Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = …;

AgNO3 + H2O2 + NaOH = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах Н2О2.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

24.1. Составить уравнения реакций получения кислорода в лабораторных условиях. Как получают кислород в промышленности?

24.2. Какой объем кислорода (условия нормальные) можно получить при разложении 200 мл 15,5 %-го раствора пероксида водорода Н2О2, плотность раствора 1,1 г/мл? (Ответ: 11,2 л).

24.3. Закончить уравнения реакций:

а) P + O2 = …; б) Al + O2 = …; в) H2S + O2 = …; г) Na2O + CO2 = ….

24.4. Закончить уравнения реакций: а) Na2O + SO3 = …; б) Na2O + Al2O3 = …;

в) Al2O3 + SO3 = …; г) ВаО + H2O = …; д) Cl2O7 + H2O = ….

24.5. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет пероксид водорода? Закончить уравнения реакций:

а) KI + H2O2 + H2SO4 = …; б) Hg(NO3)2 + H2O2 + NaOH = ….

24.6. Определить массовую долю (%) Н2О2 в растворе, если при разложении

500 г его выделилось 5,6 л кислорода (условия нормальные). (Ответ: 3,4 %).

24.7. Закончить уравнения реакций: а) Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH = …;

б) Ag2O + H2O2 = …; в) MnO2 + H2SO4 (конц.) = ….

24.8. При термическом разложении перманганата калия образовался объем кислорода (условия нормальные), равный объему О2, который получился в результате разложения водой 18,32 г Na2O2. Рассчитать массу разложившегося KMnO4. (Ответ: 37,1 г).

24.9. Закончить уравнения реакций: а) AgNO3 + H2O2 + KOH = …;

б) Cl2 + H2O2 = …; в) Co(OH)2 + H2O + O2 = ….

24.10. Написать уравнения реакций получения кислорода: а) из оксида марганца (IV); б) из оксида ртути (II); в) из нитрита калия.

24.11. Закончить уравнения реакций: а) HgCl2 + H2O2 + K2CO3 = …;

б) AuCl3 + H2O2 + NaOH = …; в) KClO3 ….

24.12. Сколько миллилитров 3 %-го раствора пероксида водорода (плотность раствора 1,1 г/мл) и воды надо взять для получения 750 мл 0,1 М раствора Н2О2? (Ответ: 77,27 мл Н2О2; 672,73 мл Н2О).

24.13. Закончить уравнения реакций: а) HgCl2 + H2O2 = …;

б) Fe(OH)2 + O2 + H2O = …; в) KMnO4 ….

24.14. Какой объем 3 %-ного раствора Н2О2 (с = 1,1 г/мл) и какая масса кристаллического KMnO4 прореагировали в кислой среде, если в результате реакции выделилось 1,12 л кислорода при нормальных условиях?

(Ответ: 51,52 мл Н2О2; 3,16 г KMnO4).

24.15. Закончить уравнения реакций получения пероксида водорода:

а) BaO2 + H2SO4 = …; б) Na2O2 + H2O = …; в) BaO2 + CO2 + H2O = ….

24.16. Написать уравнения реакций получения кислорода разложением:

а) KMnO4; б) K2Cr2O7; в) HgO.

24.17. При взаимодействии подкисленного раствора KI с раствором Н2О2 массой 0,8 г выделилось 0,3 г йода. Вычислить массовую долю (%) Н2О2 в растворе. (Ответ: 5 %).

24.18. Для полного обесцвечивания 20 мл 0,02 М раствора KMnO4 в сернокислой среде потребовался равный объем раствора Н2О2. Какова молярная концентрация Н2О2? Какой объем кислорода (условия нормальные) выделился при этом? (Ответ: 0,05 М; 22,4 мл).

24.19. Закончить уравнения реакций: а) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4= …;

б) MnSO4 + H2O2 + KOH = …; в) HIO3 + H2O2 = ….

24.20. Какая масса 3,4 %-го раствора Н2О2 требуется для окисления 100 мл 1 М раствора FeSO4 в присутствии H2SO4? (Ответ: 50 г).

Лабораторная работа 25. Сера

Цель работы: изучить химические свойства серы и ее соединений.

Задание: исследовать поведение серы при различных температурах; получить сероводород и изучить его свойства; провести реакцию взаимодействия серы со щелочью и исследовать окислительно-восстановительные свойства продуктов реакции; убедиться на опытах, что концентрированная серная кислота обладает окислительными и водоотнимающими свойствами. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Сера находится в главной подгруппе VI группы. Атом серы на внешнем уровне имеет 6 электронов (3s23p4). В своих соединениях сера проявляет степени окисления ?2, +4, +6 и редко +2.

Сера существует в нескольких аллотропных модификациях. При обычной температуре устойчива ромбическая сера. При 96 °С ромбическая сера переходит в моноклинную. Кристаллы ромбической и моноклинной серы состоят из кольцевых молекул S8 и отличаются друг от друга взаимной ориентацией колец. Моноклинная сера плавится при 119 °С, превращаясь в янтарно-желтую легкоподвижную жидкость. Около 160 °С кольца молекул S8 разрываются, образуя бесконечные опирали S?, жидкость темнеет и при 200 °С становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Дальнейшее нагревание приводит к разрыву и укорачиванию спиральных молекул серы и вязкость жидкой серы уменьшается. При 445 °С сера закипает, образуя оранжево-желтые пары, состоящие из молекул S8 , S6 , S4 , S2. При выливании кипящей серы в холодную воду образуется пластическая сера, которая постепенно переходит в ромбическую.

Сера - достаточно активный неметалл. При нагревании она окисляет многие простые вещества, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами. С водой и разбавленными кислотами сера не реагирует. При нагревании взаимодействует с растворами щелочей:

3S +6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O.

Водородное соединение серы - сероводород Н2S , ядовитый газ с неприятным запахом. Растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту. Соли ее называют сульфидами. Сероводород и сульфиды обладают восстановительными свойствами.

В лаборатории сероводород получают действием кислот на сульфид железа. Сероводород горит на воздухе голубоватым пламенем, образуя SО2 и Н2О. При недостатке кислорода он переходит в свободную серу.

Из соединений серы со степенью окисления +4 наибольшее значение имеет оксид серы (IV). SO2 (сернистый газ) - бесцветный газ с характерным запахом, ядовит, химически активен. SO2 хорошо растворим в воде, при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота. Н2SO3 неустойчива, в свободном состоянии не выделена, относится к кислотам средней силы. Сернистая кислота и ее соли (сульфиты) обладают окислительными и восстановительными свойствами, причем последние выражены сильнее.

