Опыт №5 «Определение солености воды»

Определение солености воды производится титрованием отобранной пробы раствором азотнокислого серебра, имеющим титр 0,002901 г/мл в присутствии индикатора хромата калия. Определение основано на связывании ионов хлора в осадок: NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

белый Когда все ионы хлора связываются в осадок AgCl начинается выпадение осадка Ag₂CrO₄ кирпично-красного цвета: K₂CrO₄ + 2AgNO₃ = Ag₂CrO₄ +2KNO₃

кирпично-красный

Ход работы.

1) В колбу объемом 250 мл налить 100 мл исследуемой воды.

2) Добавить 8 капель индикатора (жидкость становится желто-зеленой).

3) В бюретку налить раствор AgNO₃.

4) Титровать желто-зеленый раствор до появления кирпично-красного цвета.

5) Определить объем ушедшего на титрование AgNO₃ с точностью до 0,1 мл.

Количество мл AgNO₃ соответствует солености воды в градусах Брандта.

6)Выразить солёность в пересчёте на NaCl и Cl^-

(1⁰Б соответствует 10 мг NaCl или 6,06 мг Cl^- в 1 л воды)

Вывод:

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5

Биогенные элементы

Цель работы: изучить свойства простых веществ и соединений биогенных эле­ментов.

Тема: Сера и ее соединения

Сера является элементом VI А подгруппы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомов этого элемента находится шесть электронов ns²р⁴. Из них неспаренных только два р-электрона, что и объясняет валент­ность II в нормальном состоянии.

Сера, является неметаллом. Соединения серы с кислородом образова­ны ковалентными связями.

С кислородом сера образуют два окcида со степенью окисления +4 (S0₂) и со степенью окисления +6 (S0₃), проявляющие кислотные свойст­ва. Этим оксидам соответствуют кислоты Н₂S0₃ (непрочная) и Н₂S0₄. Кроме, Н₂SО₃, Н₂S0₄ сера образует несколько кислот: сероводородная Н₂S, тиосерная Н₂S₂О₃ (неустойчивая) и сильные окислители - двусерную Н₂S₂0₇ и пероксодвуоерную (надсерную) Н₂S₂0₈.

Характерные степени окисления серы:

-2 (Н₂S и сульфиды)

+4 ([S0₂, соли Н₂S0₃ - сульфиты, особенно Ка₂S0₃) тиосульфат на­трия Na₂S₂0₃ в этом соединении один атом серы имеет степень окисления +4, а другой 0];

+6 [серная кислота Н₂S0₄ и сульфаты, двусерная кислота Н₂S₂0₇].

Опыт 1. Поведение серы при различных температурах

Описание:

а) наполнить пробирку на одну четвертую часть кусочками серы и медленно, при постоянном встряхивании, нагревать. В начале нагревания сера плавится, превращаясь в подвижную желтую жидкость (t ~ 113-119 °С), затем приобретает янтарную окраску (t - 150 °С), при дальнейшем нагревании (до 200 °С) она превращается в вязкую массу. При температуре 250 °С вязкость серы уменьшается, а при 445° жидкость заки­пает, выделяя желто-оранжевые пары: Кипящую серу вылить тонкой стру­ей в стакан с холодной водой. Достать из воды образовавшуюся массу и убедиться в ее пластичности. Кусок пластической серы сохранять и про­следить переход ее в кристаллическое состояние.

Вывод:

Опыт 2. Окислительные свойства серы

Описание: приготовить небольшое количество смеси цинка с серой в весовом соотношении 1 : 1,5 и поместить ее в железной ложечке в вытяжной шкаф. Смесь осторожно поджечь.

Наблюдение:

Уравнение реакции:

Вывод:

Опыт 3 Дегидратирующие и окислительные свойства серной кислоты

Описание

а) в сухую пробирку внести несколько кристалликов медного купоро­са СaS0₄ • 5Н₂0 и прилить немного 2Н Н₂S0₄ . Как изменилась окраска кристал­лов?

Наблюдение:

б) в пробирку, наполненную на 1/4 часть ее объема сахарной пудрой, прилить 2 капли дистиллированной воды я 6-8 капель концентрированной Н₂S0₄. Закрепить пробирку в штативе и размешать стеклянной палочкой ее содержимое.

Наблюдение:

Уравнение реакции:

Вывод:

Опыт 4. Взаимодействие серной кислоты с металлами (работа выполняется в вытяжном шкафу)

Описание

а)в две пробирки внести по 6-8 капель разбавленной 2н Н₂S0₄ и по кусочку: а) цинка,

б) меди. Если необходимо, растворы нагреть. Во всех ли пробирках растворяются металлы? Наблюдение:

Уравнения реакции:

б) поместить в одну пробирку кусочек цинка, в другую кусочек меди я прилить в каждую по 5-8 капель концентрированной Н₂S0₄. По запаху с помощью мокрой лакмусо­вой бумажки определить, какой газ выделяется?

Наблюдение:

Уравнения реакции:

Вывод:

Опыт 5 Реакция на сульфат-ионы

Описание: в пробирку с раствором сульфата натрия при­лить по каплям раствор хлорида бария

Наблюдение:

Уравнение реакции:

Вывод:

Азот и его соединения

Азот является элементом VА подгруппы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомов этого элемента находится пять электронов - s²р³, из них три неспаренных р-электрона. Поэтому в нор­мальном состоянии он проявляет валентность равную трем (В = III). Ато­мы азота при переходе в возбужденное состояние могут увеличивать число неодаренных электронов до четырех (В = IV) (за счет донорноакцепторного механизма).

Характерные степени окисления азота:

-3 (аммиак >1Нз и соли аммония, амид натрия NаNH₂);

-2 (гидразин N₂Н₄, гидразин-гидрат N₂H₄*H₂O₂);

+1[окcид азота (I) N₂0];

+2[оксид азота (П) N0,]

+3 (соли азотистой кислоты НN0₂, особенно Nа>NO₂);

+4 [оксид азота(1V) N0₂ диоксид];

+5 (азотная кислота НNО₃ и ее соли, особенно NaNO₃, КNO₃, NН₄NO₃). Азот является неметаллом. С водородом азот образует летучее со­единение с общей формулой ЭН₃: NН₃ - аммиак.

Азот образует с металлами химические соединения, в которых они играют роль электроотрицательных элементов. Эти соединения получили названия нитридов. Например: Li₃N, Na₃N₂, Сu₃N, Zn₃N₂;

С кислородом азот образует ряд оксидов: N₂0, N0, N₂0₃, N0₂, N₂0₄, N₂0₅. Все оксиды азота химически активны. Из них оксид азота (II) обла­дает ярко выраженными восстановительными свойствами. Все же осталь­ные оксиды азота проявляют преимущественно свойства окислителей.

Высшие оксиды азота, начиная с N₂0₃, являются кислотными и, со­единяясь с водой, образуют кислоты — азотистую HN⁺³O₂и азотную НN⁺⁵O₃.

Опыт 6. Получение и свойства азота

Описание: В пробирку внести 2 г измельченного нитрита натрия и 8 -10 мл насы­щенного раствора хлорида аммония, закрыть пробкой с газоотводной труб­кой и укрепить в штативе так, чтобы дно пробирки было несколько ниже пробки. Другую пробирку наполнить водой, закрыть пальцем и, перевернув вверх дном, опустить в кристаллизатор с водой. Смесь в пробирке слегка нагреть. Через две минуты после начала реакции (когда будет вытеснен воз­дух) газоотводную трубку опустить в кристаллизатор и подвести под про­бирку, заполненную водой. Наполнив пробирку газом, закрыв ее под водой пальцем, вынуть из кристаллизатора. В пробирку внести тонкую горящую лучинку. Что наблюдается? Поддерживает ли азот горение и растворяется ли в воде?

Наблюдение:

Уравнения реакций:

Вывод:

Опыт 7. Реакция на ион аммония

Описание: В пробирку внести 2-3 капли раствора хлорида аммония и 3-4 капли раствора реактива Несслера (раствор комплексной соли К₂[HgJ₄]в KOH).

Наблюдение:

Вывод:

Опыт 8. Восстановительные свойства аммиака

Описание: в пробирку прилить 2-3 капли раствора перманганата калия и 6-8 капель

25-процентного раствора аммиака. Полученную смесь слегка по­догреть.

Наблюдение:

Уравнение реакции:

Вывод:

Опыт 9. Окислительно-восстановительные свойства нитритов

Описание: а) налить в пробирку 1-2 мл раствора йодистого калия, подкислить его разбавленной серной кислотой и затем прибавить немного нитрита калия или натрия. Выделившийся йод можно обнаружить крахмалом, при добав­лении которого раствор синеет.

Наблюдение:

Уравнение реакции:

б) к подкисленному разбавленной серной кислотой раствору перманганата калия прилить раствор нитрита натрия.

Наблюдение:

Уравнение реакции:

Вывод:

Опыт 10. Реакция открытия азотной кислоты

Описание: В пробирку налить немного раствора дифениламина и внести 1 каплю раствора 2н азотной кислоты (реакция на ион N0₃^- в отсутствии других окислителей).

Наблюдение:

Уравнение реакции:

Вывод:

Фосфор и его соединения

Фосфор является элементом VА подгруппы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомов этого элемента находится пять электронов - s²р², из них три неспаренных р-электрона. Поэтому в нор­мальном состоянии фосфор проявляет валентность, равную трем (В = III). При возбуждении атомов фосфора увеличение числа непарных электронов происходит за счет использования d-подуровня с образованием электронной конфигурации s¹p³d¹ поэтому фосфор, в отличие от азота, может про­являть валентность, равную пяти (В = V).

Характерные степени окисления фосфора:

-3 (фосфин РН₃), +1 (гипофосфит натрия NaН₂Р0₂);

+3 (трихлорид фосфора РС1₃, фосфористая кислота Н₃Р0₃);

+5 оксид фосфора (V) Р₂О₅ или фосфорный ангидрид, фосфорная ки­слота Н₃РО₄ и ее соли, особенно NaН₂Р0₄, Na₂НР0₄*12Н₂0, Nа₃Р0₄*12Н₂0, Са₃(Р0₄)₂. Са(Н₂Р0₄)₂, СаНР0₄, соли пирофосфорных ки­слот nР₂05*mН₂0 - полифосфаты, пентахлорид фосфора РСl₅.

Фосфор является неметаллом.

С водородом фосфор образуют летучее соединение с общей форму­лой ЭН₃: РН₃ - фосфин.

Фосфор образует с металлами химические соединения, в которых он играет роль электроотрицательного элемента. Эти соединения называются фосфидами. Ме₃Р_х. Например: Li₃Р, Сu₃Р, Мg₃Р₂, Zn₃Р₂, Cd₃Р₂.

Фосфор образует с кислородом несколько оксидов, но наиболее важ­ное значение имеют два - Р₂0₃, Р₂О₅.

Оксиды фосфора Р₂0₃ и Р₂0₅ также проявляют кислотные свойства. Они соединяются с водой и образуют кислоты Н₃Р0₃ (фосфористая кисло­та), НР0₃ (фосфорная метакислота), Н₃Р0₄ (фосфорная ортокислота) и Н₄Р₂О₇ (двуфосфорная кислота).

Опыт 11. Реакции на ионы фосфорных кислот

Описание

а) к раствору дигидроортофосфата натрия лить раствор нитрата серебра. Наблюдать образование осадка ортофосфата се­ребра. Осадок растворить в 2н азотной кислоте;

Уравнения реакций:

Наблюдения:

Вывод:

б) к раствору пирофосфата натрия прилить раствор азотно­кислого серебра. Образуется белый осадок Аg₄Р₂О₇. Испытать раствори­мость осадка в разбавленной азотной кислоте.

Уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт 12. Получение фосфатов кальция

Описание

В одну пробирку налить немного раствора ортофосфата натрия, во вторую - Na₂НР0₄ и в третью - NаН₂Р0₄ а затем в каждую добавить рас­твор хлористого кальция. В каких пробирках выпадают белые осад­ки? Сделать вывод о растворимости фосфатов кальция в воде.

Наблюдения:

Вывод:

Углерод, кремний и их соединения

Углерод и кремний - элементы lV А группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне у них находится по четыре электрона (s²р²), из которых только 2р-электроны непарные. При возбуждении один из s-электронов перемещается на р - подуровень и электронная конфигура­ция наружного энергетического уровня становится s¹р³ . В этом состоянии все электроны непарные. Поэтому углерод и кремний образуют соедине­ния, в которых им свойственны степени окисления как +4, так и -4.

Сродство к электрону у этих элементов небольшое. Поэтому у угле­рода и кремния слабо выражены как способность к потере, так и к присое­динению электронов. Многочисленные соединения углерода и кремния образованы при помощи ковалентных связей. Таким образом, углерод и кремний являются неметаллами.

В обычных условиях углерод и кремний весьма инертны, но при вы­соких температурах они становятся химически активными по отношению ко многим металлам и неметаллам.

Углерод непосредственно соединяется со многими металлами, обра­зуя карбиды.

Кремний также дает соединения с металлами - силиды, из которых солеподобны только силиды щелочных и щелочноземельных металлов.

В соединениях с кислородом углерод и кремний образуют соедине­ния, в которых их окислительное число +2 и +4: СО, SiO, С0₂, SiO₂.

Более устойчивы из них С0₂ и SiO₂. Оксиды СО и SiO₂ относятся к несолеобразующим, С0₂ и SiO₂ обладают кислотными свойствами. Им соот­ветствуют кислоты угольная Н₂С0₃ и кремниевая Н₂SiO₃, причем кислот­ные свойства кремниевой кислоты выражены слабее, чем угольной.

Опыт 13. Получение и свойства углекислого газа

Описание: в пробирку с газоотводной трубкой положить мра­мор и добавить разбавленную соляною кислоту (1 : 4). Заполнить выделяющимся углекислым газом пробирку.

а) лучинку поджечь на воздухе и внести в сосуд с углекислым газом.

Наблюдение:

Уравнение реакции:

б) выделяющийся газ пропустить через пробирку, наполненную на 1/4 дистиллированной водой. Испытать полученный раствор индикато­рами. Какие процессы происходят при взаимодействии углекислого газа с водой?

Уравнения реакций:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт 14. Действие кислот на карбонаты

В две пробирки внести понемногу карбоната магния или бария. В од­ну пробирку прилить немного разбавленной соляной кислоты, в другую - разбавленной уксусной кислоты. Наблюдать растворение солей и выделе­ние углекислого газа. Объяснить, почему нерастворимые в воде карбона­ты легко растворяются даже в слабой уксусной кислоте.

Уравнения реакций:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт17. Получение геля кремниевой кислоты

Описание: В пробирку с 5 мл концентрированного раствора силиката натрия до­бавить равный объем соляной кислоты и хорошо перемешать стеклянной палочкой.

Уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт 15. Вытеснение кремниевой кислоты из ее солей

Описание: В пробирку с раствором кремниевокислого натрия (1/2 пробирки) добавить уксусную кислоту.

Уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод: