1 КУРС (Лабораторные работы) / 4Лаба

Федеральное государственное автономное

образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«СИБИРСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Институт цветных металлов и материаловедения

Кафедра: Физическая и неорганическая химия

ОТЧЕТ ПО ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ

Свойства серы, кислорода, фосфора и азота.

Преподаватель __________ Новикова Г.В.

Студент __________

Красноярск 2013

Теоретическая часть.

Аллотропные модификации кислорода.

О₂ (Кислород) - наиболее устойчивая молекула. Это газ без запаха и цвета. Вследствие плохой деформиркемости электронной оболочки имеет низкие температуры плавления (-218,8 ⁰ С) и кипения (-182,9 ⁰ С). Жидкий кислород - кристаллы светлого-голубого цвета, а твердый - кристаллы синего цвета. Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен. Он мало растворим в воде.

О₃ (Озон) - 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.

Свойства кислорода.

При обычных условиях молекула кислорода довольно инертна (Е_атома = 490 кДж/моль). Активируется кислород или в присутствие воды (медленное окисление - дыхание, горение, коррозия) или при воспламенении (быстрое окисление - горение). Горит в кислороде все, кроме галогенов, благородных газов и некоторых благородных металлов (золото, платина и т.д.)

Аллотропные модификации серы.

В случае серы модификаций значительно больше благодаря ее способности образовывать прочные гомогенные цепи. При обычных условиях устойчива ромбическая сера (желтого цвета), построенная из зигзагообразных циклов S₈. Выше 95,4 ⁰С 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. При 119,3 ⁰С моноклинная сера плавится, образуя легкоподвижную желтую жидкость, которая выше 160 ⁰С темнеет и густеет, так как происходит разрыв циклов S₈ и образование длинных цепей S_n. Резким охлаждением такого расплава можно получить пластическую серу - прозрачную тягучую массу коричневого цвета. Однако, при старении она обратно переходит в ромбическую серу. Выше 250 ⁰С подвижность расплава серы снова растет в результате укорочения молекул. И в пар (оранжевого цвета) при температуре кипения 444,6 ⁰С 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 900 ⁰С образуются двухатомные молекулы - парамагнитная сера (резким охлаждением этого пара получают пурпурную модификацию, которая уже выше -80 ⁰С переходит в ромбическую). И, наконец, при 1500 ⁰С наблюдается полная атомизация серы.

Сера мало растворима в воде, но растворяется (все формы, кроме пластической) в органических жидкостях (особенно хорошо в CS₂), из которых кристаллизуется наиболее устойчивая ромбическая модификация.

Свойства серы:

Уменьшение окислительной активности при переходе от кислорода к сере иллюстрируется следующими реакциями:

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 (), то сера окисляется кислотами-окислителями и даже дисмутирует в щелочах:

Являясь достаточно сильным окислителем и восстановителем, сера может служить хорошим антисептиком, что используется в медицине (серная мазь).

Физические свойства азота и фосфора.

Азот при обычных условиях представляет собой газ (имеющий формулу N₂), без цвета, запаха и вкуса, легче воздуха, растворимость в воде меньше, чем у кислорода. Малая растворимость в воде, а также его очень низкая температура кипения объясняется весьма слабым межмолекулярным взаимодействием как между молекулами азота и воды, так и между молекулами азота.

В отличии от азота газообразный фосфор существует лишь при температуре выше 800 ⁰С, а при конденсации паров формируетс в начале неустойчивая модификация - белый фосфор, состоящая из тетраэдров P₄. При состоянии без доступа воздуха белый фосфор переходит в более устойчивый красный, построенный из полимерных цепей. Существует еще одна модификация фосфора - черный фосфор, и, хотя она термодинамически наиболее устойчива, получается лишь в жестких условиях (высокое давление и температура).

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 500 ⁰С.

В отличие от водородных соединений устойчивость кислородных соединений азота к фосфору возрастает. Кроме того, оксиды фосфора в отличие от оксидов азота (все газы) при обычных условиях - твердые вещества.

Оксиды азота N₂O, NO, 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 отличии от N₂O):

Благодаря способности выступать в роли окислителя и восстановителя оксиды азота могут дисмутировать:

Оксиды N₂O₃ и N2O₅ малоустойчивы.

Оксидов фосфора меньше (Р₂О₃ и Р₂О₅). Для Р₂О₃ проявление окислительных свойств не характерно, однако при действии горячей воды он дисмутирует с образованием Н₃РО₄ и РН₃. Р₂О₅ устойчив в своей степени окисления, поэтому проявление окислительно-восстановительных свойст 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 гидрооксиды фосфора (I) и (III) - сильные восстановители.

Особенно неустойчив гидрооксид фосфора (I) - дисмутирует до РН₃ и Н₃РО₄. Последняя тоже дисмутирует при нагревании, образуя Н₃РО₄ и РН_3.

Реактив Несслера - реагент на ион аммония.

Название и № опыта.		Расчеты.	Наблюдения и выводы.
№1. Получение и свойства кислорода. А. Получение кислорода и взаимодействие его с органическими веществами.		Собрали установку для получения кислорода. Сухую колбу на 100 мл наполнили на 1/12 объема перманганатом калия (сухого!) и нагрели на спиртовке: Выделяющийся газ собрали в сосуд. Для этого наполнили его водой, закрыли кусочком фильтровальной бумаги и, придерживая бумагу пальцами, перевернули сосуд, погрузив его в кристаллизатор с водой.	Когда почти вся вода вытиснилась из сосуда (оставили3-4 мл), закрыли его под водой фильтровальной бумагой, вынули из воды и накрыли чашкой Петри. Поставили на заполнение кислородом другой сосуд, а в первый внесли тлеющую лучинку пламя стало ярче. Вывод: кислород можно получить при нагревании перманганата калия. Пламя у лучинки стало ярче, потому что кислород поддерживает горение.
№2.Сжигание серы в кислороде.	1. Перенесли сосуд с собранным кислородом под тягу, положили в ковшик для сжигания кусочек серы величиной с горошину и подожгли её. 2. Внесли горящую серу в сосуд с кислородом. 3. После прекращения горения встряхнули с водой и добавили раствор перманганата.			1. Горит синим пламенем. 2. Пламя стало ярче, пошел белый дым. 3. K2MnO4 обесцветился. Вывод: на воздухе горение серы происходит не интенсивно. При внесении горящей серы в сосуд с кислородом окисление серы становится интенсивнее, пламя начинает гореть намного ярче. При этом образуется оксид серы (IV) (сернистый газ).
№3. Изучение окислительно-восстановительных свойств воды (А).	А) В стакан на 100 мл внесли 30мл воды, добавили 6 капель фенолфталеина перемешали. Затем внесли в стакан кусочек натрия, величиной с горошину, очищенную от поверхностной пленки.			Наблюдались искры, натрий "бегал" по воде, оставляя за собой ярко-малиновый след. В итоге почти вся жидкость окрасилась в этот цвет. Вывод: А. В результате этой реакции образовалась щелочная среда, поэтому фенолфталеин окрасил раствор в ярко-малиновый цвет.
№4. Изучение окислительно-восстановительных свойств воды (Б).	Налили в две пробирки по одной капле 0,1М раствора перманганата калия и добавили в одну 2 мл воды, а в другую 2 мл 1M серной кислоты. Нагревали растворы на водяной бане в течение 15-20 мин. Б) В первой пробирке: В) Во второй пробирке:			В первой пробирке раствор приобрел слабо малиновый цвет, а во второй обесцветился.

№5. Свойства азотной кислоты.	Налили в 2 пробирки по 1 мл концентрированной азотной кислоты. 1. В первую пробирку опустили медную стружку. 2. Во вторую пробирку поместили гранулу цинка. 3. В разбавленную азотную кислоту добавили цинк. Проверили с помощью реактива. При взаимодействии с разбавленной азотной кислоты с цинком: При добавлении к нитрату цинка (II) реагента Несслера наблюдается выпадение бурого осадка: При добавлении в разбавленную азотную кислоту меди произошло следующее:		1. Наблюдалась бурная реакция с выделением бурого газа, после завершения реакции раствор приобрел зеленый цвет. Реакция экзотермическая. 2. Наблюдалась бурная реакция с выделением бурого газа. После реакции раствор обесцветился. Реакция экзотермическая. 3. Начали выделяться пузырьки белого цвета. После того как в пробирку добавили реактив Несслера выпал рыжий осадок. 4. Вывод: 1. При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с медью начал активно выделяться оксид азота (IV). 2. При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с цинком начал активно выделяться оксид азота (IV). 3. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с цинком на выходе мы получаем нитрат аммония. Чтобы доказать наличие ионов аммония следует добавить в раствор реагент Несслера. Выпадает бурый осадок. Это является качественной реакцией на ион аммония.
№6. Изучение окислительно-восстановительных свойств нитрит-ионов.	В две пробирки наливаем по 1 мл раствора нитрита натрия и по 0,5 мл 1М серной кислоты. Затем в одну пробирку добавляем каплю 0,1 М раствора перманганата калия, а во вторую - 1 мл раствора йодида калия. 1. 5NaNO2 + 3H2SO4+2KMnO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4 2. NaNO2 + KI + H2SO4 = NaNO3+ I2 + K2SO4 + H20	Наблюдаем: 1. Обесцвечивание раствора, ощущается резкий запах азота. 2. Бурную реакцию, раствор приобрел коричневый цвет, ощущается резкий запах.
№7. Свойства красного фосфора.	Поместили в сухую пробирку 0,7 г красного фосфора и кусочек очищенного натрия величиной с горошину. Закрепив в держателе, нагрели пробирку на спиртовке. После охлаждения опустить пробирку в кристаллизатор (чтобы вода набралась в пробирку). Опускаем пробирку в кристаллизатор:	При нагревании красного фосфора в отсутствии воздуха он сублимируется. Пары фосфора конденсируются на холодных поверхностях, образуя белый фосфор. Мы убедились в том что это белый фосфор, проверив его свечение в темноте, после остывания происходит гидролиз. При опускании пробирки в кристаллизатор начал активно выделяться фосфин (ядовитый газ).

Вывод: в ходе изучения окислительно-восстановительных процессов и свойств азота, фосфора, кислорода и серы мы выяснили, что эти элементы очень важны для химической, производственной промышленности и для человека. Данные элементы обладают множествами свойств, имеют аллотропные модификации, что делает их более универсальными. Также эти элементы являются важнейшими составляющими живых организмов. Они проявляют окислительно-восстановительные свойства.