WWW.DISS.SELUK.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА
(Авторефераты, диссертации, методички, учебные программы, монографии)

 

Pages:     | 1 || 3 | 4 |

«Р.Б. НИКОЛАЕВА, С.В. САЙКОВА, А.С. КАЗАЧЕНКО ПРАКТИКУМ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ Часть 2 Учебное пособие Третье издание Красноярск 2007 УДК 54:546(075.8) ББК 24.1я73 Н63 Рецензенты: Л.А. ...»

-- [ Страница 2 ] --

7. Можно ли с позиции МВС объяснить конфигурацию молекул озона и кратность связей 1,5? Почему в молекуле OF2 той же конфигурации кратность равна 1?

Электронные структуры молекулы кислорода и его молекулярных ионов с точки зрения ММО. Примеры соединений, содержащих эти ионы. Их магнитные свойства и химическая активность.

8. Характерные ст.ок. кислорода. Бинарные соединения с O, их классификация.

Примеры. В каком соединении: Al2 O 3 или P2 O 5, – эффективный заряд на кислороде больше? Каковы кислотно-основные свойства соответствующих гидроксидов и их растворимость?

9. Особенности воды. Уникальные ее свойства в качестве растворителя. Поясните на конкретных примерах механизм действия воды как катализатора реакции, как ингибитора. Верна ли фраза «Вода – это сгоревший водород и сама не горит, и другим не дает»? Рассчитать объем воды, в котором нужно растворить 94 г K 2 O, чтоб получить 11,2%-ный раствор КОН.

10. Почему лед, хотя и имеет алмазоподобную структуру, далеко не так прочен, как алмаз? Можно ли создать условия, при которых между молекулами воды будут отсутствовать Н-связи.

11. В H3 O + валентный угол H O H 1200. Плоская ли данная молекула? Какие вещества могут быть получены при жестком облучении воды, вызывающем ее атомизацию?

12. Пероксид водорода. Получение. Применение. Используя МВС, предположите, какой может быть конфигурация молекул H2 O 2, и сравните с той, что указана в литературе. Почему в воде K d (H2 O 2 ) больше, чем K d (H2 O) ?

13. Почему разбавленный раствор пероксида более устойчив, чем концентрированный, а безводный – взрывается? Как влияет рН раствора на величину 14. Надкислоты. Почему мононадсерная кислота считается одноосновной, а двунадсерная – двухосновной? Их окислительно-восстановительная активность по 15. Техника безопасности при работе с пероксидными соединениями, кислородом, озоном.

16. Дописать реакции:

ОПЫТ 1. МОДИФИКАЦИИ СЕРЫ. ИЗУЧЕНИЕ ФИЗИЧЕСКИХ СВОЙСТВ СЕРЫ

А. Ромбическая сера. В сухую пробирку налить 1 мл хлороформа (под тягой) и небольшими порциями, встряхивая содержимое пробирки, добавлять порошок серы до образования насыщенного раствора. Нерастворившийся осадок отцентрифугировать, каплю центрифугата поместить на предметное стекло, выдержать в тяге до начала образования кристаллов и далее рост их наблюдать под микроскопом. Зарисовать форму кристаллов.

Оценить растворимость мелкорастертой, слегка смоченной спиртом ромбической серы в воде и в насыщенном растворе сульфида натрия при нагревании.

Б. Моноклинная сера. Заполнить фарфоровый тигель серой (не менее чем на половину объема) и медленно расплавить ее на плитке. (Если сера при этом загорится, накрыть тигель куском асбеста или асбестированной сеткой.) Охладить тигель до образования первых кристаллов, и сразу же кристаллы перенести на предметное стекло; рассмотреть под микроскопом и зарисовать их форму, сравнить с ромбической серой. (Серу в тигле сохранить для опыта В.) К 1-2 кристаллам на предметном стекле добавить каплю хлороформа. Растворяются ли они? Выдержать полученный pacтвop (в тяге) до образования кристаллов и их форму pacсмотреть под микроскопом. Сделать вывод.

В. Пластическая сера. Расплавить серу в фарфоровом тигле (оставшуюся от опыта Б) и после нагревания расплава до образования вязкой массы, а затем до ее разжижения, вылить серу тонкой струйкой в стакан на 250 мл с холодной водой.

Полученную массу вынуть из воды, осушить фильтровальной бумагой и испытать ее тягучесть и растворимость в хлороформе. Продемонстрировать группе свойства пластической серы. Меняются ли они при хранении (до конца занятия)? Почему?

ОПЫТ 2. ИЗУЧЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ СЕРЫ

А. Восстановительные свойства.

1. ОВР с HNO 3. Поместить в пробирку небольшой кусочек серы, добавить 1 мл концентрированной азотной кислоты и кипятить содержимое пробирки 7-8 минут, приливая кислоту по мере ее разложения. Что наблюдается? Почему?

После охлаждения пробирки к 0,5 мл полученного раствора, добавить 6 капель раствора хлорида бария. Отметить и объяснить наблюдаемый внешний эффект.

(Каково отношение серы к действию горячей конц. щелочи?) 2. ОВР с KClO 3. В фарфоровую чашку поместить несколько кристалликов бертолетовой соли, а сверху насыпать 1/4 микрошпателя тонкого порошка серы (далее опыт выполнять в присутствии группы). Пестиком осторожно растирать смесь (под тягой). Что происходит и почему?

Б. Окислительные свойства серы, отношение сульфидов к воде.

1. Получение сульфида алюминия. Тщательно смешать в ступке 0,9 г порошка алюминия и 3,2 г тонко растертой серы, насыпать горкой на кусок жести и уплотнить, далее опыт выполнять в присутствии группы. Поместить жесть со смесью на электроплитку (под тягой). Что наблюдается при разогреве смеси и почему?

После прекращения реакции 1/5 часть полученного продукта ссыпать (тоже под тягой) в стакан с водой и накрыть чашкой Петри, с внутренней стороны которой находится влажная свинцовая бумага (остальную часть продукта сдать препаратору).

Окна тяги закрыть. После прекращения реакции определить рН раствора индикаторной бумагой. Объяснить наблюдения.

2. Синтез сульфида меди(II). В лапке штатива вертикально закрепить маленькую пробирку (под тягой) и наполнить ее на 1/5 объема серой. С помощью спиртовки довести ее до кипения. Очистить медную проволоку. Когда темно-оранжевые пары серы заполнят пробирку наполовину (далее опыт демонстрировать группе), опустить в них с помощью пинцета очищенную медную проволоку, не касаясь ею стенок пробирки и расплава (чтобы не запачкать жидкой серой). Что наблюдается? Каков продукт реакции? Проверить его отношение к воде.

3. Получение и свойства сероводорода. Наполнить пробирку на 1,5 см по высоте кусочками парафина, добавить в 2 раза меньшее количество порошка серы. В отверстие пробирки вставить рыхлый ватный фильтр толщиной около 1 см и пробку со стеклянной трубкой, оттянутый кончик которой обращен вверх. Укрепив пробирку (под тягой), нагреть смесь (реакция хорошо идет при 1700С). Что наблюдается?

Поднести смоченную водой свинцовую бумажку к кончику газоотводной трубки; отметить результат. Что происходит, если поджечь выделяющийся газ и над пламенем подержать влажную лакмусовую бумажку? Почему? Что наблюдается и почему, если ввести холодное предметное стекло в пламя? Как и за счет чего меняется цвет смеси в пробирке?

Остатки серы после всех опытов сдать препаратору.

ОПЫТ 3. СВОЙСТВА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

А. Взаимодействие серной кислоты с водой (приготовление симпатических чернил). К 2 мл воды в пробирке добавить 3 капли концентрированной серной кислоты и встряхиванием перемешать раствор. Происходит ли нагревание пробирки?

На что это указывает? Сохранить раствор для опыта, описанного в пункте Б1.

Б. Взаимодействие серной кислоты с органическим веществом.

1. С помощью стеклянной палочки написать раствором, полученным в опыте А, слово на бумаге и высушить надпись над плиткой. Что наблюдается? Какие свойства серной кислоты при этом проявляются?

2. С помощью стеклянной палочки написать на бумаге слово концентрированной серной кислотой и оставить лист (на керамической плитке под тягой). Что происходит через некоторое время и почему?

В. Взаимодействие серной кислоты с металлами (опыт вести под тягой!) Испытать отношение концентрированной серной кислоты к меди и цинку, анализируя газообразные продукты по запаху и с помощью синей лакмусовой и свинцовой бумаг.

Объяснить наблюдаемые явления.

ОПЫТ 4. ОБРАЗОВАНИЕ КРИСТАЛЛОГИДРАТОВ СОЛЕЙ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

А. Получение гипса. 2 г алебастра смешать с водой в густую кашицу на листе бумаги, сверху полученной массы положить (слегка вдавив) монету смазанную вазелином. Через 20 минут (после затвердевания гипса) рассмотреть слепок монеты.

Написать уравнение реакции схватывания гипса (гипс сдать препаратору).

Б. Получение кристаллов гипса в условиях разной скорости их формирования. Нанести на предметное стекло на расстоянии 5-8 мм друг от друга по одной капле растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Между ними поместить каплю воды так, чтобы все три капли слились в одну. Не перемешивать! Что наблюдается через 2-3 минуты? Что произойдет, если капли исходных растворов соединить непосредственно.

В. Получение купоросов. В 2 пробирки налить по 0,5 мл медного купороса, затем в один раствор опустить железный гвоздь, а в другой – гранулу цинка. После того, как исчезнет голубая окраска (отметить новый цвет растворов и М), поместить по одной капле их, а также каплю исходного купороса на предметное стекло и рассмотреть форму появляющихся кристаллов под микроскопом. Какова их формула?

ОПЫТ 5. ОБРАЗОВАНИЕ ИЗОМОРФНЫХ КРИСТАЛЛОВ

К 1 мл раствора, содержащего сульфат-ионы и подкисленного уксусной кислотой, прилить 0,5 мл 0,1М KMnO 4 и затем по каплям при перемешивании добавлять хлорид бария до прекращения образования осадка. Осадок отцентрифугировать и, не сливая с него раствор, добавить в пробирку по каплям 3%-ный пероксид водорода до обесцвечивания раствора. Белеет ли при этом осадок? Почему?

ОПЫТ 6. ИССЛЕДОВАНИЕ УСЛОВИЙ СУЩЕСТВОВАНИЯ ТИОСОЛЕЙ

В 2 пробирки поместить по 1 мл: в одну дихромат калия, а в другую молибдат натрия. Затем в обе пробирки всыпать по лопаточке сухой соли сульфида натрия и перемешать до полного растворения соли. Отметить и объяснить наблюдение.

К части раствора из второй пробирки вначале добавлять по каплям 1М хлороводородную кислоту до изменения окраски. (Отметить цвет раствора. Чем он обусловлен?) А затем прилить избыток кислоты. (Что происходит и почему?) Сделать вывод об устойчивости тиосолей в зависимости от природы центрального атома и от рН среды. Образуется ли сульфид хрома(III) в присутствии воды?

ОПЫТ 7. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Приготовить в стаканчиках на 50 мл по 10 мл 1М сульфата, тиосульфата, сульфита, гидросульфита и сульфида натрия. Определить их значения рН с помощью иономера. Используя справочные данные, рассчитать теоретические значения рН, и объяснить возможное расхождение с результатами, полученными экспериментально.

