Будь умным!


У вас вопросы?
У нас ответы:) SamZan.ru

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4 Кислород и сера

Работа добавлена на сайт samzan.ru: 2016-03-30


Федеральное государственное автономное

образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«СИБИРСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Институт фундаментальной биологии и биотехнологий

институт

Кафедра биологии

кафедра

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4

Кислород и сера. Азот и фосфор.

тема

Преподаватель                    __________               Д.О. Криницын

                                                   подпись, дата                           инициалы, фамилия

Студент   ББ13-03Б            __________                  А.О. Бульхин

                 номер группы                  подпись, дата                           инициалы, фамилия

Красноярск 2013

Цель работы:

- Получить кислород и изучить его свойства

- Изучить окислительно-восстановительные свойства воды

- Изучить химические свойства аммиака

-Изучить свойства азотной кислоты, красного фосфора

-Изучить окислительно-восстановительные свойства нитрит-ионов

Теоретические сведения:

Аллотропные модификации кислорода и серы.

Кислород существует в виде двух модификаций кислорода О2 и озона О3. Наиболее устойчива двухатомная молекула О2. Это газ без запаха и цвета. Вследствие плохой деформируемости электронной оболочки кислород имеет низкие температуры плавления (-218,80 С) и кипения (-182,90 С). Жидкий кислород - кристаллы светлого – голубого цвета, а твердый - кристаллы синего  цвета. Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен. Он мало растворим в воде: в 100 объемах воды при 200 С растворяется всего 3 объема кислорода, но эта небольшая растворимость имеет огромное значение для жизнедеятельности живущих в воде организмов.

Озон О3 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.

В случае серы модификаций значительно больше благодаря ее способности образовывать прочные гомогенные цепи. При об.у. устойчива ромбическая сера (желтого цвета), построенная из зигзагообразных циклов S8. выше 95,4 0 С 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 [1]. При 119,30 С моноклинная сера плавится, образуя легкоподвижную желтую жидкость, которая выше 1600 С темнеет и густеет, так как происходит разрыв циклов S8 и образование длинных цепей Sn. (В интервале 200-2500 С цепи содержат до нескольких сотен атомов.) Резким охлаждением такого расплава можно получить пластическую серу - прозрачную тягучую массу коричневого цвета. Однако при старении она становится непрозрачной, желтой и хрупкой за счет перехода в аморфную модификацию (из неё постепенно образуется ромбическая сера). Выше
250
0 С подвижность расплава серы снова растет в результате укорочения молекул. И в пар (оранжевого цвета) при температуре     кипения 444,60 С 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 9000 С образуются двухатомные молекулы - парамагнитная сера (резким охлаждением этого пара получают пурпурную модификацию, которая уже выше -800 С переходит в ромбическую). И, наконец, при 1500 0 С наблюдается полная атомизация серы.

Сера мало растворима в воде, но растворяется (все формы, кроме пластической) в органических жидкостях (особенно хорошо в СS2), из которых кристаллизуется наиболее устойчивая ромбическая модификация.

Некоторые химические свойства кислорода и серы

При обычных условиях молекула кислорода довольна инертна

атомиз=490 кДж/молъ). Активируется кислород или в присутствии воды - идёт медленное окисление (дыхание, гниение, коррозия) или при воспламенении - быстрое окисление (горение). Горит в кислороде все, кроме галогенов, благородных газов и некоторых благородных металлов (золота, платины и др.). Косвенно не получены соединения с кислородом лишь в случае гелия, неона и аргона. Особенно сильным окислителем является озон.

Уменьшение окислительной активности  при переходе от кислорода к сере

иллюстрируется следующими  реакциями:

S + O2 →  SO2,

H2S + O2H2O + S,

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 (О2 +  F2 → ОF2), то сера окисляется кислотами-окислителями и даже дисмутирует в щелочах:

S + NaOHNa2S + Na2SO4

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

При обычных условиях азот инертен, так в его молекуле присутствует тройная связь, из модификаций фосфора активен только белый фосфор. Однако, при   активации азота (катализом, разрядом, нагревом или излучением) он проявляет высокие окислительные свойства – окисляет металлы (даже ртуть) и неметаллы (Н2, В, Si, S) в том числе и фосфор (с образованием Р3N5). При переходе к фосфору окислительная активность снижается – фосфор окисляет только металлы. В  качестве восстановителя азот реагирует лишь со фтором и кислородом, и то в особых случаях, а белый фосфор даже самовоспламеняется на воздухе. (Особая активность  белого фосфора объясняется  напряженностью связей в молекуле Р4, имеющей валентные углы 600 С)

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 5000 С.

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

Оксиды азота N2O, NO и 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 отличие от N2O):

NO + О2 → NO2

NO2 + F2 → NO2F

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

N2O →t NO + N2

NO + NaOH → N2O + NaNO2 + H2O

NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

Отметим, что оксиды N2O3 и N2O5 малоустойчивы.

Оксидов фосфора меньше (P2O3 и P2O5) Для P2O3 проявление окислительных свойств не характерно, однако при действии горячей воды он дисмутирует с образованием H3PO4 и РН3. P2O5. устойчив в своей степени окисления, поэтому проявление окислительно-восстановительных свойств 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 гидроксиды фосфора (I) и (III) – сильные восстановители

NiCl2 + H [H2PO2]

                                    + H2OM0 + H3PO4 + HCl,  где

HgCl2 + Н2[HPO3]

                        

М0→  Ni или Hg

Особенно неустойчив  гидроксид фосфора (I) – дисмутирует до PH3 и H3PO3. Последняя тоже дисмутирует  при нагревании, образуя  H3PO4 и РН3.

Ход работы:

Опыт № 6.1. Получение и свойства кислорода

а) Собираем установку (рис.1). Сухую колбу на 100 мл (1) наполняем на 1/12 объема перманганатом калия и нагреваем на спиртовке.

Рис.1

б) Выделяющийся газ собираем в сосуд (3).

2КМnO4  К2МnO4+МnO2+O2 

Для этого наполняем его водой, закрываем кусочком фильтровальной бумаги и, придерживая бумагу пальцами, переворачиваем сосуд, погрузив его в кристаллизатор с водой. Газоотводную трубку (2) подводим к отверстию сосуда (3).

в) Когда почти вся вода вытесняется из сосуда (3) (оставить 3-4 мл!), закрываем его под водой фильтровальной бумагой, вынимаем из воды и накрываем чашкой Петри.

г) Ставим на заполнение кислородом следующий сосуд, а в первый вносим тлеющую лучинку. Лучинка начинает ярче тлеть.

д)Повторяем опыт, внеся лучину во второй сосуд с собранным газом. Результат тот же.

е)Убедившись, что выделяется кислород, собираем его в 3-ий сосуд, оставив в нем примерно 3-4 мл воды, накрываем чашкой Петри и сохраняем для выполнения опыта 2.

Вывод: При нагревании перманганата калия выделяется газ кислород. Это мы определили из опыта. Тлеющая лучинка при внесении в сосуд, заполненный этим газом, начинает гореть ярче. А кислород поддерживает горение.

Опыт № 6.2. Сжигание серы в кислороде

а)Переносим сосуд с собранным кислородом под тягу, кладем в ковшик для сжигания кусочек серы величиной с горошину и поджигаем её.

б)Вносим горящую серу в сосуд с кислородом. Пламя продолжает гореть синим пламенем.

S+O2  SO2

После прекращения горения встряхиваем сосуд для растворения в воде газообразных продуктов сгорания, находящихся в сосуде, и, используя раствор перманганата калия, определяем степень окисления серы.

SO2  + H2O → H2SO3

 H2SO3 + K2MnO4 =  H2SO4 + MnSO4 + KSO4 + H20

Вывод: Кислород активно взаимодействует с горючими веществами, одним из которых является S. При горении образуется сернистый газ. Оксид серы 2. Степень окисления S = +4.

Опыт № 6.3 Изучение окислительно-восстановительных свойств воды

А) В стакан на 100 мл вносим 30 мл воды, добавляем 6 капель фенолфталеина и перемешиваем. Затем вносим в стакан кусочек натрия,  величиной с горошину, очищенную от поверхностной пленки. После опускания Na бурно реагирует: искрится, шипит; при этом выделяется газ. Раствор малиновый.

Б)  Наливаем в две пробирки по одной капле 0,1М раствора перманганата калия (на 20 мл воды 1 кусочек KMnO4) и добавляем в одну 2 мл воды, а в другую 2 мл 1M серной кислоты. Нагреваем растворы.

1. 4KMnO4  + 2H2O → 4KOH + 4MnO2 + 3O2

2.KMnO4 + H2SO4   → KMnO4+MnO2+K2SO4+H20

Вывод: В опыте Б: фиолетовый раствор перманганата калия при добавлении воды и нагревании коричневеет. Выделяется бурый осадок MnO2 . При добавлении серной кислоты раствор светлеет.

Опыт № 7.2Б. Изучение химических свойств аммиака

1.Наливаем по 3 мл раствора в три пробирки. Одну нагреваем в пламени спиртовки до закипания раствора. Во 2-ую пробирку добавляем 0,5 мл 2 М NaOH, а к третьей прилиливаем 0,5 мл 2М HСl.

