Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений

• Название: Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений
• Дата: 22.03.2022
• Размер: 2.63 Mb.
• Имя файла: Uchebnoe_posobie_po_khimii.doc
• Тип: Лабораторная работа; #409758
• страница: 32 из 40

Выполнение работы

Опыт 1. Получение азота

В пробирку налить поровну насыщенные растворы нитрита натрия NaNO₂ и хлорида аммония NH₄Cl (общий объем не более 1/3 пробирки) и слегка подогреть до начала реакции. Ввести в выделившийся газ горящую лучинку. Что происходит с пламенем?

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции получения азота.

Опыт 2. Получение аммиака

Поместить в сухую пробирку 2 шпателя смеси, состоящей из равных частей хлорида аммония и оксида кальция CaO. Нагреть. Осторожно понюхать выделяющийся газ. Подержать над отверстием пробирки смоченную водой красную лакмусовую бумажку. Что наблюдается? Смочить стеклянную палочку концентрированной соляной кислотой и поднести к отверстию пробирки. Наблюдать образование белого дыма.

Требование к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций получения аммиака и взаимодействия его с соляной кислотой HCl.

2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида аммония.

Опыт 3. Разложение солей аммония

• 
  В небольшую фарфоровую чашку положить 2–3 шпателя дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ в виде горки и горящей спичкой нагреть ее сверху. Что наблюдается?
  
• 
  Поместить в сухую пробирку несколько кристаллов NH₄Сl. Нагреть. Через некоторое время на холодных частях пробирки образуется белый налет, на дне ничего не остается.
  

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций разложения дихромата аммония и хлорида аммония.

Опыт 4. Восстановительные свойства аммиака

Налить в пробирку 0,5–1 мл раствора перманганата калия KMnO₄ и добавить столько же концентрированного раствора аммиака NH₄OH. Смесь слегка подогреть. Что происходит с окраской раствора?

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции, учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота, а перманганат восстанавливается до MnO₂.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах аммиака.

Опыт 5. Получение оксида азота (П)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, прилить 2–3 мл разбавленной азотной кислоты. Выделяется бесцветный газ NO, буреющий на воздухе.

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции получения оксида азота (П) взаимодействием разбавленной азотной кислоты с медью.

Опыт 6. Получение и свойства оксида азота (IV)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, налить 2–3 мл концентрированной азотной кислоты. Образующийся в этой реакции NO₂ через газоотводную трубку пропускать в пробирку с водой, в которую добавить 2–3 капли метилоранжа. Что наблюдается? Почему? Затем образующийся NO₂ пропускать в пробирку с раствором NаОН. К полученному раствору добавить по каплям подкисленный разбавленной серной кислотой раствор перманганата калия. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Закончить уравнения реакций: Cu + HNO₃ (конц.) = …;

NO₂ + H₂O = …;

NO₂ + NaOH = …;

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

Опыт 7. Окислительные и восстановительные свойства нитритов

• 
  К 1–2 мл раствора нитрита калия KNO₂ прилить 0,5–1 мл раствора йодида калия KI и столько же разбавленной серной кислоты.
  
• 
  Налить в пробирку 1–2 мл раствора дихромата калия K₂Cr₂O₇, добавить 2–3 мл раствора нитрита калия и разбавленной серной кислоты.
  

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KNO₂ + KI + H₂SO₄ = …;

K₂Cr₂O₇ + KNO₂ + H₂SO₄ = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах нитритов.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

26.1. Привести не менее трех примеров реакций, в которых азот играет роль окислителя, и пример реакции, в которой он является восстановителем.

26.2. Привести примеры характерных для аммиака реакций присоединения и окисления без катализатора и в присутствии катализатора.

26.3. Нитрат аммония может разлагаться двумя путями:

NH₄NO₃ (к) = N₂O (г) + 2H₂O (г);

NH₄NO₃ (к) = N₂ (г) + 1/2O₂ (г) + 2H₂O (г).

Какая из приведенных реакций наиболее вероятна при 298 К? Ответ подтвердить расчетом . ( = –183,9 кДж/моль;

= 104,1 кДж/моль; = –228,6 кДж/моль).

26.4. Какова реакция среды в растворах KNO₃, NH₄NO₃, NaNO₂, NH₄NO₂? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза этих солей.

26.5. Закончить уравнения реакций:

а) Zn + NaNO₃ + NaOH …; б) NO + KMnO₄ + H₂O = …;

в) Cu + HNO₃ (разб.) …; г) AgNO₃ ….

26.6. Написать уравнения взаимодействия разбавленной азотной кислоты с магнием, ртутью, фосфором, углем (С).

26.7. Какая масса нитрита аммония NH₄NO₂ требуется для получения 1 л азота при нормальных условиях? (Ответ: 2,86 г).

26.8. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций HNO₂:

а) с HI.; б) с бромной водой (Br₂).

26.9. Почему диоксид азота (NO₂) способен к реакциям диспропорционирования? Написать уравнения реакций взаимодействия NO₂:

а) с водой; б) гидроксидом калия.

