвитку тваринних та людського організмів. Основна маса Нітрогену знаходиться у вільному стані в атмосфері у вигляді простої речовини – азоту (об’ємна частка азоту у повітрі становить 78,03%). Над 1 м2 поверхні Землі знаходиться близько 5 т N2, але цей азот є практично непридатним для споживання тому, що у рослини і тварини він надходить тільки у хімічно зв’язаному стані. Винятком є рослини родини бобових, на коренях яких поселяються бактерії, що переробляють азот на нітрогенвмісні сполуки. В природних процесах Нітроген зі зв’язаного стану здебільшого перетворюється в молекулярний азот. Лише два природних процеси зумовлюють поповнення зв’язаного Нітрогену – утворення NO в плазмі грозових розрядів та діяльність деяких видів мікроорганізмів, що населяють грунти і здатні зв’язувати атмосферний азот. Тому в умовах інтенсивного розвитку сільського господарства існує проблема зв’язаного азоту. Її вирішують шляхом виробництва синтетичного аміаку, з якого добувають інші сполуки Нітрогену. Зокрема у грунт вносять азотні добрива для поповнення запасу Нітрогену, оскільки щороку з полів із урожаєм виноситься величезна його кількість. У промисловості азот добувають ректифікацією зрідженого повітря. У лабораторних умовах використовують азот промислового виробництва (транспортують у стальних балонах, а рідкий азот - у посудинах Дьюара). Невеликі кількості азоту в лабораторних умовах добувають термічним розкладанням деяких сполук Нітрогену, наприклад:
Азот високого ступеня чистоти добувають термічним розкладом натрію азиду:
За звичайних умов азот – безбарвний газ без кольору і запаху з температурою топлення -210 оС і температурою кипіння - 196 оС. Він погано розчиняється у воді, не підтримує дихання живих організмів, але є неотруйним. Азот є хімічно інертною речовиною. Це пояснюється тим, що у молекулі N2 атоми сполучені потрійним зв’язком (один з них є s-звязком, а два інші - p-зв’язками). Тому молекула N2 є дуже міцною, енергія дисоціації молекули азоту дорівнює 945,3 кДж/моль. Навіть за температури 3000оС ступінь дисоціації молекулярного азоту становить лише 0,1%. В окисно-відновних реакціях азот виявляє відновні властивості лише у разі взаємодії з киснем і фтором, елементи яких мають вищу електронегативність, ніж Нітроген. При цьому реакція з киснем відбувається за температури вище 3000оС (температура електричної дуги): N2 + O2 D 2 NO. У реакціях з іншими речовинами азот виступає як окисник. За кімнатної температури він реагує тільки з літієм з одержанням нітриду Li3N. Під час нагрівання азот реагує з металами і неметалами з утворенням нітридів: 3 Ca + N2 t ® Ca3N2; 2 B + N2 t ® 2 BN.
1.3. Сполуки Нітрогену з від’ємними ступенями окиснення
Найважливішими сполуками Нітрогену з від’ємними ступенями окиснення є сполуки з Гідрогеном і металами: аміак NH3, гідразин N2H4, гідроксиламін NH2OH, азидна кислота HN3 і нітриди ExNy.
