Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений
 Скачать 2.63 Mb.
|
Выполнение работыОпыт 1. Поведение серы при различных температурах Сухую пробирку на 1/3 ее объема наполнить серой и медленно нагревать на пламени спиртовки, все время встряхивая. Следить за изменением вязкости и цвета расплавленной серы. Кипящую серу тонкой струей вылить в стакан с холодной водой. Слить воду из стакана и убедиться в пластичности серы. Кусочек пластической серы оставить до конца занятия. Сохраняет ли она свои свойства? Требование к результатам опыта Дать объяснение всем наблюдаемым при опыте изменениям. Опыт 2. Получение и свойства сероводорода (Проводить в вытяжном шкафу!). Поместить в пробирку 1 шпатель сульфида железа (II) FeS, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и прилить 1–2 мл разбавленной соляной кислоты. Быстро закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой и слегка подогреть. Когда начнется энергичное выделение газа, поднести к отверстию трубки поочередно полоски влажной индикаторной бумаги и фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца. Что наблюдается? Выделяющийся из пробирки газ зажечь у отверстия трубки. Подержать над пламенем влажную индикаторную бумагу. Что наблюдается? Внести в пламя горящего сероводорода фарфоровую чашку и наблюдать появление на ней желтого пятна. Требования к результатам опыта 1. Составить уравнение реакции получения сероводорода. 2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах сероводорода. 3. Закончить уравнения реакций: H2S + Pb(NO3)2 = …; H2S + O2 (избыток) = …; H2S + O2 (недостаток) = …. Опыт 3. Взаимодействие серы со щелочами В пробирку поместить 1 шпатель порошка серы и прилить 3–4 мл концентрированного раствора щелочи. Содержимое пробирки прокипятить до пожелтения раствори. Раствор сохранить для следующих опытов. Требование к результатам опыта Закончить уравнение реакции S + NaОН = …, указать окислитель и восстановитель и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция. Опыт 4. Восстановительные свойства сульфидов и сульфитов Налить в пробирку 1−2 мл раствора перманганата калия KMnO4, подкислить его разбавленной серной кислотой и прибавить немного раствора, полученного в опыте 3. Что наблюдается? Требования к результатам опыта 1. Закончить уравнения реакций: KMnO4 + Na2S + H2SO4 = …; KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = …. В каждой реакции указать окислитель и восстановитель. 2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах сульфидов. Опыт 5. Окислительные свойства сульфитов К 1−2 мл раствора, полученного в опыте 3, прилить несколько капель разбавленной соляной кислоты. Что происходит? Требования к результатам опыта 1. Закончить уравнение реакции Na2SО3 + HCl = …. 2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах сульфитов. Опыт 6. Окислительные свойства серной кислоты В две сухие пробирки поместить по маленькому кусочку серы и угля, налить в них по 1−2 мл концентрированной серной кислоты. Пробирки осторожно нагреть и наблюдать постепенное окисление неметаллов. Требование к результатам опыта Написать уравнения реакций окисления серы и угля (С) концентрированной серной кислотой. Опыт 7. Водоотнимающее свойство серной кислоты В пробирку налить 1–2 мл концентрированной серной кислоты и опустить в нее лучинку. В пробирку насыпать 2 шпателя CuSO4∙5Н20 и добавить 1–2 мл концентрированной серной кислоты. Требование к результатам опыта Объяснить наблюдаемые явления. Задачи и упражнения для самостоятельного решения 25.1. Закончить уравнения реакций: а) KMnO4 + H2S + H2SO4 = …; б) H2S + H2O2 = …; в) H2S + NaOH = …; г) Na2S + H2O ↔ …. 25.2. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций взаимодействия H2SO3: а) с сероводородом; б) с кислородом. 25.3. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Написать уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и алюминием и концентрированной – с медью и серебром. 25.4. Какой объем диоксида серы SO2 при нормальных условиях можно получить при сжигании серы массой 500 г? (Ответ: 350 л). 25.5. Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет сернистая кислота при взаимодействии: а) с магнием; б) с иодом; в) с сероводородом? Составить уравнения соответствующих реакций. 25.6. Можно ли окислить сероводород кислородом при 298 К? Ответ мотивировать, вычислив ΔG° реакции 2H2S (г) + O2 (г) = 2S (к) + 2H2O (ж). (  = –33,8 кДж/моль;  = –237,3 кДж/моль). (Ответ: –407 кДж). 25.7. Раствор, содержащий 5,12 г серы в 100 г сероуглерода CS2, кипит при 46,67 °С. Температура кипения чистого сероуглерода 46,20 °С. Эбулиоскопическая константа сероуглерода 2,37. Вычислить молекулярную массу серы и установить, из скольких атомов состоит молекула серы. (Ответ: 258; S8). 25.8. Через 100 мл 0,2 М раствора NaOH пропустили 448 мл SO2 (н.у.). Какая соль образовалась? Найти ее массу. (Ответ: NaHSO3; 2,08 г). 25.9. Закончить уравнения реакций: а) H2S + SO2 = …; б) H2SO3 + I2 = …; в) KMnO4 + SO2 + H2O = …; г) HIO3 + H2SO3 = …. 25.10. Привести примеры уравнений реакций (не менее двух на каждый случай) получения SO2, которые: а) сопровождаются изменением степени окисления серы; б) не сопровождаются изменением степени окисления серы. 25.11. Закончить уравнения реакций: а) S + KOH = …; б) HNO2 + H2S = …; в) Na2S + NaNO3 + H2SO4 = …; г) H2S + KMnO4 + H2O = …. 25.12. Написать уравнение реакции получения сернистого газа (SO2) из железного колчедана (FeS2). Рассчитать объем SO2 (условия нормальные), который получится при окислении 1,5 кг железного колчедана. (Ответ: 560 л). 25.13. Закончить уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде: а) Na2S + H2O ↔ …; б) (NH4)2S + H2O = …; в) Al2S3 + H2O = …; г) Cr2(SO4)3 + Na2S + H2O = …. 25.14. Закончить уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с металлами: а) Cu + H2SO4 (конц.) = …; б) Mg + H2SO4 (конц.) = …; в) Hg + H2SO4 (конц.) = …; г) Ni + H2SO4 (разб.) = …. 25.15. В 10 л воды растворили 2,24 л газообразного SO3 при нормальных условиях. Рассчитать молярную и молярную концентрацию эквивалентов полученного при этом раствора серной кислоты. (Ответ: 0,008 моль/л; 0,016 моль/л). 25.16. Сколько миллилитров концентрированной серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл), содержащей 98 % H2SO4, теоретически необходимо для перевода в раствор 10 г меди? Какой объем SO2 (условия нормальные) выделится при этом? (Ответ: 17 мл; 3,52 л). 25.17. Определить молярную концентрацию эквивалентов раствора Na2SO3, если при окислении 20 мл его в кислой среде требуется 16 мл 0,05 н. раствора KMnO4. (Ответ: 0,04 н.). 25.18. Сколько литров Н2S (условия нормальные) потребуется для восстановления в сернокислом растворе 100 мл 5,7 %-го раствора K2Cr2O7 (ρ = 1,04 г/мл)? (Ответ: 1,35 л). 25.19. Какими тремя способами можно получить сероводород, имея в своем распоряжении цинк, серу, водород и серную кислоту? Составить уравнения соответствующих реакций. 25.20. Закончить уравнения реакций окисления концентрированной серной кислотой следующих веществ: а) Zn + H2SO4 = …; б) KI + H2SO4 = …; в) C + H2SO4 = …. Лабораторная работа 26 Азот Цель работы: изучить химические свойства азота и его водородных и кислородных соединений. Задание: получить азот, аммиак, исследовать его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства; получить оксиды азота (II) и (IV); убедиться на опытах, что нитриты проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу. Теоретическое введение Азот – элемент V группы главной подгруппы, типичный неметалл. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов 2s22р3. Поэтому в соединениях проявляет степени окисления от −3 (низшая) до +5 (высшая). При обычных условиях азот – газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде. В лаборатории его получают при нагревании смеси концентрированных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. При комнатной температуре азот химически малоактивен. При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды, из которых наибольшее значение имеет аммиак NH3. Это бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворяется в воде и химически с ней взаимодействует. Раствор аммиака в воде называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция. Для аммиака характерны реакции присоединения по донорно-акцепторному механизму. При взаимодействии с кислотами NН3 образует соли аммония, содержащие ион NH4+. Все соли аммония термически малоустойчивы, характер разложения зависит от кислоты, образующей соль. Если кислота является окислителем, то при нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления (NН4)2Сr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O. Если кислота не является окислителем, то при нагревании солей аммония выделяется аммиак. Выделяющийся аммиак при охлаждении может снова реагировать с кислотой, если она сильная и летучая: NH4Cl = NH3 + HCl. При действии сильных окислителей аммиак проявляет восстановительные свойства. Азот образует с кислородом оксиды: N2O, NО, N2O3, NO2, N2O5. Наибольшее практическое значение имеют оксиды NO и NO2. Оксид азота (П) – бесцветный газ, малорастворим в воде и химически с ней не взаимодействует. Это несолеобразующий оксид. В лаборатории его получают при действии разбавленной азотной кислоты на медь. NО легко соединяется с кислородом, образуя NO2. Оксид азота (IV) в лаборатории получают при действии концентрированной азотной кислоты на медь или нагреванием Pb(NO3)2. NO2 – газ бурого цвета, при растворении в воде дает две кислоты: 2NO2 + Н2O = HNO2 + HNO3. Азотистая кислота НNO2 в свободном состоянии не получена, известна в водных растворах, относится к слабым кислотам. Соли HNO2 – нитриты – получены и вполне устойчивые. В реакциях проявляют свойства окислителей и восстановителей. Азотная кислота HNO3 относится к сильным кислотам и сильным окислителям. При восстановлении может давать различные продукты в зависимости от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры. Соли азотной кислоты – нитраты, твердые вещества, хорошо растворимые в воде. |