Из соединений серы со степенью окисления +6 наибольшее значение имеет серная кислота - H2SO4. Это сильная кислота, с водой смешивается в любых соотношениях с выделением большого количества теплоты за счет образования гидратов. Легко поглощает пары воды из воздуха, отщепляет воду от многих органических веществ (клетчатка, сахар и др.), обугливая их.

Концентрированная H2SO4 - сильный окислитель. Неметаллы окисляются ею до своих оксидов, а сама серная кислота восстанавливается в SО2. Взаимодействие H2SО4 с металлами протекает различно в зависимости от ее концентрации и активности металла.

Выполнение работы

Опыт 1. Поведение серы при различных температурах

Сухую пробирку на 1/3 ее объема наполнить серой и медленно нагревать на пламени спиртовки, все время встряхивая. Следить за изменением вязкости и цвета расплавленной серы. Кипящую серу тонкой струей вылить в стакан с холодной водой. Слить воду из стакана и убедиться в пластичности серы. Кусочек пластической серы оставить до конца занятия. Сохраняет ли она свои свойства?

Требование к результатам опыта

Дать объяснение всем наблюдаемым при опыте изменениям.

Опыт 2. Получение и свойства сероводорода

(Проводить в вытяжном шкафу!). Поместить в пробирку 1 шпатель сульфида железа (II) FeS, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и прилить 1-2 мл разбавленной соляной кислоты. Быстро закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой и слегка подогреть. Когда начнется энергичное выделение газа, поднести к отверстию трубки поочередно полоски влажной индикаторной бумаги и фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца. Что наблюдается?

Выделяющийся из пробирки газ зажечь у отверстия трубки. Подержать над пламенем влажную индикаторную бумагу. Что наблюдается?

Внести в пламя горящего сероводорода фарфоровую чашку и наблюдать появление на ней желтого пятна.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции получения сероводорода.

2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах сероводорода.

3. Закончить уравнения реакций: H2S + Pb(NO3)2 = …;

H2S + O2 (избыток) = …;

H2S + O2 (недостаток) = ….

Опыт 3. Взаимодействие серы со щелочами

В пробирку поместить 1 шпатель порошка серы и прилить 3-4 мл концентрированного раствора щелочи. Содержимое пробирки прокипятить до пожелтения раствори. Раствор сохранить для следующих опытов.

Требование к результатам опыта

Закончить уравнение реакции S + NaОН = …, указать окислитель и восстановитель и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 4. Восстановительные свойства сульфидов и сульфитов

Налить в пробирку 1?2 мл раствора перманганата калия KMnO4, подкислить его разбавленной серной кислотой и прибавить немного раствора, полученного в опыте 3. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KMnO4 + Na2S + H2SO4 = …;

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах сульфидов.

Опыт 5. Окислительные свойства сульфитов

К 1?2 мл раствора, полученного в опыте 3, прилить несколько капель разбавленной соляной кислоты. Что происходит?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнение реакции Na2SО3 + HCl = ….

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах сульфитов.

Опыт 6. Окислительные свойства серной кислоты

В две сухие пробирки поместить по маленькому кусочку серы и угля, налить в них по 1?2 мл концентрированной серной кислоты. Пробирки осторожно нагреть и наблюдать постепенное окисление неметаллов.

Требование к результатам опыта

Написать уравнения реакций окисления серы и угля (С) концентрированной серной кислотой.

Опыт 7. Водоотнимающее свойство серной кислоты

· В пробирку налить 1-2 мл концентрированной серной кислоты и опустить в нее лучинку.

· В пробирку насыпать 2 шпателя CuSO4•5Н20 и добавить 1-2 мл концентрированной серной кислоты.

Требование к результатам опыта

Объяснить наблюдаемые явления.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

25.1. Закончить уравнения реакций: а) KMnO4 + H2S + H2SO4 = …;

б) H2S + H2O2 = …; в) H2S + NaOH = …; г) Na2S + H2O - ….

25.2. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций взаимодействия H2SO3: а) с сероводородом; б) с кислородом.

25.3. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Написать уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и алюминием и концентрированной - с медью и серебром.

25.4. Какой объем диоксида серы SO2 при нормальных условиях можно получить при сжигании серы массой 500 г? (Ответ: 350 л).

25.5. Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет сернистая кислота при взаимодействии: а) с магнием; б) с иодом; в) с сероводородом? Составить уравнения соответствующих реакций.

25.6. Можно ли окислить сероводород кислородом при 298 К? Ответ мотивировать, вычислив ДG° реакции 2H2S (г) + O2 (г) = 2S (к) + 2H2O (ж).

(= -33,8 кДж/моль; = -237,3 кДж/моль).

(Ответ: -407 кДж).

25.7. Раствор, содержащий 5,12 г серы в 100 г сероуглерода CS2, кипит при 46,67 °С. Температура кипения чистого сероуглерода 46,20 °С. Эбулиоскопическая константа сероуглерода 2,37. Вычислить молекулярную массу серы и установить, из скольких атомов состоит молекула серы. (Ответ: 258; S8).

25.8. Через 100 мл 0,2 М раствора NaOH пропустили 448 мл SO2 (н.у.). Какая соль образовалась? Найти ее массу. (Ответ: NaHSO3; 2,08 г).

25.9. Закончить уравнения реакций: а) H2S + SO2 = …; б) H2SO3 + I2 = …;

в) KMnO4 + SO2 + H2O = …; г) HIO3 + H2SO3 = ….

25.10. Привести примеры уравнений реакций (не менее двух на каждый случай) получения SO2, которые:

а) сопровождаются изменением степени окисления серы;

б) не сопровождаются изменением степени окисления серы.

25.11. Закончить уравнения реакций: а) S + KOH = …; б) HNO2 + H2S = …;

в) Na2S + NaNO3 + H2SO4 = …; г) H2S + KMnO4 + H2O = ….

25.12. Написать уравнение реакции получения сернистого газа (SO2) из железного колчедана (FeS2). Рассчитать объем SO2 (условия нормальные), который получится при окислении 1,5 кг железного колчедана. (Ответ: 560 л).

25.13. Закончить уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде:

а) Na2S + H2O - …; б) (NH4)2S + H2O = …;

в) Al2S3 + H2O = …; г) Cr2(SO4)3 + Na2S + H2O = ….

25.14. Закончить уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с металлами: а) Cu + H2SO4 (конц.) = …; б) Mg + H2SO4 (конц.) = …;

в) Hg + H2SO4 (конц.) = …; г) Ni + H2SO4 (разб.) = ….

