СЕРА. КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ. СЕРНАЯ КИСЛОТА

Цель работы: изучить наиболее характерные свойства серы, а также ее самых распространенных кислородных соединений.

Реактивы и материалы: цинк, медные стружки, сульфит натрия, раствор сульфита натрия, раствор сульфида натрия, раствор сульфата марганца(II), раствор сульфата цинка, раствор сульфата кадмия(II), раствор нитрата свинца(II), раствор дихромата калия, раствор перманганата калия, разбавленная серная кислота, концентрированная серная кислота, дистиллированная вода.

Оборудование: набор пробирок, химические стаканы, мерные цилиндры, шпатели, газоваягорелка.

Техника безопасности: следует соблюдать правила обращения с химическими реактивами, нагревательными приборами и технику безопасности при работе с открытым пламенем. Все работы проводить в вытяжном шкафу!

Опыт 1. Взаимодействие серы с металлами

а) Взаимодействие серы с железом. Приготовьте 3,5 г смеси, содержащей эквивалентные количества серы и железа. Смесь тщательно перемешайте стеклянной палочкой и пересыпьте в пробирку, укрепите ее вертикально в штативе. Нагрейте слегка всю смесь, а затем сильно нагрейте в одном месте у дна пробирки. Как только смесь раскалится, горелку отставьте. Наблюдайте за протеканием реакции. Какое вещество образовалось в результате реакции? Отметьте его цвет. Напишите уравнение реакции.

б) Взаимодействие серы с алюминием. Приготовьте однородную смесь серы и алюминия, насыпьте ее кучкой на металлический лист и поместите под тягой. Коснитесь смеси в одном месте кончиком длинной стеклянной палочки, нагретой предварительно в пламени газовой горелки. При проведении опыта не наклоняться над реакционной смесью! Отметьте происходящие явления. Какие наблюдаются признаки химической реакции? Напишите уравнение реакции.

Опыт 2. Получение сероводорода и его горение

Из имеющихся в лаборатории реактивов подберите такие, при взаимодействии которых может быть получен газообразный сероводород при комнатной температуре. Проверьте у преподавателя, правильно ли подобраны реактивы и их концентрация. Соберите прибор по получению сероводорода и проведите в нем реакцию. Напишите уравнение реакции. Когда начнется энергичное выделение газа, зажгите его у отверстия газоотводной трубки. Составьте уравнение реакции полного сгорания сероводорода. Докажите экспериментально присутствие ожидаемых продуктов над пламенем горящего сероводорода с помощью влажной индикаторной бумажки и сухой воронки. Неполное сгорание сероводорода происходит в том случае, когда пламя сероводорода соприкасается с холодным телом или при недостаточном количестве кислорода. Внесите в пламя горящего сероводорода холодную фарфоровую крышку от тигля. Наблюдайте образование на ней желтого налета. Что образовалось? Напишите уравнение реакции неполного сгорания сероводорода.

Опыт 3. Получение сероводородной воды

Приготовьте раствор сероводорода в воде. Испытайте полученный раствор нейтральным лакмусом. На какие свойства раствора указывает изменение окраски лакмуса? Напишите уравнение реакции диссоциации сероводородной кислоты. Используя значения констант диссоциации, сделайте вывод о силе сероводородной кислоты.

Опыт 4. Восстановительные свойства сероводорода

Подействуйте сероводородной водой на бромную воду и на подкисленные растворы перманганата калия и дихромата калия. Какие внешние признаки протекания химических реакций вы наблюдаете? Составьте уравнения реакций.

Опыт 5. Свойства соединений серы( IV )

а) Восстановительные свойства сульфитов. Налейте в пробирку 1 мл раствора дихромата калия и добавьте 4-6 капель разбавленной серной кислоты. Внесите в пробирку немного кристаллической соли сульфита натрия. Цвет раствора изменится на зеленый. Этот цвет обусловлен ионами Cr³⁺.

Запишите электронно-ионную схему и молекулярное уравнение реакции:

Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇+ H₂SO₄ → Cr³⁺ + …..

Сделайте заключение о восстановительных свойствах соединений серы( IV ), укажите продукты их окисления.

