Досвід фосфатів заліза (III) та алюмінію
У дві пробірки внести по 3-4 краплі розчинів солей: у першу – хлориду заліза (III) до другої – хлориду чи сульфату алюмінію. Додати в кожну пробірку по 2-3 краплі розчинів ацетату натрію та гідрофосфату натрію Na2HPO4. Відзначити кольори опадів, що випали. Написати рівняння реакцій з огляду на те, що в присутності ацетату натрію утворюються середні солі: фосфат заліза (III) і фосфат алюмінію, нерозчинні в оцтовій кислоті.
Контрольні питання:
1. Чому вільний фосфор (на відміну його аналога - азоту) немає у природі?
2. Які іони присутні у розчині ортофосфорної кислоти?
3. Яка графічна формула та основність H3PO4? Як називаються солі цієї кислоти?
4. Яка графічна формула та основність HPO3? Як називаються солі цієї кислоти?
5. Яка графічна формула та основність H2P4O7?
6. Які сполуки називаються фосфідами? Навести формули:
а) фосфіду магнію; б). фосфіду алюмінію; в). фосфіду барію.
7. Фосфін можна отримати дією KOH на аналог йодиду амонію - йодид фосфонію. Скласти рівняння цієї реакції.
8. При сильному нагріванні ортофосфорна кислота перетворюється на метафосфорну. Написати рівняння реакції.
9. Написати формули:
а). дигідрофосфату магнію
б). гідрофосфату магнію
в). ортофосфату магнію
г). гідрофосфату заліза (II)
д). ортофосфату заліза (II)
е). гідрофосфату заліза (III)
ж). ортофосфату заліза (III)
з). дигідрофосфату заліза (II)
і). дигідрофосфату заліза (III)
10. 1моль гідроксиду кальцію доданий у першому випадку до розчину, що містить 1 моль H3PO4, а в другому – до розчину, що містить 2моль H3PO4. Яким є склад солей в обох випадках?
11. Хімічним аналізом встановлено наступний склад солі: H6NPO4. Як видозмінити цю формулу, щоб було зрозуміло, що це справді сіль? Назвати сіль та написати рівняння її дисоціації.
12. 100 г метафосфорної кислоти розчинили при нагріванні в 50 мл води. Яка речовина вийшла і яка її масова частка (у %) у розчині?
13. Чому при реакції цинку з розведеною HNO3 аміак не виділяється у вигляді газу?
14. Підібрати коефіцієнти у таких рівняннях:
15. Як розрізнити розчини нітриту та нітрату?
16. Яка найвища теоретично можлива концентрація (%-на) HNO3, що отримується за реакцією: NH3 + 2O2 = HNO3 + H2O?
17. Скільки літрів NH3 за н.у. треба розчинити за 1 л. води для отримання 10%-ного розчину аміаку?
18. У рівноважній системі: N2 + 3H2 2NH3
концентрації H2 і N2 рівні відповідно 2 та 3 моль/л. Константа дорівнює 2,25. Визначити рівноважну концентрацію аміаку.
19. Написати рівняння реакцій, що відповідають наступним перетворенням:
20. При 20°С на 1 л води розчиняється 6,8 × 10 -4 моль азоту. Скільки молекул азоту міститься в 1л такого розчину?
21. Маса 167 мл (н.у.) азоту становить 0,21 г. Визначити кількість атомів у молекулі азоту.
22. Карбонат амонію вже за кімнатної температури, виділяючи аміак, перетворюється на гідрокарбонат амонію. Скласти рівняння цієї реакції.
23. Розпечене вугілля, кинуте в концентровану HNO3, продовжує горіти; при цьому виділяється бурий газ та газ, що утворює з вапняною водою білий осад. Написати рівняння реакції.
24. Скласти графічні формули таких солей: Zn(NO3)2, Al(NO2)3, KNO3. Назвати солі.
25. Скільки грамів63%-ний HNO3 можна отримати з 170 г NaNO3?
Сірка.
| S сірка |
Кисень, за термінологією Менделєєва, відноситься до типових елементів. Його валентні стани обмежені можливістю утворення двох одиничних зв'язків відповідно до наявності у атома двох неспарених електронів.
