Лабораторная работа. Сера, соединения серы и селена

Все опыты с элементарной серой, ее соединениями и соеди­нениями селена следует проводить в вытяжном шкафу.

Аллотропические видоизменения серы

1. Ромбическая сера. Кусочек черенковой серы величиной с го­рошину поместить в сухую пробирку и прилить около 2 мл хлоро­форма. Пробирку встряхивать до тех пор, пока значительная часть серы не перейдет в раствор. Полученный раствор слить на часовое стекло, дать растворителю испариться. При помощи микроскопа рас­смотреть полученные на стекле кристаллы, зарисовать их в журнале.

2. Пластическая сера. Наполнить микропробирку наполовину кусочками серы и, держа ее при помощи зажима, медленно нагре­вать на пламени горелки до плавления, все время встряхивая про­бирку. Наклонить слегка пробирку, наблюдать, как подвижная янтар­ная жидкость течет по стенке пробирки. При дальнейшем нагревании наблюдать изменение цвета жидкости и увеличение ее вязкости (из опрокинутой кверху дном пробирки жидкость при температуре ~ 200°С не выливается). При нагревании вплоть до температуры кипения се­ра темнеет и вновь становится подвижной. Кипящую серу вылить тонкой струей в кристаллизатор с холодной водой. При выливании расплавленной серы в холодную воду происходит как бы "замораживание" равновесия между осколками молекул ромбической серы (S₆, S₄ и др.). Выделенная из воды твердая сера пластична, тя­нется, имеет волокнистую структуру. Волокна серы состоят из свер­нутых в спираль цепей атомов серы, состав этой модификации вы­ражается формулой S_x. Полученную массу вынуть из воды и высу­шить между листами фильтровальной бумаги. Испытать пластич­ность серы и ее растворимость в сероуглероде.

Свойства серы

Сера может проявлять как окислительные, так и восстанови­тельные свойства в реакциях с простыми и сложными веществами, а также вступать в реакции диспропорционирования.

3. Окисление меди парами серы. Поместить кусочек серы вели­чиной с горошину в пробирку, закрепить пробирку в зажиме штатива и нагреть серу до кипения. Когда пары кипящей серы заполнят всю пробирку доверху, внести в нее пинцетом, не убирая горелки, кусочек тонкой медной проволочки. Отметить энергичную реакцию горения меди в парах серы. Записать наблюдаемое, уравнение реакции и указать окислитель и восстановитель.

4. Окисление серы азотной кислотой. В пробирку внести не­большой кусочек серы и 5-6 капель концентрированной азотной ки­слоты (плотность 1,4 г/см³). Осторожно нагреть пробирку. Отметить выделение газа. Полученный раствор (2-3 капли) перенести пипеткой а пробирку с раствором хлорида бария (5-6 капель). Отметить появ­ление осадка и его цвет. На существо-вание какого иона в растворе указывает образование осадка? Написать уравнение реакции взаи­модействия серы с азотной кислотой, указать окислитель и восста­новитель.

5. Реакция диспропорционирования серы в щелочном раство­ре. В маленький тигель поместить порошок серы, прилить концен­трированный раствор щелочи. Смесь осторожно нагреть и кипятить10 мин. На смоченный раствором ацетата свинца кусочек бумаги на­нести 1-2 капли полученного раствора. Что наблюдается? Какой ион присутствует в растворе? В оставшийся раствор прилить несколько капель раствора нитрата стронция для обнаружения в растворе сульфит-ионов. Написать уравнения проведенных реакций. Указать роль серы в реакции со щелочью.

Получение сероводорода и изучение его свойств

Сероводород содержит серу в состоянии окисления - 2 и прояв­ляет поэтому только восстановительные свойства. Сероводород яв­ляется очень токсичным веществом, предельно допустимая кон­центрация около 5 · 10^-4 %(об.). Все опыты с ним следует прово­дить в вытяжном шкафу.

6. Получение и горение сероводорода. В пробирку, на 1/3 наполненную
полненную кусочками сернистого железа, внести 5-6 капель кусочками сернистого железа, внести 5-6 капель соляной кислоты (плотность 1,19 г/см³). Закрыть пробирку пробкой с отводной изогнутой кверху трубкой и закрепить ее в штативе (ррис.14).

Выделяющийся газ зажечь у конца отвод

ной трубки. Над пламенем горящего газа подержать смоченную дистиллированной

водой синюю лакмусовую бумажку.

Отметить изменение ее цвета и сделать вы вод о продукте сгорания сероводорода.

В пламя горящего газа внести чистую фарфоровую пластинку. Объяснить появление на ней желтого налета серы.

Рис.14. Прибор для получения

сероводорода

Написать уравнения реакций получения сероводорода, полного и неполного его сгорания, взаимодействия газа, полученного при полном сгорании сероводорода, с водой. Указать, какие из этих реакций относятся к окислительно-восстановительным.

7. Определение среды в водном растворе сероводорода. В пробирку с сернистым железом добавить 2−3 капли концентрированной соляной кислоты (плотность 1,19 г/см³). Закрыть пробирку пробкой с отводной изогнутой книзу трубкой (рис. 9). Выделяющийся сероводород направить в коническую пробирку, на ¹/з наполненную дистиллированной водой. Несколько капель сероводородной воды внести в пробирку с раствором лакмуса. Отметить и объяснить изменение цвета лакмуса. Написать уравнение диссоциации сероводородной кислоты и выражение ступенчатых констант ее диссоциации. Указать силу этого электролита. Оставшуюся сероводородную воду использовать в последующих опытах.

8. Восстановление сероводородом марганца(VII), хрома(VI) и железа (III). В три пробирки внести следующие растворы: в первую – 5 капель перманганата калия и 2 капли 1 моль/л раствора серной кислоты; во вторую - 5 капель бихромата калия и 2 капли 1 моль/л раствора H₂SО₄; в третью – 5 капель хлорида железа(III). В каждую из пробирок добавить по каплям сероводородной воды до изменения окраски растворов и их помутнения вследствие выделения серы. Написать соответствующие уравнения реакций, учитывая, что марганец(VII) и железо(III) переходят в двухвалентное состояние, а хром(VI) - в трехвалентное.

Получение сульфидов металлов и их свойства

Сульфиды металлов могут быть получены не только прямым синтезом, но также из водных растворов. Способность сульфидов выделяться в осадок, растворяться в минеральных кислотах опреде­ляется величиной их произве-дения растворимости. Осаждение пло­хо растворимых сульфидов (HgS, CuS, CdS, РbS, Sb₂S₃, SnS и др.) мoжно вести сероводородом из кислых сред (рН ≈ 0,5; Сн⁺ = 0,3 моль/л). Для осаждения более растворимых сульфидов (ZnS, MnS, FeS) необходим более высокий рН, и поэтому используют ам­миачный раствор свежеприготовленного (NH)₂S, в котором концен­трация ионов S^2– значительно выше, чем в сероводородной воде. В результате произведение концентраций ионов Zn²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺ и сульфид-иона получается больше произведений растворимости, и сульфиды этих металлов в указанных условиях выпадают в осадок.