25.15. В 10 л воды растворили 2,24 л газообразного SO3 при нормальных условиях. Рассчитать молярную и молярную концентрацию эквивалентов полученного при этом раствора серной кислоты. (Ответ: 0,008 моль/л; 0,016 моль/л).

25.16. Сколько миллилитров концентрированной серной кислоты

(с = 1,84 г/мл), содержащей 98 % H2SO4, теоретически необходимо для перевода в раствор 10 г меди? Какой объем SO2 (условия нормальные) выделится при этом? (Ответ: 17 мл; 3,52 л).

25.17. Определить молярную концентрацию эквивалентов раствора Na2SO3, если при окислении 20 мл его в кислой среде требуется 16 мл 0,05 н. раствора KMnO4. (Ответ: 0,04 н.).

25.18. Сколько литров Н2S (условия нормальные) потребуется для восстановления в сернокислом растворе 100 мл 5,7 %-го раствора K2Cr2O7 (с = 1,04 г/мл)?

(Ответ: 1,35 л).

25.19. Какими тремя способами можно получить сероводород, имея в своем распоряжении цинк, серу, водород и серную кислоту? Составить уравнения соответствующих реакций.

25.20. Закончить уравнения реакций окисления концентрированной серной кислотой следующих веществ:

а) Zn + H2SO4 = …; б) KI + H2SO4 = …; в) C + H2SO4 = ….

Лабораторная работа 26. Азот

Цель работы: изучить химические свойства азота и его водородных и кислородных соединений.

Задание: получить азот, аммиак, исследовать его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства; получить оксиды азота (II) и (IV); убедиться на опытах, что нитриты проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Азот - элемент V группы главной подгруппы, типичный неметалл. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов 2s22р3. Поэтому в соединениях проявляет степени окисления от ?3 (низшая) до +5 (высшая).

При обычных условиях азот - газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде. В лаборатории его получают при нагревании смеси концентрированных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. При комнатной температуре азот химически малоактивен.

При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды, из которых наибольшее значение имеет аммиак NH3. Это бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворяется в воде и химически с ней взаимодействует. Раствор аммиака в воде называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция.

Для аммиака характерны реакции присоединения по донорно-акцепторному механизму. При взаимодействии с кислотами NН3 образует соли аммония, содержащие ион NH4+. Все соли аммония термически малоустойчивы, характер разложения зависит от кислоты, образующей соль. Если кислота является окислителем, то при нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления

(NН4)2Сr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O.

Если кислота не является окислителем, то при нагревании солей аммония выделяется аммиак. Выделяющийся аммиак при охлаждении может снова реагировать с кислотой, если она сильная и летучая:

NH4Cl = NH3 + HCl.

При действии сильных окислителей аммиак проявляет восстановительные свойства.

Азот образует с кислородом оксиды: N2O, NО, N2O3, NO2, N2O5. Наибольшее практическое значение имеют оксиды NO и NO2. Оксид азота (П) - бесцветный газ, малорастворим в воде и химически с ней не взаимодействует. Это несолеобразующий оксид. В лаборатории его получают при действии разбавленной азотной кислоты на медь. NО легко соединяется с кислородом, образуя NO2.

Оксид азота (IV) в лаборатории получают при действии концентрированной азотной кислоты на медь или нагреванием Pb(NO3)2. NO2 - газ бурого цвета, при растворении в воде дает две кислоты:

2NO2 + Н2O = HNO2 + HNO3.

Азотистая кислота НNO2 в свободном состоянии не получена, известна в водных растворах, относится к слабым кислотам. Соли HNO2 - нитриты - получены и вполне устойчивые. В реакциях проявляют свойства окислителей и восстановителей.

Азотная кислота HNO3 относится к сильным кислотам и сильным окислителям. При восстановлении может давать различные продукты в зависимости от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры. Соли азотной кислоты - нитраты, твердые вещества, хорошо растворимые в воде.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение азота

В пробирку налить поровну насыщенные растворы нитрита натрия NaNO2 и хлорида аммония NH4Cl (общий объем не более 1/3 пробирки) и слегка подогреть до начала реакции. Ввести в выделившийся газ горящую лучинку. Что происходит с пламенем?

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции получения азота.

Опыт 2. Получение аммиака

Поместить в сухую пробирку 2 шпателя смеси, состоящей из равных частей хлорида аммония и оксида кальция CaO. Нагреть. Осторожно понюхать выделяющийся газ. Подержать над отверстием пробирки смоченную водой красную лакмусовую бумажку. Что наблюдается? Смочить стеклянную палочку концентрированной соляной кислотой и поднести к отверстию пробирки. Наблюдать образование белого дыма.

Требование к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций получения аммиака и взаимодействия его с соляной кислотой HCl.

2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида аммония.

Опыт 3. Разложение солей аммония

· В небольшую фарфоровую чашку положить 2-3 шпателя дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 в виде горки и горящей спичкой нагреть ее сверху. Что наблюдается?

· Поместить в сухую пробирку несколько кристаллов NH4Сl. Нагреть. Через некоторое время на холодных частях пробирки образуется белый налет, на дне ничего не остается.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций разложения дихромата аммония и хлорида аммония.

Опыт 4. Восстановительные свойства аммиака

Налить в пробирку 0,5-1 мл раствора перманганата калия KMnO4 и добавить столько же концентрированного раствора аммиака NH4OH. Смесь слегка подогреть. Что происходит с окраской раствора?

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции, учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота, а перманганат восстанавливается до MnO2.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах аммиака.

Опыт 5. Получение оксида азота (П)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, прилить 2-3 мл разбавленной азотной кислоты. Выделяется бесцветный газ NO, буреющий на воздухе.

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции получения оксида азота (П) взаимодействием разбавленной азотной кислоты с медью.

Опыт 6. Получение и свойства оксида азота (IV)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, налить 2-3 мл концентрированной азотной кислоты. Образующийся в этой реакции NO2 через газоотводную трубку пропускать в пробирку с водой, в которую добавить 2-3 капли метилоранжа. Что наблюдается? Почему? Затем образующийся NO2 пропускать в пробирку с раствором NаОН. К полученному раствору добавить по каплям подкисленный разбавленной серной кислотой раствор перманганата калия. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Закончить уравнения реакций: Cu + HNO3 (конц.) = …;

NO2 + H2O = …;

NO2 + NaOH = …;

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

Опыт 7. Окислительные и восстановительные свойства нитритов

· К 1-2 мл раствора нитрита калия KNO2 прилить 0,5-1 мл раствора йодида калия KI и столько же разбавленной серной кислоты.