У промисловості аміак виробляють каталітичним синтезом із азоту і водню за реакцією: N2 + 3 H2 p,T D 2 NH3 + Q. Ця реакція є оборотною, екзотермічною та відбувається зі зменшенням об’єму. Отже, сприятливими умовами для зміщення рівноваги праворуч є підвищений тиск та низька температура (принцип Ле-Шательє). Оскільки рівновага сильно зміщена ліворуч, добитись повного переведення вихідних газів в аміак неможливо навіть за високих тисків (100 МПа). Тому синтез аміаку здійснюють у циркуляційному режимі (одержаний аміак конденсують, а непрореаговані азот і водень повертають у процес). Без каталізатора синтез аміаку практично не відбувається. Каталізатором слугує пористе залізо активоване Al2O3, K2O. Оптимальна температура залізного каталізатора – 400-600оС. У лабораторних умовах аміак можна одержати з солей амонію під дією на них лугів: 2 NH4Cl + Ca(OH)2 ® CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O. За звичайних умов аміак – безбарвний газ з різким специфічним запахом. Молекула NH3 має форму тригональної піраміди, у вершині якої розміщений атом Нітрогену: .. N H H H Довжина зв’язку N-H дорівнює 0,101 нм, HNH = 107,3о. Геометрія молекули NH3 визначається [s2]p3 – гібридизацією атомних орбіталей: об’ємна фігура близька до тетраедра. Молекула NH3 є різко вираженим донором пари електронів і має високу полярність. Аміак є донором електронів відносно іона Гідрогену (Н+), який має вільну s-орбіталь і приймає неподілену пару електронів атома Нітрогену з утворенням іона амонію NH4+. Наявністю неподіленої пари електронів і полярністю зв’язку N – H пояснюється також виникнення між молекулами аміаку водневого зв’язку. Тому аміак легко зріджується і має велике значення теплоти пароутворення, на чому ґрунтується його застосування в холодильних машинах. Під час взаємодії аміаку з водою утворюються водневі зв’язки між атомами Нітрогену і атомами Гідрогену води. Цей зв’язок наближається до донорно-акцепторного, а дисоціація на іони відбувається лише частково: NH3 + H2O D NH3 . H2O D NH4+ + OH-. Умовно водний розчин аміаку зображають формулою NH4OH і називають амонію гідроксидом, а лужну реакцію розчину аміаку розглядають як наслідок дисоціації умовних молекул NH4OH. Аміак добре розчиняється у воді (за температури 20оС в одному об’ємі води розчиняється 700 об’ємів аміаку). Водний розчин аміаку – слабка основа, константа дисоціації якої за температури 18оС дорівнює 1,8.10-5. Для аміаку характерні три типи реакцій: 1) комплексоутворення; 2) окисно-відновні; 3) заміщення. Як донор аміак добре взаємодіє з розчинами кислот та іонами d-елементів з утворенням солей амонію і аміакатів відповідно: 2 NH3 + H2SO4 ® [NH4]2SO4; 4 NH3 + CuSO4 ® [Cu(NH3)4]SO4. Оскільки атом Нітрогену в молекулі аміаку має найнижчий ступінь окиснення (-3), то у окисно-відновних реакціях він виявляє лише відновні властивості. Без каталізатора аміак горить зеленкуватим полум’ям:
У промисловості основна маса аміаку витрачається на виготовлення нітратної кислоти і азотних добрив. При цьому під час пропускання аміаку і повітря над платиново-родієвим каталізатором за температури 750оС аміак окиснюється до нітрогену(II) оксиду:
З активними металами аміак утворює аміди, іміди і нітриди цих металів відповідно: 2 Na + 2 NH3 ® 2 NaNH2 + H2; 2 Na + NH3 ® Na2NH + H2; 6 Na + 2 NH3 ® 2 Na3N + 3 H2 . Аміди, іміди і нітриди активних металів легко розкладаються водою і кислотами, наприклад: Na2NH + 2 H2O ® 2 NaOH + NH3; NaNH2 + 2 HCl ® NaCl + NH4Cl. Більшість солей амонію добре розчиняються у воді. Оскільки іон NH4+ є катіоном слабкого гідроксиду, то солі амонію гідролізують. Зокрема, розчини солей амонію, утворених сильними кислотами, мають слабкокислу реакцію: NH4+ + HOH D NH4OH + H+. Солі амонію можуть розкладатися оборотно і необоротно. Оборотно розкладаються солі амонію, аніони яких не є окисниками, наприклад: NH4Cl D NH3 + HCl. Солі амонію, аніони яких є окисниками, розкладаються необоротно, тобто відбувається окисно-відновна реакція:
Амонійна і калійна селітри (NH4NO3, KNO3) – цінні мінеральні добрива з високим відсотковим вмістом Нітрогену, що засвоюється рослинами.