ОПЫТ 8. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ КИСЛОРОДОСОДЕРЖАЩИХ СОЕДИНЕНИЙ СЕРЫ

А. Окислительные свойства персульфат-ионов. В пробирку с раствором иодида калия (3-4 капли) прибавить 3-4 капли раствора персульфата аммония. Отметить и объяснить наблюдения. Какова графическая формула персульфат-аниона?

Б. Свойства тиосульфат-ионов.

1. Дисмутация. Поместить в пробирку 0,5 г тиосульфата натрия и сначала осторожно, потом сильно нагреть в пламени спиртовки до расплавления соли, а затем до изменения цвета образующейся твердой фазы. Каковы продукты разложения тиосульфата? Доказать их наличие экспериментально, используя растворы ацетата свинца(II) и хлорида бария (с добавлением хлороводородной кислоты). Как реагируют эти соли с исходным веществом?

2. Комплексование и ОВР. Растворить в 3 мл воды в пробирке несколько кристаллов тиосульфата натрия. Раствор разделить на две пробирки и одну сохранить для повторного проведения опыта в присутствии группы, а во вторую добавить 6 капель 0,01М хлорида железа(III). Что наблюдается в первый момент? А потом?

Проверить, остались ли ионы железа(III) в растворе после реакции (как?).

ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ ОПЫТ. ХЛОРОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА – РЕАГЕНТ НА СОЕДИНЕНИЯ, СОДЕРЖАЩИЕ

СЕРУ. ОСАЖДЕНИЕ СУЛЬФИДОВ.

Получить у препаратора 4 соли и определить, какая из них является сульфатом, сульфитом, сульфидом и тиосульфатом, используя реакцию с 2М хлороводородной кислотой. С помощью еще каких реагентов можно различить данные соли?

Определив, какая соль является сульфидом, приготовить ее 0,1М раствор и осадить им ионы: Zn2 +, Sb 3 +, Cu2 +, Cd2 +. Отметить цвета полученных осадков. Приведите примеры использования различной окрашенности сульфидов. Как рассчитать, будут ли данные сульфиды растворяться в 1М HCl?

1. Нахождение серы в природе. Получение. Применение.

2. Структура и физические свойства различных модификаций серы. Условия перехода их друг в друга. Чем объяснить склонность серы к образованию гомоцепей (что мало характерно для кислорода)? Магнитные свойства S.

3. Как объяснить изменение энергии связи (в кДж/моль) в ряду: O O (138); S S (213); Se Se (184); Te Te (138)? Коррелируют ли с этими данными значения температур плавления простых веществ? Почему при переходе от кислорода к сере наблюдается более сильное различие в температурах плавления, чем при переходе от фтора к хлору?

4. Энтальпии плавления льда и серы равны соответственно 6,009 и 1,720 (кДж/моль). Рассчитать энтропии их плавления и объяснить, почему они S (г ) S 2(г ) S 6 (г ) S 8(г ) ? Соответствует ли Ваше заключение справочным значениям энтропий этих веществ: 167,7; 228,2; 337,0 и 444,2 (Дж/(моль·К))?

5. Какой элемент и какое вещество наиболее металличны? Можно ли ответить однозначно? Почему I 2 более металличен, чем сера, хотя значение Э.О. иода (2,6) выше, чем серы (2,5)?

6. Характерные степени окисления серы, ее химические свойства (отношение к кислотам, воде, щелочам). Почему не существует SH6 в отличие от SF6 ?

7. Сероводород. Физические и химические свойства. От чего зависят кислотные свойства бинарных кислот? Рассчитать рН раствора, полученного из 0,447 г H2 S и 100 г H2 O (насыщенного при 200С). Почему сероводородная вода при стоянии мутнеет?

8. Каково отношение Al2 S 3, ZnS, KHS к воде? Можно ли для получения сероводорода из пирита использовать азотную кислоту? уксусную? В каком случае H2 S получается чище: а) FeS + HCl ; б) Al2S 3 + H2 O ?

9. Какие процессы идут при электролизе раствора сульфида аммония с инертными электродами? Почему тухлые яйца пахнут сероводородом? Можно ли получить раствор смеси сероводорода и пероксида водорода? Что происходит с H2 S в атмосфере? Воздух, содержащий примеси H2 O и H2 S, пропустили последовательно через раствор NaOH и конц. H2 SO 4, а затем сквозь трубку с раскаленной медной стружкой. Какие вещества образовались в итоге? Одинаковые ли продукты получатся при постепенном добавлении раствора Na2 S 5 к HCl(конц.) и при обратном их сливании?

10. Осуществить превращения:

11. Каковы продукты сгорания серы на воздухе? Почему?

12. Оксид серы(IV). Получение, структура, физические и химические свойства. Почему энергия связи в SO 2 (489 кДж/моль) выше, чем в O 3 (114 кДж/моль)?

13. Можно ли для осушения H2 S и SO 2 использовать натронную известь ( Ca(OH) 2 + NaOH )? конц. H2SO 4 ? хлорид кальция? P2 O 5 ? Почему? Применение SO 2. Почему ткани отбеливаются под лучами Солнца. Какие химические процессы при этом происходят? Почему ткани, отбеленные с помощью SO 2, под лучами Солнца, напротив, желтеют? Почему красная роза под действием SO становится белой, а затем при действии H2 S снова краснеет?

14. Оксид серы(VI). Применение, получение, структура, физические и химические свойства. Чем обусловлена возможность образования двух модификаций оксида серы(VI), в отличие от SO 2 ? Почему, несмотря на термодинамическую обусловленность, реакция окисления SO 2 до SO 3 при об.у. не идет? Что нужно сделать для ее осуществления? Как влияет на реакцию солнечное излучение? Что будет 15. Вычислить K а реакции: NO 2(г ) + SO 2(г ) NO (г ) + SO 3( ж ) в стандартных условиях и оценить полноту ее протекания в сравнении с реакцией, когда вместо NO 2 берут O 2, для которой K а = 500.

16. Получение, структура, физические и химические свойства гидроксида серы(IV) и его солей. Почему в выражение для первой константы ионизации сернистой кислоты входит и концентрация растворенного газа: [H2 SO 3 + SO 2 ] ?

17. Серная кислота. Способы получения. Свойства, применение. Какие химические реакции лежат в основе нитрозного метода ее синтеза? Почему при поглощении SO 3 используют не воду, а концентрированную серную кислоту?

18. Можно ли получить серную кислоту действием хлороводородной кислоты на сульфат? Какой гидроксид S(IV) или S(VI) более сильный окислитель? Почему?

В каких условиях при диссоциации серной кислоты образуются ионы: а) H3SO + и HSO ; б) H3 O + и HSO ; в) H3 O + и SO 2 ? Почему, если конц. H2SO 4 находится достаточно долго в открытой стальной таре, то начинает эту тару разъедать?

20. Приведите примеры использования серной кислоты: а) как кислоты; б) как окислителя; в) как дегидратирующего реагента; г) как катализатора; д) для вытеснения других кислот из их солей.

21. Для чего стакан с концентрированной H2SO 4 зимой ставят между рамами? Почему чернеет лучина, если обмакнуть ее в «купоросное масло»?

22. Поликислоты серы, тиокислоты, политионовые кислоты и их соли. Получение, сравнение окислительно-восстановительных свойств, применение. Почему тиосульфат называют еще и гипосульфитом, а дисульфат – пиросульфатом?

23. Написать графические формулы всех возможных соединений, соответствующих формуле H2S n Om и назвать их.

24. Сульфаты, их устойчивость. Каковы продукты термического разложения NaHSO 4, FeSO 4 7H2 O ? Одинакова ли конфигурация сульфат-иона в молекуле серной кислоты и в решетке сульфата натрия?

25. Осуществить переходы:

26. Назовите как можно больше солей, содержащих серу, которые можно различить между собой, используя только хлороводородную кислоту.

27. Дайте термодинамическое обоснование процесса разложения Na2 SO 3 с образованием Na2 S и Na2 SO 4. Почему при наложении гипсовой повязки (после приготовления водной кашицы из ангидрита) происходит схватывание? Почему BaCO 3, BaSO 3, Ba3 (PO 4 ) 2 растворяются в HCl в отличие от BaSO 4 ?

28. Галиды и оксогалиды серы. Получение, свойства, применение. Почему максимальная ст.ок. серы в различных галогенидах неодинакова: SF6, но SCl4 ?

29. На какие частицы можно заместить H+, OH, O 2 в молекуле серной кислоты (указать все известные Вам варианты)? Как при этом меняются химические свойства?

30. Есть ли частицы одинаковой конфигурации среди следующих: SO 2, SO 3, SO 2, 31. Техника безопасности при работе с соединениями серы.

32. Дописать и уравнять реакции:

ПОДГРУППА АЗОТА

История открытия. Получение простых веществ Азот впервые был выделен из воздуха (в 1775 г. Кавендишем) при пропускании его через раскаленный уголь (связывающий O 2 в CO 2 ) и раствор щелочи (поглощающей CO 2 ). Полученный газ был назван удушливым воздухом из-за его неспособности поддерживать дыхание.

Это свойство газа, видимо, отразилось и в его последующем названии. Слово «азот» у алхимиков являлось заклинанием (заимствованным из Библии) и означало «начало и конец, альфа и омега, первый и последний», ибо оно составлено из знака «a», соответствующего первым буквам трех алфавитов: латинского - «a», греческого - «альфа» и древнееврейского - «алеф», а также из последних букв этих алфавитов: «зет», «омега», «тов». В 1790 г. было предложено также название «нитроген», т.е. «рождающий нитраты» (поскольку второе (древнее) название селитры – «нитр»).

Фосфор, как считается официально, открыт в 1669 г. Брандом (хотя есть сведения, что он был известен и ранее). Желая получить философский камень и предполагая, что физиологические продукты могут содержать его основу, т.е. «первичную материю», Бранд выпарил около тонны мочи (собранной в солдатских казармах) до сухого остатка, при прокаливании которого получил светящийся порошок. Поэтому Бранд назвал этот порошок «фосфором», т.е. «светоносным» (от греческих слов «фос» - «свет» и «фор» - «нести»). Благодаря чудесной способности светиться, фосфор был выдан за философский камень. А то, что и азот, и фосфор являются «простыми телами» (т.е. простыми веществами), установил А. Лавуазье.

Аналоги фосфора мышьяк и сурьма известны с алхимического периода, а висмут упоминается, начиная с XV века в трудах Парацельса и др. Название последнего элемента, видимо, составлено из горняцких слов «вис» (белая) и «маг»

(масса), т.к. его соединения применялись в качестве белил.

Русское слово «сурьма» тюркского происхождения, означает «грим», т.к. черный порошок Sb 2 S 3 использовали как косметическое средство для гримирования (а также лечения) глаз. Это же означает и слово «стибиум», а название сурьмы «антимоний», как полагают некоторые авторы, произошло от греческого слова «антимонос» - «противник уединения», подчеркивающего, что природные соединения сурьмы всегда совмещены с другими минералами.

Название «мышьяк» получилось от словосочетания «мышиный яд», ибо т.н.

«белым мышьяком» ( As 2 O 3 ) травили мышей, а латинское название «арсеникум» является производным от арабского «арси наки», что значит «глубоко проникающий в тело яд», что тоже отражает токсичность мышьяка и его соединений.

В лаборатории обычно используют готовые простые вещества Э данной групппы, т.е.товарные реактивы: металлические сурьму и висмут, серый мышьяк, красный фосфор и азот (из баллона, в котором он находится под давлением 200 атм.).

Азот во всех своих соединениях с отрицательной степенью окисления (ст.ок):

NH3, N2H 4, NH2 OH и др., имеет несвязывающую электронную пару (НЭП), которая может достаточно прочно удерживать протон, в результате чего при растворении в воде эти вещества создают щелочную1 среду. Например:

Поэтому при постепенном добавлении этих реагентов к растворам солей металлов они вначале осаждают малорастворимые гидроксиды или основные соли:

а при добавлении их в избытке растворяют осадки:

Co(OH)Cl + 6NH3 [Co(NH3 ) 6 ](OH)Cl.

Последнее наблюдается, если ионы металлов способны выступать в качестве комплексообразователей с данными лигандами ( -донорного типа за счет НЭП азота).

Кроме того, указанные соединения азота являются сильными восстановителями (табл. 1). Так, аммиак легко окисляется перманганатом калия. Более сильный восстановитель NH2 OH даже в кислых растворах переводит Fe(III) в Fe(II):

а в щелочной среде восстанавливает и иод:

Таблица 1. Значения стандартных редокс-потенциалов (в В) Однако они являются слабыми основаниями. Как следствие их соли, растворяясь в воде и гидролизуясь по катиону, подкисляют растворы ([NH3OH]Cl+H2O=NH2OH.H2O+HCl или [NH3OH]++H2O=NH2OH.H2O+H+). Из-за летучести аммиака гидролиз солей аммония протекает даже под действием влаги воздуха, вследствие чего они всегда пахнут аммиаком. Это использовали еще в Древнем Египте: людям, потерявшим сознание, давали нюхать нашатырь (NH4Cl), и он возвращал их к жизни. Поэтому данное вещество казалось божественным. Отсюда название «аммоний» – в честь царя Амона, считавшегося сыном Бога.

В реакциях, протекающих в водной среде, N2 получается редко вследствие кинетических затруднений, хотя его образование термодинамически более обусловлено, чем, например, N2O и т.п.

Гидразин и гидроксиламин, содержащие азот в промежуточных ст.ок. (в отличие от NH3 ), могут проявлять также достаточно сильные окислительные свойства (табл. 1), причем не только в кислой среде, но и в щелочной:

Проявляя и окислительные и восстановительные способности, N2H 4 и NH2 OH склонны к реакциям дисмутации, поэтому взрывоопасны. Чтобы снизить редоксактивность, их переводят в соли. Например, сравните:

E 0 (N2 O /[NH3 OH]Cl) = 0,05 В, а E 0 (N2 O / NH2 OH) = 1,05 В.

Однако даже аммиак в виде соли сохраняет достаточную восстановительную активность, что используется, в частности, при пайке для очистки поверхности металла от оксида:

Основная особенность солей аммония – легкость их разложения, причем в зависимости от природы аниона процесс идет по-разному. Так, в случае соли летучей кислоты, не являющейся окислителем, происходит возгонка:

(иодоводородная кислота в данных условиях неустойчива).

Если кислота нелетуча, то идет отщепление аммиака:

(из приведенных примеров видно, что чем слабее кислота, тем ниже температура разложения соли).

Если же соль содержит анион, проявляющий достаточно сильные окислительные свойства, то N 3 восстанавливает его:

(данный процесс протекает настолько бурно и красиво, что может использоваться в качестве фейерверка);

Последние реакции проводят в лаборатории для получения N2 и N2 O соответственно. Причем, N2 O образуется с хорошим выходом, если брать нитрат аммония чистый (особенно от хлорид-ионов), высушенный (при 1050С) и смешанный с сухим песком. Иначе процесс идет с образованием других продуктов:

При нагревании, но не выше 700, нитрат аммония разлагается на NH3 и HNO 3, а выше 2700C взрывается с образованием N2, O 2 и H2 O.

Нитраты металлов (М) тоже термически нестойки. Причем в зависимости от активности М образуются разные продукты. Так, в случае нитратов благородных элементов происходит восстановление металлов:

Разложение солей более активных М (от Cu до Mn в ряду напряжений) идет с образованием оксидов:

причем в случае марганца его степень окисления повышается:

Наиболее устойчивы соли ЩМ (вследствие минимального поляризующего действия металла). Так, нитриты ЩМ даже кипят без разложения. Нитраты менее стабильны – при нагревании выше 6000С переходят в нитриты с выделением O2 (влияние энтропийного фактора) 1.

Поскольку кислород от анионов соли отщепляется в атомарном состоянии, то нитраты используются как сильные окислители при высокотемпературных процессах [24]. В частности, KNO 3 применяют в качестве компонента пороха:

Нитрат натрия, вследствие своей гигроскопичности, для этой цели не годится (порох должен быть сухим).

В водных растворах, напротив, нитраты стабильнее нитритов. Сказывается большая доля -перекрывания в связях N O в нитрат-ионе (влияние энтальпийного фактора). По той же причине азотистая кислота в воде2 менее устойчива к разложению, чем азотная, и, как результат, является более сильным окислителем:

Плавится нитрат натрия при температуре 3000С.

Достаточно концентрированные растворы HNO2 имеют голубую окраску.

Техника безопасности при работе с соединениями азота Вследствие своей химической активности азотсодержащие неорганические вещества являются и биологически активными (токсичными). Причем нитраты и нитриты могут попадать в организм через пищеварительный тракт, а летучие вещества (аммиак и оксиды азота) – через дыхательные пути.

Аммиак. Это бесцветный газ с едким запахом и жгучим вкусом. Смеси с воздухом, содержащие от 14 до 28% (об.) NH3 взрывоопасны. Аммиак сильно раздражает слизистую оболочку и может даже вызвать рефлекторную остановку дыхания.

Признаки отравления им бывают необычными. Например, не очень громкий звук вызывает судороги.

ПДК аммиака в воздухе производственных помещений - 20 мг/м3 (отметим, что запах его ощущается уже при 0,5 мг/м3). Концентрацию 250 мг/м3 с трудом выдерживает в течение часа даже очень здоровый человек. Еще более высокое содержание аммиака вызывает химические ожоги глаз, поражения дыхательных путей, одышку и воспаление легких. Все это сопровождается сильным кашлем и жжением в горле.

Первая помощь – свежий воздух, обильное промывание водой глаз, вдыхание водяного пара, ингаляция 1%-ой уксусной кислотой. Хроническое отравление аммиаком приводит к ослаблению слуха, расстройству пищеварения, катару верхних дыхательных путей и т.п..

Оксиды азота. Все оксиды азота очень ядовиты, кроме т.н. «веселящего газа», т.е. «закиси азота, правильнее – оксида азота (I) [24], который обладает наркотическим действием и токсичен лишь при концентрациях в воздухе 20%.

Оксид азота(II) – бесцветный газ при соприкосновении с воздухом переходит в диоксид азота буро-красного цвета, который обладает характерным запахом.

Оба вещества действуют в основном на слизистую оболочку дыхательных путей (при этом на ней образуются кислоты, а в крови появляются нитраты и нитриты). Кроме того, NO соединяется с гемоглобином, затрудняя дыхание.

Отравление данными оксидами азота проявляется (в виде сухости во рту, кашля, иногда тошноты и рвоты, боли в груди, сильной одышки) лишь спустя несколько часов после вдыхания газа. Отравление ими особо опасно для людей со слабым сердцем.

ПДК NO и NO 2 в воздухе производственных помещений - 5 мг/м3. Вдыхание в течение часа воздуха, содержащего 500 мг/м3 этих оксидов, может вызвать опасные для жизни заболевания. При хроническом отравлении наблюдается усиленное сердцебиение, катар дыхательных путей, кровохаркание, разрушение зубов.

Первая помощь при острых отравлениях – обильный прием молока, кислородное дыхание, впрыскивание камфары, свежий воздух, полный покой, тепло. Следует вызвать врача.

ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА АЗОТА

Собрать прибор по схеме (рис. 12). Насыпать в колбу (1) 1 г размельченного нитрита натрия, прилить по каплям концентрированный раствор хлорида аммония и (осторожно) нагреть колбу. Собрать выделяющийся газ в две пробирки и проверить, поддерживает ли он горение древесины, имеет ли запах.

ОПЫТ 2. АММИАК И ЕГО СВОЙСТВА

А. Получение и идентификация.

ему частей хлорида аммония и гашенной извести. Обладает ли смесь запахом? Перенести Рис. 12. Установка для получения азота смесь в пробирку и заткнуть ее пробкой с газоотводной трубкой (рис. 13). Пробирку нагреть (под тягой) и поднести к концу газоотводной трубки влажную розовую лакмусовую бумажку. Что наблюдается? Сохранить бумажку для демонстрации. Каков запах выделяющегося газа?

(рис. 13). О заполнении пробирки газом судить по изменению окраски влажной розовой лакмусовой бумажки, поднесенной к отверстию пробирки.

Не переворачивая пробирку, заткнуть ее пробкой с газоотводной трубкой, расположенной так, чтобы ее оттянутый конец находился внутри пробирки, и в присутствии группы погрузить другой конец трубки в стакан с раствором фенолфталеина. Дождаться, Рис. 13. Установка для попока жидкость из стакана поднимется по трубке. Что лучения аммиака опыта Г.

В. Гидратация. Собрав аммиак в другую пробирку, проверить, действительно ли в присутствии аммиака лед тает быстрее, чем в воздушной среде. Объяснить наблюдение.

Г. Сдвиг равновесия. Налить по 3 мл раствора, полученного в опыте А, в три пробирки. Одну нагреть в пламени спиртовки до закипания раствора. (Изменяется ли интенсивность окраски? Почему?) Во вторую пробирку добавить 0,5 мл 2М NaOH, а к третьей прилить 0,5 мл 2М HCl.

О направлении смещения равновесия в двух последних случаях судить по изменению цвета розовой лакмусовой бумажки, поднесенной к пробирке, или по интенсивности запаха аммиака. Дать объяснения наблюдениям. Результаты сохранить для демонстрации.

Д. Получение «дыма». На дно чашки Петри поместить 1 каплю концентрированного аммиака и в присутствии группы накрыть другой чашкой Петри, на которой «висит» капля концентрированной HCl, так, чтобы капли были как можно дальше друг от друга. Что происходит и почему?

Е. Окисление аммиака. К 0,5 мл концентрированного аммиака добавлять по каплям при перемешивании 0,1М перманганат калия. Что наблюдается и почему?

Ж. Получение и разрушение комплекса. К 1 мл соли меди(II) добавлять при перемешивании 6М аммиак до растворения выпадающего вначале осадка (какова его окраска?), не более. Затем раствор (отметить его цвет) разделить на три пробирки; одну сохранить для сравнения, во вторую прилить 2 мл 2М серной кислоты, а третью нагреть на водяной бане в течение 10 мин. Отметить наблюдаемые явления.

ОПЫТ 3. СВОЙСТВА СОЛЕЙ АММОНИЯ

А. Разложение. Растереть в ступке 0,5 г сульфата аммония и рассыпать примерно поровну в две сухие пробирки. Одну нагреть в пламени спиртовки до расплавления соли. Испытать выделяющийся газ с помощью влажной розовой лакмусовой бумажки. Что наблюдается и почему? Бумажку сохранить для демонстрации.

После охлаждения добавить в обе пробирки по 2 мл воды и по 1 мл лакмуса. Объяснить наблюдение и сделать вывод. Результат опыта показать группе.

Б. Тепловой эффект растворения. В стакан на 100 мл с 10 мл воды, поставленный на мокрый картон, всыпать 6 г нитрата аммония и перемешать палочкой до растворения соли. Что наблюдается, если приподнять стакан? Почему?

