Курсовая работа по неорганической химии

КУРСОВАЯ РАБОТА ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Окислительно-восстановительные свойства гидразина и гидроксиламина

 

 

Руководитель _________________ А.С. Казаченко

 

Студент ЦМ16-01Б 061621261 _________________ А.В. Рогова

 

 

Красноярск 2017

Содержание

 

Введение 3

Глава 1 ЛИТЕРАТУРНАЯ ЧАСТЬ 4

1.1 Азот 4

1.1.1 Распространение в природе 4

1.1.2 Получение и свойства 4

1.2 Соединения азота 5

1.3 Гидразин и гидроксиламин 7

1.3.1 Получение гидразина и гидроксиламина 7

1.3.2 Физические и химические свойства 8

Глава 2 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ 10

2.1 Приборы и реактивы 10

2.2 Проведение эксперимента 10

2.2.1 Методика проведения эксперимента 10

2.2.3 Проведение эксперимента 10

2.3 Обсуждение результатов 11

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ 14

 

 

 

Введение

Азот – элемент с седьмым порядковым номером, относящийся к V главной подгруппе второго периода системы. По распространенности в земной коре азот занимаем 31-е место.

Кроме аммиака, азот образует еще несколько соединений с водородом, не имеющих, однако, такого значения, как аммиак.

Гидразин является одним из простейших азотоводородов. Если сравнить этот класс соединений с углеводородами, то гидразин можно рассматривать как аналог этана. Он является вторым азотоводородом, выделенным в свободном состоянии. До настоящего времени в свободном состоянии было получено всего лишь три азотоводорода, а именно аммиак, гидразин и азид водорода. Другие азотоводороды давно известны в виде органических производных, и многие из них могут быть получены только в результате окисления соответствующих производных гидразина.

 

Глава 1 ЛИТЕРАТУРНАЯ ЧАСТЬ

 

Азот

Азот (1 s ²2 s ²2 p ³) – типичный неметаллический элемент, по электроотрицательности (3,0) уступает лишь фтору и кислороду. Степени окисления азота в соединениях -3, -1, +1, +3, +5, а также -2, +2 и +4.

Азот впервые был выделен из воздуха (в 1775 г. Кавендишем) при пропускании его через раскаленный уголь (связывающий O₂ в CO₂) и раствор щелочи (поглощающей CO₂). Полученный газ был назван удушливым воздухом из-за его неспособности поддерживать дыхание. [1]

Распространение в природе

Азот в твердом состоянии имеет молекулярную решетку, причем молекулы N₂ (вследствие жесткой тройной связи в них) слабо поляризуются. Поэтому в обычных условиях молекулярный азот – газ.

Вследствие прочности молекулы азота многие соединения азота эндотермичны. Кроме того, энтропия их образования отрицательна. Отсюда молекулярный азот химически малоактивен, а соединения азота термически малоустойчивы и относительно легко разлагаются при нагревании. Поэтому азот на Земле находится главным образом в свободном состоянии.

Распространенность на Земле азота составляет 0,025 %. Основная масса его входит в состав атмосферы (78% об.доли) в виде простого вещества. Азот входит в состав белковых тел всех растительных и животных организмов, обнаружен в газовых туманностях и солнечной атмосфере, на Уране и Нептуне и др. [2]

Получение и свойства

В промышленности азот получают фракционированной перегонкой жидкого воздуха, в лаборатории - термическим разложением соединений, чаще NH₄NO₂:

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O (1)

Основная масса получаемого азота используется для синтеза аммиака; азот применяют также для создания инертной атмосферы в химических и других производствах.

Азот - двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха. Вследствие жесткой тройной связи слабо поляризуются. Этим объясняются низкие значения температуры плавления (-210,0 ^оС) и кипения (-195,8 ^оС) N₂. Поэтому он широко используется как эффективный (и дешевый) охладитель (в частности, в сверхпроводниковой технике). Низкая поляризуемость молекул азота – причина также незначительной растворимости его как в воде, так и в органических жидкостях. [3]

Несмотря на довольно высокое значение Э.О. (3,0), азот при об.у. является инертным веществом за счет большой величины энергии атомизации (вследствие тройной связи в молекуле): 940 кДж/моль.

Несмотря на инертность, азот при условии его активации (катализом, разрядом, нагревом или излучением) окисляет и металлы (даже Hg) и неметаллы (B, Si, S), в том числе фосфор (с образованием P₃N₅).

В обычных условиях азот непосредственно взаимодействует лишь с литием с образованием Li₃N. Обычно выступает как окислитель, лишь при взаимодействии со фтором и кислородом – как восстановитель. [2]

Соединения азота

При высоких температурах азот окисляет металлы и неметаллы, образуя нитриды:

3Mg + N₂ =Mg₃N₂ (2)

2B + N₂ =2BN (3)

3H₂ + N₂ =2H₃N (4)

Нитриды s-элементов 1 и 2 групп, например Mg₃N₂ и Li₃N, - кристаллические вещества. Химически они довольно активны:

Li₃N +3Н₂O = 2LiOH + H₃N (5)

Нитриды BN, AlN и Si₃N₄ – твердые полимерные вещества с высокими температурами. [4]

Аммиак за счет положительной поляризации водорода в его молекуле может проявляет кислотные свойства, например, в реакциях со ЩМ. Причем жидкий аммиак образует амиды (MNH₂), а газообразный – нитриды (MN₃).

При об.у. хлор окисляет NH₃ до N₂, а при низкой температуре идет последовательное замещение водорода на хлор с образованием хлорангидридов вплоть до трихлорамина. Аммиак за счет наличия Н-связей имеет аномально высокие т.пл. (-76 ⁰С) и т.кип. (-33 ⁰С). Под давлением 8,5 атм. NH₃ легко сжижается даже при 20 ⁰С, поэтому широко используется в качестве жидкого растворителя для проведения различных синтезов.

Благодаря способности аммиака к формированию Н-связей его растворимость в воде среди известных газов максимальна. Это объясняется также значительной полярностью молекул NH₃ (µ= 1,47 D), способностью их давать гидраты: NH₃ ⋅ 2Н₂O и 2NH₃ ⋅ Н₂O (выделены из водного раствора при –800С), и протолизацией аммиака (α_прот.= 0,4% в 1М растворе, а К_прот=1,8.10^-5). [6]

Все оксиды азота – эндотермические соединения, поэтому получают их с затратой энергии или косвенными методами. Так, при пропускании электроразряда через газообразный воздух образуется NО (б/ц газ), а через сконденсированный – N₂O₃, который даже в виде жидкости (голубого цвета, т.кип.=32 ⁰С) распадается на газообразные NО (б/ц) и NO₂ (бурого цвета). Высший оксид N₂O₅ синтезируют дегидратацией азотной кислоты. NO₂ образуется окислением NО на воздухе. «Закись» азота N₂O (б/ц газ) получается дегидратацией нитрата аммония при 250 ⁰С. [3]

Отметим, что оксиды азота в четных ст.ок. (NO и NO₂) являются (как и в случае галидов) радикалами. Поэтому они могут соединяться между собой, образуя промежуточный по ст.ок. оксид N₂O₃. Или димеризоваться, давая соответственно N₂O₂ и N₂O₄. Последний димер, образованный за счет спаривания электронов, находящихся на несвязывающих МО, обладает значительно большей устойчивостью, чем N₂O₂ (образован при спаривании е разрыхляющих МО). Очевидно, N₂O₃ по устойчивости занимает среднее положение (при н.у. разлагается на исходные оксиды – см. выше). [6]

Значения т.пл. и т.кип. оксидов азота закономерно повышаются с увеличением атомности их молекул. Наиболее устойчивые из оксидов азота: NO и NO₂, N₂O значительно различаются по окислительно-восстановительной кинетической активности. Восстановительная способность уменьшается в ряду: NO > NO₂ >N₂O.Так, NО легко окисляется хлором (до NOCl) и даже кислородом воздуха NO₂ лишь фтором (до NO₂F) или озоном (до N₂O₅).

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

N₂O → N₂ + NO (6)

Оксиды азота токсичны, существенна также их роль в образовании кислотных дождей. Поэтому существует проблема очистки от них выхлопных газов автомобилей и отходящих газов производств. Для этого предлагается, в частности, пропускать газы через насадки, содержащие, например, платиновый катализатор, который ускоряет разложение NO на N₂ и O₂ .

Однако известно и положительное действие этих веществ. Так, оксид NO₂ применяют как катализатор до окисления не только SO₂ до SO₃, но и CO до CO₂; а N₂O («веселящий газ») используется в медицине для снятия стресса [4].

Гидразин и гидроксиламин

Гидразин (N₂H₂) – это пернитрид водорода, а гидроксиламин (NH₂OH) по составу и структуре является промежуточным соединением между пернитридом и пероксидом водорода [4].

Приборы и реактивы

В работе были использованы следующие приборы и реактивы:

o пробирки среднего размера;

o мерные стаканчики;

o пипетка;

o раствор 0,5 н KMnO₄, х.ч.;

o раствор 2 н Н₂SO₄ , х.ч;

o кристаллы [N₂H₅]Cl;

o кристаллы [NH₃OH]Cl;

o йодная вода, х.ч;

o раствор 2 н KOH, х.ч;

o соль Мора, х.ч;

o кристаллы KCNS;

o дистиллированная вода.

 

 

1.1.

Проведение эксперимента

Проведение эксперимента

Эксперимент проводили по [5].

1. Взаимодействие гидразина с перманганатом калия в кислой среде. Взяли пробирку и внесли в нее 3-4 капли 0,5 н. раствора перманганата калия и 1-2 капли 2 н. раствора серной кислоты. К полученному малиновому раствору добавили 2 кристалла хлорида гидразония и перемешали содержимое пробирки стеклянной палочкой. Наблюдали обесцвечивание раствора:

5N₂H₄ + 6 Н₂SO₄ +4KMnO₄ → 4MnSO₄+ 5N₂ + 2K₂SO₄ + 6Н₂O (1)

2. Взаимодействие гидроксиламина с йодной водой в щелочной среде. Взяли пробирку и внесли в нее 3-4 капли йодной воды, 2-3 капли 2 н. раствора щелочи, затем добавили 2 кристалла хлорида гидроксиламмония. Содержимое пробирки перемешали стеклянной палочкой. Наблюдали обесцвечивание раствора:

NH₂OH + I₂ + 2KOH → Н₂O + 2KI + N₂ (2)

3. Взаимодействие гидроксиламина с сульфатом железа (+2) в кислой среде. Взяли пробирку и внесли 1 микрошпатель соли Мора, добавили 6 капель дистиллированной воды, перемешали содержимое пробирки стеклянной палочкой до растворения. Затем добавили 3 капли 2 н. раствора серной кислоты. Получился голубой раствор. Добавили 2 кристалла хлорида гидроксиламония и снова перемешали содержимое пробирки стеклянной палочкой. Произошло изменение цвета, а именно раствор потемнел.

2NH₂OH + 4FeSO₄ + 3Н₂SO₄ → 2Fe₂(SO₄)₃+ 2Н₂O + (NH₄)₂SO₄ (3)

Затем в полученную смесь внесли 1 каплю 0,5 н. раствора роданида калия. Наблюдали изменение цвета на кроваво-красный. Т.е провели качественную реакцию на ион железа (+3).

Fe₂(SO₄)₃ + 6KSCN → 3K₂SO₄ + 2Fe(SCN)₃ (4)

 

Обсуждение результатов

Как видно из приведенных экспериментальных данных, гидразин выступает сильным восстановителем. При взаимодействии с перманганатом калия в кислой среде происходит обесцвечивание раствора.

Гидроксиламин проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя. При взаимодействии с йодной водой в щелочной среде происходит обесцвечивание раствора, наблюдаем свойства восстановителя. Однако, при взаимодействии гидроксиламина с сульфатом железа (+2) в кислой среде, NH₂OH выступает как окислитель. Происходит переход железа в степени (+2), в степень (+3). Проверили наличие иона железа (+3) качественной реакцией, прилили роданид калия и образовался кроваво-красный раствор.

 

 

ВЫВОДЫ

 

1. Изучены окислительно-восстановительные свойства гидразина и гидроксиламина.

2. Установлено, что гидразин является сильным восстановителям.

3. Установлено, что гидроксиламин является восстановителем и окислителем.

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

 

1. Угай, Я.А. Общая и неорганическая химия/ Я.А. Угай. -Москва: Высшая школа, 2000. – 396-402 с.

2. Неорганическая химия в 3-х томах. Том 3 / ред. Ю.Д. Третьяков. – Москва: Гуманит. изд. центр. Академия, 2008. –352 с.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия/ Москва: Высшая школа, 1998. – 374 -378 c., 383-384 c.

4. Николаева Раиса Борисовна, Сайкова Светлана Васильевна, Казаченко Анна Семеновна/ Практикум по неорганической химии: учебное пособие. Часть 2 / Сибирский федеральный университет. – Красноярск: Сибирский федеральный университет (3-е изд.), 2007.- 39-41 с.

5. Пахомова Н.В., Морозова А.В. Практикум по неорганической химии/ Высшая школа 1987 – 161 с.

6. Николаева Раиса Борисовна, Сайкова Светлана Васильевна/ Неорганическая химия: учебное пособие. Часть 2. Химия элементов и их соединений / Сибирский федеральный университет. – Красноярск: Сибирский федеральный университет (3-е изд.), 2007 –39-41 с. 43-44 с

 

КУРСОВАЯ РАБОТА ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