Нітриди. Властивості нітридів закономірно змінюються за періодами і групами періодичної системи. В малих періодах спостерігається перехід від основних нітридів до кислотних (Na3N – основний, AlN – амфотерний, P3N5 – кислотний). Нітриди s-елементів та інших активних металів – кристалічні сполуки з іонно-ковалентним зв’язком, які розкладаються водою і кислотами: Ca3N2 + 6 H2O ® 3 Ca(OH)2 + 2 NH3; AlN + 4 HCl ® AlCl3 + NH4Cl. Нітриди d-елементів – металічні сполуки змінного складу. Вони характеризуються високою твердістю, металічним блиском і електропровідністю, є хімічно стійкими, не розкладаються водою і розчинами кислот. Завдяки цим властивостям металічні нітриди використовують для виготовлення спеціальних керамічних матеріалів.
У молекулі гідразину H2N-NH2 два атоми Нітрогену мають неподілені пари електронів, тому він здатний до реакцій приєднання. Гідразин, як і аміак, має підвищену електронно-донорну здатність. Основні властивості гідразину виражені сильніше, ніж в аміаку. Гідразин – безбарвна рідина. З водою змішується в будь-яких співвідношеннях. Водні розчини гідразину мають лужну реакцію: N2H4 + 2 H2O D [N2H6](OH)2 D [N2H6]2+ + 2 OH-. [N2H6](OH)2 – слабка двохкислотна основа. Гідразин утворює з кислотами два ряди солей гідразонію - [N2H6]Cl2 і [N2H5]Cl. Гідразин є значно менш стійким, ніж аміак і солі амонію. Ступінь окиснення атома Нітрогену в його молекулі дорівнює -2, тому він може виявляти як відновні, так і окисні властивості. Гідразин – сильний відновник:
У суміші з киснем гідразин згоряє з виділенням величезної кількості теплоти, тому його використовують як компонент ракетного палива:
Гідразин та всі його похідні сполуки дуже отруйні. Добувають гідразин окисненням аміаку, наприклад, натрію гіпохлоритом:
Гідроксиламін – біла кристалічна речовина, яку можна добути електрохімічним відновленням нітратної кислоти атомарним воднем: HNO3 + 6 H ® NH2OH + 2 H2O. Гідроксиламін розкладається з вибухом під час нагрівання, з водою змішується у будь-яких співвідношеннях. Подібно до аміаку і гідразину, водні розчини гідроксиламіну виявляють слабкі основні властивості: NH2OH + H2O D [NH3OH]OH D [NH3OH]+ + OH-. З кислотами гідроксиламін утворює солі гідроксиламонію, наприклад [NH3OH]Cl.
Азидну кислоту HN3 можна одержати дією на гідразин нітритною кислотою: N2H4 + HNO2 ® HN3 + 2 H2O. Азидна кислота HN3 – безбарвна рідина з різким запахом. Вона належить до слабких кислот. Водні розчини HN3 дисоціюють: HN3 D H+ + N3-.
Азиди мають низьку стійкість. Азиди малоактивних металів, наприклад плюмбуму, розкладаються з вибухом: Pb(N3)2 удар® Pb + 3 N2. Азидом плюмбуму заповнюють капсулі-детонатори.
1.4. Сполуки Нітрогену з позитивними ступенями окиснення
Нітроген виявляє позитивні ступені окиснення лише у сполуках з елементами, що мають вищі значення електронегативності – Оксигеном і Флюором. Найважливіші сполуки Нітрогену з позитивними ступенями окиснення: оксиди, нітритна і нітратна кислоти та солі цих кислот. Оксиди Нітрогену.