Приготовили раствор аммиака, добавили в него фенолфталеин.

 

1ая пробирка (нагреваем раствор): цвет бледно-розовый.

2ая пробирка ( + NaOH ): лакмусовая бумага синеет.

3я пробирка ( + HCl ): цвет не изменился. Лакмусовая бумага розовая.

 

2. На дно чашки Петри помещаем I каплю концентрированного раствора аммиака и накрываем другой чашкой Петри, на которой "висит" капля концентрированной НСl, так, чтобы капли были как можно  дальше друг от друга.

Образовался белый дым.
Белый дым образуется из-за образования кристалликов хлорида аммония;
(NH)
4OH (конц.) → NH3 ↑ + H2O
NH
3+HCl= (NH)4Cl
(ещё эту реакцию называют «Дымом без огня!»)


Вывод: Образование белого дыма происходит за счет образования хлорида аммония - мелких кристалликов, подвешенных в воздухе

3.  К 0,5 мл концентрированного аммиака добавляем по каплям, при перемешивании, 0,1 М раствор перманганата калия.
Раствор окрасился в темно-фиолетовый.


2
NH3  + 2KMnO4  → 2MnO2+2KOH+N2+2H2O 


Р-р перманганата калия обесцветился и выпал в осадок бурый диоксида марганца за счет восстановления перманганата калия аммиаком.

Опыт №7.3 Свойства азотной кислоты

а)Наливаем в 3 пробирки по 1 мл концентрированной азотной кислоты. Первую пробирку закрепляем в штативе вертикально и, нагреваем кислоту.

1.HNO3 (конц) → (t)

Выделение красно-бурого газа.

2.Во вторую пробирку опускаем медную стружку

 

4HNO3 (конц) + Cu = Cu(NO3)2  + 2H2O + 2NO2

Выделение бурого газа. При нагревании цвет раствора меняется на темно-зеленый.

3.В третью – гранулу цинка.

12HNO3(конц) + 5Zn = 5Zn(NO3)2  + N2  + 6H2O

Обильное выделение красно-бурого газа. Нагревание пробирки.

Вывод: Азотная кислота (HNO3) – сильный окислитель, восстанавливается малоактивными металлами до NO2, активными металлами доNH4 (NH3)

Опыт № 7.4. Изучение окислительно-восстановительных нитрит-ионов

а)В две пробирки наливаем по 1 мл раствора нитрита натрия и по 0,5 мл 1 М серной кислоты.

б)Затем в одну пробирку добавляем 1 каплю 0,1 М раствора перманганата калия.

+ KMnO4   - обесцвечивание раствора.

в)Во вторую - 1 мл раствора иодида калия.

+KI – выделение газа и изменение цвета раствора на темно-коричневый.

Опыт № 7.5. Свойства красного фосфора

Помещаем в сухую пробирку 0,7 г красного фосфора и кусочек очищенного натрия (величиной с горошину). Закрепив  в держателе, нагреваем пробирку на спиртовке.

При нагревании красного фосфора чувствуется чесночный запах. Образуется белый фосфор + H2O. Эффект люминесценции.




1. Искусство управления личностью и коллективом
2. вариант Distinguish between vrible переменные costb fixedпостоянные costnd c mixes смешанныеcost
3. Под технической скоростью передачи VT называемой также скоростью манипуляции подразумевают число элемен
4. .Тепловой расчет рабочего процесса и техникоэкономических показателей поршневой части комбинированного
5. Тема- Конгруэнтность
6. Заключение эксперта-бухгалтера и оценка его следователем и судом
7. Лирический образ Руси в прозе Н В Гоголя
8. Подробная анатомия камер глаза
9. Друзья птиц Цель урока- создание собственного текста учениками по серии картинок.
10. Тема 6. Короткострокове тактичне планування виробництва й операцій 2 год
11. поклонение молитва религиозный обряд в индуизме предложение мурти идолу лингаму физическая форма
12. Лекция 11 КРИТИЧЕСКАЯ ФИЛОСОФИЯ И
13. Вторая половинка есть у мозга жопы и таблетки
14. Теодор Рузвельт
15. тема ее основные элементы
16. Международное экономическое прав
17. тематика факультет химии и высоких технологий 1 курс 20132014 уч
18. Международное частное право Понятие и предмет международного частного права
19. Использование информационных технологий пакета прикладных программ MS Office при решении экономических задач
20. РЕФЕРАТ дисертації на здобуття наукового ступеня кандидата економічних наук.2