9. Получение бисульфида и сульфида натрия в растворе. Вне­сти в пробирку 5 капель 6 моль/л раствора гидроксида натрия и про­пустить через него медленный ток сероводорода до полного насы­щения (3-5 мин). К полученному раствору бисульфида натрия приба­вить еще 5 капель такой же щелочи для получения сульфида натрия. Для доказательства наличия в растворе сульфид-иона несколько ка­пель полученного раствора перенести в другую пробирку и прилить 5-6 капель раствора соли марганца(II). Оставшийся раствор сульфи­да натрия сохранить для последующих опытов. Написать уравнения проделанных реакций.

10. Получение сульфидов кадмия, марганца(II), железа(III) и свинца(II). Отношение их к сильной кислоте. В четыре пробирки вне­сти по 3–5 капель растворов солей кадмия, марганца(II), железа(II), и свинца(II),) соответственно. В каждый раствор добавить по 2–3 капли полученного раствора сернистого натрия (или аммония). Отметить появление осадков, указать их цвета. После отстаивания растворов пипеткой удалить маточник, и к осадкам прибавить по 3–5 капель 2 моль/л раствора азотной кислоты. Пользуясь величинами произ­ведения растворимости, объяснить, почему сульфиды данных ме­таллов различно взаимодействуют с азотной кислотой. В молекуляр­ной и ионной формах написать уравнения реакций образования и растворения сульфидов.

Получение полисульфидов, их разложение

Сера способна растворяться в концентрированных растворах сульфидов щелочных, щелочноземельных металлов и аммония, об­разуя полисульфиды:

ֵֵֵ

S + S׃ → S

Na ¨ Na ¨ Na ¨ ¨¨ Na

S

¨

сульфид дисульфид

11. Получение полисульфида натрия и полисульфана. Неболь­шое количество серы смочить этиловым спиртом и в закрытом сосу­де встряхивать с 10%-ным раствором Na₂S продолжительное время. Непрореагировавшую се-ру отфильтровать, к фильтрату добавить по каплям 2 моль/л раствор HCI до кислой реакции. Объяснить появле­ние коллоидного осадка. Написать уравнения реакций получения по­лисульфида натрия Na₂S_n и полисульфана H₂S_n. Сравните кислот­ные свойства пар: Н₂O и Н₂O₂; H₂S и H₂S₂. Дайте пояснения.

Получение сернистого ангидрида и сернистой кислоты,

изучение их свойств и свойств сульфитов

В сернистом ангидриде, сернистой кислоте и ее солях сера на­ходится в промежуточной степени окисления (+4), поэтому эти со­единения могут проявлять как восстановительные, так и окислитель­ные свойства, вступать в реакции диспропорционирования. Сульфит натрия способен также к реакциям присоединения, например:

Na –O     NaO S

S = O + S ׃ → S

Na –O ¨ NaO O

12. Получение сернистого газа, растворение его в воде. В про­бирку поместить 0,2 г сульфита натрия, добавить 3–5 мл 2 моль/л раствора серной кислоты и быстро закрыть пробкой с отводной труб­кой. Выделяющийся газ пропустить через находящуюся в пробирке дистиллированную воду (5 мл). Если выделение газа идет недоста­точно энергично, пробирку подогреть слабым пламенем горелки. Не­сколько капель полученного раствора внести в пробирку с раствором нейтрального лакмуса. Объяснить изменение цвета лакмуса, остав­шийся раствор сернистого газа использовать для последующих опы­тов. Изобразить схему равновесий в водном растворе сернистого га­за. Существуют ли в растворе молекулы H₂SО₃?

13. Восстановительные свойства сернистого газа. К 5–8 каплям полученного в предыдущем опыте водного раствора сернистого газа прилить несколько капель бромной воды, наблюдая ее обесцвечива­ние. Используя значения стандартных потенциалов полуреакций восстановления:

,

Указать окислитель и восстановитель в реакции.

К 2–3 каплям сильно разбавленного водой фуксина добавить по каплям раствор сернистой кислоты до обесцвечивания раствора. На чем основано белящее действие сернистой кислоты?

14. Восстановительные свойства сульфит-аниона в кислой среде. В три пробирки поместить по 5–8 капель 0,5 моль/л раствора Na₂SO₃, подкислить его 2-3 каплями 5 моль/л раствора уксусной ки­слоты, провести реакции с несколькими каплями растворов Н₂О₂ (– 2,5 моль/л), КМnО₄ (0,02 моль/л), К₂Сг₂O₇ (0,2 моль/л) соответст­венно. Объяснить наблюдаемое, уравнения реакций уравнять мето­дом полуреакций.

15. Окислительные свойства сульфит-аниона в кислой среде. Несколько кристалликов Na₂SО₃ растворить в пробирке с водой, под­кислить 1–2 каплями 2 моль/л раствора H₂SО₄ и быстро внести в смесь несколько капель сероводородной воды. Что наблюдается? Указать свойство, проявляемое сульфит-анионом в этой реакции

16. Диспропорционирование сульфита калия при нагревании. В тугоплавкую пробирку поместить 0,1–0,2 г безводной соли K₂SО₃, на­греть пламенем горелки до образования темноокрашенного распла­ва. После охлаждения содержимое пробирки растворить в мини­мальном количестве воды. Раствор обработать соляной кислотой (отметить запах H₂S и почернение влажной бумаги, смоченной рас­твором Pb(NО₃)₂), нагреть до полного удаления H₂S, отфильтровать, в фильтрате осадить сульфат-ион раствором хлорида бария. Как диспропорционирует cepa (IV) при нагревании K₂SО₃?

17.Получение тиосульфата натрия. Насыпать в фарфоровую чашку ~ 0,1 г порошка серы, смоченного спиртом, прилить 3–4 мл кон­центрированного раствора Na₂SО₃, нагреть на слабом огне, помеши­вая стеклянной палочкой, до растворения большей части серы. Нерастворившуюся серу отфильтровать. Изучить взаимодействие по­лученного раствора с раствором иода, соляной кислоты. Написать уравнения реакций.

Серная кислота и ее свойства. Соли серной кислоты

Серная кислота проявляет свои окислительные свойства в раз­бавленных растворах за счет протона:

2Н⁺ + 2 еˉ = Н₂

В концентрированной серной кислоте окислителями являются молекулы кислоты:

2H₂SО₄ + 2еˉ= SО₄²⁻ + SО₂ + 2Н₂О

За счет низкой упругости водяных паров над раствором концен­ концентрированной серной кислоты по сравнению с упругостью паров атмосферы она обладает сильным водоотнимающим свойством. От органических соединений концентрированная H₂SО₄ отнимает элемен­ты воды, обугливая большинство углеводов. В растворах присутст­вие иона SО₄²⁻ обнаруживают с помощью образования белых осад­ков плохорастворимых сульфатов бария BaSО₄ с ПР = 1,08·10⁻¹⁰, свинца PbSО₄ с ПР = 2,2·10⁻⁸, где ПР - произведение растворимости.