оксиди, за винятком N2O, отруйні. Нітрогену(I) оксид добувають нагріванням амонію нітрату:
Молекула N2O має лінійну будову: N = N = O. N2O – несолетвірний оксид. N2O – безбарвний газ, солодкуватий на смак, має приємний запах. Його називають “веселильним газом”, оскільки вдихання великої кількості N2O викликає стан, подібний до сп’яніння. Суміш N2O з киснем застосовують для наркозу. N2O погано розчиняється у воді та не реагує з нею. Нітрогену(II) оксид добувають у великих кількостях на виробництві нітратної кислоти окисненням аміаку на платиново-родієвому каталізаторі:
У лабораторних умовах NO добувають взаємодією розведеного розчину HNO3 (30-35%) з міддю:
NO – безбарвний газ, отруйний, погано розчиняється у воді (в одному об’ємі води за температури 0оС розчиняється 0,07 об’єму NO). NO – термодинамічно нестійка сполука, належить до несолетвірних оксидів. Атом Нітрогену в молекулі NO містить неспарений електрон, що зумовлює здатність NO до утворення в газовій фазі нестійкого димера N2O2. У твердому стані оксид повністю складається з молекул N2O2. Від молекули NO можна відщепити неспарений електрон, внаслідок чого утворюється нітрозил-іон NO+. Нітрозилгалогеніди утворюються під час взаємодії NO з галогенами:
В окисно-відновних реакціях NO виявляє відновні та окисні властивості, але переважаючою є відновна функція. Так, з киснем NO реагує за звичайних умов:
Нітрогену(III)оксид добувають за реакцією:
Рівновага реакції зсунута ліворуч, тому N2O3 є нестійкою сполукою. За температури 25оС N2O3 – рідина зеленого кольору. N2O3 – солетворний кислотний оксид. Внаслідок розчинення N2O3 у воді утворюється нітритна кислота HNO2. Нітрогену(IY) оксид за звичайних умов – газ бурого кольору, отруйний, має неприємний запах. Під час охолодження рідкого NO2 утворюються безбарвні кристали димеру N2O4 з температурою топлення -11оС. Молекула NO2 має кутову форму (ONO = 126o). У молекулі NO2 атом Нітрогену перебуває у стані sp2-гібридизації (за рахунок 2s-, 2px- і 2pz-орбіталей). Одну з гібридизованих орбіталей займає неспарений електрон, що зумовлює парамагнітні властивості NO2, а дві інші гібридизовані орбіталі беруть участь в утворенні σ-зв’язків NO. Крім того, 2pz-орбіталі атома Нітрогену і 2px-орбіталі двох атомів Оксигену беруть участь в утворенні делокалізованого зв'язку, що відповідає кратності 1,5: О 0,5- + N О 0,5- За температури понад 140оС газоподібний нітрогену(IY ) оксид існує лише у мономерному стані. З точки зору кислотно-основних властивостей NO2 формально поводиться як кислотний оксид, зокрема, на відміну від NO, він добре розчиняється у воді з утворенням нітритної та нітратної кислот:
NO2 також взаємодіє з розчинами лугів з утворенням нітритів і нітратів:
Наведені вище реакції взаємодії NO2 з водою та лугами належать до окисно-відновних реакцій диспропорціонування, що підтверджує здатність NO2 виступати як окисником, так і відновником. Проте, на відміну від NO, для NO2 більш характерні окисні властивості. Він легко окиснює SO2 до SO3:
Нітрогену(Y)оксид можна добути, діючи сильним водовідбирним засобом, наприклад P2O5, на нітратну кислоту: 2 HNO3 + P2O5 ® N2O5 + 2 HPO3. N2O5 – нестійка біла кристалічна речовина, яка навіть за кімнатної температури розкладається на NO2 і O2. Нітрогену(Y) оксид - сильний окисник, в середовищі якого органічні речовини займаються. N2O5 є ангідридом нітратної кислоти.
Нітритна кислота Нітритна кислота HNO2 належить до слабких кислот (Кд= 5.10-4). Це нестійка сполука, існує лише в розчинах, розкладається з виділенням NO і NO2:
Солі цієї кислоти називають нітритами. Нітрити значно стійкіші, ніж нітритна кислота, і є отруйними. Нітритна кислота та її солі завдяки наявності атома Нітрогену з проміжним ступенем окиснення можуть виявляти відновні і окисні властивості:
Нітратна кислота Нітратна кислота HNO3 та її солі мають велике значення в народному господарстві. У промисловості нітратну кислоту добувають каталітичним окисненням NH3 до NO. Потім NO окиснюють киснем повітря до NO2 і суміш NO2 з надлишком повітря поглинають водою або розбавленим розчином нітратної кислоти. Сумарне рівняння останньої реакції можна записати так: 3 NO2 + H2O D 2 HNO3 + NO. Промисловістю випускається розбавлена (45-, 47- і 55%-ві розчини) і концентрована (98%-ий розчин) кислоти. Концентровану нітратну кислоту добувають перегонкою 50%-го розчину HNO3 за наявності H2SO4, що відіграє роль водовідбирного засобу. Концентрована нітратна кислота – безбарвна рідина з температурою кипіння +86оС, температурою замерзання -41оС і густиною 1,51г/см3. На відміну від сульфатної кислоти нітратна характеризується високим парціальним тиском парів NO, HNO3. Тому вона на повітрі “димить” внаслідок утворення її парою з вологою повітря дрібних крапель туману. Концентрована HNO3 має буре забарвлення, оскільки під впливом світла і теплоти розкладається з виділенням бурого NO2 :
HNO3 – дуже сильна кислота. З водою утворює азеотропну суміш, що містить 68,4% HNO3. Валентність Нітрогену у більшості сполук дорівнює 3. Але у деяких випадках вона може змінюватися внаслідок переходу валентних електронів від одного атома. Покажемо це на прикладі нітратної кислоти. Насправді в молекулі HNO3 між атомом Нітрогену і трьома атомами Оксигену утворюється не три, а чотири ковалентні зв'язки і п’ятий іонний. При переході електрона від атома Нітрогену до атома Оксигену валентність Нітрогену зростає до 4, а Оксигену зменшується від 2 до 1. При цьому утворюються два іони. Внаслідок цього в молекулі HNO3 між атомом Нітрогену і одним атомом Оксигену виникає один іонний та один ковалентний звязок, а інші три зв'язки Нітрогену з Оксигеном є ковалентними: - + O H O N O Будову молекули HNO3 зображено на рис.1 Рис.1. Будова молекули HNO3
Молекула HNO3 є плоскою. Два атоми Оксигену сполучені з атомом Нітрогену зв'язками однакової довжини (0,121 нм) під кутом 130о, а третій має більшу довжину зв'язку (0,141 нм). Така форма молекули зумовлює її високу полярність і низьку стійкість. Концентрована і розбавлена нітратна кислота є сильним окисником. Вона окиснює майже всі метали і неметали. Деякі метали (Al,Cr) концентрована HNO3 пасивує: 2 Al + 6 HNO3(конц.) ® Al2O3 + 6 NO2 + 3 H2O. Тому концентровану нітратну кислоту перевозять в алюмінієвих цистернах. З більшістю металів (за винятком Au,Pt,Ta,Rh,Ir) нітратна кислота взаємодіє з утворенням нітратів металів. При цьому Нітроген може відновлюватися до різних продуктів: NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3. Утворення відповідних продуктів відновлення HNO3 залежить від активності металу і концентрації кислоти. Чим активніший метал і більш розбавлена кислота, тим глибше (до нижчих ступенів окиснення) відбувається відновлення Нітрогену. Зокрема, активні метали (цинк, магній) можуть відновлювати розбавлену HNO3 до N2O і N2, а дуже розбавлену навіть до NH4NO3. Під час взаємодії розбавленої HNO3 з малоактивними металами (міддю) виділяється NO, наприклад: 4 Zn + 10 HNO3(розб.) ® 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O; 5 Mg + 