При растворении NO2 в воде происходит процесс её диспропорционирования.
N2O4 + H2O = H + NO3 + HNO2
Азотная кислота:
Концентрированная и умеренно концентрированная азотная кислота окисляется соотвецтвенно по схемам:
NO3 + 2H + e à NO2 + H2O
NO3 + 4H + 3e à NO + H2O
Уравнения реакции имеют, например, для меди следующий вид:
Cu + 2NO3 + 4H à Cu + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 2NO3 + 8H à 3Cu = 2NO = 4H2O
По аналогичным уравнениям идет окисление металлов, имеющих положительные значения электронного потенциала, например, висмута (при нагревании), меди, серебра, ртути, а так же некоторых металлов с отрицательным значением электронного потенциала.
Некоторые металлы, например сурьма, олово, при действии на них азотной кислоты окисляются с образованием гидратов высших окислов, мало растворимых в воде и имеющих слабо выраженный кислотный характер. Так сурьма образует гидрат Sb2O5*xH2O
Так же идет окисление некоторых неметаллов: йода – йодированную кислоту, серы – в серную, фосфора – в фосфорную.
Al, Fe, Cl, Bi – устойчивы к действию холодной концентрированной азотной кислоты; это обусловлено образованием на поверхности защитной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка растворяется в азотной кислоте, после чего начинается окисление самого металла.
Au, Pt, Pd не растворяются в HNO3, но легко растворимы в холодной и нагретой царской водке в объемном соотношении 1:3. Сильное окисляющее действие обусловлено образованием хлора и нитрозил – хлорида:
HNO3 + 3HCl à Cl2 + NOCl + 2H2O
В нагретой царской водке NOCl разлагается: 2NOCl = Cl2 + 2NO
2.2. Свойства серы и её соединений.
Сернистая кислота
H2O + SO2 = H2SO3
Состояние серы в сернистой кислоте и сульфитах (IV) обуславливает её способность окисляться в соединения со степенью окисления (VI) – восстановительные свойства:
H2SO3 + H2O – 2e = SO4 + 4H
SO3+ H2O – 2e = SO4 +2H
В некоторых случаях при окислении оксидом марганца(IV) или раствором перманганата калия кроме серной кислоты и сульфатов образуются продукты со степенью окисления (V) – дитионаты:
2H2SO3 – 2 e à S2O6 + 4H
10H2SO3 + 2KMnO4 = 2H2S2O6 + K2S2O6 + 2MnSO4 + 8H2O
Окислительная функция оксида серы (IV) и сернистой кислоты выражена слабо. Они проявляют ё только по отношению к сильным восстановителям:
Zn + 2SO2 = ZnS2O4
При кипячении серы с раствором сульфата натрия образуется тиосульфат натрия:
Na2S2O3 + 2HCl à 2NaCl + H2S2O3 + H2O
S H2SO3
SO2 H2O
S2O3 + H = S + SO2 + H2O
Тиосульфат натрия (Na2S2O3)
Проявляет восстановительные свойства:
S2O3 + H2O + Cl2 = S + SO4 + 2H + Cl
SnO3 + 5H2O + 4Cl2 = 3SO4 + 10H + 8Cl
Окисление тиосульфата натрия йодом приводит к образованию тетратионита натрия (Na2S4O6):
2S2O3 – 2e = S4O6
Обменным воздействием тиосульфата натрия с нитратом серебра образуется белый осадок тиосульфата серебра:
2Ag + S2O3 = 2Ag2S2O3
Ag2S2O3 + H2O = Ag2S + 2H + SO4
Серная кислота (H2SO4)
Концентрированная серная кислота – сильный окислитель и обезвоживающий реагент.
Металлы, стоящие в ряду активности после водорода: Cu, Sb, Bi – реагируют по схеме:
Me + H2SO4 = сульфат Me + оксид S(IV) + H2O
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, реагируют:
Me + H2SO4 = сульфат Me + H2S + H2O
Сера и углерод окисляются ею до SO2 и CO2
Металлы, стоящие в ряду активности до водорода (Mg, Zn, Fe), реагируют и с разбавленной серной кислотой, образуя водород.
Ход работы
Опыт №1. Окраска пламени солями щелочных и щелочноземельных металлов.