В. Восстановительные свойства. Прокалить две медных проволоки в пламени спиртовки до почернения, затем одну оставить для сравнения, а вторую нагреть в стакане с насыщенным раствором NH 4 Cl. Что наблюдается? Повторить опыт, используя сухую соль хлорида аммония. Каков результат? Объяснить наблюдения.

ОПЫТ 4. СВОЙСТВА СОЛЕЙ ГИДРОКСИЛАМИНА

А. Определение pH. Растворить лопаточку соли гидроксиламина в 1 мл воды. Испытать раствор с помощью универсальной индикаторной бумаги (сохранить его для опыта Б), дать объяснение и сделать вывод.

Б. Окислительные свойства. Растворить несколько кристалликов соли Мора в 0,5 мл воды в чистой пробирке, добавить 6 капель 2М щелочи (что наблюдается и почему?) и затем прилить раствор соли гидроксиламина, полученный в опыте А.

Объяснить наблюдения.

В. Восстановление.

1. Железо(III) В две чистые пробирки отобрать по 0,5 мл хлорида железа(III), в одну из них добавить 3-4 кристаллика соли гидроксиламина и нагревать до изменения цвета раствора от желтого до светло-зеленого. Затем прилить в обе пробирки по 0,5 мл 2М щелочи. Сравнить внешние эффекты в обеих пробирках в момент приливания и через некоторое время и объяснить различия.

2. Медь(II). Получить аммиачный раствор меди (как описано в опыте 2Ж), отметить внешние эффекты, наблюдаемые при добавлении к нему кристаллов соли гидроксиламина и при последующем встряхивании на воздухе.

ОПЫТ 5. ОКСИДЫ АЗОТА А. Получение и свойства оксида азота(I). Нагреть в тигле на плитке соль нитрата аммония, высушенную при 1050С и смешанную с сухим песком. Испытать, горит ли интенсивнее лучинка над тиглем, чем просто на воздухе? Объяснить наблюдение.

Б. Получение и свойства оксида азота(II). Cобрать прибор (по схеме на рис. 14) под тягой. Поместить в колбу (1) 5 г медных стружек и добавить 30 мл 30%ной азотной кислоты. Если реакция идет слабо, подогреть (осторожно!) колбу (1).

Чем объяснить появление окраски газовой фазы в колбе? Какая реакция протекает в промывалке (2)?

Собрать оксид азота (II) в две широкие пробирки и закрыть их пробками. Газоотводную трубку (3) опустить в пробирку со свежеприготовленным раствором сульфата железа(II). Что собранным газом при внесении в одну тальные оксиды азота? Рис. 14. Установка для получения оксида азота(II)

ОПЫТ 6. СВОЙСТВА АЗОТИСТОЙ КИСЛОТЫ

(Опыт выполнять под тягой!) А. Получение и разложение. К 8 каплям насыщенного раствора нитрита натрия в пробирке добавить 8 капель 1М серной кислоты. Каков цвет раствора в первый момент после добавления? Отметить и объяснить последующее изменение его цвета. Какие газы выделяются? Почему?

Б. Редокс-свойства. В две пробирки налить по 1 мл нитрита натрия и по 0,5 мл 1М серной кислоты. Затем в одну пробирку добавить 1 каплю 0,1М перманганата калия, а во вторую – 1 мл иодида калия. Отметить и объяснить наблюдаемые внешние эффекты проведенных реакций.

ОПЫТ 7. СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

(Опыт выполнять под тягой!) А. Разложение. Налить в 3 пробирки по 1 мл концентрированной азотной кислоты. Первую пробирку закрепить в штативе вертикально и, нагрев кислоту, в присутствии группы отметить изменение цвета раствора и газа над ним. Во вторую пробирку опустить кусочек лакмусовой бумаги, в третью – небольшую медную стружку.

Что наблюдается и почему?

Б. ОВР с металлами. Проверить с помощью реактива Hecслера1, с образованием какого продукта идет взаимодействие разбавленной азотной кислоты с цинком, отобрав для анализа 3-4 капли раствора. (Под действием указанного реактива ионы аммония образуют красно–бурый садок:

Реактив Несслера можно приготовить самим: действием избытка иодида калия на раствор соли ртути(II) получить комплекс K2[HgI4] и смешать его с равным объемом 2М щелочи.

Внимание! Все отходы, содержащие ртуть, после окончания опыта сливать в специальный сосуд (под тягой) — ни в коем случае не в раковину. Остатки реактива Несслера сдать препаратору!

ОПЫТ 8. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА НИТРАТОВ

А. Качественная реакция на нитрат-ионы. К 8 каплям 0,5М нитрата калия в тигле добавить равное количество концентрированной щелочи и лопаточку порошка алюминия. Нагреть тигель на плитке. Определить запах выделяющегося газа, внести в его пары разовую лакмусовую бумажку.

Б. Окисление органического вещества («огонь – художник»). На листе фильтровальной бумаги нарисовать насыщенным раствором нитрата натрия (с помощью стеклянной палочки) линию так, чтобы она не пересекалась и не прерывалась, и вывести ее в низ листа. После полного высушивания поднести в присутствии группы тлеющую лучинку к месту вывода линии. Что наблюдается и почему?

В. Испытание пороха. Растереть соль нитрата натрия и просушить в течение 15 мин на асбестированной сетке (на электроплитке). Смешать ее с меньшими (примерно в 4 раза) и равными между собой по насыпному объему тонко растертыми сухими порошками серы и угля. Затем поджечь длинной лучинкой. Отметить и объяснить наблюдаемый эффект.

Г. Разложение нитрата щелочного металла. Прокалить соль нитрата калия (или натрия) в тигле на электрической плите в течение 1 часа. Затем проверить, появились ли при прокаливании нитрит-ионы. Как это сделать?

ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ ОПЫТ. АНАЛИЗ АЗОТСОДЕРЖАЩИХ СОЛЕЙ

Получить у препаратора три соли и определить, какая из них является хлоридом аммония, нитратом натрия и нитритом натрия, используя иономер или универсальную индикаторную бумагу.

1. Нахождение азота в природе. Способы получения и применение N2. Отличается ли по составу газ, полученный пропусканием воздуха, очищенного от CO 2, через трубку с раскаленными медными стружками, от полученного при разложении NH 4 NO 2 ?

2. Электронная конфигурация молекулы N2 с точки зрения ММО. Физические и химические свойства азота.

3. Возможные степени окисления N. Чем объясняется малая активность азота? Почему зажженный Mg горит в N2 ? Почему этот процесс идет менее интенсивно, чем горение Mg на воздухе? Какие химические процессы составляют основу новых методов связывания азота при сравнительно невысокой температуре?

4. Аммиак. Получение и применение. Его физические свойства; NH3 – как растворитель. Собственная ионизация в жидком аммиаке. Почему уксусная кислота в нем диссоциирует нацело? Чем объяснить, что температура кипения воды выше, чем и у аммиака, и у фтороводорода?

5. Химические свойства аммиака. Какие продукты в зависимости от условий образуются при его сжигании? Почему в отсутствии воды затруднена реакция NH3 и HCl? Можно ли сушить аммиак с помощью H2 SO 4 (конц.) ? P2 O 5 ? CaCl 2 ? CaO ?

6. Равновесие в водных растворах аммиака. Почему с точки зрения термодинамики невозможно образование молекулы NH 4 OH ? Объяснить влияние добавления кислоты и щелочи на растворимость NH3. Почему аммиак используют для выведения жирных пятен?

Рассчитать, во сколько раз разбавили 1М раствор NH3 ( pH = 11,6 ), если значение рН снизилось всего на 0,1.

8. Какие вещества получаются при пропускании через раствор аммиака следующих газов: CO 2, NO, NO 2, SO 2 ? Если NH3 восстановитель, то почему он не вытесняет водород из растворов кислот, как активные металлы, а наоборот присоединяет H + к себе?

9. В каких случаях водный раствор аммиака не следует использовать для осаждения малорастворимых гидроксидов металлов? Вычислить степень гидролиза нитрата аммония в его 0,1М растворе.

10. Как влияет на термическую устойчивость солей аммония природа аниона? Что будет, если банку с карбонатом аммония достаточно долго держать открытой?

Почему эту соль можно использовать при выпечке теста? Почему при хранении в лаборатории склянок с HCl и HNO 3 на их горлышках появляется белый налет, а на склянках с H2 SO 4 – нет? Как разделить соли NaCl и NH 4 Cl ?

11. Получение, структура и свойства гидразина, гидроксиламина и азидоводородной кислоты. Их соли. Почему в ионе N3 обе связи «азот-азот» имеют одинаковую длину (0,115 нм), а в молекуле HN3 – разную: (0,113 нм и 0,124 нм)? Почему валентный угол H N N в HN3 равен 1100?

12. Проверить по справочникам, верна ли закономерность, данная в [14] в ряду:

Почему не получены нитраты и хлораты гидразина? Почему при pH 8 гидроксиламин окисляет HI (продукты I 2 и N2H 4 ), а при pH 9 восстанавливает I 13. Почему азиды свинца(II), ртути(II) и серебра(I) малорастворимы в отличие от азидов щелочных металлов? Почему смесь HN3 и HCl ведет себя (в какой реакции?) подобно «царской водке»? Расположите в ряд увеличения рН водные растворы одинаковой молярной концентрации следующих веществ: NH2 OH, NH3, 14. Какое количество энергии освободится при взрыве 10 г HN3, если H (HN3 ) = 293,8 кДж/моль?

15. Имея серу, кислород, азот и водород, получите сульфамид SO 2 (NH2 ) 2.

16. Почему NF5 не получен, а NF3 не является донором электронной пары, как 17. Оксиды азота. Структура, парамагнетизм, полярность молекул, получение, физические и химические свойства. Отношение к щелочам. Чем объясняется устойчивость оксидов при н.у.? Совпадают ли по абсолютному значению валентность и степень окисления азота в соединениях: N2 O, N2 O 4, N2 O 5, HN3 ?

18. Изменится ли состав воздуха после нагревания до 30000С и последующего резкого охлаждения? При 2000 К для реакции: N2(г ) + O 2(г ) = 2NO (г ), значение K а равно 2,3 10 4. Вычислить равновесную концентрацию NO, если исходные по N2 и O 2 равны 1 моль/л.

19. Оценить термодинамическую возможность сгорания фосфора, железа и меди в атмосфере NO. При каких условиях растворение NO 2 в воде может протекать с образованием а) HNO 3 ; б) HNO 3 и HNO 2 ; в) HNO 3 и NO?

20. К какому типу реакций следует отнести взаимодействие AgNO 3 и NOCl в жидком диоксиде азота?

21. Гидроксиды азота, получение, структура молекул, свойства. Устойчивость. Почему реакция: O 2 + H2 + N2 HNO 3, не идет, причем во всем возможном температурном интервале, хотя G 0 (HNO 3 ) = 79,84 кДж/моль? Как из разбавленf ной азотной кислоты получить концентрированную?

22. В каких условиях HNO 3 диссоциирует на: а) NO 2, NO 3 и H2 O ; б) H2NO 3 и NO 3 ;

в) H + и NO 3 ? Как определить, какая из кислот: азотная, азотистая или азидоводородная, – находится в водном растворе?

