Лабораторная работа 26 Азот

Цель работы: изучить химические свойства азота и его водородных и кислородных соединений.

Задание: получить азот, аммиак, исследоать его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства; получить оксиды азота (II) и (IV); убедиться на опытах, что нитриты проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Азот (1s²2s²2р³) находится в главной подгруппе V группы, типичный неметалл. В соединениях азот проявляет степени окисления от -3 до +5.

При обычных условиях азот – газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде. В лаборатории его получают при нагревании смеси концентрированных растворов хлоридов аммония и нитрита натрия. При комнатной температуре азот химически малоактивен.

При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды, из которых наибольшее значение имеет аммиак NH₃. Это бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворяется в воде и химически с ней взаимодействует. Раствор аммиака в воде называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция.

Для аммиака характерны реакции присоединения по донорно-акцепторному механизму. При взаимодействии с кислотами NН₃ образует соли аммония, содержащие ион NH₄⁺. Все соли аммония термически малоустойчивы, характер разложения зависит от кислоты, образующей соль. Если кислота является окислителем, то при нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления

(NН₄)₂Сг₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Если кислота не является окислителем, то при нагревании солей аммония выделяется аммиак. Выделяющийся аммиак при охлаждении может снова реагировать с кислотой, если она сильная и летучая:

NH₄Cl = NH₃ + HCl.

При действии сильных окислителей аммиак проявляет восстановительные свойства.

Азот образует с кислородом оксиды: N₂O, NО, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Наибольшее практическое значение имеют оксиды NO и NO₂. Оксид азота (П) – бесцветный газ, мало растворим в воде и химически с ней не взаимодействует. Это несолеобразующий оксид. В лаборатории его получают при действии разбавленной азотной кислоты на медь. NО легко соединяется с кислородом, образуя NO₂.

Оксид азота (IV) в лаборатории получают при действии концентрированной азотной кислоты на медь или нагреванием РЬ(NO₃)₂. NO₂ – газ бурого цвета, при растворении в воде дает две кислоты:

2NO₂ + Н₂O = HNO₂ + HNO₃.

Азотистая кислота НNO₂ в свободном состоянии не получена, известна в водных растворах, относится к слабым кислотам. Соли HNO₂ – нитриты – получены и вполне устойчивые. В реакциях проявляют свойства окислителей и восстановителей.

Азотная кислота HNO₃ относится к сильным кислотам и сильным окислителям. Она при восстановлении может давать различные продукты в зависимости от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение азота

В пробирку налить поровну насыщенные растворы нитрита натрия NaNO₂ и хлорида аммония NH₄Cl (общий объем не более 1/3 пробирки) и слегка подогреть до начала реакции. Ввести в выделившийся газ горящую лучинку. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта:

Составить уравнение реакции получения азота.

Опыт 2. Получение аммиака

Поместить в сухую пробирку 2 шпателя смеси, состоящей из равных частей хлорида аммония и оксида кальция CaO. Нагреть. Осторожно понюхать выделяющийся газ. Подержать над отверстием пробирки смоченную водой красную лакмусовую бумажку. Что наблюдается? Смочить стеклянную палочку концентрированной соляной кислотой и поднести к отверстию пробирки. Что происходит?

Требование к результатам опыта:

1. Составить уравнения реакций получения аммиака и взаимодействия его с HCl.

2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида аммония.

Опыт 3. Разложение солей аммония

• В небольшую фарфоровую чашку положить 2-3 шпателя дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ в виде горки и горящей спичкой нагреть ее сверху. Что наблюдается?

• Поместить в сухую пробирку несколько кристаллов NH₄Сl. Нагреть. Через некоторое время на холодных частях пробирки образуется белый налет, на дне ничего не остается.

Требование к результатам опыта:

Составить уравнения реакций разложения дихромата аммония и хлорида аммония.

Опыт 4. Восстановительные свойства аммиака

Налить в пробирку 0,5-1 мл раствора перманганата калия KMnO₄ и добавить столько же концентрированного раствора аммиака NH₄OH. Смесь слегка подогреть. Что происходит с окраской раствора?

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнение реакции, учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота, а перманганат восстанавливается до MnO₂.

2. Сделать вывод, какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет аммиак.

Опыт 5. Получение оксида азота (П)

(Проводить под тягой!). В пробирку внести шпатель медных стружек, прилить 2-3 мл разбавленной азотной кислоты. Выделяется бесцветный газ NO, буреющий на воздухе.

Требование к результатам опыта:

Составить уравнение реакции получения оксида азота (П).

Опыт 6. Получение и свойства оксида азота (IV)

(Проводить под тягой!). В пробирку внести шпатель медных стружек, налить 2-3 мл концентрированной азотной кислоты. Образующийся в этой реакции NO₂ через газоотводную трубку пропускать в пробирку с водой, в которую добавить 2-3 капли метилоранжа. Что наблюдается? Почему? Затем образующийся NO₂ пропускать в пробирку с раствором NаОН. К полученному раствору добавить по каплям подкисленный раствор перманганата калия. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта:

Закончить уравнения реакций: Cu + HNO₃ (конц.) =;

NO₂ + H₂O =;

NO₂ + NaOH =;

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ =

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

Опыт 7. Окислительные и восстановительные свойства нитритов

• К 1-2 мл раствора нитрита калия KNO₂ прилить 0,5-1 мл раствора йодида калия KI и столько же разбавленной серной кислоты.

• Налить в пробирку 1-2 мл раствора дихромата калия K₂Cr₂O₇, добавить 2-3 мл раствора нитрита калия и разбавленной серной кислоты.

Требования к результатам опыта:

1. Закончить уравнения реакций: KNO₂ + KI + H₂SO₄ =

K₂Cr₂O₇ + KNO₂ + H₂SO₄ =

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах нитритов.

Задачи

№ 26.1. Привести не менее трех примеров реакций, в которых азот играет роль окислителя, и пример реакции, в которой он является восстановителем.

№ 26.2. Привести примеры характерных для аммиака реакций присоединения и окисления без катализатора и в присутствии катализатора.

№ 26.3. Нитрат аммония может разлагаться двумя путями:

NH₄NO₃ (к) = N₂O (г) + 2H₂O (г)

NH₄NO₃ (к) = N₂ (г) + 1/2O₂ (г) + 2H₂O (г)

Какая из приведенных реакций наиболее вероятна при 298 К? Ответ подтвердить расчетом . (-183,9 кДж/моль;104,1 кДж/моль;-228,6 кДж/моль).

№ 26.4. Какова реакция среды в растворах KNO₃, NH₄NO₃, NaNO₂, NH₄NO₂? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза этих солей.

№ 26.5. Закончить уравнения реакций:

а) Zn + NaNO₃ + NaOH ; б) NO + KMnO₄ + H₂O =;

в) Cu + HNO₃ (разб.); г) AgNO₃

№ 26.6. Написать уравнения взаимодействия разбавленной азотной кислоты с ртутью, магнием, фосфором, углем (С).

№ 26.7. Сколько нитрита аммония NH₄NO₂ требуется для получения 1 л азота при нормальных условиях? (Ответ: 2,86 г).

№ 26.8. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций HNO₂:

а) с бромной водой (Br₂); б) с HI.

№ 26.9. Почему диоксид азота (NO₂) способен к реакциям диспропорционирования? Написать уравнения реакций взаимодействия NO₂:

а) с водой; б) гидроксидом натрия.

№ 26.10. Закончить уравнения реакций: а) N₂O₅ + KOH =;

б) N₂O₃ + NaOH =; в) Cu + HNO₃ (разб) =; г) NO₂ + O₂ + Н₂О=

№ 26.11. В каком газообразном соединении азот проявляет свою низшую степень окисления? Написать уравнения реакций получения этого соединения: а) при взаимодействии хлорида аммония с гидроксидом кальция; б) разложением нитрида магния водой.

№ 26.12. Почему азотистая кислота способна к реакциям диспропорционирования? Написать уравнение реакции разложения НNO₂, учитывая, что при этом азот приобретает степень окисления +2 и + 5.

№ 26.13. Составить уравнения реакций окисления азотной кислотой: а) серы до серной кислоты; б) фосфора до фосфорной кислоты Н₃РО₄; в) углерода до диоксида углерода.

№ 26.14. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

N₂ → NO → NO₂ → HNO₃ → NH₄NO₃

№ 26.15. Закончить уравнения реакций получения аммиака:

а) H₂ + N₂ =; б) NH₄OH ; в) AlN + H₂O =; г) NH₄Cl + Ca(OH)₂ =

№ 26.16. Как получить NH₄NO₃, воспользовавшись в качестве исходных веществ атмосферным азотом и водой?

№ 26.17. Закончить уравнения реакций получения в промышленности азотной кислоты: а) NH₃ + O₂ =; б) NO + O₂ =; в) NO₂ + H₂O + O₂ =

№ 26.18. Закончить уравнения реакций разложения азотной кислоты и ее солей: а) HNO₃ ; б) Hg(NO₃)₂ ; в) Pb(NO₃)₂ ; г) NaNO₃

№ 26.19. Закончить уравнения реакций: а) KNO₂ + KMnO₄ + H₂O =

б) KI + HNO₂ + H₂SO₄ = NO + …; в) Na₂S + NaNO₂ + H₂SO₄ = S + NO + …;

№ 26.20. Привести примеры характерных для аммиака реакций присоединения и окисления.