26.10. Закончить уравнения реакций: а) N₂O₅ + KOH = …;

б) N₂O₃ + NaOH = …; в) Cu + HNO₃ (разб) = …; г) NO₂ + O₂ + Н₂О= ….

26.11. В каком газообразном соединении азот проявляет свою низшую степень окисления? Написать уравнения реакций получения этого соединения:

а) при взаимодействии хлорида аммония с гидроксидом кальция;

б) разложением нитрида магния водой.

26.12. Почему азотистая кислота способна к реакциям диспропорционирования? Написать уравнение реакции разложения НNO₂, учитывая, что при этом азот приобретает степень окисления +2 и + 5.

26.13. Составить уравнения реакций окисления азотной кислотой:

а) серы до серной кислоты; б) фосфора до фосфорной кислоты Н₃РО₄;

в) углерода до диоксида углерода.

26.14. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

N₂ → NO → NO₂ → HNO₃ → NH₄NO₃.

26.15. Закончить уравнения реакций получения аммиака:

а) H₂ + N₂ = …; б) NH₄OH …;

в) AlN + H₂O = …; г) NH₄Cl + Ca(OH)₂ = ….

26.16. Составить уравнения реакций последовательного получения:

N₂ → NO → NO₂ → HNO₃ → Cu(NO₃)₂ → CuO → Cu.

26.17. Закончить уравнения реакций получения в промышленности азотной кислоты: а) NH₃ + O₂ = …; б) NO + O₂ = …; в) NO₂ + H₂O + O₂ = ….

26.18. Закончить уравнения реакций разложения азотной кислоты и ее солей:

а) HNO₃ …; б) Hg(NO₃)₂ …;

в) Pb(NO₃)₂ …; г) NaNO₃ ….

26.19. Закончить уравнения реакций:

а) Na₂S + NaNO₂ + H₂SO₄ = S + NO + ….

а) KNO₂ + KMnO₄ + H₂O = …; б) KI + HNO₂ + H₂SO₄ = NO + …;

26.20. Какой объем 30 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,18 г/мл) будет израсходован на растворение 10 г сплава, состоящего из 60 % меди и 40 % серебра, считая, что азотная кислота восстанавливается до NO? (Ответ: 53,5 мл).
Лабораторная работа 27

Углерод, кремний
Цель работы: изучить химические свойства соединений углерода и кремния.

Задание: получить оксид углерода (IV) и исследовать его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства; получить кремниевую кислоту и сравнить ее силу с угольной кислотой. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Углерод и кремний находятся в главной подгруппе IV группы. Их атомы имеют на внешнем уровне 4 электрона (ns²np²), могут проявлять степени окисления от −4 до +4. Наиболее характерной степенью окисления является +4.

Углерод и кремний при обычных условиях весьма инертны, не растворяются в воде, разбавленных кислотах, вступают в реакцию только с очень энергичными окислителями. При нагревании химическая активность их повышается.

Углерод и кремний образуют оксиды СО, СО₂, SiO₂. Оксид углерода (II) СО – несолеобразующий оксид. При обычных условиях не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами, является энергичным восстановителем.

Оксид углерода (IV) СO₂ – кислотный оксид, реагирует со щелочами, водой. В водном растворе оксида углерода (IV) устанавливается следующее равновесие:

CO₂ + H₂O H₂CO₃ H⁺ + НСO₃‾ 2H⁺ + CO₃²‾

Н₂СO₃ – слабая непрочная кислота, существует только в разбавленных растворах. Будучи двухосновной кислотой, угольная кислота образует два ряда солей – карбонаты и гидрокарбонаты. Из карбонатов в воде растворимы только карбонаты щелочных металлов и аммония, гидрокарбонаты растворимы почти все. Оксид углерода (IV) проявляет окислительные свойства при взаимодействии только с очень сильными восстановителями. Например, в его атмосфере горит магний, при этом СО₂ восстанавливается до СО или до свободного углерода. В лаборатории СO₂ получают в аппарате Киппа по реакции

СаСО₃ + 2HCl = СаСl₂ + СO₂ + Н₂O.

Оксид кремния (IV) SiO₂ по своему характеру является кислотным оксидом, химически устойчив. С водой SiO₂ непосредственно не соединяется. Соответствующая оксиду кремния кремниевая кислота Н₂SiO₃ может быть получена действием кислот на растворы ее солей. Кремниевая кислота малорастворима в воде. Осадок имеет вид бесцветного студня, причем состав его отвечает не простой формуле H₂SiO₃, а более общей nSiO₂∙mН₂О. Кремниевая кислота очень слабая, ее соли называются силикатами. Из силикатов растворимы только соли щелочных металлов Na₂ SiO₃ и K₂SiO₃, называемые растворимым стеклом. Их растворы подвергаются гидролизу и имеют щелочную реакцию:

2K₂SiO₃ + 2Н₂О = K₂Si₂O₅ + 2KOH.