18. Взаимодействие металлов с разбавленной серной кисло­той. В три пробирки внести по 5–8 капель 1 моль/л раствора серной кислоты и по 2–3 кусочка металлов: в первую – цинка, во вторую – же­леза, в третью – меди. Если реакция идет медленно, то слегка подог­реть пробирки небольшим пламенем горелки. Описать наблюдае­мое. Объяснить, почему реакция идет не во всех случаях.

19. Взаимодействие меди с концентрированной серной кисло­той. В тигель поместить 1–2 кусочка медной стружки и прилить 5–10 капель конц. H₂SО₄. Тигель нагреть на асбестовой сетке небольшим пламенем горелки. Поднести влажную синюю лакмусовую бумажку к отверстию тигля. Отметить изменение ее окраски. По запаху (осторожно!) определить, какой газ выделяется. Объяснить, в чем различие действия концентрированной и разбавленной серной ки­слоты на металлы. Чем объясняется большая сила и устойчивость серной кислоты по сравнению с сернистой кислотой?

20. Взаимодействие неметаллов с концентрированной H₂SО₄. В две пробирки налить по 1–2 мл конц. H₂SО₄, внести в одну из них не­большой кусочек серы, в другую угля, пробирки осторожно нагреть (тяга!). Что наблюдается?

21. Вытеснение серной кислотой слабой кислоты из раствора ее соли. В пробирку с насыщенным раствором молибдата аммония (NH₄)₂MoО₄ (3–4 капли) прилить осторожно по каплям конц. H₂SО₄ до выпадения осадка молибденовой кислоты. Осадок отцентрифугировать или дать ему отстояться и прилить к осадку конц. H₂SО₄ до его растворения с образованием сульфата диоксимолибденила(VI) MoO₂SO₄.

22. Взаимодействие серной кислоты с целлюлозой бумаги. На листочке фильтровальной бумаги с помощью стеклянной палочки сделать надпись раствором серной кислоты (1:1). Бумагу просушить, держа высоко над пламенем горелки. Объяснить почернение бумаги, написать уравнение реакции. Какое свойство проявляет здесь сер­ная кислота?

23. Получение труднорастворимых сульфатов. На три часовых или предметных стекла поместить по 1 капле 1 моль/л раствора сер­ной кислоты и добавить по 1 капле растворов солей бария, свинца и стронция. Отметить цвета образовавшихся осадков, сравнить значе­ния их ПР.

Свойства тиосульфата натрия

Тиосерную кислоту можно рассматривать как производную сер­ной кислоты, в которой атом кислорода замещен на атом серы:

OH

׀

HO – S⁺⁶ = S^−2!

׀׀

O

Тиосерная кислота – нестабильное вещество, за счет внутримолеку­лярного окислительно-восстановительного процесса распадается с образованием серы, сернистого газа и воды. Скорость распада ки­слоты зависит от концентраций ее соли и сильной кислоты. Тио­сульфат натрия проявляет восстановительные свойства, которые можно объяснить присутствием в нем атома серы со степенью окис­ления –2.

24. Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой. Внести в пробирку 5-6 капель раствора тиосульфата натрия Na₂S₂О₃ и 3−4 капли 1моль/ л раствора серной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнение реакции взаимодействия Na₂S₂O₃ с H₂SO₄ по ступеням и в общем виде.

25. Взаимодействие тиосульфата натрия с хлорной водой. К раствору тиосульфата натрия (5−6 капель) приливать по каплям хлорную воду до появления осадка свободной серы. Отфильтровать серу, к раствору прибавить несколько капель раствора BaCl₂. Что на­блюдается? Написать уравнение реакции окисления тиосульфата натрия хлором в присутствии воды.

26. Взаимодействие тиосульфата натрия с йодной водой. В пробирку с йодной водой (5-6 капель) прибавить по каплям раствор тиосульфата натрия до обесцвечивания йодной воды. Проверить действие BaCl₂ на полученный раствор. Написать в молекулярной форме уравнение этой окислительно-восстановительной реакции, учитывая, что в результате ее образуется тетратионат натрия Na₂S₄O₆:

I₂ + 2е⁻ = 2I⁻,
2S₂O₃²⁻ – 2 е ⁻ = S₄O₆²⁻.

Свойства персульфатов

Соли надсерной кислоты (персульфаты) обладают окислительными свойствами за счет пероксогруппы пероксодисерной кислоты

O O

׀׀ O ׀׀

HO – S S – OH!

׀׀ O ׀׀

O O

27.Окисление иодид-иона персульфатом аммония. В пробирку с раствором иодида калия (3–4 капли), подкисленного серной кислотой, прибавить 3–4 капли раствора персульфата аммония (NH₄)₂S₂O₈. Наблюдать медленное из-менение окраски раствора. В раствор внести 1–2 капли раствора крахмала. Написать уравнение реакции, методом полуреакций подобрать коэффициенты.

28. Окисление хрома(III) персульфатом аммония. Пробирку с растворами соли хрома(III) (3–4 капли), серной кислоты (2–3 капли) и нитрата серебра (1–2 капли) нагреть на малом пламени горелки. В горячий раствор внести 2–3 кристаллика персульфата калия или аммония и снова нагреть смесь до изменения окраски. Что наблюдается? Уравнение реакции уравнять методом полуреакций.

Свойства селенистой кислоты и селенитов

Соединения селена и теллура очень ядовиты!

Восстановительные свойства селенитов и теллуритов по сравнению с сульфитами выражены слабо, а окислительные – гораздо сильнее, причем окислительное действие зависит от рН.

29. Восстановление перманганата калия селенистой кислотой. В пробирку налить 3 каппи раствора КМnО₄, две капли 1 моль/л раствора H₂SО₄, затем добавить 5–6 капель раствора H₂SeО₃, раствор перемешать. Записать наблюдения и уравнение реакции. Какие свойства проявила селенистая кислота в данной реакции?

30. Восстановление селенистой кислоты цинком. В пробирку с подкисленным раствором селенистой кислоты (3–4 капли) внести очищенный от пленки оксида кусочек цинка. Через некоторое отметить выделение на цинке свободного красного селена. Чем выступает H₂SeО₃ в этой реакции?

31. Восстановление селенистой кислоты сернистым газом. К концентрированному раствору H₂SeО₃ или раствору селенита, подкисленному соляной кислотой, прилить насыщенный раствор суль­фита натрия и осторожно нагреть. Объяснить выделение красно-коричневого аморфного осадка.

5.3.5.Дополнительный опыт

Определение температуры плавления тиосульфата натрия Na₂S₂О₃·5H₂О. В стакан с водой (водяная баня), находящийся на электрической плитке, поместить широкую пробирку, заполненную на ¹/з тиосульфатом натрия, пробирку закрепить в штативе. В соль опустить термометр. Включив нагрев, секундомер, записывать показания термометра через каждые 30 с до полного перехода твердой фазы в жидкую. Построив зависимость температура время, объяснить ход кривой, определить температуру плавления Na₂S₂О₃·5H₂О, сравнить полученное значение с литературным.