23. Приведите примеры, когда при сливании растворов слабых кислот образуется сильная кислота. Объясните, почему раствор приобретает голубую окраску в результате реакции:

24. Чем объяснить, что азотная кислота слабее хлорноватой? Сравнить устойчивость, силу, редокс-активность и возможность взаимного вытеснения из солей кислот: HNO 3, H2 SO 4 и HCl. Почему при хранении концентрированной азотной кислоты она желтеет? Реакции азотной кислоты с металлами. Почему «царская водка» является более сильным окислителем, чем HNO 3 ?

25. Почему азотная кислота окисляет серебро, хотя E 0 ( Ag + / Ag) = 0,80 В, а E 0 (HNO 3 / NO 2 ) = 0,78 В? Почему FeS растворим в HCl, а CuS нет, но оба растворяются в HNO 3 ? Можно ли использовать азотную кислоту для получения сероводорода из сульфидов металлов?

26. Соли. Применение. Кристаллические решетки каких из нитридов: Li3N, Ca 3N2, W2N, Cl3N, - имеют ионную структуру? Их отношение к воде. Какие виды сырья требуются для синтеза NaNO 3, (NH 4 ) 2 SO 4 ? Какое из этих удобрений дешевле?

27. Составу соли отвечает массовое соотношение Э:H:N:O=12:5:14:48. Определить формулу соли.

28. За счет протекания какого процесса медь растворяется в расплаве NH 4 NO 3 ? В чем причина разных (каких?) продуктов разложения нитратов натрия, серебра(I) и свинца(II)? Как по продуктам термического разложения определить состав смеси нитратов натрия и меди(II)? Почему нитроцеллюлоза является бездымным порохом?

29. Техника безопасности при работе с оксидами и гидроксидами азота, с аммиаком.

30. Дописать реакции:

Наиболее активную модификацию P – белый фосфор – получают из красного, выдерживая последний без доступа воздуха при 280-3400С (длительным нагреванием ниже 2400С в отсутствии кислорода можно осуществить обратный переход).

Белый фосфор представляет собой мягкую, как воск, прозрачную массу с характерным запахом, т.пл.=44,10С, т.кип.=2400С. В воде практически не растворим, но хорошо растворяется в сероуглероде, хлористой сере, несколько хуже в бензоле, эфире.

Вследствие своей активности белый фосфор поверхностно окисляется на воздухе даже при об.у. (хотя и медленно) с образованием продуктов РО, PO 2, P2 O 3, в которых Р находится в неустойчивом состоянии. С этим состоянием связаны электронные переходы, обеспечивающие свечение белого фосфора, хорошо видимое в темноте.

Не только белый, но даже красный фосфор реагирует с активными металлами со взрывом, образуя фосфиды, которые при действии воды дают водородные соединения фосфора, самовоспламеняющиеся на воздухе.

При поджигании красный фосфор сгорает, переходя при достаточном избытке O 2 в высший оксид P2 O 5, способный активно поглощать влагу воздуха. При этом, как и при действии воды на оксид фосфора(V) образуются полиметакислоты, причем циклического строения, ибо циклическим является исходный оксид [14]:

При нагревании за счет разрыва циклов получаются молекулы цепочечного вида: H3PO 4 nH3PO 3 1, которые, постепенно деполимеризуясь (быстрее при кипячении в присутствии азотной кислоты), дают вначале дифосфорную кислоту H 4 P2 O 7 и затем монофосфорную (т.е. ортофосфорную) – H3PO 4.

Обратные процессы можно осуществить тоже в присутствии азотной кислоты (катализатор), но при более высокой температуре:

Дайте графическое изображение молекул кислот фосфора циклического и цепочечного вида.

Поэтому дифосфорную кислоту называют также пирофосфорной («пир» погречески значит «огонь»). Дальнейшей конденсацией при нагревании до 3500С получают поликислоты [24], которые дегидратировать глубже не удается, поскольку значения их т.кип. ниже, чем температура обезвоживания.

Различить кислоты P(V) между собой легко, т.к. только поликислоты из-за сравнительно большого заряда полианиона сворачивает белок, а с нитратом серебра лишь H3PO 4 дает (при рН выше 5) желтый осадок ( Ag3PO 4 ), остальные же кислоты – белые осадки ( Ag 4 P2 O 7 и AgPO 3 ).

Из ортофосфатов растворимы все соли ЩМ (средние и кислые), а также дигидрофосфаты двухзарядных металлов(?). Например: в 100 г H2 O растворяется 1 г соли Ca(H2PO 4 ) 2 (суперфосфат1), поэтому данное вещество является хорошим удобрением (быстро усваивается растениями). А соль CaHPO 4 2 гораздо менее растворим (0,02 г в 100 г H2 O ), как следствие, является удобрением пролонгированного (длительного) действия и особенно эффективна на кислых почвах.

Гидрофосфаты довольно легко образуются из нормальных действием кислот, например серной, за счет значительной прочности связи фосфат-ионов с протонами (для H3PO 4 : K 1 = 7,5 10 3, K 2 = 6,3 10 8, K 3 = 1,3 10 12 ). Дифосфорная кислота тоже является, в отличие от (HPO 3 ) n [24], слабым электролитом. Поэтому соответствующие их соли значительно гидролизуются.

Отметим, что поликислоты фосфора относятся к изополисоединениям («изо» значит «равный», «одинаковый»), но фосфор способен образовывать и гетерополисоединения, т.е. вещества, включающие в полимерный фрагмент оксоанионы других элементов, например Mo 2 O 2 в соединении (NH 4 ) 3 H 4 [P(Mo 2 O 7 ) 6 ]. Это осадок желтого цвета, который получается при действии на растворы фосфатов избытка молибдата аммония в азотнокислой среде (данная реакция является качественной на P(V)).

Мышьяк(V) дает в этих условиях аналогичный по составу и тоже желтый продукт, но арсенат-ионы легко отличить от фосфатных, так как они образуют коричневый осадок с Ag + (желтый получается лишь с арсенит-ионами). Кроме того, соединения мышьяка (в любой степени окисления) можно идентифицировать с помощью реакции Марша (используется в судебной практике для установления факта отравления мышьяком). Ее суть заключается в том, что с помощью атомарного водорода As из любого соединения (и органического) восстанавливается до арсина:

Различают суперфосфаты простой (получен действием на Ca3(PO4)2 серной кислотой и потому содержащей баласт (CaSO4) и двойной (не содержащей баласта, т.к. при его получении вместо серной кислоты используют фосфорную).

Удобрение называется «преципитат», что значит «осажденный».

Отгоняющийся AsH3 разлагается в стеклянной трубке при соответствующей температуре и на стенке трубки образуется т.н. «мышьяковое зеркало». От «сурьмяного зеркала», получающегося подобным же способом, мышьяковое отличается тем, что растворяется при действии гипохлорита натрия.

Соединения сурьмы(III) и висмута(III) между собой можно различить по цвету их сульфидов; у сурьмы – оранжевый, а у висмута – черный. К тому же, Sb(OH) 3 и Sb 2 S 3 (в отличие от аналогичных соединений Bi 3+ ) амфотерны и поэтому растворяются в избытке NaOH и Na 2 S соответственно. В последнем случае продукт – тиосоль Na 3 SbS 3.

Кроме того, Sb(III) за счет большей восстановительной активности по сравнению с Bi(III) обесцвечивает раствор KMnO4. Напротив, соединения Bi(V) способны окислять Mn(II) до перманганат-ионов.

Техника безопасности при работе с белым фосфором При работе с белым фосфором нужно помнить, что в мелкодисперсном состоянии он воспламеняется самопроизвольно при об.у., а в виде куска – при нагревании выше 500С. Белый фосфор легко режется ножом, но эту операцию необходимо проводить под водой (лучше всего при температуре 20-250С), так как при разрезании на воздухе он может загореться от трения.

Хранят белый фосфор тоже под водой и по возможности в темноте. Высушивать кусочки белого фосфора следует, прикладывая к ним полоски фильтровальной бумаги, избегая трения или надавливания.

Значительна и биологическая активность белого фосфора. Поэтому нельзя брать белый фосфор пальцами – только щипцами или пинцетом, ибо он вызывает болезненные и труднозаживающие ожоги, которые к тому же могут быть причиной отравления организма. При ожоге лучшим средством служит марлевая повязка, пропитанная 5%-ным раствором CuSO 4 или AgNO 3, или KMnO 4, которые окисляют фосфор до фосфат-иона.

Очень ядовиты пары белого фосфора, а также он сам при попадании в желудочно-кишечный тракт (доза 1 г смертельна). При отравлении белым фосфором нужно принимать внутрь 1%-ный раствор CuSO 4 (по чайной ложке через каждые 5 минут) до появления рвоты. Из соединений фосфора ядовиты фосфин (газ с запахом гнилой рыбы) и метафосфорная кислота (но не ортофосфорная).

Очень токсичны соединения As(III), особенно летучие – в частности ПДК арсина в воздухе всего 0,3 мг/м3. Мышьяк в организме блокирует фермент, который разлагает пероксидные соединения в крови, поэтому при достаточно большой дозе мышьяка наступает быстрая смерть. Действие соединений сурьмы немного мягче, а висмут по токсичности близок к ртути.

Лабораторная работа «ФОСФОР И ЕГО АНАЛОГИ»

ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА БЕЛОГО ФОСФОРА

Поместить в сухую пробирку лопаточку красного фосфора, закрыть пробирку ватой и осторожно нагреть (под тягой) до образования обильного налета на стенках пробирки. Отметить цвет налета. После охлаждения пробирку внести в темноту и открыть. Что наблюдается?

Осторожно влить в пробирку по стенкам (чтобы смочить весь налет белого фосфора – зачем?) 2 мл хлороформа, затем с помощью палочки смыть им этот налет со стенок, дождаться его растворения и в присутствии группы вылить полученный раствор на лист фильтровальной бумаги, стараясь разлить на большую площадь (под тягой). Что наблюдается после испарения растворителя и почему?

ОПЫТ 2. СВОЙСТВА КРАСНОГО ФОСФОРА

А. Растворимость. Проверить, растворяется ли в хлороформе красный фосфор. Объяснить результат.

Б. Окислительные свойства. Поместить в сухую пробирку 0,7 г красного фосфора и кусочек очищенного натрия (величиной с горошину). Закрепив в держателе, нагревать пробирку на спиртовке в присутствии группы. Что наблюдается? Почему? После охлаждения опустить пробирку (тоже в присутствии группы) в кристаллизатор (чтобы вода набралась в пробирку). Объяснить наблюдаемый внешний эффект.

В. Восстановительные свойства. Испытать отношение красного фосфора к концентрированной азотной кислоте при нагревании. После прекращения выделения оксидов азота полученный раствор охладить, отфуговать и проанализировать на присутствие фосфат-ионов (с помощью каких реактивов?).

ОПЫТ 3. ПОЛУЧЕНИЕ МЕТА- И ОРТОФОСФОРНОЙ КИСЛОТ

А. Синтез метакислоты. Положить в фарфоровый тигель 1,5 г красного фосфора, укрепить в штативе стеклянную воронку, как показано на рис. 15. Зажечь фосфор с помощью горящей лучины (после этого лучину погрузить в раствор KMnO - зачем?). Опустить воронку на тигель на расстояние 1 см от стола. Что наблюдается? После прекращения горения вставить воронку в пробирку. Что происходит при выдерживании полученного продукта на воздухе?

Смыть его в пробирку небольшим объемом (не более 2 мл) воды (с помощью капельницы) и сохранить для опыта Б.

