Бромид серебра плохо растворим в аммиаке , а йодид серебра не растворим в нем.
б) Вытеснение и дальнейшее окисление йода и брома хлором в
водной среде.
К 1-2 каплям (не больше) раствора йодида калия добавить 1 каплю раствора серной кислоты и 3-5 капель органического растворителя (бензин, бензол или четыреххлористый углерод).
Затем прилить хлорную воду по каплям при сильном встряхивании. Выделяющийся йод окрашивает слой органического растворителя в красно-фиолетовый цвет. При дальнейшем добавлении хлорной воды окраска постепенно исчезает в результате окисления свободного йода до бесцветного йода- иона. Написать уравнение реакций.
Повторить опыт, взяв вместо йодида раствора бромида калия. В этом случае свободный бром окрашивает органический растворитель в красно-бурый цвет. При избытке хлора окраска желтеет, а затем исчезает вследствие образования бесцветного бромат-иона. Написать уравнение реакций.
Опыт 3. Восстановительные свойства серы (делается под тя-
гой)
К 0,5-1 мл концентрированной азотной кислоты прибавляется немного порошка серы и нагреть смесь до кипения, наблюдая окраску выделяющегося газа. К остывшей смеси пилить 1-2 мл воды, встряхнуть, дать отстояться, слить прозрачный раствор и добавить к нему несколько капель хлорида бария. В отдельной пробирке испытать действие этого же реактива на смесь 2-3 азотной кислоты с водой. Какой ион обнаружен после кипячения азотной кислоты с серой?
Опыт 4. Действие окислителей на раствор сернистой кислоты.
В 2 пробирки налить по 3-5 капель раствора оксида серы(1У) В одну пробирку добавить 2-3 капли раствора перманганата калия, в другую бромной воды. Написать уравнение реакции, указывая переход электронов, окислитель и восстановитель.
Опыт 5. Свойства серной кислоты.
В пробирку положить 1-2 кусочка цинка и добавить немного концентрированной серной кислоты, осторожно нагреть. Какой газ выделяется? продолжать нагревать и следить за изменениями в пробирке. На что указывает появление мути? Какой газ теперь выделяется? Написать три уравнения реакции, имея в виду, что во всех случаях получается сернокислый цинк. Какие свойства проявляет концентрированная серная кислота и чем отличается ее действие на металлы от действия разбавленной кислоты?
Опыт 6. Восстановительные свойства триосульфата натрия.
а) К 3-5 каплям раствора триосульфата натрия добавить несколько капель хлорной воды. Наблюдать исчезновение запаха и обнаружить появление иона SO4(каким реактивом)
б) К 3-5 каплям раствора тиосульфата натрия прилить 2-3 капли йодной воды. Что происходит? Объяснить наблюдаемое явление и написать уравнение реакций
Задания:
1.Составить уравнение реакций взаимодействия хлора с гидроксидом калия на холоде и при нагревании. Назвать полученные продукты 2. Составить уравнение реакции термического разложения бертолетовой соли в присутствии катализатора и без.
3. Составить уравнение реакции получения хлора из соляной кислоты действием: а) двуокиси марганца, б) перманганата калия.
4. Составить уравнение реакции получения хлора из соляной кислоты действием: а) двуокиси марганца, б) перманганата калия.
6. Составить уравнение реакций получения хлористого водорода:
а) синтезом из водорода и хлора, б) взаимодействием хлорида натрия с серной кислотой.
5. Составить уравнение реакции взаимодействия фторида кальция с серной кислотой.
6. Что происходит с фтором, хлорид, бромом и йодом при взаимодействии с водой? Составить уравнения соответствующих обратимых реакций, назвать продукты реакции.
7. Кислородосодержащие кислоты и соли галогенов являются сильными окислителями. Составить уравнение реакции взаимодействия хлорноватистой кислоты и сернистой кислоты.
8. Составить уравнение реакций образования сернистого газа из следующих соединений: сера, пирит (железный колчедан), сульфид цинка, сульфит натрия, концентрированная серная кислота. Какие из этих реакций являются окислительно-восстановительными?
9. Составить уравнение реакции получения сероводорода из сульфида железа (11). Какими свойствами обладает сероводород в реакции окисления-восстановления. Составить уравнение реакции взаимодействия сероводорода с перманганатом калия (в сернокислой среде) 10. Составить структурную формулу тиосульфата натрия в реакциях окисления-восстановления.
Лабораторная работа № 6.
Контрольные вопросы.
1. Распространение фосфора в природе, его получение и применение.
2. Укажите аллотропные модификации фосфора и различия в их свойствах.
3. Какие соединения образует фосфор с водородом? Укажите способы их получения. Сравните их свойства со свойствами аналогичных соединений азота.
4. Какие соединения образует фосфор с галогенами? Укажите способы их получения.
5. Охарактеризуйте отношение оксида фосфора (III) к воде.