Аналоги кисню (сірка, селен і телур) мають вільні квантові осередки наd-енергетичних підрівнях і при збудженні атомів здатні заповнювати електронамиd-орбіталі. Тому S, Se і Ті здатні виявляти ступені окислення +2, +4 і +6, і, як кисень, вони виявляють валентність-2. Атом сірки у максимально збудженому стані зображується схемою.
S* ….3s 1 3p 3 3d 2
Видалення електрона з атома сірки потребує витрати енергії DН=+239 ккал/моль. Приєднання двох електронів відбувається значно легше:
S + 2ē ® S 2- DН= +79 ккал/моль
Тому сірка (аналогічно селен і телур) подібно до кисню, в бінарних сполуках частіше знаходиться в стані S 2- . Для сірки такими сполуками будуть сульфіди, для кисню – оксиди. Сірка утворює сполуки ковалентного характеру з фтором та киснем: SF6, SO2, SO3.
У нижчих ковалентних станах сірка входить до складу білків, утворюючи сульфідні містки, які визначають поряд з іншими факторами найвищу просторову організацію білкової молекули живого організму. Великі кількості сполук сірки вищої валентності(H2SO4) синтезуються та використовуються в основному в хімічній промисловості.
Селен, телур та їх сполуки набули великого значення як напівпровідникові матеріали.
Розглянемо основні властивості вільної сірки та її сполук у різних валентних станах.
Молекули сірки складається з 8 атомів, розташованих над площині, а просторі. Просторова конфігурація молекули сірки має вигляд кілець (рис. 1).
 |
Мал. 1. Просторова конфігурація молекули S8
Сірка існує у вигляді кількох модифікацій. При кімнатній температурі до 96° С стійка ромбічна модифікація. При 96° С ромбічна сірка перетворюється на моноклинну, яка плавиться при 119,2°С. При більш високій температурі плавлення сірка є рухомою жовтою рідиною. З підвищенням температури вище 160°В'язкість зростає, досягаючи максимуму при 187°С. Одночасно сірка темніє. У цей час кільця сірки починають розриватися, причому кільцеві атоми зчіплюються один з одним, утворюючи довгі ланцюги, що містять до 106 атомів.
При 200 ° С сірка схожа на темно-коричневу дуже в'язку смолу. Вище 200 ° С ланцюжка сірки рвуться, довжина макромолекул зменшується і в'язкість знову зменшується. Рідина стає рухомою, але темне забарвлення зберігається до 445°С. При 445 ° С сірка кипить, утворюючи жовто-жовтогарячі пари (рис. 2).
p align="justify"> При спектральному вивченні будови молекул сірки в газоподібній фазі було доведено існування молекул від S8 до S2 з переважанням молекул з парним числом атомів. При температурі вище 2000 С пари сірки переходять в одноатомний стан -S.
Сірководень – аналог води. У цьому стані сірка двовалентна. Розчин сірководню у воді – слабка двоосновна сірководнева кислота. Перша та другаконстанти електролітичної дисоціації:
H2S H++ HS - II. HS - H++ S 2-
K1 = _______________ = 0,87 * 10 -7; K2 = __________________ = 0,79 * 10 -13
Як не мала перша константа дисоціації сірководневої кислоти, вона все ж у мільярд разів більша за константу дисоціації води
Оскільки сірководнева кислота H2S двоосновна, вона утворює два типи солей: сульфіди Me II S і гідросульфіди Me I HS.
У стані окислення (+4) сірка утворює оксид – SO2, сірчисту кислоту – H2SO3 та її солі – сульфіти. Діоксид сірки та сірчиста кислота виявляють слабкі кислотні властивості, тому розчинні середні солі – сульфіти лужних металів – гідролізовані по аніону та мають лужну реакцію у водному розчині. Більшість середніх солей – сульфітів погано розчиняються. Кислі солі-гідросульфіти краще розчиняються у воді та їх розчини мають слабокисле середовище.
Найвищою мірою окислення (+6) сірка утворює оксид-SO3 і сірчану кислоту H2SO4, які мають сильнокислотні властивості. Більшість її солей - сульфатів - добре розчинні у воді. Винятком є погано розчинні сульфати лужноземельних металів.
Окисно-відновні властивості сполук відбиті у діаграмі Латімера.
Діаграма Латимера для сірки
а) у кислому середовищі:
б) у лужному середовищі:
Лабораторна робота №14