Б. Синтез ортокислоты. Разделить раствор, полученный в опыте А, на две пробирки, содержимое одной из них после добавления 0,5 мл концентрированной азотной кислоты прокипя- Рис. 15. Установка В. Качественная реакция на P(V). Отобрать по 2 капли растворов, полученных в опыте Б, в две другие пробирки, добавить по 2 мл молибденовой жидкости1 и нагреть на водяной бане. Отметить внешний эффект. Можно ли с помощью этой реакции отличить данные кислоты друг от друга? Оставшиеся растворы нейтрализовать по универсальной индикаторной бумаге содой или аммиаком до pH 5 (зачем?) и сохранить для анализа, описанного в опыте 4.

ОПЫТ 4. АНАЛИЗ ФОСФАТ-ИОНОВ

А. Реакция свертывания белка. Налить в три пробирки по 1 мл раствора белка, затем в первую и вторую пробирки добавить равные объемы соответственно первого и второго растворов, полученных в опыте 3А, а в третью - дифосфата натрия. Затем приливать по каплям (во все пробирки одновременно) 1M уксусную киДля приготовления молибденовой жидкости смешивают равные объемы 35% HNO3 и 10% раствора (NH4)2MoO4.

Через 2 дня отстаивания осторожно сливают раствор с осадка (если он образовался).

Белок одного яйца разводят в 400 мл воды, тщательно перемешивают палочкой и отфильтровывают.

слоту до появления мути в одной из пробирок. Какой из фосфорсодержащих анионов сворачивает белок?

Б. Реакция с нитратом серебра. К 1 мл раствора дифосфата натрия добавить 3 капли раствора нитрата серебра. Что наблюдается? Аналогичные реакции провести с растворами, полученными в опытах 3А и 3Б. Сравнить результаты.

Можно ли с помощью данных реакций (пункты А и Б) отличить метафосфат-, ортофосфат- и дифосфат-ионы друг от друга?

ОПЫТ 5. РАСТВОРИМОСТЬ ФОСФАТОВ

А. Фосфат железа(III). Получить фосфат Fe(III). Растворяется ли он в 1M CH3 COOH ? а в 1М HNO 3 ?

Б. Фосфат кальция. В две пробирки поместить по 1 мл раствора хлорида кальция, затем в первую добавить 1 мл дигидрофосфата натрия, во вторую – гидрофосфата натрия. Что наблюдается? Объяснить результаты.

ОПЫТ 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ФОСФОРНОЙ КИСЛОТЫ

В три стаканчика на 50 мл налить растворы солей фосфата, гидро- и дигидрофосфатов натрия. Измерить их значения рН, объяснить полученные результаты.

ОПЫТ 7. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА МЕТАЛЛИЧЕСКОГО ВИСМУТА

Получить металлический висмут восстановлением его с помощью цинка из раствора соли в двух пробирках. Одну пробирку сохранить для демонстрации, а висмут в другой разделить на две порции и испытать отношение его к разбавленной азотной кислоте (растворяется ли висмут в концентрированной азотной кислоте?), и к разбавленной хлороводородной кислоте. Что наблюдается и почему?

Слить раствор с висмута в последнем случае и обработать металл концентрированной хлороводородной кислотой при нагревании. Что происходит? (Те же ли результаты получатся в опытах с сурьмой?)

ОПЫТ 8. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА ГИДРОКСИДОВ ВИСМУТА(III) И СУРЬМЫ(III)

К 1 мл соли висмута(III) добавить по каплям при перемешивании 1М щелочи до полной нейтрализации кислой среды (не более!). Что наблюдается? Полученный продукт разделить на три пробирки. В одну прилить избыток конц.NaOH, а в другую – 0,5 мл конц.HCl, третью оставить для сравнения. Провести аналогичные испытания с солью сурьмы(III).

ОПЫТ 9. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА СУЛЬФИДОВ СУРЬМЫ И ВИСМУТА(III)

Поместить в две пробирки по 6 капель растворов солей сурьмы(III) и висмута(III), добавить по 3 капли раствора сульфида натрия. Отметить внешние эффекты. Проверить, отбирая небольшие части осадков, растворяются ли они в избытке сульфида натрия?

ОПЫТ 10. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СУРЬМЫ(III) И ВИСМУТА(III)

В две пробирки поместить по 3 капли 0,1М перманганата калия и 6 капель 2М азотной кислоты. Добавить (по 4 капли) в одну пробирку раствора соли сурьмы(III), во вторую – соли висмута(III). Отметить, одинаковы ли внешние эффекты в обеих пробирках, и сделать вывод. Подтверждают ли значения ОВП участников реакций результаты, полученные в данном опыте?

ОПЫТ 11. СИНТЕЗ И СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ВИСМУТА(V)

Получить гидроксид висмута(III), прилив к 0,5 мл нитрата висмута(III) 0,5 мл 40%-ной щелочи, затем всыпать в пробирку 2 лопаточки персульфата калия. Содержимое пробирки тщательно перемешать и нагреть на водяной бане до образования темно-бурого осадка. Какова формула осадка?

Осадок взмутить, разделить на две пробирки, отделить от раствора фугованием и промыть его три раза водой от щелочи (каждый раз взмучивая осадок в воде и потом отфуговывая его). Затем одну пробирку сохранить для сравнения, а во вторую – добавить 1 мл 3М азотной кислоты и 1 каплю 0,1М сульфата марганца(II). Взмутить осадок, тщательно перемешать содержимое пробирки, нагреть на водяной бане, отделить осадок от раствора с помощью центрифуги, отметить и объяснить цвет раствора.

ОПЫТ 12. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ИОДИДНОГО КОМПЛЕКСА ВИСМУТА(III)

Поместить в пробирку 6 капель раствора висмута(III) и 1 каплю иодида калия, отметить внешний эффект и затем добавлять иодид калия по каплям при энергичном перемешивании лишь до момента растворения осадка. Отметить цвет раствора и к половине его прилить 0,5 мл воды. Что наблюдается и почему? Затем нагреть содержимое данной пробирки и объяснить внешний эффект происходящей реакции.

ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ ОПЫТ. «ВСПЫШКА В ТЕМНОТЕ»

Соскрести намазку со спичечного коробка (предварительно просушив его) так, чтобы получился мелкодисперсный порошок, уплотнить его в пробирке ватным тампоном (через который заранее продеть нитку) и сильно нагреть намазку. Затем в темноте быстро выдернуть ватный тампон за нитку. Что наблюдается и почему?

1. Чем определяется форма нахождения фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута в природе? Указать способы получения простых веществ. Почему при достаточно высокой температуре восстановление фосфора углем возможно, хотя для этого 2. Структура простых веществ, модификации. Какую конфигурацию имеет молекула белого фосфора? Почему при конденсации паров получается белый фосфор, а не красный? Почему белый фосфор хранят под водой? (Какие соединения могут содержаться в воде, в которой его хранят?) Почему воспламеняемость белого фосфора после обработки раствором CuSO 4 изменяется? Как?

3. Физические и химические свойства простых веществ. (Как отличить As от Sb, Sb от Bi?) Зависимость свойств от структуры. Почему белый фосфор плавится при более низкой температуре, чем красный? Устойчивые ст.ок. элементов. Взаимодействие простых веществ с конц. и разб. HNO 3, со щелочами. Почему фосфор образует взрывоопасные смеси с порошком KMnO 4 ? Почему соединения сурьмы(V) более устойчивы, чем висмута(V), но менее устойчивы, чем фосфора(V)?

4. Соединения со ст.ок. элемента (-3). Получение и свойства. Почему фосфин менее растворим в воде, чем аммиак? Какую среду имеет водный раствор PH3 ?

Какие вещества получаются при нагревании AsH3 без доступа воздуха и при его сжигании? Одинаковые ли продукты образуются при пропускании аммиака и арсина через раствор AgNO 3 ? Вычислить степень разложения арсина, если при хранении его при постоянных температуре и давлении объем системы увеличился с 50 до 62 мл.

5. Оксиды, галиды и оксогалиды фосфора и его аналогов. Получение, структура и свойства. Почему при взаимодействии P2 O 5 с водой вначале образуется полимерная метакислота, далее – дифосфорная, а лишь затем ортофосфорная кислота? Какие из галидов: PCl3, AsF3, SbBr3, BiI 3, - можно отнести к солям? Что такое «белый мышьяк»? Почему комплексы типа M[ЭCl6 ] не образуются для фосфора, но устойчивы для сурьмы? Какова конфигурация частиц: AsCl3, прочна для P, чем для N? Почему?

6. Гидроксиды элементов: их природа, структура и получение. Чем объяснить увеличение значения координационного числа при переходе от соединений азота к соединениям сурьмы? Написать реакцию получения фосфорной кислоты из а) фосфата; б) из фосфора; в) из хлорида фосфора. Как из P синтезировать H3PO 2 и H3PO 3 ? Свойства гидроксидов. Зависимость их кислотных свойств от ст.ок. Э. Какие из форм записи: Э(OH) 3, H3 ЭO 3, HЭO 2, H3 [Э(OH) 6 ], H[Э(OH) 4 ], Э 2 O 3 nH2 O, – можно применить к гидроксидам каждого из элементов VА группы и почему?

7. При сгорании 10 г P образовалось 22,91 г оксида, из которого действием воды получено 31,63 г гидроксида. Какова его формула?

8. Вычислить рН 1,96%-ного раствора H3PO 4.

9. Соли, полифосфаты. Условия их получения. Как перевести фосфат в полифосфат? Применение соединений р-элементов V группы. Удобрения. Рассчитайте долю P2 O 5 в простом и двойном суперфосфате. Полностью ли перешла фосфорноватистая кислота в соль, если к 7,33 г ее добавили 4,44 г NaOH?

10. Почему ортофосфат серебра не осаждается в сильнокислой среде? Как получить Na 3PO 4 из P и Na?

11. Приведите уравнения реакций, в которых элементы V группы одновременно понижают и повышают степень окисления.

12. Используя дополнительно лишь нитрат серебра, распознайте, в какой из пробирок находятся следующие растворы: HCl, BaCl 2, Na 3PO 4, Na 2 SO 4.

13. Сульфиды мышьяка, сурьмы и висмута. Их растворимость. Токсичность соединений фосфора и его аналогов.

14. Закончить реакции:

(8) Какова среда в растворах солей:

ВОПРОСЫ К КОЛЛОКВИУМУ I

1. Водород. Его особенности. Распространенность. Природные соединения. Изотопный состав. Ядерные реакции с участием изотопов водорода. Промышленные и лабораторные методы получения водорода. Применение.

2. Физические и химические свойства водорода. Атомарный водород. Соединения водорода с s- и p-элементами. Получение, свойства, применение. Растворимость водорода в металлах.

3. Галогены. Общая характеристика. Электронная конфигурация Г 2 с позиции ММО. Распространенность, природные соединения, изотопный состав. Получение, сравнительная характеристика физических свойств, применение галогенов.

4. Энергия диссоциации Г 2. Сравнительная характеристика окислительной и восстановительной способности галогенов. Особенности фтора. Взаимодействие галогенов с водой, со щелочами при различных условиях; устойчивость продуктов взаимодействия (влияние температуры и наличия катализатора).

5. Соединения галогенов с водородом. Их получение, сравнительная характеристика физических и химических свойств. Особенности фторида водорода. Соединения галогенов с металлами и неметаллами. Получение, взаимодействие с водой, растворимость.

6. Оксиды галогенов. Их термодинамическая характеристика, способы получения.

Физические и химические свойства, применение. Особенности соединений фтора с кислородом.

