Лабораторная работа №6: Азот и фосфор. Цель: ознакомиться с

Лабораторная работа №6: Азот и фосфор.
Цель: ознакомиться с типичными свойсвами азота, фосфора и их соединений.
Оборудование и реактивы: химическая посуда, аппарат для получения азота, штатив, водяная
баня, соединения азота, фосфора и другие.
Теоретическая часть:
Особенности азота
У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода; согласно правилу Гунда, этот
электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии
характеризуется тремя вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных электронов на
2s-орбитали. Три неспаренных электрона на 2р-орбитали, прежде всего, ответственны за
трехковалентность азота. Именно поэтому характеристическим летучим водородным соединением
является аммиак, в котором атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму с
тремя атомами водорода. У азота нет возможности перехода электронов в возбужденное состояние,
так как ближайшие орбитали при n = 3 слишком высоки по энергии. Поэтому максимальная
валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по
обменному механизму, а одна – по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии N+ может
образовывать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет большое разнообразие
степеней окисления: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 и +5. Наиболее часто встречаются производные от
Физические свойства
Азот - газ без цвета и запаха. Точка кипения жидкого азота -195,8 град. С, точка плавления твердого
азота -210,5 град. С. Твердый азот получается в виде порошка и в виде льда. Азот плохо растворим в
воде и органических растворителях. В 1 л воды при 0 град. С растворяется всего 23,6 см3 азота. 1 л
азота при нормальных условиях весит 1,2505 г.
Химические свойства
Азот находиться в верхнем правом углу периодической системы, в котором сосредоточены
неметаллы с наибольшими сродствами к электронам. Поэтому он должен быть мало склонен
выступать в качестве электроположительного элемента, а как элемент электроотрицательный должен
уступать в химической активности только немногим неметаллам, в первую очередь правее его
стоящим кислороду и фтору. Между тем химическая характеристика азота, как и исторически
первые сообщения о нем, всегда начинается не с положительных признаков, а с отрицательных: с
подчеркивания его химической инертности. Первая причина химической инертности азота в
обычных условиях - особо прочное сцепление его атомов в молекуле N2.
N2=2N-711 кДж.
При комнатной температуре азот взаимодействует только с литием, с образованием нитрида лития:
N2 + 6Li = 2Li3N, с другими металлами азот взаимодействует при нагревании: N2 + 3Ca = Ca3N2. В
реакциях взаимодействия азота с металлами, азот проявляет окислительные свойства, также
окислительные свойства он проявляет при взаимодействии с водородом (при нагревании,
повышенном давлении и в присутствии катализатора): N2 + 3H2 = 2NH3. Азот также взаимодействует
и с другими неметаллами, проявляя при этом восстоновительные свойства:
N2+O2 = 2NO
N2 + 3F2 =2NF3.
Существуют и другие соединения азота с электроотрицательными элементами, но они являются
неустойчивыми, и многие из них, особенно хлористый азот и йодистый азот, взрывчаты.
Особенности фосфора
Второй типический элемент типический элемент в пятой группе является неметаллом. Наивысшая
степень окисления, которую может проявлять фосфор, равна +5. Соединения, содержащие фосфор в
степени окисления меньшей, чем +5 проявляют себя как восстановители. В то же время соединения
фосфора +5 в растворах окислителями не являются. Кислородные соединения фосфора более
устойчивы, чем таковые азота. Водородные же соединения менее стабильны.
Физические и химические свойства
Ниже 1000 град.С пары фосфора содержат четырехатомные молекулы Р4, имеющие форму
тетраэдра. При более высоких температурах происходит термическая диссоциация и в смеси
возрастает содержание двухатомных молекул Р2. Распад последних на атомы фосфора наступает
выше 2500 град.С. Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет
молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р4. Из-за
слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и растворяется в
неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма реакционно-способное
вещество. Он энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление
фосфора на воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят под
водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен. При длительном хранении, а также
при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию. Красный фосфор представляет
собой полимерное вещество, нерастворимое в сероуглероде, менее токсичное, чем белый фосфор.
Окисляется красный фосфор труднее белого, не светится в темноте и воспламеняется лишь при
250˚С. Наиболее стабильной модификацией фосфора, является черный фосфор. Его получают
аллотропным превращением белого фосфора при температуре 220˚С и давлении 1200 МПа. По
внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора слоистая,
состоящая из гофрированных слоев. Как и в красном фосфоре, здесь каждый атом фосфора связан
ковалентными связями с тремя соседями. Расстояние между атомами фосфора 0,387 нм. Белый и
красный фосфор - диэлектрики, а черный фосфор - полупроводник с шириной запрещенной зоны
0,33 эВ. В химическом отношении черный фосфор наименее реакционно-способен, воспламеняется
лишь при нагревании выше 400 ˚С.
Окислительную функцию проявляет фосфор при взаимодействии с металлами:
3Са + 2Р = Са3Р2
Как восстановитель фосфор выступает в реакциях с активными неметаллами - галогенами,
кислородом, серой, а также с сильными окислителями:
2Р + 3S = Р2S3 2Р + 5S = Р2S5
С кислородом и хлором взаимодействует аналогично.
Р + 5НNО3 = Н3РО4 + 5NО2 + Н2О
В растворах щелочей при нагревании белый фосфор диспропорционирует:
8Р + 3Ва(ОН)2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Ва(Н2РО2)2
Экспериментальная часть:
Опыт 1: получение азота.
В небольшую круглодонную колбу поместили 20мл насыщенного раствора сульфата аммония.
Нагрели ее на водяной бане примерно до 80˚С и с помощью, специального прибора для получения
азота, приливали через капельную воронку в колбу небольшими порциями концентрированный
раствор нитрита натрия. Через некоторое время началось выделение газа N2 смешанного с воздухом.
Подождали, пока азот вытеснит весь воздух из сосуда. В пробирку налили воду до самых краев,
чтобы вытеснить из нее весь воздух. Заткнув пальцем горлышко, опустили ее в стакан над
газоотводной трубкой. Выделившийся газ N2 проходя по газоотводной трубке, вытеснив всю воду из
пробирки, заполнил ее. Внеся горящую спичку в пробирку, убедились, что азот не поддерживает
горение – спичка гаснет.
(NH4)2SO4+NaNO22N2+Na2SO4+4H2O
Опыт 2: получение аммиака.
В фарфоровой чашечке растерли NH4Cl и CaO в отношении примерно 1:1. Смесь пересыпали в
сухую пробирку, закрепили ее в лапке штатива. Распределили смесь в пробирке таким образом,
чтобы выделяющийся газ мог свободно выходить из пробирки через газоотводную трубку прямо в
колбу. Нагревали пробирку в течение нескольких минут. За это время из смеси хлорида аммония и
окиси кальция выделился аммиак и заполнил колбу. Взяли эту колбу и закрепили ее на специальном
сосуде для проведения реакции «аммиачного фонтана». Через отверстие в сосуде грушей накачали
небольшое количество раствора воды и фенолфталеина, необходимого для реакции с аммиаком.
Когда раствор начал реагировать с аммиаком, прекратили закачку воды в и наблюдали, как вода сама
всасывается в колбу и наполняет ее, окрашиваясь в малиновый цвет. Это объясняется тем, что
прореагировавший с водой аммиак создает вакуум в колбе и под действием атмосферного давления
вода заполняет этот вакуум.
2NH4+2H2O2NH4OH+H2
Опыт 3: качественная реакция на ион аммония.
В пробирку налили 1мл дифениламина и добавили NaOH. Из раствора выделился аммиак. Убедились
в этом, подержав над отверстием пробирки влажную универсальную индикаторную бумагу.
2(C6H5)2NH+4NaOH 2NH3+4C6H5Na+4H2O
В пробирку налили дифениламин и прилили к нему тетраиодогидраргата калия(реактив Несслера).
Выделился рыжий осадок.
(C6H5)2NH+ K2[HgI4]
Опыт 4: свойства азотистой кислоты.
В пробирку налили 2н раствор серной кислоты и добавили 4-5 капель 0,5н раствора перманганата
калия. Пробирка приобрела темно-фиолетовый цвет характерный цвету марганцовки. По каплям
добавляли к этому раствору нитрит натрия и наблюдали полное обесцвечивание раствора KMnO4.
2KMnO4+3H2SO4+5NaNO25NaNO3+2MnSO4+K2SO4+3H2O
Налили в пробирку 0,5н раствора нитрита натрия и столько же 0,01н раствора йодида калия и 4-5
капель H2SO4. Серная кислота используется здесь для подкисления среды. Затем разбавили
получившийся раствор водой до слабо-желтого цвета. Добавили в него раствор крахмала. Капли
крахмала моментально окрасились в синий цвет, что свидетельствует о наличии в растворе чистого
йода, который в результате реакции выделился из йодида калия.
NaNO2+KI+H2SO4 NaI+Na2SO4+K2SO4+HI+
Опыт 5: окислительные свойства концентрированной азотной кислоты.
В одну пробирку поместили медь, в другую – олово. Прилили в каждую концентрированную
азотную кислоту. В пробирке, где находилась медь, наблюдали выделение бурого газа. Содержимое
пробирки окрасилось в зеленый цвет. В пробирке с оловом наблюдали выделение бесцветного газа.
Содержимое пробирки окрасилось в коричневый цвет. Обе пробирки разбавили дистиллированной
водой. Содержимое обеих пробирок окрасилось в бирюзовый цвет. В пробирку, где находилась медь,
прилили избыток концентрированного раствора аммиака. В ходе реакции раствор окрасился в темно
синий цвет. Записали уравнения всех реакций.
Cu+4HNO3Cu(NO3)2+2NO2+2H2O
Sn+4HNO3SnO2+4NO2+2H2O
Опыт 6: окислительные свойства разбавленной азотной кислоты.
В пробирку высыпали немного цинковой пыли и прилили к ней 3-4мл разбавленной азотной
кислоты. Наблюдали выделение белых пузырьков NO2. Приливали в пробирку воду до тех пор, пока
не прекратится выделение пузырьков газа. Добавили в пробирку реактив Несслера. Выпал рыжий
осадок.
Zn+4HNO3Zn(NO3)2+2NO2+2H2O
В 2 пробирки налили по 2мл раствора FeCl2. Прилили в обе пробирки раствор роданида калия. В
одну из пробирок добавили азотной кислоты и прокипятили ее. Содержимое этой пробирки
окрасилось в красный цвет. Это доказывает наличие в растворе ионов Fe3+. Они появились в
результате окисления азотной кислотой двух валентного железа до трех валентного.
FeCl2+HNO3FeCl3
FeCl3+KSCN3KCl+Fe(SCN)3
Опыт 7: качественная реакция на ион NO3-.
На чистое стекло поместили несколько капель раствора дифениламина и каплю концентрированной
серной кислоты. Смесь осталась бесцветной. После этого перемешали смесь стеклянной палочкой,
слегка смоченной раствором нитрата. Вследствие окисления дифениламина образующейся азотной
кислотой появляется синяя окраска раствора.
H2SO4+2NaNO3Na2SO4+2HNO3
2(C6H5)2NH+2HNO3(C6H5)2(C6H4)2(NH)2 + 2H2O + 2NO2
Опыт 8: соли фосфорной кислоты.
В две пробирки насыпали несколько крупинок фосфата кальция. В одну пробирку добавили
соляную, в другую – фосфорную кислоты. Соляная кислота растворила осадок, фосфорная – нет.
Ca3(PO4)2+6HCl3CaCl2+2H3PO4
Ca3(PO4)2+4H3PO43Ca(H2PO4)2↓
В раствор Na3PO4 опустили универсальную индикаторную бумагу. Она окрасилась в синий цвет.
Сделали вывод, что ортофосфорная кислота слабая, так как среда раствора фосфата натрия
щелочная. Если бы ортофосфорная кислота была сильной, то среда раствора фосфата натрия была
нейтральной, и цвет индикаторной бумаги не изменился бы.
Вывод: ознакомились с типичными свойствами азота, фосфора и их соединений. Научиличь
определять наличие ионов аммония и NO3-. Получили азот. Ознакомились с окислительновосстановительными свойствами азотной и азотистой кислот различных концентраций. Сделали
вывод о силе ортофосфорной кислоты.