Лабораторная работа по дисциплине «Неорганическая химия (Неметаллы)» для УГНТУ

Лабораторная работа № 2 АЗОТ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Азот  на внешнем электронном уровне имеет структуру 2S² 2P³, т. е. — содержит не поделенную пару электронов на S — подуровне и 3 неспаренных р-электрона. Степень окисления азота имеет значение -3, -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Таким образом, если азот в максимальной степени окисления +5 является только окислителем и будет принимать электроны, то азот в степени окисления –3 будет проявлять восстановительные свойства и отдавать электроны. Соединения азота с промежуточными степенями окисления, например +3, будут иметь двойственное поведение, т.е. в зависимости от выбранных реактивов, могут быть окислителем или восстановителем. Свободный азот N₂ — газ без цвета и запаха, химически инертен. В лаборатории азот получают взаимодействием на холоду насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия и нагреванием этой смеси до 90°С: NН₄С1 + NаNO₂   →    NH₄NО₂ + NаСl NH₄NО₂    →    N₂ + 2Н₂О получают в лаборатории взаимодействием щелочей с солями аммония: NН₄С1 + NаОН    →     NаСl + NН₃ + Н₂О При нагревании водного раствора аммиака равновесие практически смещается в направлении образования аммиака, уходящего из сферы реакции: NН₄⁺ + ОН    →    NН₃* Н₂О → NН₃ + H₂O Неподеленная пара электронов молекулы аммония обусловливает её донорные свойства и склонность к образованию комплексных частиц: При добавлении аммиака к раствору AgNO₃ или AgCl образуется комплексный ион [Ag(NH₃)₂]⁺: Ag   +  2NH₃   →    [Ag(NH₃)₂]⁺ Соли аммония хорошо растворяются в воде и при их нагревании происходит термическая диссоциация: NH₄Cl    →      NH₃ + HCI, а образующиеся продукты, покинув зону высокой температуры, вновь реагируют друг с другом. N₂O оксид азота (I) — это бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом, умеренно растворимый в воде, но не образующий с ней устойчивых химических соединений. NO оксид азота (II) — бесцветный газ, без запаха и вкуса, мало растворим в воде. Получают в лаборатории при действии умеренно концентрированной азотной кислотой на медь (р = 1,2 г/ см³): Наиболее вероятная структура молекул оксида азота: N = О. Оксид азота легко окисляется кислородом воздуха с образованием оксида азота (IV): 2NO + О₂           2NO₂      (∆Н° = -1 13 кДж) NO₂ (оксид азота 1ё16(IV) — бурый газ с неприятным запахом, очень ядовит, растворяется в воде. При температуре ниже 140°С начинается процесс димеризации молекул NO₂, который заканчивается при t -11°C с образованием бесцветного соединения N₂O₄: 2NO₂           N₂O₄   (∆Н° = -54,5 кДж) При работе с оксидом азота необходимо соблюдать осторожность. Его пары удушливы, вызывают кашель и при длительном вдыхании могут привести к воспалению легких. При растворении оксида азота в воде происходит его диспропорционирование: 2NO2 + Н2О HNO3 + HNO2 HNO2 — азотистая кислота- непрочная, однако соли её устойчивы. Азотистая кислота и её соли в химических реакциях проявляют окислительно-восстановительную двойственность. При взаимодействии с сильными восстановителями они восстанавливаются, как правило, до NO: 2 NaNO2 + 2KI + 2H2SO4 Na2SO4 +K2SO4+2NO+2H2O +I2 Сильными окислителями HNO2 и нитриты могут быть окислены до азотной кислоты и нитратов: 2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 K2SO4 + 5NaNO3+2MnSO4+3H2O НNO3 – азотная кислота – сильная, характеризуется ярко выраженными окислительными свойствами. В зависимости от концентрации азотной кислоты и активности металла, взаимодействующими с ней, продуктами восстановления могут быть преимущественно оксид азота (IV) с концентрированной НNO3 или оксид азота (II) с разбавленной НNO3. При действии концентрированной азотной кислоты HNO3 на щелочные и щелочноземельные металлы (цинк и кадмий) выделяется N2O, N2 (НNO3 конц.) и NH3, NH4NO3, если НNO3 разбавлена. Большинство солей азотной кислоты хорошо растворимы в воде. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ ОПЫТ 1. Получение азота Смешайте в пробирке по 4 – 6 капель насыщенных растворов нитрата калия и хлорида аммония. Заметно ли выделение газа на холоду? Смесь осторожно нагреть на небольшом пламени спиртовки, прекратить нагревание, как только начнётся выделение газа. Введите в выделившийся газ тонкую лучину. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций. ОПЫТ 2 . Получения аммиака Поместите в фарфоровый тигель 2 – 3 микрошпателя хлорида аммония и гидроксида кальция и хорошо перемешайте их стеклянной палочкой (обратите внимание на запах смеси). Всыпьте в сухую пробирку и осторожно нагрейте. К отверстию пробирки поднесите влажную красную лакмусовую бумажку. Как изменился цвет бумажки и почему? Затем к отверстию пробирки поднесите стеклянную палочку, смоченную концентрированной соляной кислотой. Что происходит? Напишите уравнение реакций. ОПЫТ 3. Равновесие в системе аммиак – вода 3.1 Налейте в пробирку 8 – 10 капель разбавленного раствора аммиака и нагрейте. В каком направлении смещается равновесие в системе аммиак – вода при изменении температуры? Напишите схему равновесия. 3.2 Налейте в 2 пробирки 5 – 6 капель разбавленного раствора аммиака. В одну из них добавьте 1 каплю раствора фенолфталеина. Отметьте окраску раствора. На присутствие каких ионов она указывает? Добавьте в раствор 3 – 4 микрошпателя хлорида аммония и размешайте раствор. Как изменилась интенсивность окраски? Почему? К раствору аммиака во второй пробирке добавьте 5 – 6 капель раствора сульфата алюминия. Отметьте исчезновение запаха аммиака. Напишите уравнения реакций. Укажите, в каком направлении смещается равновесие в водном растворе аммиака при добавлении к нему хлорида аммония? Как при этом изменяется концентрация компонентов данной равновесной системы: ОН- — иона, NН4+-иона? NН3? В каком направлении сместится равновесие данной системы при добавлении хлороводородной кислоты? Почему? ОПЫТ 4. Восстановительные свойства аммиака В три пробирки отдельно внести по 3 – 4 капли растворов: а) бромной воды; б) перманганата калия; в) дихромата калия. В каждую из пробирок добавить по 3 – 5 капель 25%-ного раствора аммиака. В каждом случае растворы слегка подогреть до изменения их окраски. Написать соответствующие уравнения реакций, учитывая, что в каждом случае аммиак в основном окисляется до молекулярного азота, КМnO4 восстанавливается до МnО2, а К2Сг2О7 до Сг2О3. Во всех случаях отметить изменение окраски растворов. ОПЫТ 5. Свойства аммиака 5.1 К 3 – 4 каплям разбавленной серной кислоты, подкрашенной лакмусом, прилейте по каплям раствор аммиака до изменения цвета раствора. Напишите молекулярно-ионное уравнение реакции. 5.2 К 3 – 4 каплям раствора хлорида натрия добавьте 1-2 капли раствора АgNO3. К образовавшемуся осадку прибавляйте по каплям раствор аммиака. Что наблюдается при этом? Напишите уравнения реакций. 5.3 К нескольким каплям раствора сульфата меди прибавьте столько же разбавленного раствора гидроксида натрия или калия. К полученному осадку добавьте некоторый избыток раствора аммиака. Каким ионом обусловлен цвет полученного раствора? Напишите уравнения реакций. Какое общее свойство проявляет аммиак по отношению к ионам Н+ ; Сu+2 в описанных выше опытах и чем оно обусловлено? ОПЫТ 6. Отношения солей аммония к нагреванию 6.1 Поместите в сухую пробирку немного твердого хлорида аммония и нагрейте. Обратите внимание на образование белого налета на холодных стенках верхней части пробирки. Напишите уравнение реакции. 6.2 Проделайте такой же опыт с карбонатом аммония, предварительно убедитесь в том, что эта соль заметно пахнет аммиаком и без нагревания. Пахнет ли аммиаком хлорид или сульфат аммония? Какова сравнительная устойчивость карбоната и хлорида аммония и чем она обусловлена? 