7. Кислородосодержащие кислоты галогенов. Сравнительная характеристика их устойчивости, кислотных и окислительно-восстановительных свойств. Способы получения кислот и их солей. Применение. Белильная известь.

8. Интергалиды и оксогалиды галогенов. Получение. Агрегатное состояние и химические свойства (образование комплексов, взаимодействие с водой, окислительно-восстановительная активность). Применение.

9. Халькогены. Общая характеристика халькогенов. Распространенность, природные соединения. Лабораторные и промышленные способы получения. Зависимость физических свойств халькогенов от структуры простого вещества. Аллотропные видоизменения. Парамагнетизм.

10. Сравнительная характеристика окислительных и восстановительных свойств халькогенов. Реакции диспропорционирования. Особенности кислорода и озона.

Применение халькогенов в виде простых веществ.

11. Водородные соединения халькогенов. Сравнительная характеристика их структуры с позиции МВС. Физические свойства. Токсичность.

12. Сравнительная характеристика кислотных и окислительно-восстановительных свойств халькогенидов водорода. Халькогениды металлов. Получение, растворимость, гидролизуемость. Полихалькогениды водорода и металлов. Сульфаны.

Получение, термическая и гидролитическая устойчивость. Окислительновосстановительные свойства перхалькогенидов.

13. Пероксид водорода. Структура. Физические и химические свойства. Получение.

Соли пероксида водорода. Получение и сравнительная характеристика моно- и двунадсерной кислот.

14. Устойчивость группировок O 2, O 22, O 2, O 22 с позиции ММО. Примеры соединений, содержащих такие группировки.

15. Характерные типы гибридизации орбиталей халькогенов в оксидах. Cтруктура, физические свойства, получение и практическое использование оксидов. Отбеливающие свойства оксида серы(IV). Промышленный способ синтеза оксидов 16. Получение кислородосодержащих кислот халькогенов и их солей. Поликислоты.

Особенности получения кислот теллура. Кислотные свойства кислородосодержащих кислот. Структура их молекул, устойчивость в свободном виде, особенность структуры молекул сернистой кислоты.

17. Сравнительная характеристика окислительно-восстановительных свойств оксидов и гидроксидов халькогенов. Реакции диспропорционирования. Тиокислоты и их соли. Взаимодействие серной и селеновой кислот с галогенид-ионами и с металлами. Растворимость солей (сульфитов и сульфатов). Их практическое использование.

18. Промышленные способы получения серной кислоты и ее применение. Политионовые и политионистые кислоты и их соли. Получение, устойчивость, структура молекул, химические свойства.

19. Галогениды и оксогалогениды халькогенов. Хлористая сера, гексафторид серы(VI). Получение, свойства, применение.

20. Общая характеристика р-элементов V группы. Нахождение в природе. Получение и применение простых веществ. Их модификации, зависимость физических свойств от структуры.

21. Характерные степени окисления р-элементов V группы. Окислительновосстановительные свойства простых веществ. Взаимодействие их с азотной кислотой и со щелочами.

22. Общая характеристика соединений с водородом. Получение. Токсичность. Химические и физические свойства. Взаимодействие их с водой и кислотами. Способы получения аммиака в промышленности и в лаборатории. Его применение.

Азотные удобрения.

23. Гидразин. Гидроксиламин. Азидоводородная кислота. Получение, свойства, применение.

24. Оксиды азота. Получение. Применение. Способы связывания азота в природе и промышленности. Характеристика молекул оксидов азота с позиций МВС и ММО. Устойчивость, физические и химические свойства.

25. Оксиды фосфора и его аналогов. Получение и применение. Их редокс-свойства.

Взаимодействие с водой, с кислотами, со щелочами.

26. Гидроксиды фосфора и его аналогов. Получение. Структура молекул с позиции МВС. Характеристика кислотно-основных свойств. Применение.

27. Окислительно-восстановительные свойства кислородосодержащих кислот азота и их солей. Механизм действия «царской водки». Окислительновосстановительные свойства гидроксидов фосфора и его аналогов. Растворимость их солей. Фосфорные удобрения.

28. Получение полифосфорных кислот, структура их молекул, химические свойства.

Как различить орто-, мета- и пирофосфорную кислоты?

29. Соединения фосфора с галогенами. Оксогалиды. Получение. Структура молекул.

Свойства. Применение. Сульфидные соединения пниктогенов. Получение и свойства.

УГЛЕРОД И КРЕМНИЙ

Углерод в виде угля, копоти, сажи известен издревле, ибо горение Ссодержащих веществ было первым химическим процессом, которым заинтересовался человек около 300 тыс. лет назад. Однако то, что основным компонентом угля является простое вещество, установил А. Лавуазье, исследуя процессы горения.

В 1787 г. элемент, образующий уголь, был назван «карбогеном», т.е. «углеродом» (латинское «карбо» означает «уголь» - корни обоих этих слов: «кар» и «гар»

означают «гореть», «нагревать»).

Изучая продукты сжигания алмаза, Лавуазье установил, что и он является простым веществом С. Природный графит долго считали свинцовым блеском и лишь в 1799 г., превратив его в СО2, поняли, что это тоже простое вещество углерода.

Природные соединения кремния известны были давно – это горный хрусталь, драгоценные камни (аметист, топаз, оникс и др.). Латинское его название «силициум» получено от «силика» (по-русски «кремнезем»), которое в свою очередь образовалось от слова «силекс» (что значит «крепкий», «кремень» - отсюда русское название «кремний»).

Попытки выделить Si в виде простого вещества были еще в XVIII веке, а впервые он был получен в 1823 г. (Из SiF4 восстановлением с помощью калия).

В современных лабораториях кремний получают сильным нагреванием смеси магниевого порошка с избытком кремнезема:

При этом образуется сильнозагрязненная аморфная мелкодисперсная его модификация бурого цвета1. Для отделения от оксида магния и избытка кремнезема продукт реакции последовательно обрабатывают кислотами: HCl и HF.

С помощью магния можно восстановить и углерод из его диоксида. Для этого подожженную магниевую ленту вносят в сосуд с СО2, где Mg продолжает гореть, покрывая стенки и дно сосуда смесью белого налета (MgO) и черного (сажа).

Однако в лаборатории уголь обычно получают из органических веществ.

Ннапример, обезвоживая сахар серной кислотой или прокаливая опилки древесины без доступа воздуха. В первом случае образуется сажа, во втором – так называемый древесный уголь, а наряду с ним побочные продукты – жидкая фракция (вода, фенол и др.) и газообразная (водород, низшие углеводороды и др.).

При спекании негашеной извести и угля в зависимости от соотношения данных компонентов и температуры процесса получается или карбид Ca 2 C (при t 2800 0 C ), или перкарбид CaC 2 (при t 2200 0 C ). (Последнее вещество можно назвать ацетиленидом, так как оно является продуктом замещения атомов водорода в C 2H2 на металл.) Перекристаллизацией аморфного кремния из расплава Al или Zn можно получить кристаллический Si – темносерого цвета с металлическим блеском.

Перкарбид кальция имеет ионную решетку (в узлах которой находятся катионы Ca и анионы C 2 ), поэтому термически устойчив (об этом можно судить по температуре его синтеза), но зато водой разлагается практически необратимо (гидролиз по аниону), поскольку H2 C 2 очень слабая кислота ( K 1 = 10 14 ).

Эту реакцию используют на практике для получения ацетилена в сварочных аппаратах. Причем пламя легко регулируется изменением скорости подачи газов:

H2 C 2 и O 2. При недостатке O 2 из-за неполного окисления углеводорода (лишь до С) получается белое коптящее восстановительное пламя, которое используют при сварочных работах (чтобы не допустить окисления свариваемых поверхностей).

При достаточном количестве O 2 1 получается синее окислительное пламя, применяемое для резки металлов, ибо его температура достигает 30000С вследствие значительного теплового эффекта реакции полного сгорания C 2H2 (300 кДж/моль).

Отметим, что получать ацетилен из достаточно ионных перкарбидов ЩМ (в частности, из Na 2 C 2 ) нельзя, т.к. их гидролиз протекает со взрывом. Напротив, перкарбиды d-металлов за счет преимущественно ковалентной связи между М и С устойчивы к действию воды: не гидролизуются и не растворяются в ней. Поэтому их синтезируют, пропуская ацетилен через водные растворы солей, например:

Осадок Ag 2 C 2 бледно-зеленого цвета после высушивания при нагревании взрывается (с образованием Ag, C и CO 2 ). Таким образом, в отличие от перкарбидов активных металлов, ацетилениды d-металлов нетермостойки (вследствие значительного поляризующего действия катиона на анион).

Кислородосодержащие соединения. Фторсиликаты Углекислый газ в лаборатории получают не разложением природных карбонатов при прокаливании, как в промышленности, а обработкой их (известняка или мрамора) хлороводородной кислотой, т.е. более дорогим методом. Но его в лаборатории проще организовать и легче регулировать. Используют и CO 2 из баллонов, где он находится под давлением 60 атм. (которое уже при об.у. переводит его в жидкое состояние).

Повышение р резко увеличивает также растворимость CO 2 в воде: при 150С под давлением 1 атм. в 1 объеме воды растворяется 1 объем CO 2, а при 50 атм. – 27 объемов CO 2 (это используется для приготовления газированных напитков).

Состав водного раствора CO 2 сложен: основная его часть образует гидраты CO 2 nH2 O (из насыщенного раствора CO 2 на холоду выделены кристаллы состава CO 2 6H2 O ), гораздо меньшая доля присутствует в виде молекул H2 CO 3, которые в небольшой степени диссоциированы на ионы ( K 1 = 10 4, K 2 = 10 11 ). Поэтому вода, находящаяся в равновесии с воздухом и содержащая примерно 0,0005 г CO 2 в 1 л, имеет pH = 5,7. (Чистый CO 2 насыщает воду при об.у. до 0,4М раствора с pH = 3,7.) Очевидно, при подщелачивании равновесие процессов:

Слишком большой ток кислорода лишь охлаждает пламя.

практически полностью смещается в сторону карбонат-ионов (т.е. вправо).

Качественной реакцией на углекислый газ является помутнение известковой воды за счет образования карбоната кальция, который при дальнейшем пропускании CO 2 переходит в растворимый гидрокарбонат, и муть исчезает. Но она снова появляется при кипячении полученного раствора вследствие усиления гидролиза по аниону, неустойчивости углекислоты и летучести CO 2.

Однако, несмотря на летучесть эта кислота легко вытесняет менее летучие кислоты: HCl, HNO 3 и даже H2 SO 4, - из растворов соответствующих солей кальция (почему?), а также кремниевую кислоту из силикатов ЩМ. Причина последнего – склонность H2 SiO 3 к полимеризации и, как следствие, к образованию осадка [24].

Причем при высоких концентрациях кремниевая кислота образует гель, т.е.

ее раствор «схватывается» (что используется для получения нетекучих электролитов в батарейках), а при низких концентрациях – золь, т.е. текучий коллоид.

Даже без подкисления раствор силикатов щелочных металлов содержит полимеры. Например, в кристаллах «растворимого стекла», которое условно записывается формулой Na 2 SiO 3, на 1 моль Na приходится 3 моль Si, поскольку в нем присутствуют не только моносиликат-анионы, но и дисиликат-, трисиликат- и др.