Для определения температуры плавления (< 100 °С) можно собрать простой прибор по рис. 15.

Стеклянный капилляр 1 заполнить мелкими кристаллами исследуемого вещества, закрепить капилляр у ртути термометра 2 резиновым кольцом. Опустить термометр с капилляром в пробирку-воздушник 3, опущенную в стакан с водой 4. Медленно нагревать воду в стакане и наблюдать за плавлением соли (можно воспользоваться для наблюдения лупой). В момент расплавления соли (появления мениска) отметить температуру. Опыт повторить 2 раза и найти среднюю величину температуры плавления.

Рис.15. Прибор для определения

для температуры плавления веществ

5.3.6. Синтезы соединений серы

1. Синтез тиосульфата натрия. В микроколбу, снабженную обратным холодильником (рис.16), поместить 2,5г мелкоизмельченной черенковой серы, смочить ее этиловым спиртом, а затем добавить раствор 3,5 г Na₂SО₃ в 50 мл воды. После предварительной обработки спиртом сера хорошо смачивается раствором и не всплывает на его поверхность.

Смесь кипятить до тех пор, пока проба раствора не покажет нейтральную или слабощелочную реакцию. Горячий раствор отфильтровать от избытка серы и упарить на водяной бане до начала кристаллизации. Смесь охладить, образовавшиеся кристаллы Na₂S0₃·5Н₂О отсосать на воронке Бюхнера и вы высушить при комнатной температуре.

Рис. 16. Прибор для получения

тиосульфата натрия

Взвесить полученную соль и определить процент выхода. Тиосульфат натрия образует прозрачные моноклинные кристаллы, легко растворимые в воде. При температуре выше 48,5°С они начинают плавиться в кристаллизационной воде, а при 100°С – обезвоживаются. Провести качественный анализ на обнаружение тиосульфат-ионов, используя раствор иода и крахмала, а также разбавленные растворы серной или соляной кислот. Определить температуру плавления полученных кристаллов.

2. Синтез нитрозилгидросульфата. В колбу, помещенную в охлаждающую смесь, налить 10 мл азотной кислоты (р = 1,60 г/см³) и после ее охлаждения по трубке, опущенной в кислоту, пропустить ток очищенного оксида cepы(IV). Температура в колбе не должна подниматься выше 5°С. Реакция взаимодействия SО₂ с азотной кислотой идет по уравнению

SО₂ + HNО₃ = (NО)HSО₄

После того, как выделится бесцветная кристаллическая масса, ее необходимо отсосать через стеклянный фильтр и промыть ледяной уксусной кислотой, четыреххлористым углеродом, затем высушить в фарфоровой чашке в эксикаторе над оксидом фосфора(V). Нитрозилгидросульфат под действием влаги воздуха подвергается гидролизу, поэтому вещество следует хранить в запаянной ампуле.

Нитрозилгидросульфат плавится с разложением при 73,5°С. В отчете по синтезу изобразите структурную формулу (NО)HSО₄.

Нитрозилгидросульфат может быть также получен по реакции взаимодействия N₂O₃ с H₂SO₄.

3. Синтез сульфида алюминия. Предварительно термодинами­ческим расчетом обосновать необходимость проведения синтеза Al₂S₃ в твердой фазе, а не в растворе. Для этого необходимо, поль­зуясь данными приложения 1, рассчитать изменение энергии Гиббса Δ G ^°₂₉₈ реакций взаимодействия ионов Al³⁺ (р) и S^2– (p) в водном рас­творе с образованием соответственно Al₂S₃(т) и А1(ОН)₃(т):

2А1³⁺(р) + 3S^2–(p) = A1₂S₃(т),

2A1³⁺(p) + 6OН^ˉ(р) = 2А1(ОН)₃(т)

Показать, какой из указанных процессов наиболее термодина­мически вероятен при стандартных условиях. Дать объяснение полу­ченному факту, исходя из реакций взаимодействия ионов А1³⁺ и S^2– с водой, являющейся амфолитом. Далее оценить возможность само­произвольного протекания реакции

2А1(т) + 3S(т, ромб.) = A1₂S₃(t)

при 298 К. При каких допущениях можно использовать полученные данные для оценки возможности протекания реакции при более вы­соких температурах?

Получение сульфида алюминия необходимо проводить осто­рожно, в очках и перчатках, в вытяжном шкафу. Смесь 1 в.ч. круп­нозернистого порошка алюминия и 2 в.ч. "серного цвета" поместить в объемный тигель, смесь зажечь с помощью магниевой ленты, при бурном протекании реакции тигель закрыть крышкой, подождать окончания реакции. Еще расплавленную массу вылить на железный лист, охладить, раздробить на кусочки, внести в плотно закрываю­щуюся склянку. Полученный таким образом сульфид содержит при­месь алюминия и серы. Продукт синтеза представляет собой желто-серую массу с запахом сероводорода, t_пл= 1100 °С. Два микрошпате­ля Al₂S₃ внести в сухую пробирку, прилить 5 мл горячей воды, убе­диться в образовании H₂S и Al(OH)₃.

4. Получение сжиженного сернистого газа. В вытяжном шкафу собрать прибор (рис.17), состоящий из колбы Вюрца 1, капельной воронки 2, склянки Тищенко 3 с концентрированной серной кислотой, сухой пробирки 4, опущенной в стакан 5 с охладительной смесью, и склянки Тищенко 6с дистиллированной водой. В колбу 1 насыпать сульфита натрия, а в капельную воронку 2 налить концентрированной серной кислоты. Стакан 5 заполнить охладительной смесью, со­стоящей из 2 частей льда и 1 части поваренной соли (следить, чтобы смесь не попала в пробирку 4). Температура охладительной смеси должна быть на 5–6 °С ниже температуры сжижения сернистого газа (чему она равна?). Пробирку 4 плотно закрыть пробкой с двумя газоотводными трубками (как показано на рис.17), соединенными со склянками Тищенко 3 и 6.

Рис. 17. Прибор для сжижения сернистого газа

Осторожно открывая кран капельной воронки, по каплям при­ливать кислоту к сульфиту. Наблюдать сжижение сернистого газа в пробирке 4. После того, как вся кислота и сульфит прореагируют, закрыть кран у капельной воронки, осторожно отсоединить склянки Тищенко 3 и 6. Тотчас же проделать с полученным жидким серни­стым газом следующие опыты. Взяв пробирку специальным держа­телем, снять с нее пробку и часть жидкого сернистого газа перелить в стакан с небольшим количеством воды (вода должна лишь покры­вать дно стаканчика). Что получается в стаканчике? В оставшийся в пробирке жидкий сернистый газ осторожно опустить несколько стру­жек магния. Для сравнения бросить кусочек магния в водный раствор сернистого газа, полученный в стаканчике. Объяснить наблюдаемое, записать уравнения реакций.

5.3.7. Задания для самостоятельной работы

21. Приведены длины связей О–О в различных соединениях кислорода:

O₂ O₂²⁻

d, Å 1,123 1,207 1,30 1,49

Укажите, какой заряд (положительный или отрицательный) имеет группа О₂ в соединениях КО₂, BaО₂, О₂[PtF₆], [V(О₂)₄ ]^3-, если длины связей О–О в них равны соответственно 1,28; 1,49; 1,17; 1,40 Å.

22. В рамках модели локализованных атомных орбиталей дай­те описа-ние электронного строения иона гидроксония Н₃О⁺ (показать перекрывание атомных орбиталей, тип гибридизации центрального атома и форму иона).

23. Объясните причину того, что дипольный момент молекулы Н₂О (1,85 D) намного больше, чем у молекулы F₂О (0,297 D), хотя ва­лентные углы в обеих молекулах близки.

24. Изобразите структурные формулы следующих молекул: Cl₂O₇, OF₂, O₂F₂, ClO₃F, NO₃F.

25. Назовите нейтральную молекулу, изoэлектронную молекулярному иону O₂²⁻. Объясните факт возрастания длины связи в ряду

< O₂ < O₂⁻ < O₂²⁻

26. Как повлияет на выход хлора в системе

4НСl(г) + O₂ ⇆ 2Cl₂(г) + 2H₂O(ж), Δ Н ^°₂₉₈ = -202,4 кДж.

а) повышение температуры в реакционном объеме; б) уменьшение общего объема смеси; в) уменьшение концентрации кислорода; г) увеличение объема реактора; д) введение катализатора?

27. Опишите строение газообразных молекул и укажите вероятный тип гибридизации центрального атома: диоксид серы, триоксид серы, хлористый тионил, хлористый сульфурил, четыреххлористый теллур.

28. Углы между связями в газообразных молекулах гидридов VI группы равны: Н₂О − 105^o; H₂S − 92^o; H₂Se − 91^o; Н₂Те − 89,5^o. Объяс­ните величины углов между связями и причины их изменения при пе­реходе вниз по подгруппе.

29. Методами микроволновой спектроскопии установлена дли­на связи в молекуле SO₂ 1,432 Å, угол между связями равен равен 119,5^o, а электрический дипольный момент молекулы 1,589 D. Вычислить электрические заряды на атомах (предположить, что они сосредоточены на ядрах атомах).

30. Чему равна степень диссоциации H₂S по первой ступени (К ₁ = 1,0·10⁻⁷), [Н⁺] и рН в насыщенном растворе сероводорода (0,1 моль/л H₂S)?

31. Соль PbSО₄ значительно менее растворима в воде, чем Pb(HSО₄)₂. Объясните этот факт.

32. Раствор серной кислоты объемом 100 мл был приготовлен из 10,66г H₂SО₄ и 95,94г Н₂О. Вычислить молярную, нормальную концентрации раствора и его моляльность. Реакция полученного раствора H₂SО₄ с раствором NaOH протекает по уравнению

H₂SО₄ + 2NaOH = Na₂SО₄ + 2Н₂О

33. С чем связана способность серы растворяться в концентри­рованных растворах сульфидов щелочных и щелочноземельных ме­таллов?

34. Используя данные по электродным потенциалам, укажите, в каком направлении пойдут реакции при сливании раствора Na₂SО₃ с бромной водой, с сероводородной водой.

35. Используя значения электродных потенциалов, покажите, будут ли протекать реакции при приливании сероводородной воды к раствору концентрированной азотной кислоты, к кислому раствору КМпО₄, к хлорной воде. Написать уравнения реакций.

36. Составьте таблицу, иллюстрирующую зависимость типа ок­сида от положения элемента в периодической системе и его степени окисления.

37. Исходя из электронного строения атомов, обоснуйте воз­можность p_n-d_π-связывания в SО₂ и ТеО₂.

38. Водяной пар разлагается при высокой температуре по уравнению

Н₂О(г) = Н₂(г) + ¹/₂О₂(г)

Оцените температуру, при которой константа равновесия указанной реакции К = 1.

39. Для реакций получения NaAIО₂(т), Na₂SiО₃(т), Na₃PО₄(т) из оксидов вычислите Δ G ^o в расчете на 1 моль Na₂О и сделайте заклю­чение о характере изменения кислотно-основных свойств оксидов в ряду алюминий–кремний– фосфор.

40. В природном кислороде атомное отношение изотопов

¹⁶О: ¹⁷О: ¹⁸О = 3500: 1: 5.

Какова атомная масса природного кислорода?

ТЕМА 6. ЭЛЕМЕНТЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ ПЯТОЙ ГРУППЫ

6.1. Общая характеристика главной подгруппы

У элементов главной подгруппы пятой группы (N, Р, As, Sb, Bi) пять валентных электронов находятся в состоянии ns²np³, где п при­нимает значения от 2 до 6. В подгруппе при переходе сверху вниз увеличивается радиус атома, ковалентность, координационное чис­ло, например по кислороду (NО⁻, РO₄³⁻, AsO₄³⁻, Sb(OH)₆⁻); уменьша­ется энергия ионизации, электроотрицательность, способность ато­мов к образованию π-связей и к проявлению высшей степени окис­ления: фосфор чаще всего имеет степень окисления +5, мышьяк +5 или +3, для сурьмы характерна степень окисления +3 (редко +4) и для висмута чаще всего +3. Соединения пятивалентного висмута яв­ляются сильными окислителями.

В силу выше указанного изменения свойств атомов элементов в главной подгруппе пятой группы при переходе сверху вниз ослабе­вают неметаллические свойства элементов:

- азот, фосфор - типичные неметаллы, с островными молеку­лами N₂, Р₄, образующими молекулярную решетку образует почти металлические кристаллы с к.ч.= 6;

- уменьшается термодинамическая стабильность соединений с водородом ЭН₃, а соединений Э₂O₃, ЭС1₃ - увеличивается;

- равновесие

Э³⁺ + ЗН₂O ⇆ ЭО₃³⁻ + 6Н⁺

в кислой среде сдвинуто влево для висмута и сурьмы (в BiF₃, Bi(NО₃)₃·5H₂О, Sb₂(SО₄)₃ эти элементы образуют катионы; в слабо­кислых растворах SbCl₃ и ВiC1₃ гидролизуются с образованием ЭОС1); для азота(III) и фосфора(Ш) указанное равновесие сдвинуто вправо в силу их неметаллического характе-ра;

- оксиды и гидроксиды трехвалентных элементов изменяют свой характер от кислотного (N₂О₃, HNО₂) до основного (Bi₂О₃, Bi(OH)₃).

6.2. Азот

6.2.1. Теоретическая часть

Структура внешнего электронного слоя атома азота имеет вид

↑ ↑ ↑ 2p

⇅ 2s

Четыре валентные орбитали атома азота могут находиться в состоя­нии sp-, sp²-, 5р³-гибридизации; координационное число азота может принимать значения 2, 3, 4. Не исключается, что у атома азота за счет промотирования 2 s -электрона в третий слой (n = 3) может образо­ваться пять неспаренных электронов и, соответственно, пять ковалентных связей (осуществлен синтез NOF₃). Этот процесс промоти­рования требует меньшей затраты энергии (1570 кДж/моль), чем об­разование иона азота(IV) (̴ 1970 кДж/моль).

В отличие от других элементов (Р, As, Sb, Bi) азот легко обра­зует кратные связи. Если другие элементы главной подгруппы пятой группы образуют молекулы Р₄, As₄, Sb₄ с σ-связями, то для азота ха­рактерна двухатомная молекула:N≡N: - с σ- и π-связями, с малым межъядерным расстоянием (1,094 А) и высокой прочностью связи (946 кДж/моль). Кратные связи образует азот с углеродом (-C≡N), кислородом: N = O: (неспаренный электрон расположен на разрых­ляющей орбитали).

Молекула азота N₂ может выступать в качестве π-донорного лиганда, образуя при нормальных условиях комплексы, например со­става [Ru(NH₃)₅N₂]X₂.

Для азота (в отличие от углерода) не характерно образование гомоцепей, так как связь N-N является слабой.

Основным водородным соединением азота является аммиак, водный раствор которого может быть описан формулой NH₃· aq и равновесием

NH₃ + Н₂О ⇆ NH₄⁺ + ОН⁺, К = [NH₄⁺] [OH^-] / [NH₃] = 1,8·10⁻⁵.

Соли иона аммония и сильных кислот в водном растворе име­ют слабо-кислую реакцию

NH₄⁺ + H₂О ⇆ NH₃ + H₃О⁺.

Так, в 1 моль/л растворе NH₄Cl pH ̴ 4,7.

Кроме основных, восстановительных свойств аммиак за счет неподеленной пары азота проявляет донорные свойства к таким ак­цепторам, как протон, катионы d-металлов:

:NH₃ + H⁺ ⇆ [NH₄]⁺

4:NH₃ + Cu²⁺ ⇆ [Cu(NH₃)₄]²⁺.

Известно большое количество соединений, которые можно рассматривать как производные аммиака, получающиеся замещени­ем атомов водорода органическими или неорганическими радикала­ми. Так, гидразин

H H

N–N

H H

и гидроксиламин

H

N–O–H

H

можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в NH₃ на изоэлектронные группы -NH₂ и -ОН соответственно. Основ­ные свойства у этих соединений выражены слабее, чем у аммиака:

N₂H₄ + Н₂О ⇆ N₂H₅⁺ + ОН⁻, К₁= 8,5-10 ⁻⁷;

N₂H₅⁺ + Н₂О ⇆ N₂H₆²⁺ + ОН⁻, К₂ = 8,9-10 ⁻¹⁵;

NH₂OH + Н₂О ⇆ NH₃OH⁺ + ОН⁺, К₁ = 6,6-10^–9.

Гидразину, гидроксиламину, как и аммиаку, присущи восстановительные свойства.

Во многих отношениях схожи между собой жидкие аммиак и во­да, например, схожи их реакции самоионизации:

2NH₃ ⇆ NH₄⁺ + NH₂^-, К = [NH₄⁺][NH₂^-] ≈ 10⁻³⁰ (–50^оС);

2H₂O ⇆ H₃O + OH^-, K = [H₃O⁺][OH^-] = 10⁻¹⁴ (25^оC);

реакции взаимодействия с электроположительными металлами; схожи также производные аммиака и воды: NH₄⁺Cl и Н₃O⁺Сl⁻ имеют кислотный характер; Na⁺OH^-, Na⁺NH₂^-, Mg²⁺O²⁻, Mg₃²⁺ N³⁻₂, Li⁺₂NH²⁻, Li⁺₂O²⁻ – основной. Амид-, имид- и нитрид-ионы существуют в виде свободных ионов только в солях наиболее электроположительных металлов.

Хотя азотистоводородная кислота HN₃ формально и является водородным соединением азота, но связь ее с NH₃, N₂H₄ отсутству­ет, она проявляет свойства слабой кислоты (К _д = 1,8·10^-5).

Азот, образуя соединения с ковалентным типом связи, прояв­ляет при этом все возможные формальные степени окисления от –3 до +5 NH₃(–3), N₂H₄(–2), NH₂OH(–1), N₂(O), N₂0(+1), NO(+2), HNO₂(+3), NO₂(+4), N₂O_s(+5). Положительные степени окисления азот проявля­ет в соединениях с фтором и кислородом.

Кислородные соединения азота представлены оксидами, кислородосодержащими кислотами и их солями.

Газообразная закись азота

₊ _

:О = N = N:

¨ ¨

при комнатной температуре сравнительно нереакционноспособна. Молекулы NО и МО₂ содержат по неспаренному электрону, но моно­окись не ассоции-рована и бесцветна, a NO₂ обнаруживает характер­ную для парамагнитных молекул ассоциацию, зависящую от темпе­ратуры:

N₂O₄ + 61,5 кДж

бурый, бесцветный,

парамагнитный диамагнитный

В твердом состоянии существуют только молекулы N₂О₄, имеющие плоское строение

О О

Ö Ö

Окись азота NО мгновенно окисляется кислородом до NО₂, с F₂, Cl₂, Вг₂ образует нитрозилгалогениды NOГ.

Молекулы NO и NO₂ довольно легко теряют неспаренный элек­трон (потенциал ионизации 9,5 и 9,91 эВ соответственно), образуя ионы нитрозония NO⁺ и нитрония NO₂⁺.

Оксид азота(III) N₂O₃ при комнатной температуре - малоустой­чивое вещество, уже при -10⁰ C образует NO и NO⁺₂:

N₂O₃ ⇆ NO + NO₂,

при -30°C представляет собой синюю жидкость, при -100°С – синие кристаллы, имеющие строение..

O

:Ö = N -N

O

При пониженных температурах N₂O₃ в воде образует азотистую кислоту HNО₂, которая в свободном состоянии не получена, водные растворы ее неустойчивы и при нагревании разлагаются:

3HNО₂ = HNО₃ + 2NО + Н₂О.

Растворы азотистой кислоты готовят подкислением холодных растворов нитритов:

Ba(NО₂)₂ + H₂SО₄ = 2HNО₂ + BaSО₄.

В газовой фазе, где имеет место равновесие

NО + NО₂ + H₂О ⇆ 2HNО₂,

азотистая кислота присутствует в двух формах

.. O: ₊ O

Н-О-N ⇆ H-N _

·· ·· O

Ион NO₂⁻ в методе валентных связей (ВС) можно рассматри­вать как резонансные гибриды:

Поскольку в азотистой кислоте азот имеет промежуточную сте­пень окисления (+3), то и кислота, и ее соли нитриты могут быть и восстановите-лями, и окислителями.

Оксиду азота(V) в газовой фазе можно приписать строение

твердый N₂O₅ представляет собой нитрат нитрония NО₂⁺NО₃⁻.