6. Какими свойствами обладает фосфористая кислота? Какие соли она образует?
7. Укажите названия и формулы аммонийных солей ортофосфорной кислоты.
8. Укажите способы получения двойного и простого суперфосфатов. 9. Какими свойствами обладает азотная кислота? Какие соли она образует?
10. Какими свойствами обладает азотистая кислота? Какие соли она образует?
11. Чем объясняется небольшая химическая активность молекулярного азота?
12. Укажите сходные и отличительные химические свойства азота и фосфора.
13. Каковы свойства азота?
14. Как получают азот в промышленности и в лаборатории?
15. Как получают аммиак в промышленности и лаборатории?
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.
Фосфор – элемент 3-го периода пятой А группы Периодической системы. Электронная формула атома 1s² 2s²2p6 3s²3p3. Характерные степени окисления фосфора 0, -3, +3,+5.
Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный. Наиболее устойчивая модификация – черный фосфор, а наиболее активен белый фосфор. Фосфор может реагировать со многими неметаллами: кислородом, галогенами, серой. В зависимости от того, находится фосфор в избытке или недостатке, образуются соединения фосфора (III) и (V), например:
2P + 3Br2 =2PBr3 или 2P + 5Br2 =2PBr5
2 | Pº - 3e =P³+ 2 | Pº - 5e =P5+
3 | Br2º +2e =2Brˉ 5 | Br2º +2e =2Brˉ
Атом фосфора отдает электроны при взаимодействии с более сильными окислителями, являясь восстановителем.
При взаимодействии с металлами фосфор проявляет окислительные свойства, образуя фосфиды:
3Mg +2P = Mg3P2
Mgº - 2e = Mg²+ | 3 восстановитель
Рº + 3е = Р³ˉ | 2 окислитель
При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспропорционирует:
P4º+ 3NaOH + 3H2O = Pˉ³H3 + 3NaH2P+O2
Pº +3e =Pˉ³ | 1 окислитель
Pº - e = P+ | 3 восстановитель
С водородом фосфор не реагирует, фосфин PH3 получают косвенным путем.
Кислородные соединения фосфора
При окислении фосфора в недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III) – белое кристаллическое вещество. Ядовит. В воде растворяется с образованием фосфористой кислоты:
Р2О3 + 3Н2О = 2Н3РО3
Фосфористая кислота и ее соли – фосфиты – являются сильными восстановителями.
При горении в избытке кислорода фосфор образует оксид Р2О5, иногда формулу записывают Р4О10 .
Р2О5 – белое кристаллическое вещество, энергично взаимодействует с водой, образуя различные кислоты, например, метафосфорную НРО3 и ортофосфорную Н3РО4. Также возможно получение дифосфорной (пирофосфорной) кислоты Н4Р2О7.
Ортофосфорная кислота – наиболее распространенная из всех кислот фосфора, обычно ее называют просто фосфорной.
Средние соли фосфорной кислоты называются ортофосфатами или фосфатами. Как трехосновная кислота Н3РО4 образует два типа кислых солей: К2НРО4 - гидрофосфат калия и КН2РО4 – дигидрофосфат калия.
Фосфор, также как и азот, является важным элементом для обеспечения роста и жизнедеятельности растений. Растения извлекают фосфор из почвы, поэтому его запасы необходимо восполнять, периодически добавляя фосфорные удобрения.
Простейшее фосфорное удобрение – фосфоритная мука – представляет собой перемолотый фосфорит Cа3(РО4)2 , применяют главным образом на сильно кислых почвах. В нейтральные и слабокислые почвы вносят суперфосфаты Са(Н2РО4)2 – двойной, Са(Н2РО4)2 + 2СаSО4 – простой и преципитат СаНРО4*2Н2О. Вместе с азотом фосфор входит в состав других удобрений, например, аммофоса NH4 Н2РО4 и диаммофоса (NH4)2НРО4.
Азот разлагается в V A – подгруппе, во втором периоде. Газ без цвета, без запаха. Плотность азота равна 1,25. t кип. = -1960, в твёрдом виде существует в двух модификациях: кубической и гексагональной. Плохо растворим в воде, меньше чем кислород. В 1л воды при t=00С растворяется 23,2 мл азота.
Наиболее распространён азот 14 N. Состав ядра – 14 нуклонов,
7 протонов, 7 нейтронов. Вокруг ядра – 7 электронов. Электронная конфигурация: 1s22s22p3 валентный слой 2 возможные степени окисления N0.
N0+ 3e- → N- 3 (NH3) N0 –e- → N + 3 (N2O3) N0 –5e- → N +5 (N2O5) Кроме того, азот образует соединения со степенью окисления: +1, +2, +4. Максимальная валентность азота равна 4. За счёт образования дополнительной ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, в которой участвует не поделённая пара электронов 2s2. Кроме того, можно оторвать один электрон от атома и атом переходит в однозарядный положительный и четырёхвалентный ион.