Кроме того, при растворении в воде силикат натрия сильно гидролизуется1 по указанным анионам (в 0,005М Na 2 SiO 3 г = 28% ), что еще более увеличивает их полимеризацию. При использовании этого раствора в качестве клея (он называется силикатным, а также «жидким стеклом») под действием CO 2 воздуха гидролиз и полимеризация протекают настолько глубоко, что происходит отвердевание раствора (за счет чего и осуществляется склеивание).

С другой стороны, в гексафторосиликатах вследствие координационной насыщенности кремния (в отличие от триоксосиликатов) полимеризация не наблюдается и, как следствие, фторокремниевая кислота H2 [SiF6 ] в свободном виде нестабильна2.

Однако ее соли устойчивы (?). Их особенность состоит в том, что фторсиликаты многих многозарядных металлов, в частности Mg2 +, Zn 2+, Al 3+ (а также аммония), хорошо растворимы; а напротив, щелочных металлов (кроме Li и Cs), бария и т.п.

малорастворимы. Так, массовая доля Na 2 SiF6 в его насыщенном растворе всего 0,7%, K 2 SiF6 – 0,2%, а BaSiF6 – 0,01%.

В отличие от фторосиликатов, оксосиликаты всех металлов (кроме ЩМ) малорастворимы. Поэтому, если кристаллы растворимой соли Mn+ поместить в «жидкое стекло», то они тут же покрываются пленкой малорастворимого силиката этого металла, причем пленка настолько плотна, что она проницаема лишь для молекул воды, но не для более крупных гидратированных ионов соли.



Pages:     | 1 || 3 | 4 |


Похожие работы:

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего профессионального образования Казанский (Приволжский) федеральный университет УТВЕРЖДАЮ Проректор по образовательной деятельности Р.Г. Минзарипов 2012 г. МП ПРОГРАММА ДИСЦИПЛИНЫ ЭКОНОМИКА ТАТАРСТАНА Специальность _ - _ ФК и БЖ (Номер специальности) (Название специальности) Принята на заседании кафедры территориальной экономики (протокол № от 01 января 2012 г.)...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОСИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Тихоокеанский государственный университет Профессиональная этика методические рекомендации к изучению курса для студентов заочной формы обучения направления 030900.62 Юриспруденция (бакалавриат) направления (специальности) 030901.65 Правовое обеспечение национальной безопасности (специалитет) Хабаровск Издательство ТОГУ 2013 УДК К492...»

«МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ВЫПОЛНЕНИЯ РАЗДЕЛА БЕЗОПАСНОСТИ ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ ДЛЯ ВЫПУСКНИКОВ СПЕЦИАЛЬНОСТИ 190702 ОРГАНИЗАЦИЯ И БЕЗОПАСНОСТЬ ДВИЖЕНИЯ Омск 2011 Министерство образования и науки РФ Сибирская государственная автомобильно-дорожная академия (СибАДИ) Кафедра Безопасности жизнедеятельности МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ВЫПОЛНЕНИЯ РАЗДЕЛА БЕЗОПАСНОСТИ ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ ДЛЯ ВЫПУСКНИКОВ СПЕЦИАЛЬНОСТИ 190702 ОРГАНИЗАЦИЯ И БЕЗОПАСНОСТЬ ДВИЖЕНИЯ...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ – УЧЕБНО-НАУЧНОПРОИЗВОДСТВЕННЫЙ КОМПЛЕКС ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ ИМЕНИ Н.Н. ПОЛИКАРПОВА ФАКУЛЬТЕТ СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ Кафедра Математические и естественнонаучные дисциплины Л.И. Коршунова, Н.Е. Моськина ОГНЕГАСИТЕЛЬНЫЕ ВЕЩЕСТВА И ТЕХНИЧЕСКИЕ СРЕДСТВА ТУШЕНИЯ ПОЖАРОВ Методические указания по...»

«Федеральное агентство по образованию АМУРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ГОУВПО АмГУ УТВЕРЖДАЮ Зав. кафедрой БЖД _А.Б. Булгаков _2008 г. Безопасность труда УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС для специальности 280101 Безопасность жизнедеятельности в техносфере Составители: Булгаков А.Б., доцент кафедры БЖД, канд. техн. наук Аверьянов В.Н., старший преподаватель кафедры БЖД, канд. физ.-мат. наук (практические и лабораторные занятия) Благовещенск 2008 г. Печатается по решению редакционно-издательского...»

«Федеральное агентство по образованию РФ АМУРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ( ГОУВПО АмГУ ) УТВЕРЖДАЮ Зав. кафедрой БЖД _А.Б. Булгаков _2008 г ПРОМЫШЛЕННАЯ БЕЗОПАСНОСТЬ УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС для специальности 280101 Безопасность жизнедеятельности в техносфере Составитель: С.А. Приходько, доцент кафедры БЖД, кандидат с.-х. наук Благовещенск 2008 г. Печатается по решению редакционно-издательского совета инженерно-физического факультета Амурского государственного университета Приходько...»

«3 МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Утверждено на заседании кафедры инженерной защиты окружающей среды 26 ноября 2008 г. Методические указания по выполнению практической работы Исследование микроклимата производственной среды Ростов – на – Дону Методические указания по выполнению практической работы...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Амурский государственный университет Кафедра Безопасность жизнедеятельности УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ДИСЦИПЛИНЫ Безопасность в чрезвычайных ситуациях Основной образовательной программы по направлению подготовки 280700.62 Техносферная безопасность (для набора 2013 – 2017 г.) Благовещенск 2013 УМКД разработан кандидатом...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ИНДУСТРИАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ЭКОЛОГИЯ Методические указания по выполнению курсового проекта Составители: О.Н. Заломнова, доц. Г. В. Лукашина, доц. Москва 2008 Методические указания разработаны для выполнения курсового проекта по учебной дисциплине Экология для студентов всех специальностей. Курсовой проект выполняется студентами дистанционного обучения согласно учебным планам по курсу Экология. Данные методические указания состоят из...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования УЛЬЯНОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ А. А. Гладких, В. Е. Дементьев БАЗОВЫЕ ПРИНЦИПЫ ИНФОРМАЦИОННОЙ БЕЗОПАСНОСТИ ВЫЧИСЛИТЕЛЬНЫХ СИСТЕМ Учебное пособие для студентов, обучающихся по специальностям 08050565, 21040665, 22050165, 23040165 Ульяновск 2009 УДК 002:34+004.056.5 ББК 67.401+32.973.2-018.2 Г15 Рецензенты: Кафедра Телекоммуникационных технологий и сетей...»

«САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ ЛЕСОТЕХНИЧЕСКАЯ АКАДЕМИЯ БЕЗОПАСНОСТЬ ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ Методические указания к практическим занятиям для студентов ГЛТА Составитель: кандидат технических наук, доцент Л.Ф. Унывалова Санкт-Петербург 2009 2 ОГЛАВЛЕНИЕ Стр. 1. Идентификация и квантификация опасности. 3 2. Анализ производственного травматизма по Актам о несчастном слу- 13 чае на производстве (апостеорный анализ). 3. Обеспечение требований безопасности при эксплуатации подъемно- транспортного...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение Высшего профессионального образования Амурский государственный университет Кафедра безопасности жизнедеятельности УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ДИСЦИПЛИНЫ ЭКСПЕРТИЗА УСЛОВИЙ ТРУДА Основной образовательной программы по специальности: 280101.65 Безопасность жизнедеятельности в техносфере Благовещенск 2012 2 Печатается по решению редакционно-издательского совета...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Амурский государственный университет Кафедра безопасности жизнедеятельности УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ДИСЦИПЛИНЫ ЭКОЛОГИЯ Основной образовательной программы по специальности: 010701.65 Физика. Благовещенск 2012 УМКД разработан кандидатом биологических наук, доцентом Иваныкиной Татьяной Викторовной. Рассмотрен и рекомендован на заседании...»

«РД 03-357-00 МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО СОСТАВЛЕНИЮ ДЕКЛАРАЦИИ ПРОМЫШЛЕННОЙ БЕЗОПАСНОСТИ ОПАСНОГО ПРОИЗВОДСТВЕННОГО ОБЪЕКТА УТВЕРЖДЕНЫ постановлением Госгортехнадзора России от 26.04.2000 N 23 Авторы: Ю.А.Дадонов, А.В.Денисов, Е.А.Иванов, А.М.Ильин, Б.А.Красных, М.В.Лисанов, С.М.Лыков, А.С.Печеркин, В.Р.Пешков, В.И.Сидоров, В.В.Симакин, А.А.Сорокин, А.И.Субботин, Е.В.Ханин, А.А.Шаталов РД 03-357-00 Методические рекомендации по составлению декларации промышленной безопасности опасного...»

«Введение Справочно-методическое пособие представляет собой обзор требований к ввозу товаров в страны Европейского Союза (ЕС) из третьих стран, в том числе России. Структурно пособие состоит двух основных смысловых блоков. В первом разделе представлена информация по Европейскому Союзу, общему рынку и основным требованиям, предъявляемым к продуктам, ввозимым в ЕС. Второй раздел содержит конкретные требования к различным группам товаров с точки зрения их сертификации, обеспечения безопасности,...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Амурский государственный университет Кафедра безопасности жизнедеятельности УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ДИСЦИПЛИНЫ ПРИРОДОПОЛЬЗОВАНИЕ Основной образовательной программы по специальностям: 080109.65 Бухгалтерский учет, анализ и аудит, 280101.65 Безопасность жизнедеятельности в техносфере. Благовещенск 2012 2 Содержание 1 Рабочая программа...»

«Безопасность информационных систем 1 Методические указания по курсу Безопасность информационных систем Длительность курса 16 академических часов Данный курс представляет собой обзор современных методов, средств и технологий для решения задач в области безопасности. В курсе рассматриваются решения на основе последних разработок программного обеспечения фирмы Microsoft. Важные сведения о безопасности 4ч Повод для внедрения безопасности Управление рисками безопасности Этап Оценки Рисков Модель...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ УХТИНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Н.Д. Цхадая, В.Ф. Буслаев, В.М. Юдин, И.А. Бараусова, Е.В. Нор БЕЗОПАСНОСТЬ И ЭКОЛОГИЯ НЕФТЕГАЗОВОГО КОМПЛЕКСА ТИМАНО-ПЕЧОРСКОЙ ПРОВИНЦИИ Учебное пособие Допущено Учебно-методическим объединением вузов Российской Федерации по высшему нефтегазовому образованию в качестве учебного пособия для студентов нефтегазовых вузов, обучающихся по направлениям 553600 Нефтегазовое дело - специальности 090600,...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Амурский государственный университет Кафедра безопасности жизнедеятельности УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ДИСЦИПЛИНЫ СОЦИАЛЬНАЯ ЭКОЛОГИЯ Основной образовательной программы по специальностям: 040101.65 Социальная работа, 040201.65 Социология. Благовещенск 2012 УМКД разработан кандидатом биологических наук, доцентом Иваныкиной Татьяной...»

«Комментарий ГАРАНТа См. графическую копию официальной публикации Постановление Главного государственного санитарного врача РФ от 26 сентября 2001 г. N 24 О введении в действие санитарных правил (с изменениями от 7 апреля 2009 г., 25 февраля, 28 июня 2010 г.) На основании Федерального закона от 30 марта 1999 г. N 52-ФЗ О санитарноэпидемиологическом благополучии населения* и Положения о государственном санитарно-эпидемиологическом нормировании,** утвержденном постановлением Правительства...»














 
© 2013 www.diss.seluk.ru - «Бесплатная электронная библиотека - Авторефераты, Диссертации, Монографии, Методички, учебные программы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.