Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Федеральное государственное автономное
образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«СИБИРСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»
Институт фундаментальной биологии и биотехнологий
институт
Кафедра биологии
кафедра
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4
Кислород и сера. Азот и фосфор.
тема
Преподаватель __________ Д.О. Криницын
подпись, дата инициалы, фамилия
Студент ББ13-03Б __________ А.О. Бульхин
номер группы подпись, дата инициалы, фамилия
Красноярск 2013
Цель работы:
- Получить кислород и изучить его свойства
- Изучить окислительно-восстановительные свойства воды
- Изучить химические свойства аммиака
-Изучить свойства азотной кислоты, красного фосфора
-Изучить окислительно-восстановительные свойства нитрит-ионов
Теоретические сведения:
Аллотропные модификации кислорода и серы.
Кислород существует в виде двух модификаций кислорода О2 и озона О3. Наиболее устойчива двухатомная молекула О2. Это газ без запаха и цвета. Вследствие плохой деформируемости электронной оболочки кислород имеет низкие температуры плавления (-218,80 С) и кипения (-182,90 С). Жидкий кислород - кристаллы светлого – голубого цвета, а твердый - кристаллы синего цвета. Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен. Он мало растворим в воде: в 100 объемах воды при 200 С растворяется всего 3 объема кислорода, но эта небольшая растворимость имеет огромное значение для жизнедеятельности живущих в воде организмов.
Озон О3 в атмосфере образуется при грозовых разрядах и в верхних слоях атмосферы под действием ультрафиолетового излучения на кислород. Это газ синего цвета, молекулы которого диамагнитны. Цвет его обусловлен большой полярностью и поляризуемостью молекулы озона О3 по сравнению с кислородом. Этим же объясняются его гораздо более сильные окислительные свойства.
В случае серы модификаций значительно больше благодаря ее способности образовывать прочные гомогенные цепи. При об.у. устойчива ромбическая сера (желтого цвета), построенная из зигзагообразных циклов S8. выше 95,4 0 С она переходит в моноклинную (светло-желтого цвета) - при этом плотность серы уменьшается с 2,07 до 1,96 г/см3. Переход обусловлен изменением взаимного расположения молекул S8 в решетке, что сказывается и на форме кристаллов [1]. При 119,30 С моноклинная сера плавится, образуя легкоподвижную желтую жидкость, которая выше 1600 С темнеет и густеет, так как происходит разрыв циклов S8 и образование длинных цепей Sn. (В интервале 200-2500 С цепи содержат до нескольких сотен атомов.) Резким охлаждением такого расплава можно получить пластическую серу - прозрачную тягу чую массу коричневого цвета. Однако при старении она становится непрозрачной, желтой и хрупкой за счет перехода в аморфную модификацию (из неё постепенно образуется ромбическая сера). Выше
2500 С подвижность расплава серы снова растет в результате укорочения молекул. И в пар (оранжевого цвета) при температуре кипения 444,60 С сера переходит в виде цепей S8 и S6 (резким охлаждением этого пара с помощью жидкого азота получается неустойчивая оранжевая сера). При дальнейшем нагревании пара цепи продолжают укорачиваться, и выше 9000 С образуются двухатомные молекулы - парамагнитная сера (резким охлаждением этого пара получают пурпурную модификацию, которая уже выше -800 С переходит в ромбическую). И, наконец, при 1500 0 С наблюдается полная атомизация серы.
Сера мало растворима в воде, но растворяется (все формы, кроме пластиче ской) в органических жидкостях (особенно хорошо в СS2), из которых кристаллизуется наиболее устойчивая ромбическая модификация.
Некоторые химические свойства кислорода и серы
(Еатомиз=490 кДж/молъ). Активируется кислород или в присутствии воды - идёт медленное окисление (дыхание, гниение, коррозия) или при воспламенении - быстрое окисление (горение). Горит в кислороде все, кроме галогенов, благородных газов и некоторых благородных металлов (золота, платины и др.). Косвенно не получе ны соединения с кислородом лишь в случае гелия, неона и аргона. Особенно сильным окислителем является озон.
Уменьшение окислительной активности при переходе от кислорода к сере
иллюстрируется следующими реакциями:
S + O2 → SO2,
H2S + O2 → H2O + S,
а также активностью взаимодействия с водородом: кислород реагирует со взрывом, сера менее активна при нагревании.
Восстановительные же свойства у серы, наоборот, выражены сильнее. Если кислород выступает в качестве восстановителя только при взаимодействии со фтором (О2 + F2 → ОF2), то сера окисляется кислотами-окислителями и даже дисмутирует в щелочах:
S + NaOH→ Na2S + Na2SO4
Являясь достаточно сильным и окислителем и восстановителем, сера может служить хорошим антисептиком, что используется и в медицине (серная мазь).
