Необходимый уровень подготовки студентов
1. Знать понятия: проводники первого и второго рода, диэлектрики, электрод, гальванический элемент, анод и катод гальванического элемента, электродный потенциал, стандартный электродный потенциал. ЭДС гальванического элемента.
2. Иметь представления о причинах возникновения электродных потенциалов и методах их измерения.
3. Иметь представления о принципах работы гальванического элемента.
4. Уметь использовать уравнение Нернста для расчета электродных потенциалов.
5. Уметь записывать схемы гальванических элементов, уметь вычислять ЭДС гальванических элементов.
Задания для самоконтроля
1. Охарактеризуйте проводники и диэлектрики.
2. Почему в гальваническом элементе анод имеет отрицательный заряд, а в электролизере положительный?
3. В чем различие и сходство катодов в электролизере и гальваническом элементе?
4. Магниевую пластинку опустили в раствор ее соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен -2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния в моль/л. (Ответ:4,17х10-2).
5. При какой концентрации ионов Zn 2+ (моль/л) потенциал цинкового электрода станет на 0,015 В меньше его стандартного электродного? (Ответ:0,3 моль/л)
6. Никелевый и кобальтовый электроды опущены соответственно в растворы Ni ( NO 3 )2 и Co ( NO 3 )2. В каком соотношении должна быть концентрация ионов этих металлов, чтобы потенциалы обоих электродов были одинаковы? (Ответ: CNi 2+ : CCo 2+ = 1:0,117).
|
|
|
7. При какой концентрации ионов Cu 2+ в моль/л значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода? (Ответ:1,89 x 10-6 моль/л).
8. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [ Mg 2+ ]= [ Cd 2+ ]= 1,0 моль/л. Изменится ли величина ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л? (Ответ:2,244 В).
Лабораторная работа №13
Изучение свойств азотной, серной и ортофосфорной кислот
Цель работы:изучение на опыте химических свойств азотной, серной и фосфорной кислот.
Оборудование и реактивы:плоскодонная колба с газоотводной трубкой, круглодонная колба, стакан с охладительной смесью (смесь измельченного льда и хлорида натрия), песчаная баня, электроплитка, центрифуга, спиртовка, лабораторный штатив с лапками, термометр, фарфоровая пластинка, фарфоровая чашка, пипетки, стеклянные палочки, химический стакан, пробирка с газоотводной трубкой, конические и обычные пробирки, стеклянная воронка, универсальная индикаторная бумага, бумажные фильтры, 0,1М растворы ( NH 4 )2 MoO 4 ; BaCl 2 ; Pb ( NO 3 )2; Na 3 PO 4 ; Na 2 HPO 4 ; NaH 2 PO 4 ; AgNO 3 ; KNO 3 , концентрированные соляная, серная и азотная кислоты, 50%-ный раствор серной кислоты, разбавленные серная и азотная (r = 1,12 г/см3) кислоты, 30%-ный раствор КОН, 2М раствор КОН или NaOH , раствор (С6Н5)2 NH , 30%-ный раствор СН3СОО( NH 4 ), реактив Неслера, раствор чернил, кристаллические нитрат калия или нитрат натрия, фосфоритная мука (Са3(РО4)2), сахарная пудра, медная стружка, олово, порошок алюминия, порошкообразная сера, кусочки угля, дистиллированная вода.
|
|
|
Теоретические пояснения
В состав молекул азотной, серной и фосфорной кислот, кроме водорода и кислорода входят типичные неметаллы – элементы VA (азот и фосфор) и VIA (сера) групп. В молекулах этих кислот указанные элементы находятся в высших степенях окисления: +5 для азота в HNO 3 и фосфора в H 3 PO 4, и +6 для серы в H 2 SO 4. Следовательно, кроме характерных реакций кислот – восстановления катионов водорода и ионного обмена, эти соединения способны участвовать также и в окислительно-восстановительных реакциях, обусловленных изменением степени окисления элемента Э (Э = N , P , S ). При этом возможен только процесс восстановления:
Э n + + me - → Э( n - m )+
При сравнении окислительно-восстановительных потенциалов можно убедиться, что в ряду HNO 3 , H 2 SO 4 , H 3 PO 4 окислительная активность уменьшается:
|
|
|
NO3- + 4H+ +3e- → NO + 2H2O ; E0 = + 0.957 В
SO42- + 4H+ + 2e-→ H2SO3 + H2O ; E0 = + 0.231 В
H3PO4 +2H+ + 2e-→ H3PO3 + H2O; E0 = - 0.276 В
восстановление
окисление
Данные, приведенные в таблице 1, свидетельствуют, что среди минеральных кислот самая сильная – соляная, а в ряду H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 кислотность резко падает.