6.3 Положите в сухую пробирку немного растёртого в фарфоровой ступке сульфата аммония и нагрейте. Обратите внимание на запах, появившейся во время нагревания, поднесите к отверстию пробирки влажную красную лакмусовую бумагу. Оставшееся вещество в пробирке растворите в воде, и прибавьте раствор лакмуса. Что наблюдается ? Напишите реакцию разложения сульфата аммония. ОПЫТ 7. Получение оксида азота (II) и оксида азота (IV) и исследование их свойств (Опыт проводить под тягой!) 7.1 Поместите в микроколбу или в пробирку с газоотводной трубкой 3-4 кусочка тонкой медной проволоки, 4 – 6 капель разбавленной азотной кислоты (р = 1,2 г/см3) и слегка нагрейте в пламени спиртовки. Часть выделяющегося газа соберите в пробирку над водой, заполнив её газом приблизительно на 3/4 объёма, а другую часть пропустите в пробирку с 5 – 6 каплями раствора сульфата железа (II). Как изменяется окраска раствора FеSO4 при поглощении им оксида азота? Обратите внимание на изменение окраски раствора при нагревании. Напишите уравнения реакций образования и разложения комплексного соединения. Пробирку, заполненную оксидом азота, закройте пальцем, выньте из ванны, переверните отверстием вверх и, поместив на фоне белой бумаги, отнимите палец. Что наблюдается? 7.2 На несколько медных стружек в пробирке подействуйте 8 – 10 каплями концентрированной азотной кислоты (р = 1,4 г/см3), закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и пропустите выделяющийся газ в пробирку, наполненную до половины холодной водой (так как реакция идет очень быстро, то всё необходимое для опыта нужно приготовить заранее). Разделить полученный раствор на три части. К 1/3 полученного раствора оксида азота (II) прилейте 1 – 2 капли раствора лакмуса. Что наблюдаете? Чтобы доказать, что в полученном растворе содержится азотистая кислота, к части этого раствора прилейте по каплям сильно разбавленный раствор перманганата калия. Что происходит при этом? Оставшуюся часть раствора оксида азота (II) хорошо прокипятите. Убедитесь при помощи синей лакмусовой бумажки в том, что кислотные свойства раствора в результате кипячения не исчезли. После этого прилейте несколько капель раствора перманганата калия. Что происходит? Что показывает исчезновение после кипячения восстановительных свойств раствора? Что происходит с азотистой кислотой при кипячении. Напишите уравнения реакций. ОПЫТ 8. Двойственный характер азотистой кислоты и нитритов 8.1 К 2 – 3 каплям 2Н раствора нитрита натрия или калия прилейте по каплям 2Н раствор серной кислоты. Обратите внимание на цвет раствора, особенно хорошо заметный на белом фоне, и на выделение газа. Какое окрашенное промежуточное соединение образуется при этом. Напишите уравнение реакции. 8.2 К 2 – 3 каплям бромной воды прилейте по каплям раствор нитрита натрия. Что происходит? 8.3 К 2 – 3 каплям раствора йодида калия, подкисленного серной кислотой, прилейте столько же раствора нитрита натрия или калия, 1 – 2 капли СС14, хорошо взболтайте и дайте отстояться. Проверьте, выделяется ли йод (посинение крахмала) при сливании растворов йодида калия и нитрита калия в отсутствие кислоты? 8.4 Налейте в 2 пробирки по 2 – 3 капли раствора нитрита калия. В одну из них прибавьте 1 – 2 капли раствора перманганата калия без предварительного окисления, а в другую — сначала 2 – 3 капли разбавленного раствора серной кислоты, а затем раствор перманганата калия. Что происходит? 8.5 К 2 – 3 каплям раствора нитрита калия или натрия прибавьте 1 – 2 капли раствора дихромата калия, а затем несколько капель разбавленной серной кислоты (для ускорения реакции смесь можно подогреть). Напишите уравнения реакций и укажите в каждом отдельном опыте роль азотистой кислоты или нитрита калия. ОПЫТ 10. Отношение нитратов различных металлов к нагреванию 10.1 Поместите в сухую пробирку 1 – 2 микрошпателя нитрата калия и прокалите его. Остаток в пробирке охладите, растворите в воде и докажите наличие в растворе нитрита калия (например, действием КМnO4). Напишите уравнения реакций. 10.2 Поместите в сухую пробирку 2 – 3 кристаллика нитрата свинца и прокалите его. Отметьте цвет выделяющегося газа и оставшегося прокаленного вещества. Напишите уравнения реакций.