· Налить в пробирку 1-2 мл раствора дихромата калия K2Cr2O7, добавить 2-3 мл раствора нитрита калия и разбавленной серной кислоты.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KNO2 + KI + H2SO4 = …;

K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах нитритов.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

26.1. Привести не менее трех примеров реакций, в которых азот играет роль окислителя, и пример реакции, в которой он является восстановителем.

26.2. Привести примеры характерных для аммиака реакций присоединения и окисления без катализатора и в присутствии катализатора.

26.3. Нитрат аммония может разлагаться двумя путями:

NH4NO3 (к) = N2O (г) + 2H2O (г);

NH4NO3 (к) = N2 (г) + 1/2O2 (г) + 2H2O (г).

Какая из приведенных реакций наиболее вероятна при 298 К? Ответ подтвердить расчетом . (= -183,9 кДж/моль;

= 104,1 кДж/моль; = -228,6 кДж/моль).

26.4. Какова реакция среды в растворах KNO3, NH4NO3, NaNO2, NH4NO2? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза этих солей.

26.5. Закончить уравнения реакций:

а) Zn + NaNO3 + NaOH …; б) NO + KMnO4 + H2O = …;

в) Cu + HNO3 (разб.) …; г) AgNO3 ….

26.6. Написать уравнения взаимодействия разбавленной азотной кислоты с магнием, ртутью, фосфором, углем (С).

26.7. Какая масса нитрита аммония NH4NO2 требуется для получения 1 л азота при нормальных условиях? (Ответ: 2,86 г).

26.8. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций HNO2:

а) с HI.; б) с бромной водой (Br2).

26.9. Почему диоксид азота (NO2) способен к реакциям диспропорционирования? Написать уравнения реакций взаимодействия NO2:

а) с водой; б) гидроксидом калия.

26.10. Закончить уравнения реакций: а) N2O5 + KOH = …;

б) N2O3 + NaOH = …; в) Cu + HNO3 (разб) = …; г) NO2 + O2 + Н2О= ….

26.11. В каком газообразном соединении азот проявляет свою низшую степень окисления? Написать уравнения реакций получения этого соединения:

а) при взаимодействии хлорида аммония с гидроксидом кальция;

б) разложением нитрида магния водой.

26.12. Почему азотистая кислота способна к реакциям диспропорционирования? Написать уравнение реакции разложения НNO2, учитывая, что при этом азот приобретает степень окисления +2 и + 5.

26.13. Составить уравнения реакций окисления азотной кислотой:

а) серы до серной кислоты; б) фосфора до фосфорной кислоты Н3РО4;

в) углерода до диоксида углерода.

26.14. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

N2 > NO > NO2 > HNO3 > NH4NO3.

26.15. Закончить уравнения реакций получения аммиака:

а) H2 + N2 = …; б) NH4OH …;

в) AlN + H2O = …; г) NH4Cl + Ca(OH)2 = ….

26.16. Составить уравнения реакций последовательного получения:

N2 > NO > NO2 > HNO3 > Cu(NO3)2 > CuO > Cu.

26.17. Закончить уравнения реакций получения в промышленности азотной кислоты: а) NH3 + O2 = …; б) NO + O2 = …; в) NO2 + H2O + O2 = ….

26.18. Закончить уравнения реакций разложения азотной кислоты и ее солей:

а) HNO3 …; б) Hg(NO3)2 …;

в) Pb(NO3)2 …; г) NaNO3 ….

26.19. Закончить уравнения реакций:

а) Na2S + NaNO2 + H2SO4 = S + NO + ….

а) KNO2 + KMnO4 + H2O = …; б) KI + HNO2 + H2SO4 = NO + …;

26.20. Какой объем 30 %-го раствора азотной кислоты (с = 1,18 г/мл) будет израсходован на растворение 10 г сплава, состоящего из 60 % меди и 40 % серебра, считая, что азотная кислота восстанавливается до NO? (Ответ: 53,5 мл).

Лабораторная работа 27. Углерод, кремний

Цель работы: изучить химические свойства соединений углерода и кремния.

Задание: получить оксид углерода (IV) и исследовать его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства; получить кремниевую кислоту и сравнить ее силу с угольной кислотой. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Углерод и кремний находятся в главной подгруппе IV группы. Их атомы имеют на внешнем уровне 4 электрона (ns2np2), могут проявлять степени окисления от ?4 до +4. Наиболее характерной степенью окисления является +4.

Углерод и кремний при обычных условиях весьма инертны, не растворяются в воде, разбавленных кислотах, вступают в реакцию только с очень энергичными окислителями. При нагревании химическая активность их повышается.

Углерод и кремний образуют оксиды СО, СО2, SiO2. Оксид углерода (II) СО - несолеобразующий оксид. При обычных условиях не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами, является энергичным восстановителем.

Оксид углерода (IV) СO2 - кислотный оксид, реагирует со щелочами, водой. В водном растворе оксида углерода (IV) устанавливается следующее равновесие:

CO2 + H2O H2CO3 H+ + НСO3? 2H+ + CO32?

Н2СO3 - слабая непрочная кислота, существует только в разбавленных растворах. Будучи двухосновной кислотой, угольная кислота образует два ряда солей - карбонаты и гидрокарбонаты. Из карбонатов в воде растворимы только карбонаты щелочных металлов и аммония, гидрокарбонаты растворимы почти все. Оксид углерода (IV) проявляет окислительные свойства при взаимодействии только с очень сильными восстановителями. Например, в его атмосфере горит магний, при этом СО2 восстанавливается до СО или до свободного углерода. В лаборатории СO2 получают в аппарате Киппа по реакции

СаСО3 + 2HCl = СаСl2 + СO2 + Н2O.

Оксид кремния (IV) SiO2 по своему характеру является кислотным оксидом, химически устойчив. С водой SiO2 непосредственно не соединяется. Соответствующая оксиду кремния кремниевая кислота Н2SiO3 может быть получена действием кислот на растворы ее солей. Кремниевая кислота малорастворима в воде. Осадок имеет вид бесцветного студня, причем состав его отвечает не простой формуле H2SiO3, а более общей nSiO2•mН2О. Кремниевая кислота очень слабая, ее соли называются силикатами. Из силикатов растворимы только соли щелочных металлов Na2 SiO3 и K2SiO3, называемые растворимым стеклом. Их растворы подвергаются гидролизу и имеют щелочную реакцию:

2K2SiO3 + 2Н2О = K2Si2O5 + 2KOH.

Выполнение работы

Опыт 1. Растворение оксида углерода (IV) в воде

В пробирку налить 3-4 мл воды, добавить несколько капель синего лакмуса и пропустить в воду углекислый газ из аппарата Киппа.

