Лабораторная работа №4: Углерод, кремний. Цель

Лабораторная работа №4: Углерод, кремний.
Цель: ознакомиться с типичными свойсвами углерода и кремния.
Оборудование и реактивы: химическая посуда, стекло, ступа, соединения углерода и кремния.
Теоретическая часть:
История открытия. Лабораторные способы получения простых веществ
Углерод в виде угля, копоти, сажи известен издревле, ибо горение С-содержащих веществ было
первым химическим процессом, которым заинтересовался человек около 300 тыс. лет назад. Однако
то, что основным компонентом угля является простое вещество, установил А. Лавуазье, исследуя
процессы горения. В 1787 г. элемент, образующий уголь, был назван «карбогеном», т.е. «углеродом»
(латинское «карбо» означает «уголь» - корни обоих этих слов: «кар» и «гар» означают «гореть»,
«нагревать»). Изучая продукты сжигания алмаза, Лавуазье установил, что и он является простым
веществом С. Природный графит долго считали свинцовым блеском и лишь в 1799 г., превратив его
в СО2, поняли, что это тоже простое вещество углерода. Природные соединения кремния известны
были давно – это горный хрусталь, драгоценные камни (аметист, топаз, оникс и др.). Латинское его
название «силициум» получено от «силика» (по-русски «кремнезем»), которое в свою очередь
образовалось от слова «силекс» (что значит «крепкий», «кремень» - отсюда русское название
«кремний»). Попытки выделить Si в виде простого вещества были еще в XVIII веке, а впервые он
был получен в 1823 г. (Из SiF4 восстановлением с помощью калия). В современных лабораториях
кремний получают сильным нагреванием смеси магниевого порошка с избытком кремнезема:
SiO2+2Mg 2MgO+Si. При этом образуется сильнозагрязненная аморфная мелкодисперсная его
модификация бурого цвета. Для отделения от оксида магния и избытка кремнезема продукт реакции
последовательно обрабатывают кислотами: HCl и HF. С помощью магния можно восстановить и
углерод из его диоксида. Для этого подожженную магниевую ленту вносят в сосуд с СО2, где Mg
продолжает гореть, покрывая стенки и дно сосуда смесью белого налета (MgO) и черного (сажа).
Однако в лаборатории уголь обычно получают из органических веществ. Например, обезвоживая
сахар серной кислотой или прокаливая опилки древесины без доступа воздуха. В первом случае
образуется сажа, во втором – так называемый древесный уголь, а наряду с ним побочные продукты –
жидкая фракция (вода, фенол и др.) и газообразная (водород, низшие углеводороды и др.).
Перкарбиды.
При спекании негашеной извести и угля в зависимости от соотношения данных компонентов и
температуры процесса получается или карбид Ca C 2 (при t > 28000 C), или перкарбид 2 CaC (при t
> 22000 C). (Последнее вещество можно назвать ацетиленидом, так как оно является продуктом
замещения атомов водорода в 2200˚ C H на металл.) Перекристаллизацией аморфного кремния из
расплава Al или Zn можно получить кристаллический Si – темно-серого цвета с металлическим
блеском. Перкарбид кальция имеет ионную решетку (в узлах которой находятся катионы Ca 2+и
анионы C22- ), поэтому термически устойчив (об этом можно судить по температуре его синтеза), но
зато водой разлагается практически необратимо (гидролиз по аниону), поскольку H2C2 очень
слабая кислота. Эту реакцию используют на практике для получения ацетилена в сварочных
аппаратах. Причем пламя легко регулируется изменением скорости подачи газов: H2C2 и O2 . При
недостатке O2 из-за неполного окисления углеводорода (лишь до С) получается белое коптящее
восстановительное пламя, которое используют при сварочных работах (чтобы не допустить
окисления свариваемых поверхностей). При достаточном количестве O2 получается синее
окислительное пламя, применяемое для резки металлов, ибо его температура достигает 30000С
вследствие значительного теплового эффекта реакции полного сгорания 2 2 C H (300 кДж/моль).
Отметим, что получать ацетилен из достаточно ионных перкарбидов ЩМ нельзя, т.к. их гидролиз
протекает со взрывом. Напротив, перкарбиды d-металлов за счет преимущественно ковалентной
связи между М и С устойчивы к действию воды: не гидролизуются и не растворяются в ней.
Поэтому их синтезируют, пропуская ацетилен через водные растворы солей.
Экспериментальная часть:
Опыт 1: соли угольной кислоты.
а) в 1-ю пробирку поместили MgCO3, во 2-ю – CaCO3, в 3-ю – NaHCO3, в 4-ю – Na2CO3. В каждую из
пробирок прибавили по 5 капель раствора соляной кислоты. Во всех пробирках наблюдали
характерные реакции с выделением СО2.