Оксид N₂О₅ является ангидридом азотной кислоты

N₂О₅ + Н₂О = 2HNO₃.

Безводная HN0₃ подвергается самоионизации с образованием иона нитрония:

2HNО₃ = NО₂⁺ + NО₃⁻ + Н₂О.

Концентрированная азотная кислота окисляет металлы (за ис­ключением Pt, Rh, Ir и Аu) и неметаллы, пассивирует Fe, Сг, Al. В комплексных соединени-ях нитрат-ион может выступать в качестве моно- или бидентатного лиганда:

[Co(NH₃)₅NO₃]²⁺, [Ce(NO₃)₆]²⁻.

6.2.2. Семинар 7. Азот, соединения азота

1. Получение и свойства молекулярного азота. Проблема свя­занного азота, круговорот его в природе.

2. Аммиак и его производные - гидразин, гидроксиламин, их со­ли; получение, сравнение свойств; применение.

3. Азотная кислота, ее соли, получение и свойства. Азотные удобрения.

Упражнения

1. Постройте энергетические диаграммы МО, запишите элек­тронные конфигурации основного состояния молекулы N₂, ионов N₂⁺ и N₂⁻. Опреде-лите кратность связи в указанных частицах и сравните их стабильность.

2. Почему для азота в отличие от фосфора, мышьяка и сурьмы не характерна аллотропия?

3. В каком случае можно получить водород при взаимодействии метал-ла с азотной кислотой? Приведите примеры, дайте объяснения.

4. Объясните падение термической устойчивости в ряду без­водных нитратов: нитраты щелочных металлов (575-675^°С); нитраты щелочно-земельных металлов (560-575^°С); нитраты двухвалентных кобальта, никеля, меди, цинка (270-350⁰С) и бериллия (125^°С); нит­рат водорода HNО₃ разлагается при обычных условиях на свету.

5. Какие свойства гидразина обуславливают возможность при­менения его в качестве ракетного топлива?

6. Как получается нитроний-ион и какова его роль в реакциях нитрова-ния ароматических углеводородов?

7. Расположите соединения N₂H₄, NH₃, NH₂OH, HN₃ в ряд по ослаблению основных свойств в водном растворе. Дайте объясне­ния. Какой из разбавленных растворов одинаковой молярной кон­центрации указанных веществ имеет наименьшее значение рН?

7. Опишите в рамках модели локализованных атомных орбиталей строе-ние амидного иона NH₂. Линейную или изогнутую структуру имеет этот ион?

Литература к семинару

1. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая хи­мия. 4.2. - М.: Мир, 1969. - С. 155 - 193.

2. Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. 4.1. - М.: МГУ. 1991. - С. 101 - 131.

3. Некрасов Б. В. Основы общей химии. T.1. - М.: Химия, 1973. - С. 382 - 06; 413 - 437.

4. Р е м и Г. Курс неорганической химии. Т.1. - М.: ИЛ, 1963. - С. 633 - 672.

5. А х м е т о в Н. С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая шко­ла, 1988. - С. 328 - 347.

6. У г а й Я. А. Неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1989. - С. 246 - 268.

7. Анорганикум. Т.1/Под ред. Л. Ко л ьд и ц а, - М.: Мир,1984. - С.529 - 539.

8. X ь ю и Дж. Неорганическая химия. - М.: Химия, 1987. - С. 590 - 592.

9. X а р д и Р., Б о т т о м л и Ф., Берне Р. Проблемы фиксации азота. - М.: Мир, 1982. - 734 с.

10. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. - М.: Мир, 1979. - С. 327 - 339.

11. Кемпбел Дж. Современная общая химии. Ч.1. – М.: Мир, 1975. - С. 432 - 473.

6.2.3. Подготовка к лабораторной работе

1. Написать уравнения реакций термического разложения со­лей аммо-ния: NH₄NO₃, NH₄NO₂, NH₄CI, (NH₄)₂CO₃, NH₄H₂PO_4l (NH₄)₂Cr₂O₇.Указать, какие реакции разложения протекаю т обрати­мо, а какие - практически необ-ратимы.

2. Как отличить оксид диазота от кислорода?

3. Что называется "царской водкой", каково ее действие на зо­лото, платину? Привести уравнения реакций.

4. В каких случаях водный раствор аммиака нельзя использо­вать для осаждения труднорастворимых гидроксидов металлов? Привести примеры.

5. Написать уравнения реакций для трех различных методов получения NO, подобрать коэффициенты.

6. Почему нельзя путем упаривания увеличить концентрацию 70%-ного раствора азотной кислоты? Как это можно сделать?

7. Вычислить рН 0,2 моль/л раствора аммиака (К _д = 1,85∙10^-5).

8. Какие вещества следует использовать в качестве осушите­лей газооб-образного аммиака? Какие меры безопасности следует со­блюдать при работе с аммиаком?

9. Какую среду имеют водные растворы солей NH₄NО₃; (NH₄)₂SО₄; NH₄CH₃COO; (NH₄)₂CО₃?

10. Написать продукты реакций, подобрать коэффициенты:

NH₃(г) + СаС1₂(т) →

NH₃(ж) + Na →

Р + НNО₃(конц.) →

NH₂OH + KMnО₄ + H₂SО₄ →

Zn + НNО₃(очень разб.) →

HN₃ + KMnО₄ + H₂SО₄ →

N₂О₄(ж) + N₂Н₄(ж)

11. Используя закон эквивалентов, определить число граммов HNО₃, необходимое для нейтрализации 50,0 г Ва(ОН)₂.

12. Все оксиды азота реагируют с раскаленной медью, образуя оксид меди(Н) и свободный азот. Какова формула взятого оксида азота, если масса полученного СuО составляет 0,7105 г и объем азота равен 200 мл (н.у.)?

13. Составить краткий план выполнения лабораторной работы.

6.2.4. Лабораторная работа

Азот, водородные и кислородные соединения азота

Получение и свойства азота

Свободный азот - одно из самых устойчивых химических веществ; его можно получить окислением соединений, где атом азота поляризован отрица-

_-з

тельно (NH₃); восстановлением соединений, где азот поляризован положитель-

₊₅

но (NaNО₃); за счет внутримолекулярного окислительно-восстановительного процесса (NH₄NО₂); термическим разложением азида натрия NaN₃ или азида бария Ba(N₃)₂ получают спектроскопически чистый азот.

1. Получение азота разложением нит-рита аммония. Собрать прибор (рис.18), проверить его на гермитичность. В пробирку 1 внести 3 мл насыщенного раствора NaNO₂, из капельной воронки 2 влить 2-3 мл насыщенного раствора NH₄Cl. Нагреть смесь до 70-80⁰С, собрать газ в пробирку 3 вытеснением воды, опустить в пробирку горящую лучинку. Что наблюдается? Составить уравнение протекающих реакций. Показать перемещение электронов в NH₄NO₂ при нагревании.

Рис. 18. Прибор для получения азота

2. Получение азота окислением аммиака. В пробирку 1 (рис.18) внести 1,5-2 г хлорной извести, из капельной воронки 2 по каплям прилить 4-5 мл концентрированного раствора аммиака. Выделяющийся газ собрать в пробир-ку над водой, проверить, поддерживает ли он горение. Записать свои наблюдения. Уравнение реакции уравнять методом полуреакций, указать окислитель и восстановитель.

3. Получение азота восстановлением нитрата. Поместить в сухую про-бирку 1-2 микрошпателя порошкообразного железа и 2-3 микрошпателя KNO₃, смесь перемешать.

Рис. 19. Прибор для получения азота восстановлением нитрата

Пробирку закрыть пробкой с загнутой кверху отводной трубкой, укрепить в штативе (рис. 19) и слегка нагреть. В собранный над водой газ внести зажженную лучинку, записать наблюдения и уравнение реакции.

4. Окислительные свойства азота. Получение нитрида магния (опыт выполняется двумя студентами). Собрать прибор (рис. 20). В цилиндричес-ческую пробирку 1 насыпать смесь измельченных кристал­лов бихромата калия (~ 4 г) и сульфата аммония (~ 2 г). Трубку 2 на­полнить безводным просушенным CaCl₂, в тугоплавкую трубку 3 по­местить порошок магния (~ 0,5 г). Пробирку 1 осторожно нагреть на маленьком пламени горелки. Одновременно другой горелкой снача­ла осторожно, а затем сильнее в тече-ние 5-7 мин нагревать в токе азота порошок магния в трубке 3. После этого трубку охладить, отсо­единить ее от прибора и извлечь полученный нитрид магния в про­бирку, в которую внести затем несколько капель воды. Определить по запаху выделение аммиака, подержать над пробиркой влажную лакмусовую бумажку. Записать наблюдаемое и уравнения реакций. Какие свойства проявляет азот в реакции с магнием? Какую степень окисления имеет атом азота в нитриде магния Mg₂N₃? Какой реакци­ей подтверждается это?

Рис.20. Прибор для получения нитрида магния

Получение аммиака, его свойства. Соли аммония

5. Получение аммиака вытеснением его из раствора соли ам­мония силь-ным основанием. В пробирку внести 2–3 капли раствора соли аммония, доба-вить столько же 1 моль/л раствора едкого натра(или калия). Слегка нагреть пробирку и над ее отверстием подержать влажную красную лакмусовую бу-мажку. По запаху и по изменению цвета лакмусовой бумажки убедиться в выделении аммиака и обра­зовании ОН⁻ -иона при его взаимодействии с водой.

6. Получение аммиака вытеснением из солей аммония силь­ным основанием при нагревании. В сухую пробирку 1 (рис.21) всы­пать тщательно перемешанную смесь из 1–2 г хлорида аммония и 1–1,5 г гидроксида кальция, закрыть смесь тампоном из стекловаты, часть пространства пробирки заполнить небольшими кусочками ок­сида кальция (для чего?), закрыть пробирку пробкой с загнутой кверху газоотводной трубкой и укрепить в штативе.

На газоотводную трубку надеть сухую пробирку 2 для сбора аммиака, смесь осто-рожно нагреть. После наполнения пробир-ки аммиаком, не поварачивая, снять ее с трубку и закрыть пробкой, сохранить со-держимое пробирки для последующих опытов. Поднести к концу отводной труб-ки лакмусовую бумажку, смоченную во-дой, затем стеклянную палочку, смоченyю

Рис.21. Прибор для получения аммиака

концентрированной соляной кислотой. Записать наблюдаемые явления и объяснить их.

7. Смещение равновесия в системе аммиак – вода. Полученный в преды-
дущем опыте аммиак растворить в воде, раствор разлить в три пробирки. В две из них добавить по одной капле фенолфталеина; отметить окраску растворов и указать характер среды. Первую пробирку нагреть, а во вторую – внести 3–4 микрошпателя NH₄CI, перемешать раствор, отметить изменение интенсивности окраски индикатора в обеих пробирках. К раствору аммиака в третьей пробирке по каплям прибавлять раствор Al₂(SО₄)₃ до исчезновения запаха аммиака. Что наблюдается в третьей пробирке? Указать, в каком направлении и почему сдвигается равновесие в водном растворе аммиака

NH₃ + H₂O ⇆ NH₄OH ⇆ NH₄⁺ + OH⁻

при нагревании, при добавлении хлорида аммония или сульфата
алюминия. В каком направлении и почему сместится равновесие в
данной системе при добавлении раствора HCI?

8. Восстановительные свойства аммиака. В три пробирки внести раз-дельно по 3–4 капли растворов: а) бромной воды; б) перманганата калия; в) бихромата калия. В каждую из пробирок добавить по 3–5 капель 25%-ного раствора аммиака, растворы слегка подогреть до изменения их окраски. Написать уравнения соответствующих реакций, уравнять их методом полуреакций. Учесть, что аммиак в каждом случае окисляется до свободного азота, КМnО₄ – восстанавливается до МnО₂, а К₂Сг₂О₇ – до Сг(ОН)₃.

9. Донорные свойства аммиака, получение аммиаката никеля (II). К 1–2 мл раствора NiSО₄ по каплям приливать разбавленный раствор аммиака до изменения окраски раствора. Каковы состав, окраска аммиакатного комплекса никеля в растворе? Записать выражение общей константы устойчивости комплексного катиона.

10. Получение солей аммония. Смочить дно и стенки стакана несколькими каплями концентрированной соляной кислоты. Стака­ном накрыть тигель, содержащий 5–6 капель концентрированного раствора аммиака. Что наблюдается?

11. Гидролиз солей аммония. В три пробирки налить по 5–6 ка­пель нейтрального раствора лакмуса, добавить в них по 2–3 микро­шпателя кристаллов хлорида, нитрата и ацетата аммония растворы Перемешать. Отметить изменение окраски лакмуса в каждом случае. Написать в молекулярном и ионном виде соответствующие уравне­ния реакций гидролиза солей, указать среду раствора.

12. Отношение к нагреванию солей аммония. В четыре сухие пробирки поместить соответственно по 3–4 микрошпателя NН₄CI, NH₄H₂PO₄, (NH₄)₂CО₃, (NH₄)2Cr₂О₇. Закрепить поочередно пробирки в штативе и нагреть. Обратить внимание на образование белого нале­та на холодных стенках верхней части первой пробирки. Установить, какой газ выделяется при нагревании солей во второй и третьей пробирках. Объяснить бурное протекание реакции в четвертой про­бирке. Как влияет природа аниона на характер термического разло­жения солей аммония? Какие соли аммония

возгоняются?

Свойства гидразина и гидроксиламина

Гидразин и гидроксиламин являются более слабыми основа­ниями, чем аммиак. Объясните этот факт.

13. Кислотно-основные свойства гидразина. С помощью уни­версального индикатора определить рН разбавленного раствора гидразингидрата. Сравнить среду растворов