Требование к результатам опыта

Написать уравнение реакции взаимодействия воды с СО2 и объяснить изменение окраски лакмуса.

Опыт 2. Тушение огня оксидом углерода (IV) (групповой)

Сухой стакан наполнить СO2 из аппарата Киппа. В фарфоровую чашку, налить 15-20 капель спирта и поджечь его. Затем "вылить" из стакана СO2 на горящий спирт. Что наблюдается?

Опыт 3. Окислительные свойства оксида углерода (IV) (групповой)

Наполнить стакан СО2. Взять щипцами ленту магния, поджечь ее на спиртовке и быстро внести в стакан с СО2, не касаясь его стенок. По окончании горения магния в стакан налить немного воды, обмыть стенки стакана, прилить несколько капель фенолфталеина. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: Mg + CO2 = …;

MgO + H2O = ….

2. Сделать вывод об окислительных свойствах СО2.

Опыт 4. Получение кремниевой кислоты

К 1-3 мл концентрированного раствора Na2SiO3 добавить 1-2 мл раствора HCl (1:1), перемешать стеклянной палочкой. В результате образования кремниевой кислоты содержимое пробирки застывает в виде прозрачного геля (студенистого осадка).

Требование к результатам опыта

Написать уравнение реакции получения кремниевой кислоты.

Опыт 5. Сравнение силы угольной и кремниевой кислот

Налить в пробирку 2-3 мл раствора Na2SiО3, пропустить ток СO2. Объяснить наблюдаемое.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции взаимодействия Na2SiО3 с СO2.

2. Сравнить константы диссоциации угольной и кремниевой кислот и сделать вывод, какая из кислот (угольная или кремниевая) более слабая.

Опыт 6. Гидролиз силикатов

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора силиката натрия Na2SiO3. В одну прилить несколько капель фенолфталеина. Что наблюдается? В другую пробирку добавить 2-4 мл раствора хлорида аммония NH4Cl. Определить, какой газ выделяется.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции гидролиза силиката натрия.

2. Закончить уравнение реакции Na2SiO3 + NH4Cl + H2O = … и объяснить образование газа.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

27.1. Сколько кубических метров СО2 (условия нормальные) можно получить из 1 т известняка, содержащего 95 % СаСО3? (Ответ: 212,8 м3).

27.2. Вычислить объем одного моля эквивалентов СО2 в реакции С + О2 = СО2 при нормальных условиях. (Ответ: 5,6 л).

27.3. Составить уравнения реакций взаимодействия: а) NaHCO3 и HCl;

б) NaHCO3 и NaOH; в) Ca(HCO3)2 и NaOH; г) Ca(HCO3)2 и Ca(OH)2.

27.4. Какие типы гибридизации АО характерны для углерода? Описать с позиций метода ВС строение молекул СН4, С2Н4, С2Н2.

27.5. Карбид кальция получают по схеме: СаО + 3С > СаС2 + СО. Вычислить массу СаО, необходимую для получения 6,4 т СаС2. Какой объем СО (условия нормальные) при этом образуется? (Ответ: 5,6 т; 2240 м3).

27.6. Вычислить энтальпию образования оксида магния, исходя из уравнения реакции CO2 + 2Mg = 2MgO + C, ДH° = -828,1 кДж. Энтальпия образования СО2 равна -393,5 кДж/моль. (Ответ: ?601,8 кДж/моль).

27.7. Закончить уравнения реакций: а) SiO2 + KOH = …;

б) SiO2 + HF = …; в) Si + NaOH + H2O = …; г) SiO2 + Mg ….

27.8. Реакция протекает по уравнению Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2. Какая масса кремния и воды потребуется для получения водорода, необходимого для наполнения воздушного шара емкостью 200 м3 (условия нормальные)?

(Ответ: Si - 125 кг; Н2О - 80,3 кг).

27.9. Вычислить молярную массу эквивалентов карбоната натрия при взаимодействии с кислотой, если образуется: а) гидрокарбонат; б) угольная кислота. (Ответ: 106 г/моль; 53 г/моль).

27.10. Определить массу 40 %-го раствора фтороводородной кислоты, необходимую для растворения 6 г оксида кремния (IV). (Ответ: 15 г).

27.11. Какие из перечисленных газов при пропускании их через раствор щелочи вступают с ней в реакцию: а) СО; б) СО2; в) HCN; г) CF4?

Составить соответствующие уравнения реакций.

27.12. Вычислить энтальпию образования SiC, исходя из уравнения реакии

SiO2 + 3C = SiC + 2CO, ДH°х.р. = 510,9 кДж.

Энтальпии образования SiO2 и CO соответственно равны -910,9 и _110,5 кДж/моль. (Ответ: -179 кДж/моль).

27.13. Закончить уравнения реакций:

а) CO + KMnO4 + H2SO4 = …; б) CO + K2Cr2O7 + H2SO4 = ….

27.14. Через раствор, содержащий 112 г гидроксида калия, пропустили диоксид углерода (условия нормальные), полученный при действии избытка HCl на 300 г карбоната кальция. Какая соль при этом образовалась и какова ее масса?

(Ответ: КНСО3; 200 г).

27.15. Какой объем СО2 (условия нормальные) может дать огнетушитель, содержащий 20 л 8 %-го раствора NaHCO3 (плотность раствора 1,058 г/мл)? (Ответ: 448 л).

27.16. Состав минерала асбеста может быть выражен формулой CaО•3MgО•4SiO2. Вычислить процентное содержание SiO2 в асбесте.

(Ответ: 57,7 %).

27.17. Какой объем СО2 (условия нормальные) можно получить из 210 г

NaHCO3: а) прокаливанием; б) действием кислоты? (Ответ: 28 л; 56 л).

27.18. Закончить уравнения реакций:

а) SiO2 + Na2CO3 ….

б) CaC2 + H2O = …; в) Mg2Si + HCl = …; г) CO + Fe2O3 = …;

27.19. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

CaCO3 > CO2 > NaHCO3 > Na2CO3 > CO2.

27.20. Закончить уравнения реакций: а) Si + HNO3 + HF = …;

б) Al + C …; в) Na2SiO3 + HCl (конц.) = …; г) H2SiO3 + KOH = ….

Лабораторная работа 28. Углеводороды

Цель работы: изучить понятия «алканы», «алкены», «алкины».

Задание: провести опыты по получению этилена и ацетилена, изучить свойства этилена, ацетилена и бензола. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Углеводороды являются простейшими по составу органическими соединениями, так как состоят только из углерода и водорода. При замещении в молекулах углеводородов атомов водорода на атомы или группы атомов (радикалы) других элементов получаются другие классы органических соединений (производные углеводородов).