б) Окислительные свойства сульфитов. Налейте в пробирку по 1 мл растворов сульфита натрия и сульфида натрия. Наблюдайте выпадения в осадок серы.

Запишите электронно-ионную схему, ионное и молекулярное уравнение для реакции:

Na₂SO₃ + Na₂S + H₂O → S +

Сделайте заключение об окислительных свойствах соединений серы( IV ), укажите продукты восстановления сульфита.

Опыт 6. Свойства серной кислоты

а) Взаимодействие концентрированной серной кислоты с неметаллами. В фарфоровых чашках при осторожном нагревании проведите реакции между концентрированной H₂SO₄ и неметаллами: в одной — с серой, в другой — с углем. Установите (по запаху), какой газ выделяется (осторожно!). Напишите уравнения реакций.

б) Действие разбавленной H ₂ SO ₄ на металлы. Получите у преподавателя образцы металлов (медь, цинк, железо, алюминий и т. п.). Исходя из положения этих металлов в электрохимическом ряду напряжений металлов, сделайте предположительный вывод о возможности протекания реакций между этими металлами и разбавленной H₂SO₄. Докажите опытным путем, все ли взятые металлы взаимодействуют с разбавленной (2 н.) H₂SO₄. Отметьте различие в скорости протекания реакций и дайте объяснения, используя данные таблицы стандартных электродных потенциалов. Докажите опытным путем, какой газ выделяется в результате реакций. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Какой ион является в этих реакциях окислителем?

в) Действие концентрированной серной кислоты на металлы. В пробирке при слабом нагревании провести реакцию между медью и концентрированной серной кислотой. Установить по запаху (осторожно!), какой газ выделяется. После опыта, когда пробирка остынет, отлить 2—3 мл раствора в другую пробирку, добавить 5—6 мл воды и взболтать. Отметить цвет раствора и сделать вывод, какие ионы присутствуют в растворе. Написать уравнение реакции концентрированной H ₂ SO ₄ с медью.

Подействовать концентрированной H₂SO₄ на цинк. Пробирку немного подогреть. Установить по запаху (осторожно!), какой газ выделяется. Продолжать нагревание. Наблюдать помутнение раствора, объяснить его причину. Фильтровальной бумагой, смоченной раствором соли свинца, или по запаху (осторожно!) обнаружить выделение сероводорода. Написать уравнения происходящих реакций между цинком и концентрированной H ₂ SO ₄.

Объяснить разницу в действии концентрированной H₂SO₄ на цинк и медь, используя данные таблицы стандартных электродных потенциалов. В чем принципиальное отличие этих реакций от реакций взаимодействия разбавленной H₂SO₄ с металлами?

г) Дегидратирующие свойства серной кислоты. 1) Действие серной кислоты на клетчатку. Стеклянной палочкой, смоченной раствором H₂SO₄(1:1), написать что-либо на листе фильтровальной бумаги, а затем подсушить бумагу над пламенем горелки. Объяснить наблюдаемые явления, имея в виду, что общая формула клетчатки (С₆Н₁₀О₅)n.

2) Действие серной кислоты на сахар. В химический стакан (100—150 мл) поместить 10 г мелко истолченного сахара, добавить 1 мл воды до образования кашицы и 4—5 мл концентрированной H₂SO₄. Размешать стеклянной палочкой до получения однородной массы и, оставив стеклянную палочку в стакане, наблюдать за происходящим. Написать уравнение реакции, имея в виду, что формула сахара C ₁₂ H ₂₂ O ₁₁ .

Какой из двух обращающихся газов можно обнаружить по запаху? (Осторожно!)

д) Взаимодействие серной кислоты с солями других кислот. Из имеющихся в лаборатории твердых солей подобрать такие, которые будут взаимодействовать с концентрированной H₂SO₄. Поместить понемногу твердых солей в пробирки. Добавить концентрированную H₂SO₄ и нагреть на водяной бане. Исследовать цвет и запах (осторожно!) получающихся летучих веществ. С помощью мокрой индикаторной бумажки установить характер получающихся веществ. Написать уравнения соответствующих реакций и дать объяснения.

Опыт 7. Реакция на ион SО₄^2-

Пользуясь таблицей растворимости солей, установить, какие катионы могут являться реактивами на ион S0₄^2- . Провести соответствующие реакции, отметить цвет и вид осадков.

Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Испытать отношение полученных осадков к НС1. Сравнить действие НС1 на BaSO₃ и BaSO₄. Дать объяснение.

Опыт 8. Получение нерастворимых сульфидов. Налейте в четыре пробирки по ~1 мл растворов сульфатов марганца(II), цинка, кадмия(II) и нитрата свинца(II). Затем в каждую пробирку добавьте по каплям раствора сульфида натрия до выпадения осадков. Запишите молекулярное и ионное уравнение получения PbS. Отметьте цвет полученных осадков: MnS, ZnS, PbS, CdS.

Обратите внимание на запах раствора Na₂S и подумайте, чем этот запах обусловлен. Запишите молекулярное и ионное уравнение гидролиза соли Na₂S.

Сделайте заключение о растворимости сульфидов большинства металлов в воде, приведите примеры растворимых сульфидов.

Опыт 9. Восстановительные свойства сульфидов. Налейте в пробирку 1 мл раствора перманганата калия и добавьте 4-6 капель разбавленной серной кислоты, далее добавьте по каплям раствор сульфида натрия. Наблюдайте обесцвечивание раствора перманганата калия и выпадение осадка серы.

Запишите электронно-ионную схему, ионное и молекулярное уравнение для реакции:

KMnO₄ + Na₂S + H₂SO₄ → S + Mn²⁺+…..

Сделайте заключение о восстановительных свойствах сульфидов, укажите продукты их окисления.

Опишите цвет и растворимость в воде изученных в работе соединений серы.

Контрольные вопросы:

1. Напишите электронные формулы атома серы и серы в составе сульфид- и сульфат-ионов.

2. Перечислите известные вам модификации серы. Какая из модификаций серы является наиболее устойчивой при обычных условиях?

3. Перечислите химические свойства серы. Какие химические свойства сера проявляет в окислительно-восстановительных процессах? Приведите примеры.

4. Какие из водородных соединений ( H ₂ S , H ₂ Se , H ₂ Te ) более термически устойчивы? Ответ мотивируйте.

5. Составьте ионные уравнения реакций взаимодействия сульфидов цинка и железа с кислотой.

6. Напишите графическую формулу серной кислоты. Укажите характер химических связей, тип гибридизации.

7. Какую роль может играть серная кислота в окислительно-восстановительных реакциях? Дайте объяснение, приведите примеры.

8. Опишите химические свойства оксида серы( IV ) и оксида серы( VI ). Покажите их различие, используя представление о строение молекул.

9. В чем состоит различие в механизме взаимодействия разбавленной и концентрированной серной кислоты с металлами? Напишите соответствующие уравнения реакций и схемы перехода электронов.

10. Допишите уравнения реакций, протекающие между концентрированной серной кислотой и следующими веществами, подберите коэффициенты методом электронного баланса:

H₂SO₄ + Mg →

H₂SO₄+ Cu →

H₂SO₄+ Fe →

H₂SO₄+ C →

H₂SO₄+ S →

H₂SO₄+ P →

Лабораторная работа № 17

СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА И ФОСФОРА

Цель работы: изучить наиболее характерные свойства азота и фосфора, а также их самых распространенных кислородных соединений.

Реактивы и материалы: раствор иодида калия, раствор нитрита натрия, раствор перманганата калия, раствор хлорида железа(III), бромная вода, раствор гидроксида аммония, разбавленная серная кислота, фенолфталеин, дистиллированная вода.

Оборудование: набор пробирок, химические стаканы, мерные цилиндры, шпатели, газоваягорелка.

Опыт 1. Основные свойства аммиака. В пробирку налейте ~1 мл бесцветного раствора гидроксида аммония. Обратите внимание на характерный запах раствора. Добавьте к раствору 5-6 капель фенолфталеина, затем прибавляйте по каплям разбавленную серную кислоту до обесцвечивания раствора.

В пробирку налейте ~1 мл раствора хлорида железа(III) и прибавляйте к нему раствор аммиака до выпадения осадка гидроксида железа(III) (осадок сохраните для опыта 5).

Запишите ионные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия аммиака с серной кислотой и хлоридом железа( III ).

Опыт 2. Восстановительные свойства аммиака. Налейте в пробирку 1 мл бромной воды и добавляйте по каплям концентрированный раствор аммиака до полного обесцвечивания брома.

Запишите электронно-ионную схему и молекулярное уравнение для окисления аммиака бромом (продуктами реакции являются N₂ и NH₄Br).

Сделайте заключение о восстановительных свойствах аммиака, укажите продукт его окисления.

Опыт 3. Окислительные свойства нитритов. Налейте в пробирку 1 мл раствора иодида калия, добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты и прибавляйте по каплям раствор нитрита натрия. Наблюдайте образование иода и оксида азота(II). Бесцветный газ NO окисляется кислородом воздуха до бурого газа NO₂.

Запишите электронно-ионную схему, ионное и молекулярное уравнение реакции:

NaNO₂ + K I + H₂SO₄ →

Запишите молекулярное уравнение окисления NO до NO₂.

Опыт 4. Восстановительные свойства нитритов. Налейте в пробирку 1 мл раствора перманганата калия, добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты и прибавляйте по каплям раствор нитрита натрия до обесцвечивания раствора.

Запишите электронно-ионную схему, ионное и молекулярное уравнение для реакции:

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ → Mn²⁺ + NO₃⁻+…..

Сделайте заключение об окислительных и восстановительных свойствах нитритов, отметьте продукты восстановления и окисления нитрита.

NO₂⁻+ восстановитель →

NO₂⁻+ окислитель →

Опыт 5. Кислотные свойства азотной кислоты. Прилейте к осадку гидроксида железа(III), полученному в опыте 1, разбавленной азотной кислоты до полного растворения осадка. Запишите ионное и молекулярное уравнение реакции взаимодействия оксида железа( III ) с азотной кислотой.

Сделайте заключение о том, что азотная кислота вступает во все реакции, характерные для кислот, в том числе в реакции нейтрализации.

Опыт 6. Окислительные свойства азотной кислоты. Аккуратно внесите в пробирку 2-3 мл концентрированной азотной кислоты. Опустите в кислоту медную проволоку. Отметьте выделение бурого газа оксида азота(IV).

Налейте в пробирку 2 мл 2М раствора азотной кислоты, опустите в раствор несколько медных стружек. Поставьте пробирку в штатив, минут через пять раствор в пробирке окрасится солью меди в голубой цвет. Выделяющийся в результате этой реакции бесцветный газ NO при контакте с воздухом превращается в желтый газ NO₂.

Запишите электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения окисления меди концентрированной и разбавленной азотной кислотой.

Сделайте заключение об окислительных свойствах азотной кислоты, укажите продукты восстановления разбавленной и концентрированной азотной кислоты.

Опыт 7. Аллотропия фосфора

Положите немного сухого красного фосфора в пробирку, закрыть ватой, закрепить в штативе в слегка наклонном положении и нагреть небольшим пламенем горелки. Нагревание производить осторожно, следить, чтобы пары фосфора не загорались при выходе из пробирки!

Наблюдать появление налета белого фосфора на холодных частях пробирки. Отнести пробирку в темное место и наблюдать свечение фосфора. Взять немного белого фосфора стеклянной палочкой и вынуть из пробирки. Что наблюдается? Написать уравнение происходящей реакции. На основании опыта сделать вывод, какая из аллотропных модификаций фосфора химически более активна. (После опыта пробирку сдать лаборанту.)

Опыт 8. Получение фосфина и его свойства

В фарфоровую чашку или тигель с небольшим количеством 4 н. раствора НС1 внести пинцетом 2—3 маленьких кусочка фосфида кальция. Что наблюдаете? Сравнить устойчивость водородных соединений фосфора и азота.

Опыт 9. Получение оксида фосфора(V)

В фарфоровую чашку, поставленную на асбестовую сетку, положить 0,4 — 0,5 г красного фосфора. Над чашкой на небольшом расстоянии (около 0,5 см) от сетки укрепить сухую воронку. Зажечь фосфор накаленной стеклянной палочкой. Какое соединение осаждается на стенках воронки?

Когда весь фосфор сгорит, вложить воронку в кольцо штатива и оставить для опыта 5 а).

Опыт 10. ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРНЫХ КИСЛОТ

Оксид фосфора(V), полученный в опыте 9, смыть дистиллированной водой со стенок воронки в пробирку. Когда раствор сделается прозрачным, отлить немного его в другую пробирку, нейтрализовать в последней несколькими каплями раствора соды до слабокислой реакции (последнее «установить по изменению цвета индикаторной бумажки) и доказать, какая кислота образовалась в результате опыта. Написать уравнения происходящих реакций.

Оставшуюся часть раствора вылить в стакан, добавить 10—15 мл воды и 1—2 мл концентрированного раствора HNO₃ (для ускорения реакции присоединения) и кипятить 5—10 мин, добавляя воду. Затем отлить немного раствора в пробирку, нейтрализовать раствором соды до слабокислой реакции и добавить раствор AgNO₃. По цвету осадка установить, закончилась ли реакция присоединения и какая кислота получилась в результате реакции. Если реакция присоединения не закончилась, продолжить кипячение оставшейся части раствора еще 5—10 мин, затем провести повторный анализ полученного раствора.

Опыт 11. Соли ортофосфорной кислоты

а) Фосфаты натрия и их гидролиз. По величине константы диссоциации ортофосфорной кислоты предположить, подвергаются ли гидролизу фосфаты щелочных металлов. На какой ступени должен практически остановиться гидролиз фосфата натрия? Проверить свои предположения, испытав растворы гидро-, дигидрофосфата и фосфата натрия индикаторной бумажкой. Написать уравнение реакции гидролиза фосфата натрия по первой ступени. Накопление каких ионов препятствует дальнейшему гидролизу этой соли? Определить рН растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги.

б) Получение фосфатов кальция. Используя имеющиеся в лаборатории реактивы, получить гидро-, дигидрофосфат и фосфат кальция. Написать уравнения реакций. Сделать вывод о растворимости в воде полученных солей. К осадку СаНРО₄ до бавить раствор уксусной кислоты. Что происходит? Дать объяснение.

в) Получение фосфатов железа и алюминия. В одну пробирку налить немного раствора хлорида железа(III), в другую — сульфата алюминия. В каждую из пробирок добавить немного раствора ацетата натрия и гидрофосфата натрия. Отметить цвет выпавших осадков. Что они собой представляют? Какую роль играют ацетат-ионы? Написать уравнения реакций получения фосфатов железа и алюминия. Испытать отношение осадков к раствору НС1.

Контрольные вопросы:

1. Напишите электронные формулы азота и фосфора.

2. Какую максимальную ковалентность и какие степени окисления проявляют азот и фосфор в соединениях? Приведите примеры.

3. Из каких веществ и при каких условиях получаю азот и фосфор в лаборатории и промышленности? Напишите соответствующие уравнения реакций.

4. Какие водородные соединения азота и фосфора вам известны? Напишите их формулы и названия. Какими свойствами они обладают в окислительно-восстановительных реакциях ?

5. Из каких веществ и при каких условиях получают аммиака в лаборатории? Напишите уравнения реакций.

6. Какими химическими свойствами можно охарактеризовать химические свойства аммиака? Напишите уравнения соответствующих реакций.

7. Напишите графические формулы азотистой и азотной кислот. Укажите характер химических связей и тип гибридизации.

8. Напишите уравнения реакций получения азотной кислоты и з аммиака и укажите, при каких условиях протекают реакции?

9. Какими свойствами обладает азотная кислота? От каких факторов зависит состав веществ, до которых она восстанавливается?

10. Какова растворимость солей азотной кислоты в воде? Какие нитрата в растворе подвергаются гидролизу? Как относятся нитраты различных металлов к нагреванию? Напишите уравнения реакций.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 18

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 637; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 9 10 11 12 131415 16 17 18 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!