Таблица 13.1 – Константы диссоциации кислот при 25оС
| Кислота | К1 | К2 | К3 |
| Азотная | 43,6 | – | – |
| Серная | 103 | 1,2•10-2 | – |
| Фосфорная | 7,52•10-3 | 6,3•10-3 | 1,26•10-12 |
| Соляная | 107 | – | – |
Все соли азотной кислоты (нитраты) хорошо растворимы в воде.
Серная и фосфорная кислота, будучи многоосновными, образуют кислые и средние соли.
В твердом состоянии существуют только растворимые в воде гидросульфаты щелочных металлов. Гидросульфаты щелочноземельных и некоторых других металлов существуют лишь в водных растворах. Из средних солей серной кислоты (сульфаты) в воде нерастворимы бариевые, кальциевые, стронциевые и свинцовые.
Фосфорная кислота образует три типа солей. Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Из гидрофосфатов и фосфатов в воде растворимы только соли щелочных металлов и катионов аммония. Поэтому фосфорная кислота реагирует, с выделением водорода, только со щелочными металлами. При взаимодействии с другими металлами процесс их растворения ингибируется в результате образования защитного слоя нерастворимой соли.
|
|
|
Средние соли фосфорной кислоты (фосфаты), кроме ( NH 4 )3 PO 4, при прокаливании не разлагаются. Гидрофосфаты при этом переходят в пирофосфаты:
2 Na 2 HPO 4 → Na 4 P 2 O 7 + H 2 O
Пирофосфаты - соли пирофосфорной (Н4Р2О7), или двуфосфорной кислоты, которая является первым представителем полифосфорных кислот, в молекулах которых имеются цепочки с кислородным мостиком (–О3Р-О-РО3 –).
Двуфосфорная кислота хорошо растворяется в воде и является несколько более сильной кислотой, чем Н3РО4.
При прокаливании дигидрофосфаты и натрийаммонийгидрофосфат переходят в метафосфаты:
2 NaH 2 PO 4 → NaPO 3 + H 2 O
NaNH 4 HPO 4 → NaPO 3 + H 2 O + NH 3
Метафосфаты – соли метафосфорной кислоты (НРО3), которая является продуктом реакции оксида фосфора (V) c водой в мольном соотношении 1:1
Р2О5 + Н2О → 2НРО3.
При избытке воды образуется фосфорная кислота (в соответствии с номенклатурой IUPAC ее правильнее назвать ортофосфорной, а ее соли ортофосфатами):
НРО3 + Н2О → 3РО4.
Для ортофосфорной кислоты и ее солей характерна реакция с кислым раствором молибденовокислого аммония, в результате которой образуется желтый кристаллический осадок–кислый фосфорномолибденовокислый аммоний:
H3PO4+12(NH4)2MoO4+21HNO3 → (NH4)3H4[P(Mo2O7)6] + 21NH4NO3+10 Н 2 О
Серная кислота, в зависимости от ее концентрации, по-разному реагирует с металлами. Так, разбавленная серная кислота реагирует с выделением водорода со всеми активными металлами, стоящими в ряду напряжения левее водорода (кроме стронция и свинца). Продуктами реакции концентрированной серной кислоты, в зависимости от условий и активности металла, могут быть SO 2, S и H 2 S. При этом она может реагировать и с металлами, стоящими правее водорода до серебра включительно. Например,
Cu + H2SO4( конц ) → CuSO4 + SO2 + H2O
4Zn + 5H2SO4( конц ) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H 2 S + H 2 SO 4 → S + SO 2 + 2 H 2 O
Так как сероводород взаимодействует с серной кислотой, то в продуктах реакции взаимодействия ее с цинком могут оказаться SO 2 , S и H 2 S. Некоторые авторы считают, что окислительные свойства серной кислоты обусловлены наличием в реакционной среде сильной окислительно-восстановительной пары: атомарный водород (водород в момент выделения, который оказывается первичным продуктом реакции серной кислоты с активными металлами) и сульфат анион.
Me + H2SO4→2H + MeSO4
8H + SO42-→ S2- + 4H2O
Сульфаты термически относительно стойкие соединения и подвергаются разложению при высоких температурах (> 7000 C). Только сульфат аммония разлагается при > 2100 C. При этом, в зависимости от природы металла продуктами разложения могут оказаться оксид металла и SO 3 ( Al 2 ( SO 4 )3 >580 o C , Fe 2 ( SO 4 )3 >600 o C ), SO 2 и кислород ( CaSO 4 >960 o C , CuSO 4 >650 o C , MgSO 4 >1200 o C ), а в случае ( NH 4 )2 SO 4 - аммиак и Н2 SO 4.