По характеру связи между углеродными атомами различают углеводороды с простыми связями, в которых все атомы углерода связаны одной ковалентной связью, и углеводороды с кратными (двойными или тройными) связями. В углеводородах с двойными связями два углеродных атома связаны между собой двумя ковалентными связями. Простейшим из этих углеводородов является этилен СН2=СН2.

Углеводороды с тройной связью содержат атомы углерода, связанные между собой тремя ковалентными связями, например ацетилен Н?С?С?Н.

Углеводороды с простой связью характеризуются малой химической активностью. Они не вступают в реакции присоединения и, вследствие этого, получили название предельных (насыщенных) углеводородов. Однако при определенных условиях они способны к реакциям замещения. Углеводороды с кратными связями способны за счет разрыва второй и третьей связи присоединять водород, галогены и т. д. Например:

CН2=CН2 + Br2 > CН2Br?CН2Br.

этилен дибромэтан

Поэтому они названы непредельными (ненасыщенными) углеводородами.

Кратные связи могут содержаться и в молекулах циклических углеводородов. В тех случаях, когда цикл состоит из шести углеродных атомов, связанных между собой чередующимися простыми и двойными связями, углеводороды называются ароматическими. Простейшим из них является бензол С6Н6:

Несмотря на то, что в молекулах ароматических углеводородов имеются три двойные связи, они по своим химическим свойствам ближе к предельным углеводородам, т.е. способны, главным образом, к реакциям замещения.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение этилена и его свойства

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку налить 1-1,5 мл этилового спирта и 5 мл концентрированной серной кислоты (с = 1,84 г/мл). Укрепить пробирку в зажиме штатива, закрыть ее пробкой с газоотводной трубкой, конец которой поместить в пробирку с разбавленной бромной водой, и нагреть. Наблюдать обесцвечивание бромной воды. Когда обесцвечивание закончится, переместить конец газоотводной трубки в пробирку со слабо окрашенным раствором КMnO4. Когда раствор обесцветится, вынуть из него трубку и после этого прекратить нагревание.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции получения этилена.

2. Закончить уравнения реакций: CН2=CН2 + Br2 > …;

C2Н4 + КMnO4 + H2SO4 > ….

3. Cделать вывод, какие типы реакций характерны для алкенов.

Опыт 2. Ацетилен и его свойства

(Проводить в вытяжном шкафу!). В небольшую колбу налить на ? ее объема воды, закрепить ее в штативе, бросить в нее небольшой кусочек карбида кальция СаС2, быстро закрыть отверстие пробирки пробкой с газоотводной трубкой и, опустив конец последней в пробирку с бромной водой, пропустить через бромную воду ток ацетилена. Что происходит с окраской раствора? Пропустить ток ацетилена через подкисленный раствор перманганата калия. Как изменилась окраска раствора?

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции получения ацетилена при взаимодействиии карбида кальция с водой.

2. Записать уравнения реакций между ацетиленом и бромом (промежуточным продуктом является дибромэтилен, конечным ? тетрабромэтан).

3. Закончить уравнение реакции C2H2 + KMnO4 + H2SO4 > … , принимая, что конечными продуктами реакции являются муравьиная кислота НСООН, диоксид углерода, сульфат марганца (II), сульфат калия и вода.

4. Cделать вывод, какие типы реакций, характерны для алкинов.

Опыт 3. Свойства бензола

(Проводить в вытяжном шкафу!). В две пробирки налить 1-2 мл бензола, в одну пробирку прилить 1-2 мл бромной воды, в другую пробирку - 1-2 мл раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой, пробирки встряхнуть.

Требования к результатам опыта

1. Записать наблюдения. Объяснить, почему растворы бромной воды и перманганата калия не обесцвечиваются при добавлении бензола.

2. Охарактеризовать способность бензола к реакциям присоединения и окисления, присущим непредельным углеводородам.

Примеры решения задач

Пример 28.1. Написать уравнения реакций, при помощи которых из метана и неорганических реагентов можно получить бутан.

Решение. Бромированием метана можно получить бромметан:

CH4 + Br2 > CH3Br + HBr.

При нагревании бромметана с натрием образуется этан:

2CH3Br + 2Na > C2H6 + 2NaBr.

При взаимодействии этана с бромом образуется бромэтан:

C2H6 + Br2 > C2H5Br + HBr.

Бутан получается из бромэтана по реакции Вюрца:

2C2H5Br + 2Na > C4H10 + 2NaBr.

Пример 28.2. При сжигании газообразного углеводорода объемом 2,24 л было получено оксида углерода (IV) массой 13,2 г и воды массой 7,2 г. Плотность газа по воздуху составляет 1,52 (условия нормальные). Определить молекулярную формулу газа.

Решение. Молярная масса газа равна:

М (возд.) = 29 г/моль; Dвозд.(газа) = 1,52;

М (газа) = 29 г/моль • 1,52 = 44 г/моль.

Масса углерода и водорода в 2,24 л углеводорода составляет:

12 г углерода образует 44 г СО2

х г углерода образует 13,2 г СО2 х = = 3,6 г С;

2 г водорода образует 18 г Н2О

y г водорода образует 7,2 г Н2О у = 0,8 г Н.

Масса углерода и водорода в сожженном газе составляет

3,6 + 0,8 = 4,4 г.

Рассчитаем массу 2,24 л углеводорода:

44 г углеводорода занимает объем 22,4 л

х г углеводорода занимает объем 2,24 л х = 4,4 г.

Итак, газ состоит только из углерода и водорода. Следовательно,

С:Н = = 1:2,66,

откуда простейшая формула СН2,66 (М = 14,66). Отношение истинного соединения к массе простейшего соединения составляет . Значит, простейшую формулу надо увеличить в 3 раза, откуда истинная формула газа С3Н8.

Пример 28.3. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

этиловый спирт > Х > Y > Z > бутен-1

Указать условия протекания реакций.

Решение. При нагревании этилового спирта до 180-200 °С с концентрированной серной кислотой должен образоваться продукт, реагирующий с бромоводородом. Это этилен (вещество Х). Уравнение реакции

С2Н5ОН С2Н4 + Н2О.

В результате присоединения бромоводорода к этилену образуется бромэтан (вещество Y):

С2Н4 + НBr > C2H5Br.

При нагревании бромэтана в присутствии натрия образуется бутан (Z)

C2H5Br + 2Na > C4H10 + 2NaBr.

Дегидрирование бутана в присутствии катализатора, например никеля - один из способов получения алкенов, в частности бутена-1.

CH3?CH2?CH2?CH3 CH2=CH?CH2?CH3 + Н2

Пример 28.4. Написать уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

циклогексан > бензол > толуол > бензойная кислота.

Указать условия протекания реакций.

Решение. Циклогексан превращается в бензол при пропускании его паров над нагретым платиновым катализатором:

С6Н12 С6Н6 + 3Н2.

Ввести алкильную группу в бензольное кольцо можно действием галогеналкила в присутствии хлорида алюминия:

C6H6 + CH3Cl C6H5?CH3 + HCl.

При действии раствора перманганата калия на толуол образуется бензойная кислота:

C6H5?CH3 + 3[O] C6H5?COOH + H2O.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

28.1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Al4C3 > CH4 > CH3Br > C2H6 > CO2 > CO > CH4.

Указать условия протекания реакций.

28.2. При сгорании 4,3 г образца алкана выделились 6,3 г воды и 6,72 л СО2 при нормальных условиях. Определить формулу алкана.

28.3. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

СН3?СН3 > СН2=СН2 > СН3?СН2ОН.

Указать условия протекания реакций.

28.4. Сколько граммов 1,6 %-й бромной воды может обесцветить 1,12 л пропилена при нормальных условиях? (Ответ: 500 г).

28.5. 20 г карбида кальция обработали избытком воды, выделившийся ацетилен пропустили через бромную воду, получив 86,5 г 1,1,2,2-тетрабромэтана. Определить выход продукта реакции. (Ответ: 80 %).

28.6. Какие реакции следует провести, чтобы различить следующие газы: пропан, пропен и пропин? Написать уравнения соответствующих реакций.

28.7. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: метан > Х > бензол.

Назвать вещество Х. Указать условия протекания реакций.

28.8. Из 3,36 л ацетилена (условия нормальные) получили 2,5 мл бензола. Определить выход продукта. Плотность бензола равна 0,88 г/мл.

(Ответ: 56,4 %).

28.9. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

CH3?CH2?CH2Br > CH3?CH=CH2 > CH3?CH2Br?CH3.

Указать условия протекания реакций.

28.10. Какой объем метана (условия нормальные) выделится: а) при гидролизе 72 г Al4C3; б) из 4,1 г безводного ацетата натрия? (Ответ: 33,6 л; 1,12 л).

28.11. Составить уравнения реакций, при помощи каких реакций можно осуществить следующие превращения:

CH4 > CH3Cl > C2H6 > C2H5Cl > C3H8.

28.12. Как, исходя из метана, можно получить бензол? Сколько литров метана при нормальных условиях необходимо затратить на получение 7,8 г бензола?

(Ответ: 13,4 л).

28.13. Какой объем 90 %-го раствора азотной кислоты (плотность 1,483 г/мл) потребуется для нитрования бензола, чтобы получилось 24,6 г нитробензола? (Ответ: 9,44 мл).

28.14. Состав соединения выражается формулой С4Н6. Известно, что это вещество легко взаимодействует с бромной водой, не реагирует с аммиачным раствором оксида серебра, но присоединяет воду в присутствии солей ртути (II). Написать структурную формулу соединения и назвать его.

28.15. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения: Al4C3 > X > Y > Cu2C2. Назвать соединения Х и Y.

28.16. Алкен нормального строения содержит двойную связь при первом углеродном атоме. 0,7 г этого алкена присоединил 1,6 г брома. Определить формулу алкена и назвать его.

28.17. Углеводород, состав которого выражается формулой С3Н4, взаимодействует с бромной водой и с натрием с выделением водорода. Определить структурную формулу углеводорода и назвать его.

28.18. При сгорании 3,6 г алкана образуется 5,6 л СО2 при нормальных условиях. Какой объем кислорода потребуется для реакции? (Ответ: 8,96 л).

28.19. Органическое вещество содержит углерод (массовая доля 84,21 %) и водород (15,79 %). Плотность паров вещества по воздуху составляет 3,93 (условия нормальные). Определить формулу этого вещества.

28.20. Массовая доля углерода в углеводороде составляет 83,33 %. Плотность паров углеводорода по водороду равна 36 (условия нормальные). Определить формулу углеводорода.

Лабораторная работа 29. Спирты, альдегиды, кетоны

Цель работы: изучить понятия «спирты», «альдегиды», «кетоны» и свойства этих соединений.

Задание: выполнить химический эксперимент по установлению свойств важнейших представителей спиртов, альдегидов и кетонов. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Спирты - это производные углеводородов, у которых один или несколько атомов водорода замещены на гидроксильные группы ?ОН.

Химические свойства спиртов определяются гидроксильной группой ?ОН, входящей в состав молекулы. Химические реакции спиртов могут проте-

кать с участием всей группы (с разрывом связи С?О) или идти по водороду гидроксильной группы (с разрывом связи О?Н), например реакция этерификации:

уксусноэтиловый эфир (этилацетат)

Фенолы - это органические соединения, в которых гидроксильная группа соединена непосредственно с атомом углерода бензольного кольца. Простейшим представителем фенолов является гидроксибензол или фенол, имеющий одну гидроксильную группу в бензольном кольце:

или С6Н5?ОН

Фенол - твердое кристаллическое вещество с характерным запахом, плохо растворяющееся в воде. Химические свойства фенолов определяются гидроксильной группой и связанным с ней бензольным кольцом.

Кислотные свойства. Фенолы проявляют кислотные свойства и взаимодействуют со щелочными металлами и щелочами:

2C6H5OH + 2Na > 2C6H5ONa + H2;

C6H5OH + NaOH > C6H5ONa + H2O.

Реакции замещения в бензольном кольце. Гидроксильная группа оказывает очень большое влияние на бензольное кольцо, увеличивая его реакционную способность. Поэтому фенол легко вступает в реакции электрофильного замещения (с ориентацией заместителей в о- и п-положения). Например, он легко бромируется бромной водой с образованием 2,4,6-трибромфенола.

Качественная реакция на фенол. Фенол образует с FeCl3 комплексную соль, окрашенную в фиолетовый цвет.

Под действием окислителей (K2Cr2O7, KMnO4) в присутствии H2SO4 спирты окисляются с образованием альдегидов и кетонов, например:

3С2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 > Cr2(SO)3 + K2SO4 + 3 + 7Н2О

уксусный альдегид

Альдегиды и кетоны содержат в молекуле карбонильную группу

В молекулах альдегидов карбонильная группа соединена с углеводородным радикалом и атомом водорода. Первым членом гомологического ряда аль-

дегидов является метаналь

формальдегид

40 %-ный водный раствор формальдегида называется формалином.

В молекулах кетонов карбонильная группа соединена с двумя разными R?CO?R? или одинаковыми радикалами. Например,

ацетон

По своим химическим свойствам альдегиды являются восстановителями, которые легко окисляются в кислоты. Например, при окислении альдегидов аммиачным раствором оксида серебра образуется карбоновая кислота и происходит выделение металлического серебра. Оно тонким блестящим слоем покрывает стенки сосуда, в котором проводилась реакция, поэтому данная реакция называется «реакцией серебряного зеркала» и является качественной на альдегиды:

+ 2[Ag(NH3)2]OH > + 2Agv + 4NH3 + H2O.

пропаналь пропановая кислота

Кетоны окисляются значительно труднее альдегидов и только сильными окислителями. При этом происходит разрыв углеродной цепи и образование смеси продуктов. Кетоны не вступают в реакцию серебряного зеркала.

Выполнение работы

Опыт 1. Окисление спирта в альдегид

Налить в пробирку 2-3 мл раствора К2Cr2O7, 1-2 мл разбавленной серной кислоты и прилить по каплям примерно 0,5-1 мл этилового спирта. Обратить внимание на характерный запах выделяющегося в газообразном состоянии уксусного альдегида и изменение оранжевой окраски раствора на зеленую.

Требование к результату опыта

Закончить уравнение реакции К2Cr2O7+ Н2SO4 + C2H5OH > ….

Опыт 2. Получение уксусноэтилового эфира

Налить в пробирку 1-2 мл этилового спирта и затем осторожно такой же объем концентрированной серной кислоты. Туда же прибавить немного сухого уксуснокислого натрия, слегка нагреть пробирку и понюхать запах образовавшегося вещества.

Требование к результату опыта

Составить уравнение реакции образования уксусноэтилового эфира.

Опыт 3. Фенол и его свойства

· (Проводить в вытяжном шкафу!). Поместить в пробирку несколько кристалликов фенола и постепенно приливать туда же раствор NaOH, пока при встряхивании пробирки фенол не растворится. К образовавшемусю раствору фенолята натрия прилить раствор серной кислоты. Наблюдать появление мути и выпадение в осадок слабо растворимого в воде фенола.

· Налить в пробирку 1-2 мл водного раствора фенола и добавить туда же несколько капель бромной воды. При встряхивании пробирки быстро образуется белый осадок трибромфенола.

· Налить в пробирку 3-4 мл водного раствора фенола и добавить туда же 1-2 капли раствора хлорного железа. Наблюдать появление фиолетового окрашивания.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций: образования фенолята натрия; взаимодействия фенолята натрия с серной кислотой; образования трибромфенола.

Опыт 4. Восстановительные свойства альдегидов

В химический стакан налить (до половины его объема) воды и нагреть ее до кипения. В пробирку, предворительно тщательно промытую раствором щелочи и дистиллированной водой, налить 2-3 мл 2 %-го раствора нитрата серебра AgNО3 и к нему добавить по каплям 1 %-й раствор аммиака до тех пор, пока выпадающий сначала осадок Ag2О полностью не растворится. При этом образуются комплексные ионы [Ag(NH3)2]+.

В раствор комплексной соли серебра прилить при помощи пипетки (осторожно по стенке) 2-3 капли формалина и поместить пробирку в стакан с кипящей водой. Через некоторое время стенки пробирки покроются блестящим налетом металлического серебра.

Требование к результату опыта

Закончить уравнение реакции HCOH + [Ag(NH3)2]OH > ….

Опыт 5. Окисление ацетона

Налить в пробирку 6-8 капель ацетона, добавить равный объем дистиллированной воды, несколько капель 2 М раствора серной кислоты и осторожно нагреть на водяной бане до 50-60 °С. Добавить раствор KMnO4, слегка встряхивая пробирку, до тех пор, пока прекратится обесцвечивание перманганата.

Требование к результату опыта

Написать уравнение реакции окисления ацетона перманганатом калия, учитывая, что при этом происходит распад молекулы и образуется смесь муравьиной и уксусной кислот.

Примеры решения задач

Пример 29.1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

С2Н4 > Х > Y > С2Н5?О?С2Н5.

Указать условия протекания реакций. Назвать вещества Х и Y.

Решение. Конечный продукт - диэтиловый эфир - получается из этилового спирта, следовательно, вещество Y - этанол. Перейти от этилена к этанолу можно через промежуточное соединение - галогенопроизводное этана (вещество Х).

При взаимодействии этилена с бромоводородом образуется бромэтан:

C2H4 + HBr > C2H5Br.

Бромэтан гидролизуется до спирта действием водного раствора NaOH:

C2H5Br + NaOH > C2H5OH + NaBr.

При нагревании этанола до 140 °С в присутствии серной кислоты в качестве катализатора образуется диэтиловый эфир:

C2H5OH С2Н5?О?С2Н5 + H2O.

Пример 29.2. Какая масса пропилата натрия может быть получена при взаимодействии 15 г пропанола-1 с 9,2 г натрия?

Решение. Записываем уравнение реакции между пропанолом-1 и металлическим натрием:

2CH3?СH2?СН2?OH + 2Na > 2CH3?СH2?СН2?ONa + H2.

Определяем количества вещества пропанола-1 и натрия:

х (С3Н7ОН) = моль;

х (Na) = моль.

Из уравнения реакции следует, что число моль спирта и натрия должны быть равны, следовательно, натрий взят в избытке.

На основании уравнения реакции записываем:

х (C3H7ONa) = х(C3H7OH); х (C3H7ONa) = 0,25 моль.

Определяем массу пропилата натрия, которую можно получить:

m (C3H7ONa) = х(C3H7ONa) • M(C3H7ONa);

m (C3H7ONa) = 0,25 • 82 = 20,5 г.

Пример 29.3. Формалин представляет собой 40 %-ный водный раствор формальдегида. Рассчитать массу метанола, которую необходимо окислить для получения 600 г формалина.

Решение. Вычисляем массу формальдегида, который потребуется для приготовления формалина:

m (CH2O) = 240 г.

Количество вещества требуемого формальдегида равно

х (CH2O) = 8 моль.

Составляем уравнение реакции окисления метанола:

CH3OH + [O] > CH2O + H2O.

Из уравнения реакции следует, что х (CH3OH) = х(CH2O); х(CH2O) = 8 моль.

Масса требуемого метанола равна

m (CH3OH) = х(CH3OH) • M (CH3OH);

m (CH3OH) = 8 • 32 = 256 г.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения