Лабораторная работа № 11 элементы V а группы. Азот. Фосфор

Теоретическая часть

С кислородом азот образует ряд оксидов: N₂O – оксид азота (I). NО – оксид азота (II), N₂О₃ – оксид азота (III), NО₂ – оксид азота (IV), N₂О₅ –оксид азота (V). Все оксиды азота химически активны. Из них окись азота обладает ярко выраженными восстановительными свойствами. Все остальные оксиды азота проявляют преимущественно свойства окислителей.

Фосфор образует с кислородом ряд оксидов, но важное значение имеют два: P₂О₃ – оксид фосфора (III) и P₂О₅ – оксид фосфора (V). Из них P₂О₃ как и соответствующая ему фосфористая кислота, проявляет восстанавливающие свойства.

Высшие оксиды азота, начиная с N₂O₃ являются кислотными и, соединяясь с водой, образуют кислоты:

N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂ (азотистая кислота);

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃ (азотная кислота);

2NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃

Возможны следующие схемы изменения степени окисления азота азотной кислоты, записанные с помощью электронно-ионного метода:

NO₃^- + 2H⁺ + 1 ē = NO₂ + H₂O (a)

NO₃^- + 4H⁺ + 3 ē = NO + 2H₂O (б)

2NO₃^- + 10H⁺ + 8 ē = N₂O + 5H₂O (в)

2NO₃^- + 12H⁺ + 10 ē = N₂ + 6H₂O (г)

NO₃^- + 10H⁺ + 8 ē = NH₄⁺ + H₂O (д)

Различные металлы по-разному восстанавливают азотную кислоту. Металлы, находящиеся в ряду напряжений правее водорода, восстанавливают концентрированную азотную кислоту по схеме (а), а разбавленную – по схеме (б). Более активные металлы (Mg, Са и др.) восстанавливают концентрированную азотную кислоту по схеме (в). Сильно разбавленная азотная кислота этими же металлами, а также Zn, Fe, Ni, Sn восстанавливается до аммиака, образующего с избытком азотной кислоты соли аммония по схеме (д). Восстановление азотной кислоты происходит тем полнее, чем быстрее она разбавлена. Поскольку процесс восстановления может идти различными путями, следует учитывать, что образующийся по той или иной схеме основной продукт реакции почти всегда содержит примеси других продуктов восстановления.

В концентрированной азотной кислоте чистое железо, хром и алюминий не растворяются по причине образования на поверхности металла плотной пленки соответствующих окислов (явление пассирования). Металлы Аu, Pt, Jr, Rh, Та, Nb с азотной кислотой не взаимодействуют. При окислении металлов азотной кислотой образуются соли – нитраты или оксиды, если последние не растворимы в азотной кислоте.

Большинство неметаллов восстанавливают азотную кислоту по схеме (б). Неметаллы, например: сера, уголь, фосфор – окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот – серной, угольной, ортофосфорной.

Оксид фосфора (III) P₂О₃, растворяясь в холодной воде, образуют фосфорную кислоту:

P₂О₃ + 3H₂O (холодная) = 2Н₃РО₃

обладающую восстановительными и окислительными свойствами. При действии таких сильных окислителей как кислород, галогены, положительные ионы металлов, ионы благородных металлов и др. она окисляется до фосфорной кислоты (Н₃РО₄), а при действии сильных восстановителей, например, щелочных и щелочно-земельных металлов, цинковой пыли и т.д., фосфористая кислота восстанавливается до фосфористого водорода. Оксид фосфора (V) в зависимости от температуры может присоединять, одну, две, три молекулы воды, образуя соответственно три типа кислот:

Р₂О₅ + Н₂О = 2НРО₃ – метафосфорная;

Р₂О₅ + 2 Н₂О = Н₄Р₂О₇ – пирофосфорная;

Р₂О₅ + 3 Н₂О = 2Н₃РО₄ – ортофосфорная.

Из них наибольшее значение имеет ортофосфорная кислота Н₃РО₄. Н₃РО₄ – растворима в воде, кислота средней силы, диссоциирует ступенчато (K₁=7,61·10^-3, К₂=6_,2·10^-8, К₃=4,4·10 ^-13), образует три типа солей – первичные фосфаты или дигидрофосфаты (Na₂Н₂РО₄), вторичные фосфаты или гидрофосфаты (Na₂НРО₄) и третичные фосфаты или нормальные фосфаты (Na₃PO₄). В водных растворах фосфаты гидролизуются.

Экспериментальная часть

Опыт1. Окислительные вещества концентрированной азотной кислоты (выполнять под тягой!)

В пробирку поместить небольшое количество медных стружек или опилок. Прилить к ним азотной кислоты (d = 1,4) и осторожно взболтать содержимое пробирки, чтобы смочить кислотой всю медь. Каков цвет выделяющегося газа? Через 10 минут прилить в пробирку 10...15 мл воды, перемешать и дать осесть непрореагированной меди. Каков цвет прозрачного раствора? Перелить в другую пробирку 3...4 мл раствора и добавить туда избыток концентрированного раствора аммиака. Что образуется? Составить уравнение реакции.

Опыт 2. Окислительные свойства разбавленной азотной кислоты (ОПЫТ ВЫПОЛНЯТЬ ПОД ТЯГОЙ!)

1. Поместить в пробирку небольшое количество цинковой пыли и прилить 3...4 мл разбавленной азотной кислоты. Когда начнется выделение пузырьков газа (какого?), прибавить в пробирку небольшими порциями воду до тех пор, пока не прекратится выделение пузырьков газа, и оставить в таком состоянии на 15 минут. После этого слить часть прозрачного раствора с остатка цинковой пыли в другую пробирку и приливать в нее 30 %-ный раствор щелочи до тех пор, пока выпавший осадок Zn(OH)₂ полностью не растворится. Раствор нагреть до кипения и определить по запаху, какой газ выделяется. Составить уравнения реакций,

2. В 2 пробирки налить по 10 капель свежеприготовленного раствора соли железа (II), В одну из них добавить 10 капель разбавленной HNO₃ (d=1,2), прокипятить раствор 2...3 минуты, охладить. В обе пробирки прилить 2...3 капли роданида калия (или аммония). Почему раствор окрасился только в одной пробирке? Составить уравнение реакции.

Опыт 3. Свойства азотистой кислоты

Азотистая кислота проявляет свойства как восстановителя, так и окислителя. В качестве восстановителя HNO₂ реагирует следующим образом:

NO₂^- + Н₂О - 2е = NО₃^- + 2 Н⁺

Проявляя окислительные свойства, HNO₂ превращается в NО:

NO₂^- + 2H⁺ + ē = NO + H₂O

1. Налить в пробирку 2...3 капли 2 н раствора H₂SO₄ и добавить в нее 4...5 капель 0,5 н раствора перманганата калия. Добавляя в пробирку по каплям 0,5 н раствора KNO₂ или NaNO₂, наблюдать обесцвечивание раствора КМпО₄. Составить уравнение реакции, учитывая, что ион МпО₄^- восстанавливается в ноны Mn²⁺:

МnО₄^- + 8Н⁺ - 5 ē = Mn²⁺ + 4Н₂О

2. Налить в пробирку 1...2 капли 0,5 н раствора NaNO₂ или KNO₂, прибавить столько же 0,01 н раствора йодида калия KJ, 4...5 капель 0,1 н раствора серной кислоты. Затем разбавить раствор водой до слабо-желтой окраски и прибавить две – три капли свежеприготовленного раствора крахмала. О чем свидетельствует окрашивание раствора в синий цвет? Составить уравнение реакции.

Опыт 4. Гидролиз солей фосфорной кислоты

Растворы одно-, двух- и трехзамещенных фосфатов натрия капнуть на универсальный индикатор. Полученную окраску бумажек сравнить с окраской эталонов и отметить рН. Написать реакции гидролиза.

Опыт 5. Получение фосфатов кальция

В одну пробирку, налить 5...6 капель раствора Na₃PO₄, во вторую –Na₂HPO₄, в третью – NaHPO₄, затем в каждую из них добавить 2...3 капли раствора СаС1₂. В первых двух пробирках выпадают белые осадки. Написать уравнения реакций. Сделать выводы о растворимости солей кальция и фосфорной кислоты в воде.

Контрольные вопросы

1. Какое положение занимает химический элемент азот в периодической системе элементов? Написать электронную конфигурацию атома азота.

2. Какова кратность связи в молекуле азота? Чем можно объяснить малую реакционную способность азота?

3. Какими физическими и химическими свойствами обладает азот? Как получают азот в лабораторных условиях и в промышленности? Какое практическое значение имеет азот?

4. Какие степени окисления имеет азот в его различных соединениях? Привести примеры этих соединений.

5. Какими способами можно получить аммиак?

6. Дать характеристику основных физических и химических свойств аммиака.

7. Написать уравнение реакций взаимодействия аммиака с водой. Какие молекулы и ионы существуют в водном растворе аммиака? Почему водный раствор аммиака является плохим электролитом?

8. В каких условиях осуществляется синтез аммиака из азота и водорода? Написать уравнение реакции. Будет ли изменяться и почему выход аммиака с увеличением давления, с повышением температуры, при наличии катализатора? Какие главные применения имеет аммиак в промышленности?

9. Написать формулу всех оксидов азота. Какие из них являются кислотообразующими?

10. Написать уравнения реакций получения окиси и двуокиси азота действием азотной кислоты на медь. Каким путем получают эти окислы азота в промышленности? Взаимодействуют ли окись и двуокись азота с водой? Напишите уравнения реакций.

11. Каким способом можно получить азотистый ангидрид? Какого цвета это соединение? Чем объясняется малая устойчивость азотистой кислоты?

12. При взаимодействии нитрита калия с подкисленными растворами КМnО₄ и KJ реакции протекают по следующим схемам:

КМnО₄ + KNO₂ + H₂SO₄ Mn(NO₃)₂ +.

K₂CrO₇ + KNO₂ + H₂SO₄ Сr₂(SО₄)₃ +

KJ + KNO₂ + H₂SO₄ NO +

Подобрать коэффициенты в уравнениях указанных реакций, пользуясь электронными уравнениями. Указать, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет HNO₂ в этих реакциях.

13. Какой состав имеет ангидрид азотной кислоты? Каким образом можно получить из азотной кислоты азотный ангидрид?

14. Какими способами получают азотную кислоту в промышленности? Написать уравнения реакций получения HNO₃.

15. Написать в молекулярном виде уравнения реакций перехода:

a) NO₃^- NO₂; b) NO NO₂; c) NO NO₂^- d) NO₂^- NO₂

16. Написать уравнения реакций взаимодействия с разбавленной и концентрированной азотной кислотой:

а) цинка; б) железа; в) меди; г) сурьмы.

17. Что называется "царской водкой", каково ее действие на золото и платину? Написать уравнения этих реакций.

18. Написать электронную конфигурацию атома фосфора.

19. Какой состав имеют фосфористый и фосфорный ангидриды? Как они взаимодействуют с водой? Написать уравнения.

Написать уравнения гидролиза одно-, двух- и трехзамещенных фосфоратов натрия. Объясните, почему в этих случаях величина водородного показателя (рН) раствора различна?

19. Какие соли фосфорной кислоты используются как удобрения?

46