12 HNO3(розб.) ® 5 Mg(NO3)2 + N2 + 6 H2O; 4 Mg + 10 HNO3(дуже розб.) ® 4 Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O; 3 Cu + 8 HNO3(розб.) ® 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O. Концентрована HNO3 може відновлюватися металами різної активності до NO2, наприклад: Cu + 4 HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O. Суміш концентрованих HNO3 і HCl (1: 3), яку називають “царською водою”, розчиняє золото і платинові метали, наприклад: Au + HNO3 + 4 HCl ® H[AuCl4] + NO + 2 H2O. Розчинення золота і платинових металів у “царській воді” термодинамічно можливе завдяки комплексоутворенню, а велика швидкість реакції забезпечується наявністю атомарного хлору і хлориду нітрозилу NOCl, які утворюються під час взаємодії HNO3 і HCl та активно взаємодіють з золотом. Під час взаємодії неметалів з концентрованою нітратною кислотою утворюються відповідні кислоти і нітрогену оксиди (NO2 і NO), наприклад: S + 6 HNO3(конц.) ® H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O; 3 P + 5 HNO3(конц.) ® 3 HPO3 + 5 NO +H2O. Солі HNO3 – нітрати, добре розчинні у воді. На відміну від нітратної кислоти їх розчини майже не виявляють окисних властивостей. Вони є сильними окисниками за високих температур при сплавленні. Під час нагрівання нітрати розкладаються. Нітрати активних металів перетворюються на нітрити: 2 KNO3 t ® 2 KNO2 + O2. Нітрати менш активних металів розкладаються з утворенням оксидів цих металів, кисню і нітрогену(IY) оксиду: 2 Cu(NO3)2 t ® 2 CuO + 4 NO2 + O2. Нітрати металів, оксиди яких є нестійкими, розкладаються з виділенням вільного металу: 2 AgNO3 t ® 2 Ag + 2 NO2 + O2. ПРАВИЛА ТЕХНІКИ БЕЗПЕКИ Під час виконання роботи небезпеку становлять: - концентровані кислоти і луги; - скляний лабораторний посуд. Тому всі роботи потрібно виконувати, суворо дотримуючись правил техніки безпеки в хімічній лабораторії. Насамперед необхідно: - працювати в халатах; - роботи з концентрованими реактивами виконувати лише у витяжній шафі; - обережно поводитись зі скляним посудом.
Лабораторні досліди 1. Одержання азоту. Змішайте в пробірці по 2 мл розчинів калію нітриту і амонію хлориду. Суміш обережно нагрійте на невеликому полум´ї пальника. При інтенсивному виділенні газу припиніть нагрівання. Піднесіть до газу, який виділяється, палаючу скибку. Що при цьому спостерігається? Напишіть рівняння відповідних реакцій. 2. Одержання аміаку. До 2 мл розчину амонію хлориду або сульфату долийте 2 мл розчину натрію гідроксиду і нагрійте до кипіння. Смужку фільтрувального паперу змочіть фенолфталеїном та потримайте в парах біля отвору пробірки. Що при цьому спостерігаєте? Напишіть рівняння реакції одержання аміаку і дисоціації його гідроксиду. 3. Вивчення стійкості аміаку. Нагрійте розчин аміаку. В якому напрямку зміщується рівновага в системі аміак – вода при зміні температури? 4. Взаємодія аміаку з кислотами. В пробірку налийте 2 мл сульфатної або хлоридної кислоти, 1-2 краплі індикатора метилоранжу і поступово доливайте водного розчину аміаку. Спостерігайте зміну кольору індикатора. Напишіть рівняння реакції в молекулярній та іонній формах. 5. Обмінні реакції амонію гідроксиду з солями. У дві пробірки з розчинами феруму (ІІІ) хлориду і плюмбуму (ІІ) нітрату долийте надлишок розчину аміаку до утворення осаду. Напишіть відповідні рівняння реакцій. 6. Окиснення аміаку. До 2 мл бромної води по краплях долийте розчин аміаку. Який газ при цьому виділяється? Напишіть рівняння відповідної реакції. 7. Одержання комплексного аміакату купруму. У дві пробірки налийте по 2 мл розчинів купруму (ІІ) сульфату і кобальту (ІІ) хлориду. В кожну з них додайте по 2 мл розведеного розчину натрію гідроксиду. До одержаних осадів долиите надлишок концентрованого розчину аміаку. Як і чому зміниться колір реакційного середовища в обох пробірках? Напишіть рівняння відповідних реакцій. 8. Виявлення іонів амонію. А) В пробірку з 1-2 мл розчину амонію хлориду додайте 2 мл розчину реактиву Неслера (K2[HgI4]+KOH). При наявності іона NH4+ утворюється червоно-бурий осад, а при малій концентрації цих іонів - темно-жовте забарвлення: NH4Cl+2 K2[HgI4]+4KOH= + 7KI + KCl+3H2O Це найчутливіша реакція на аміак і солі амонію. Б) У пробірку налийте 2 мл розчину амонію хлориду або іншої солі амонію і 2 мл 2 N розчину натрію гідроксиду. Суміш нагрійте. До отвору пробірки, не доторкуючись її стінок, піднесіть лакмусовий папірець. Посиніння папірця засвідчує наявність у розчині іонів NH4+. 9. Одержання солей амонію. (Дослід проводити у витяжній шафі!). У тигель налийте 2 мл розчину аміаку. Потім змочіть дно і стінки склянки концентрованою хлоридною кислотою, залишок якої злийте. Цією склянкою накрийте тигель з розчином аміаку. Поясніть свої спостереження. Напишіть рівняння відповідних реакцій. 10. Гідроліз солей амонію. Дослідіть характер середовища розчинів амонію хлориду і карбонату. Чому твердий амонію карбонат помітно пахне аміаком? Напишіть рівняння реакцій гідролізу зазначених солей в молекулярній та іонній формах. 11. Термічна дисоціація амонію хлориду. У суху пробірку насипте 1 г амонію хлориду і, закріпивши пробірку в штативі похило отвором угору, спочатку повільно, а потім сильніше нагрівайте над полум'ям пальника доти, доки вся сіль не відкладеться на бічних стінках пробірки у вигляді конденсату. Упродовж нагрівання стежте за зміною забарвлення лакмусового папірця, змоченого водою, тримаючи його в отворі пробірки. Сіль з бічних стінок пробірки змивайте водою (1-2 мл) і розділіть розчин у дві пробірки. В одній виявіть іони NH4+, як описано у п.8, у другій - іони Cl-. Для виявлення іонів Cl- до розчину додайте декілька крапель аргентуму нітрату, розчин аміаку до розчинення осаду, що утворився, а потім розчин нітратної кислоти до кислої реакції. Білий осад аргентуму хлориду, який з'являється знову, підтверджує наявність у розчині іонів Сl-. Напишіть відповідні рівняння реакцій. 12. Відновні властивості аміаку. Налийте у пробірку 2 мл розчину калію перманганату і підкисліть розбавленою сульфатною кислотою. До одержаного розчину долийте 2 мл розчину натрію нітриту. Внаслідок переходу Mn+7 до Mn+2 проходить зміна забарвлення розчину. Напишіть відповідне рівняння реакції та спостереження. НАУКОВО-ДОСЛІДНА РОБОТА
ЗАПИТАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ
1. Як змінюються кислотно-основні і окисно-відновні властивості сполук Нітрогену при зміні його ступеня окиснення від -3 до +5. 2. Напишіть рівняння реакцій одержання: аміаку, гідразину, гідроксиламіну, азидної кислоти. 3. Напишіть формули найважливіших оксигеновмісних сполук Нітрогену, назвіть їх і охарактеризуйте хімічні властивості. 4. Напишіть рівняння реакцій взаємодії концентрованого, розбавленого і дуже розбавленого розчинів нітратної кислоти з магнієм, цинком, міддю. 5. Скільки потрібно взяти 60%-го розчину амонію хлориду і 40%-го розчину кальцію гідроксиду, щоб добути 2 кг 10 %-го розчину аміаку? 6. Які сполуки і чому застосовують як нітрогеновмісні добрива в сільському господарстві? 7. Під час взаємодії концентрованої нітратної кислоти з металами, сіркою, вуглецем утворюється тільки нітрогену (ІІ) оксид, а не ін
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-04-23; просмотров: 91; 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 - 3.149.244.92 (0.018 с.) |