MgCO3+2HClMgCl2+CO2↑+H2O
CaCO3+2HClCaCl2+CO2↑+H2O
NaHCO3+HClNaCl+CO2↑+H2O
Na2CO3+2HCl2NaCl+CO2↑+H2O
б) в 3 пробирки налили по 5 капель растворов солей: в 1-ю – CaCl2, во 2-ю – BaCl2, в 3-ю – Pb(NO3)2.
Затем в каждую добавили такой же объем раствора Na2CO3. Во всех пробирках наблюдали
выделение мутного белого осадка.
CaCl2+Na2CO32NaCl+CaCO3↓
BaCl2+Na2CO32NaCl+BaCO3 ↓
Pb(NO3)2+Na2CO32NaNO3+PbCO3↓
в) в 2 пробирки налили по 2мл дистиллированной воды и по 2 капли фенолфталеина. Затем опустили
несколько кристаллов соли: в 1-ю – Na2CO3, во 2-ю – NaHCO3. В обеих пробирках раствор окрасился
в малиновый цвет, что свидетельствует о получившейся щелочной среде. Во 2-й пробирке, где
находился гидрокарбонат натрия окраска индикатора была более яркой, чем в пробирке с
карбонатом натрия. Значит, у NaHCO3 щелочные свойства выражены сильнее, чем у Na2CO3.
Опыт 2: свойства карбида кальция.
Под тягой поместили в пробирку крупинку карбида кальция и добавили воды. В результате
протекает бурная реакция с выделением тепла, газа ацетилена и гидрооксида кальция. Поднеся
спичку к горлышку пробирки, ацетилен воспламенился. Данную реакцию используют при сварке.
C
||| Ca – структурная формула карбида кальция.
C
CaC2+2H2OCa(OH)2+C2H2↑
Опыт 3: адсорбционные свойства угля.
Укрепили бюретку в штативе одним концом, опущенным в стакан с водой. Ополоснули колбу
небольшим количеством ацетона, слили его остатки в стакан и быстро внесли в колбу немного
активированного угля. Закрыли колбу пробкой и соединили пластиковой трубкой с бюреткой.
Сначала никаких изменений не произошло, так как давление в обоих сосудах было одинаково. Но
через некоторое время давление в сосуде с активированным углем падает и, чтобы компенсировать
его, вода из второго сосуда начинает подниматься по соединительной трубке. Это происходит до тех
пор, пока давление в обоих сосудах не уравновесится.
Опыт 4: взаимодействие растворенной соли кремниевой кислоты с кислотой и кислотным оксидом.
а) В пробирку налили 5мл концентрированного раствора силиката натрия (жидкое стекло). Быстро
прилили в пробирку 3мл 20%-го раствора HCl. В пробирке выпал гелеобразный осадок кремниевой
кислоты желто-зеленого цвета.
Na2SiO3+2HCl2NaCl+H2SiO3↓
б) В пробирку налили 5мл концентрированного раствора жидкого стекла. Пропустили через этот
раствор двуокись углерода из аппарата Киппа, выделившуюся в результате взаимодействия
карбоната натрия и соляной кислоты, до появления студнеобразного осадка диоксида кремния.
Na2CO3+2HCl2NaCl+H2O+CO2↑
Na2SiO3+CO2Na2CO3+SiO2↓
Опыт 5: гидролиз солей кремниевой кислоты.
В пробирку налили 2-3мл силиката натрия и добавили в нее 2 капли фенолфталеина и воду. Силикат
натрия образован слабой кислотой и сильным основанием, гидролиз идет по аниону, среда
получается щелочная. Окраска индикатора изменилась на малиновый цвет.
Na2SiO3+(n+1)H2OSiO2+2NaCl+H2O
2Na +SiO32- +(n+1)H2OSiO2+2Na+ +2Cl- +H2O
+
Опыт 6: выщелачивание стекла.
В ступке растерли несколько кусочков стекла. Прилили немного воды и снова растерли стекло.
Капнули в растертую смесь фенолфталеин. Смесь окрасилась в малиновый цвет, что свидетельствует
о щелочной среде. Стекло состоит из оксида натрия, оксида кальция и оксида кремния
(Na2O∙CaO∙6SiO2), но в эту реакцию вступают только оксид натрия и кремния. Вода с оксидом
натрия образует щелочь, а щелочь(едкий натр) взаимодействует с оксидом кремния. Данную
реакцию записали в 2 этапа.
Na2O +H2O 2NaOH
SiO2+4NaOH(2Na2O)∙SiO2+2H2O
Вывод: ознакомились с типичными свойсвами углерода, кремния и их соеднений. Из карбида
кальция получили ацетилен. Узнали адсорбционные свойства угля. Провели гидролиз силиката
натрия и выщелачивание стекла.