Введите на предварительно прокаленной нихромовой проволоке небольшое количеств кристаллического хлорида калия в пламя спиртовки. Наблюдайте за цветом пламени. Опыт повторите с солями кальция, бария, натрия, соблюдая указанный порядок исследования и чистоту проволоки от предыдущей пробы, для этого прокалите её до прекращения предыдущей пробы. Запишите окраски пламени, соответствующие указанным металлам.
Опыт №2. Взаимодействие металлического натрия с водой.
Кусочек металлического натрия, очищенного от окиси, опустить в чашку с водой. Добавить 2-3 капли фенолфталеина. Наблюдать изменение цвета раствора. Написать уравнение реакции.
Опыт №3. Восстановительные свойства магния.
Поместить в сухую пробирку небольшое количество готовой смеси металлического магния и углекислого кальция. Держа пробирку в наклонном положении, что бы её отверстие было направленно в сторону от лица, осторожно нагреть смесь. По окончанию реакции (прекращении вспышки) дать пробирки остыть,, высыпать её содержимое в фарфоровую чашку и обработать разбавленной соляной кислотой до прекращения реакции. Обратите внимание на выделение угля. Написать уравнение реакции.
Опыт №4. Получение и свойства гидроксидов магния, алюминия, олова, свинца.
В пробирку налить хлорид магния, сульфат алюминия, хлорид олова(II), нитрат свинца. Прибавить раствор гидроксида натрия до образования осадка. Содержимое пробирок разделить на 2 части. К одной прилить разбавленной соляной кислоты, а к другой – избыток раствора гидроксида натрия. Написать уравнение реакций. Сделать вывод о свойствах полученных гидроксидов.
Опыт №5. Взаимодействие алюминия с кислотами.
В пробирки поместить кусочки алюминия и прилить небольшое количество кислот: соляной, серной и азотной. Написать уравнение реакций.
Опыт №6. Взаимодействие олова с кислотами.
В две пробирки положить по кусочку металлического олова. В одну пробирку прилить концентрированной соляной кислоты, а в другую азотной кислоты, а в другую – азотной кислоты (1:3). Если реакция на холоде не идет, содержимое пробирок осторожно нагреть. Написать уравнение реакций.
Опыт №7. Взаимодействие свинца с кислотами.
В три пробирки положить по кусочку металлического свинца. В пробирки прилить кислоты. Если реакция на холоде не идет, содержимое пробирок осторожно нагреть. Написать уравнение реакций.
Опыт №8. Гидролиз солей, алюминия, олова, свинца.
К растворам сульфата алюминия, нитрата свинца и хлорида олова прилить 2-3 капли раствора метилоранжа. Наблюдать изменение цвета раствора и написать уравнение реакции гидролиза солей.
Опыт №9. Восстановительные свойства двухвалентного олова.
Налить в пробирку хлорида железа (III) и прибавить к нему немного раствора роданида аммония, что бы убедится в присутствии ионов трехвалентного железа. Затем добавить немного концентрированного раствора хлорида олова (II). Описать происходящее при этом явление. На основании проделанного опыта указать, какими свойствами обладает двухвалентное олово. Написать уравнение реакции.
Контрольные вопросы:
1. Какие химические соединения получили при растворении олова в NHO3(к),(р)?
2. Почему свинец устойчив к действию разбавленной соляной и серной кислот?
3. Указать причину гидролиза солей олова, алюминия, свинца?
4. Как взаимодействует германий с кислотами?
5. В чем проявляются амфотерные свойства гидроксидов алюминия, свинца, олова?
6. Назвать аллотропные виды олова?
Правила работы в лаборатории:
1. Соблюдайте правила нагревания на спиртовке.
2. С концентрированными кислотами работайте под тягой.
3. Наливайте концентрированные кислоты в пробирки осторожно.
4. Мойте руки после работы.
Составление отчета:
1. Порядок выполнения работ
2. Химические реакции
3. Окислительно – восстановительные реакции решать, составляя ионно – электронный баланс.
4. Ответить на контрольные вопросы.
Список литературы:
1. Н.В.Коровин «Общая химия» М.В.Ш., 1988 г.
2. Д.А.Князев «Неорганическая химия» М.В.Ш., 1990 г.
3. Н.К.Ахлитов «Неорганическая химия» М.В.Ш., 1980 г.