При обычных условиях азот инертен, так в его молекуле присутствует тройная связь, из модификаций фосфора активен только белый фосфор. Однако, при активации азота (катализом, разрядом, нагревом или излучением) он проявляет высокие окислительные свойства – окисляет металлы (даже ртуть) и неметаллы (Н2, В, Si, S) в том числе и фосфор (с образованием Р3N5). При переходе к фосфору окислительная активность снижается – фосфор окисляет только металлы. В качестве восстановителя азот реагирует лишь со фтором и кислородом, и то в особых случаях, а белый фосфор даже самовоспламеняется на воздухе. (Особая активность белого фосфора объясняется напряженностью связей в молекуле Р4, имеющей валентные углы 600 С)
Устойчивость водородных соединений снижается от азота к фосфору т.е. химическая активность возрастает (аммиак NH3, фосфин РН3), так если аммиак окисляется кислородом лишь при достаточно сильном нагревании, то фосфин самовоспламеняется на воздухе выше 5000 С.
В отличие от водородных соединений устойчивость кислородных соединений от азота к фосфору возрастает. Кроме того, оксиды фосфора в отличие от оксидов азота (все газы) при обычных условиях – твердые вещества.
Оксиды азота N2O, NO и NO2 значительно различаются по окислительно-восстановительной активности. Так, NO, в отличие от других не поддерживает горение серы, которая особенно энергично сгорает в N2O. Зато NO (и меньшей степени NO2) за счет наличия в молекуле неспаренного электрона проявляет восстановительную активность (в отличие от N2O):
NO + О2 → NO2
NO2 + F2 → NO2F
Благодаря способности выступать в роли окислителя и восстановителя оксиды азота могут дисмутировать:
N2O →t NO + N2
NO + NaOH → N2O + NaNO2 + H2O
NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
Отметим, что оксиды N2O3 и N2O5 малоустойчивы.
Оксидов фосфора меньше (P2O3 и P2O5) Для P2O3 проявление окислительных свойств не характерно, однако при действии горячей воды он дисмутирует с образованием H3PO4 и РН3. P2O5. устойчив в своей степени окисления, поэтому проявление окислительно-восстановительных свойств для него не характерно.
При повышении степени окисления азота окислительные свойства кислот увеличиваются HNO3 в отличие от HNO2–сильнейший окислитель, окисляет и металлы, и неметаллы и сложные вещества. При повышении концентрации окислительные свойства азотной кислоты усиливаются.
Окислительно-восстановительная активность кислот фосфора определяется их устойчивостью, которая понижается с уменьшением степени окисления фосфора. Поэтому гидроксиды фосфора (I) и (III) – сильные восстановители
NiCl2 + H [H2PO2]
+ H2O → M0 + H3PO4 + HCl, где
HgCl2 + Н2[HPO3]
М0→ Ni или Hg
Особенно неустойчив гидроксид фосфора (I) – дисмутирует до PH3 и H3PO3. Последняя тоже дисмутирует при нагревании, образуя H3PO4 и РН3.
Ход работы:
Опыт № 6.1. Получение и свойства кислорода
а) Собираем установку (рис.1). Сухую колбу на 100 мл (1) наполняем на 1/12 объема перманганатом калия и нагреваем на спиртовке.
Рис.1
б) Выделяющийся газ собираем в сосуд (3).
2КМnO4 → К2МnO4+МnO2+O2
Для этого наполняем его водой, закрываем кусочком фильтровальной бумаги и, придерживая бумагу пальцами, переворачиваем сосуд, погрузив его в кристаллизатор с водой. Газоотводную трубку (2) подводим к отверстию сосуда (3).
в) Когда почти вся вода вытесняется из сосуда (3) (оставить 3-4 мл!), закрываем его под водой фильтровальной бумагой, вынимаем из воды и накрываем чашкой Петри.
г) Ставим на заполнение кислородом следующий сосуд, а в первый вносим тлеющую лучинку. Лучинка начинает ярче тлеть.
д)Повторяем опыт, внеся лучину во второй сосуд с собранным газом. Результат тот же.
е)Убедившись, что выделяется кислород, собираем его в 3-ий сосуд, оставив в нем примерно 3-4 мл воды, накрываем чашкой Петри и сохраняем для выполнения опыта 2.
Вывод: При нагревании перманганата калия выделяется газ кислород. Это мы определили из опыта. Тлеющая лучинка при внесении в сосуд, заполненный этим газом, начинает гореть ярче. А кислород поддерживает горение.
Опыт № 6.2. Сжигание серы в кислороде
а)Переносим сосуд с собранным кислородом под тягу, кладем в ковшик для сжигания кусочек серы величиной с горошину и поджигаем её.
б)Вносим горящую серу в сосуд с кислородом. Пламя продолжает гореть синим пламенем.
S+O2 → SO2
После прекращения горения встряхиваем сосуд для растворения в воде газообразных продуктов сгорания, находящихся в сосуде, и, используя раствор перманганата калия, определяем степень окисления серы.
SO2 + H2O → H2SO3
H2SO3 + K2MnO4 = H2SO4 + MnSO4 + KSO4 + H20
Вывод: Кислород активно взаимодействует с горючими веществами, одним из которых является S. При горении образуется сернистый газ. Оксид серы 2. Степень окисления S = +4.
Опыт № 6.3 Изучение окислительно-восстановительных свойств воды
А) В стакан на 100 мл вносим 30 мл воды, добавляем 6 капель фенолфталеина и перемешиваем. Затем вносим в стакан кусочек натрия, величиной с горошину, очищенную от поверхностной пленки. После опускания Na бурно реагирует: искрится, шипит; при этом выделяется газ. Раствор малиновый.
Б) Наливаем в две пробирки по одной капле 0,1М раствора перманганата калия (на 20 мл воды 1 кусочек KMnO4) и добавляем в одну 2 мл воды, а в другую 2 мл 1M серной кислоты. Нагреваем растворы.
1. 4KMnO4 + 2H2O → 4KOH + 4MnO2 + 3O2
2.KMnO4 + H2SO4 → KMnO4+MnO2+K2SO4+H20
Вывод: В опыте Б: фиолетовый раствор перманганата калия при добавлении воды и нагревании коричневеет. Выделяется бурый осадок MnO2 . При добавлении серной кислоты раствор светлеет.
Опыт № 7.2Б. Изучение химических свойств аммиака
1.Наливаем по 3 мл раствора в три пробирки. Одну нагреваем в пламени спиртовки до закипания раствора. Во 2-ую пробирку добавляем 0,5 мл 2 М NaOH, а к третьей прилиливаем 0,5 мл 2М HСl.
Приготовили раствор аммиака, добавили в него фенолфталеин.
1ая пробирка (нагреваем раствор): цвет бледно-розовый.
2ая пробирка ( + NaOH ): лакмусовая бумага синеет.
3я пробирка ( + HCl ): цвет не изменился. Лакмусовая бумага розовая.
2. На дно чашки Петри помещаем I каплю концентрированного раствора аммиака и накрываем другой чашкой Петри, на которой "висит" капля концентрированной НСl, так, чтобы капли были как можно дальше друг от друга.
Образовался белый дым.
Белый дым образуется из-за образования кристалликов хлорида аммония;
(NH)4OH (конц.) → NH3 ↑ + H2O
NH3+HCl= (NH)4Cl
(ещё эту реакцию называют «Дымом без огня!»)
Вывод: Образование белого дыма происходит за счет образования хлорида аммония - мелких кристалликов, подвешенных в воздухе
3. К 0,5 мл концентрированного аммиака добавляем по каплям, при перемешивании, 0,1 М раствор перманганата калия.
Раствор окрасился в темно-фиолетовый.
2NH3 + 2KMnO4 → 2MnO2+2KOH+N2+2H2O
Р-р перманганата калия обесцветился и выпал в осадок бурый диоксида марганца за счет восстановления перманганата калия аммиаком.
Опыт №7.3 Свойства азотной кислоты
а)Наливаем в 3 пробирки по 1 мл концентрированной азотной кислоты. Первую пробирку закрепляем в штативе вертикально и, нагреваем кислоту.
1.HNO3 (конц) → (t)
Выделение красно-бурого газа.
2.Во вторую пробирку опускаем медную стружку
4HNO3 (конц) + Cu = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2
Выделение бурого газа. При нагревании цвет раствора меняется на темно-зеленый.
3.В третью – гранулу цинка.
12HNO3(конц) + 5Zn = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
Обильное выделение красно-бурого газа. Нагревание пробирки.
Вывод: Азотная кислота (HNO3) – сильный окислитель, восстанавливается малоактивными металлами до NO2, активными металлами доNH4 (NH3)
Опыт № 7.4. Изучение окислительно-восстановительных нитрит-ионов
а)В две пробирки наливаем по 1 мл раствора нитрита натрия и по 0,5 мл 1 М серной кислоты.
б)Затем в одну пробирку добавляем 1 каплю 0,1 М раствора перманганата калия.
+ KMnO4 - обесцвечивание раствора.
в)Во вторую - 1 мл раствора иодида калия.
+KI – выделение газа и изменение цвета раствора на темно-коричневый.
Опыт № 7.5. Свойства красного фосфора
Помещаем в сухую пробирку 0,7 г красного фосфора и кусочек очищенного натрия (величиной с горошину). Закрепив в держателе, нагреваем пробирку на спиртовке.
При нагревании красного фосфора чувствуется чесночный запах. Образуется белый фосфор + H2O. Эффект люминесценции.