Взаимодействие азотной кислоты с металлами можно представить в следующем виде:
Таблица 13.1 – Взаимодействие металлов с концентрированной и разбавленной азотной кислотой
| HNO3 | ||||||
| концентрированная | разбавленная | |||||
| Щелочные и щелочнозе-мельные Ме, Zn. | Fe, Cr, Al, Ni. | Другие тяжелые Ме, Cu. | Pt, Au. | Щелочные и щелочнозе-мельные Ме, Zn. | Тяжелые Ме, Cu. | Pt, Au. |
| N2 O | Пассивируются | NO2 | Не реагируют | NH4NO3 | NO | Не реагируют |
Как видно из таблицы, азотная кислота, независимо от концентрации, реагирует с металлами с образованием смеси продуктов (NO 2 , NO , N 2 O , N 2 , NH 3). Водород при этом не выделяется.
Этот факт так же, как и в случае с концентрированной серной кислотой, можно объяснить наличием последовательных окислительно–восстановительных процессов. Если допустить, что в азотной кислоте, как и во всех других кислотах, первичным является процесс восстановления протона с образованием атомарного водорода:
Ме + nH + → Men + + nH ,
то при дальнейшем взаимодействии активной окислительно-восстановительной пары Н + N +5 образуется аммиак и все другие возможные продукты последовательных превращений:
8Н + HNO 3 → NH 3 + 3 H 2 O ;
3 NH 3 + 5 HNO 3 → 8 NO + 7 H 2 O и так далее.
Образование N О2 в растворах концентрированной азотной кислоты объясняется тем, что любое другое состояние азота (от –3 до + 2, то есть от аммиака до NO) в среде HNO3 образует реакционноспособную окислительно-восстановительную пару (N 5+ , N 3-) или (N 5+, N 2+). В результате окислительно-восстановительных превращений образуется нереакционноспособная пара (N 5+,N 4+) (то есть NO 2 в Н NO 3).
Азотная кислота с соляной в мольном соотношении 1 : 3 образует “царскую водку” (слово “водка” уменьшительное от слова вода!).
HNO3 + 3HCl → Cl2 + NOCl + 2H2O.
Образовавшийся нитрозилхлорид (NOCl) на свету или при стоянии разлагается с образованием атомарного хлора: NOCl → NO + Cl, а оксид азота ( II ) в атмосфере воздуха превращается в оксид азота ( IV ): 2 NO + O 2 → 2 NO 2. Поэтому, когда визуально наблюдают за процессом взаимодействия соляной кислоты с азотной, необходимо учесть, что образовавшийся бурый, с едким запахом газ NO 2 является продуктом вторичного процесса окисления NO.
Таким образом, образуется сильная окислительная среда (С l 2 , Cl и NO). Особенно велика роль атомарного хлора в процессах растворения металлов в царской водке, в которой растворимы даже благородные металлы (Au, Pt):
HNO3 + 3HCl + Au =AuCl3 + NO + 2H2O.
Азотная и серная кислоты взаимодействуют со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:
S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
B + 3HNO3 = H3BO3 + 3 NO2C + 4HNO3 = CO2 + 2H2O + 4NO2
C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O
S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O
Термическое разложение нитратов сопровождается изменением степеней окисления элементов, входящих в состав нитрата.
Считается, что при разложении всех нитратов образуются соответствующие нитриты и кислород. Так как нитриты щелочных металлов термически стабильны, то процесс заканчивается образованием нитритов.
Если соответствующий нитрит при этих температурах неустойчив, образуются продукты его разложения:
MeNO 2 → MeO + NO 2
Если при температуре разложения нитрата образовавшийся оксид термически неустойчив (оксиды благородных металлов), то в продуктах оказывается соответствующий металл - продукт разложения соответствующего оксида:
МеО → Me + O 2.
Нитрат аммония разлагается с образованием оксида азота ( I ):
NH4NO3 → N2O + 2H2O.
левее Mg MeNO2 + O2
от Mg до С u
MeNO3 MeO + NO2 + O2
 |
правее С u
Me + NO 2 + O 2
Методика проведения опытов
Опыт 1. Получение концентрированной азотной кислоты.
К нитрату калия или натрия, помещенному в колбу с газоотводной трубкой, приливать такое количество концентрированной серной кислоты, чтобы она полностью покрыла соль. Колбу герметично соединить с круглодонной колбой, которая помещена в охлаждающую смесь (снег и хлорид натрия). Колбу с солью постепенно нагреть на песчаной бане (тяга!), сначала до 1000С, а затем до 1200С. Реакцию считать законченной, когда в колбе останется желтоватая жидкость и азотная кислота почти перестанет перегоняться в приемник. На фарфоровую пластинку нанести 2 капли синтезированной азотной кислоты и прибавить каплю раствора дифениламина (С6Н5)2 NH. Раствор окрашивается в темно-синий цвет. Эта реакция считается качественной для обнаружения азотной кислоты.
Опыт 2. Синтез фосфорной кислоты разложением фосфорита.
В коническую пробирку всыпать около 1г фосфоритной муки Са3(РО4)2, прилить 2 мл 50%-ного раствора серной кислоты и прокипятить смесь в течение 1-2 мин. Прибавить 2 мл воды и тщательно размешать шпателем. Раствор с осадком центрифугировать и слить центрифугат в другую пробирку. Определить наличие в растворе анионов фосфорной кислоты. Как это сделать? Составьте все необходимые уравнения реакций.
Опыт 3. Гидратация серной кислоты.
В пробирку с 2 мл воды после измерения ее температуры прилейте 1 мл концентрированной серной кислоты. Осторожно перемешать раствор термометром и определить его температуру. Почему происходит выделение тепла? Почему нельзя вливать воду в серную кислоту?
Опыт 4. Открытие азотной кислоты.
На фарфоровую пластинку нанести 2 капли азотной кислоты и прибавить каплю раствора дифениламина ( C 6 H 5 )2 NH. Раствор окрашивается в темно-синий цвет.
Опыт 5. Обугливающее действие серной кислоты.
1г сахарной пудры смочить 10 каплями воды, влить 1мл концентрированной серной кислоты и смесь перемешать стеклянной палочкой. Выразите наблюдаемые явления соответствующими уравнениями реакций.
На кусочке фильтровальной бумаги стеклянной палочкой, смоченной концентрированной серной кислотой, написать формулу этой кислоты и нагреть бумагу на электроплите. Объясните наблюдаемое.
Опыт 6. Открытие аниона SO 4 2- .
К раствору серной кислоты добавить раствор хлорида бария; выпадает белый осадок, который не растворяется в концентрированной соляной кислоте. Проделать аналогичный опыт с раствором нитрата свинца. Отделить осадок и растворить его в 30%-ном горячем водном растворе ацетата аммония. Эту реакцию используют в химическом анализе для разделения смеси сульфатов бария и свинца.
Опыт 7. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с медью и оловом.
Опыт проводить под тягой. В две пробирки внести по 3-4 капли разбавленной азотной кислоты (плотность 1,12 г/см3). В одну из пробирок опустите кусочек медной стружки, в другую - кусочек олова. В обоих случаях реакция идет с образованием главным образом бесцветного газа NO и нитратов олова (II) и меди (II). Написать уравнения реакций взаимодействия разбавленной азотной кислоты с оловом и медью.
Опыт 8. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с оловом и медью.
Повторить опыт 3.2.7, только использовать концентрированную азотную кислоту и пробирки, после внесения туда металлов, слегка нагреть. Написать уравнения реакций с учетом, что выделившийся бурый, с едким запахом газ – NO 2.
Опыт 9: Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с серой.
В небольшую фарфоровую чашку положить немного порошкообразной серы, налить несколько миллилитров концентрированной азотной кислоты, смесь нагреть 10-15 минут на электроплитке, после чего разбавить водой, отфильтровать непрореагировавшую серу. В фильтрате обнаружить присутствие серной кислоты.
Опыт 10. Получение царской водки.
В пробирку с газоотводной трубкой налить 1 мл концентрированной азотной и 3 мл концентрированной соляной кислоты. Стеклянный конец газоотводной трубки опустить в стакан с разбавленным раствором щелочи. Пробирку слегка нагреть (осторожно тяга!) до начала бурной реакции с выделением газов. Уходящие из пробирки газы собрать в растворе со щелочью. После завершения выделения газов в водный раствор со щелочью добавить раствор чернил. Почему окрашенный раствор обесцветился? В этот же раствор внести несколько капель нитрата серебра. Почему выпал творожистый осадок? Написать уравнения всех химических процессов.
Опыт 11. Окислительные свойства нитратов.
В пробирку налить 1-2 мл раствора KNO 3 и 3-5 мл 30%-ного раствора КОН. Добавить небольшое количество порошка алюминия и нагреть 2-3 минуты.
Раствор охладить и добавить реактив Неслера (реактив для качественного определения катионов аммония).
Опыт 12. Разложение нитратов.
В сухой пробирке, закрепленной в штативе вертикально, расплавить около одного грамма нитрата калия или натрия. Наблюдать за выделением пузырьков газа. В расплавленную соль бросить маленький, предварительно раскаленный уголек. Что наблюдается? По окончании реакции с углем бросить в пробирку небольшой кусочек серы. Что происходит?
Дата добавления: 2019-09-13; просмотров: 104; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!