Опыт 6. Получение оксида и диоксида азота.
В пробирку, укрепленную в штативе, положите немного медных стружек, налейте 1/3 разбавленной азотной кислоты (1:1) и закройте пробкой с газоотводной трубкой.
Слегка подогрейте пробирку. Газоотводную трубку опустите в воду. Когда выходящий из пробирки газ перестанет окрашиваться в бурый цвет, подведите конец газоотводной трубки под цилиндр, заполненный водой, и соберите в него выделяющийся газ.
Закройте под водой стеклянной пластинкой цилиндр и выньте его из воды. Держите цилиндр на фоне белой бумаги и наблюдайте происходящее явление.
Налейте в цилиндр немного воды и испытайте полученный раствор синей лакмусовой бумажкой или метилоранжем. Объясните наблюдаемое явление и напишите уравнения реакции.
Опыт 7. Термическое разложение нитратов.
Проколите в пробирке 2г азотнокислого натрия до прекращения выделения газа. Выделяющийся газ испытайте тлеющей лучинкой. То же проделайте со следующими солями: азотнокислым свинцом и азотнокислым серебром.
Напишите уравнения всех проведенных реакций, составьте схемы перераспределения электронов и отметьте какие атомы или ионы восстанавливаются и какие окисляются.
Опыт 8. Разложение азотной кислоты при нагревании.
Налейте 2см3 концентрированной азотной кислоты в пробирку, укрепите ее в штативе и слегка нагрейте (в вытяжном шкафу). Внесите в пробирку тлеющую лучинку, держа ее щипцами.
Напишите уравнения реакции разложения азотной кислоты, составив к ней окислительно-восстановительную схему.
Опыт 9. Действие азотной кислоты на металлы и неметаллы.
В одну пробирку положите кусочек цинка, в другую кусочек олова и прибавьте в обе пробирки концентрированной азотной кислоты. Какой газ выделяется?
Напишите уравнение реакции, имея в виду, что цинк переходит в нитрат, а олово – в H2SnO3 бета – метаоловянную кислоту. В две другие пробирки положите те же металлы и добавьте сильно разбавленной азотной кислоты; при этом образуются нитраты этих металлов. Напишите уравнения реакций.
В фарфоровую чашку налейте немного концентрированной азотной кислоты и бросьте туда кусочек серы. Нагрейте. Сера постепенно окисляется до серной кислоты.
После охлаждения жидкость налейте в пробирку с водой и обнаружьте в растворе серную кислоту. Напишите уравнения всех проведенных реакций составив окислительно-восстановительные схемы.
Опыт 10. Окислительно-восстановительные свойства азотистой кислоты.
Налейте в пробирку 2см3 раствора йодистого калия, подкислите его разбавленной серной кислотой и затем прибавьте к нему немного раствора азотисто-кислого натрия. К небольшой части полученного раствора добавьте воды и прилейте раствор крахмала для обнаружения свободного йода.
К подкисленному серной кислотой раствору перманганата калия добавьте нитрат калия до обесцвечивания раствора. Составьте уравнение реакций, учитывая, что ионы MnO4- восстанавливаются в ионы Mn2+.
MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O.
Контрольные вопросы.
1. Что общего между электролитической и термической диссоциацией и в чем состоит различие между ними?
2. Приведите примеры термической и электролитической диссоциации.
3. Может ли азотная кислота проявлять восстановительные свойства?
4. Можно ли получить водород из азотной кислоты вытеснением его металлами: магнием, алюминием и медью? Почему?
5. Напишите химические уравнения взаимодействия разбавленной и концентрированной азотной кислоты с цинком, оловом и серой.
6. Почему соли азотной кислоты являются окислителями? Могут ли они быть восстановителями? Почему?
7. Напишите химические уравнения разложения при нагревании азотно-кислых солей натрия, алюминия, меди.
8. Какими свойствами обладает оксид азота (I), оксид азота (II) и оксид азота (IV).
9. Почему азотистая кислота обладает окислительными и восстановительными свойствами?
10. Чем объясняется различная прочность азотной и азотистой кислоты?
11. Чем объясняется небольшая химическая активность азота в свободном состоянии?
12. Составьте уравнения реакций:
а) Cu + HNO3(P) NO +…
б) Cu + HNO3(K) NO2 + …
13. Дайте характеристику азотной и азотистой кислотам по термической устойчивости.
Лабораторная работа №6.
Фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.
Элемент фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi относятся к VA группе периодической системы. Валентный уровень атомов отвечает электронной формуле ns2np3.
Фосфор и мышьяк – неметаллы, сурьма типичный амфотерный элемент, а у висмута преобладают металлические свойства. Элементы VA группы образуют соединения в степенях окисления (3+) и (5+).
Высшая степень окисления (V) для висмута неустойчива. Соединения висмута (V) проявляют сильные окислительные свойства.
NaBiO3 + 6H+ + 2e = Bi3+ + Na + 3H2O.
Переход типа Bi(OH)3 NaBiO3 происходит только под действием очень сильных окислителей. В большинстве соединений элементов VA группы связи ковалентные.
Все элементы VA группы (за исключением висмута) образуют оксиды Э2О5. В качестве гидроксидов им соответствуют слабые ортофосфорная и мышьяковая кислоты H3PO4 и H3AsO4 и малорастворимый полигидрат Sb2O5 ∙ nH2O, переходящий в водный раствор в виде гидроксокомплекса [Sb(H2O)(OH)5], обладающий слабыми кислотными свойствами.
[Sb(H2O)(OH)5] + H2O [Sb(OH)6]- + H3O.
Оксиды Э2О5 существуют для всех типов элементов VA группы. В качестве гидроксидов им отвечают слабые кислоты H2(PHO3), H3AsO3 и HAs3O2; сурьма (III) образует амфотерный полигидрат Sb2O3 ∙ nH2O, у гидроксидов висмута (III) состава Bi(OH)3, BiO(OH) преобладают основные свойства.
Степень окисления (3-) проявляют фосфор, мышьяк и сурьма в водородных соединениях ЭH3. Эти соединения образуют основные катионы ЭH4+, где Э – P и As, которые малоустойчивы.
Из элементов VA группы твердые фосфор и мышьяк окисляются концентрированной азотной кислотой до H3PO4 и H3AsO4, сурьма и реагирует и с концентрированной и с разбавленной HNO3, образуя соответственно осадки Sb2O5 ∙ nH2O и Sb2O3 ∙ nH2O. Висмут реагирует с разбавленной HNO3 (Bi – 3e = Bi3+), тогда как в HNO3(K) висмут пассивируется. В электрохимическом ряду напряжений висмут стоит после водорода и с кислотами – неокислителями не взаимодействует.
В степени окисления (3+) фосфор образует кислоту H3PO4, в которой один атом водорода связан непосредственно с фосфором (H2(PHO3)), и соли M21+(PHO3). В водном растворе H3PO3 – слабый электролит:
H2(PHO3) + H2O H(PHO3)- + H3O; pH < 7.
Кислота H3PO3 и ее соли являются сильными восстановителями.
H3PO3 + 2AgNO3 + H2O = H3PO4 + 2Ag + 2HNO3.
При нагревании кислота H3PO3 и ее соли диспрпорционируют:
Na2HPO3 = 2PH3 + 5Na3PO4 + NaH2 PO4.
Фосфор в степени окисления (V) образует оксид P4O10 – декаоксид тетрафосфора, который, постепенно присоединяя воду, образует кислоты: метафосфорную HPO3, дифосфорную H4P2O7, ортофосфорную H3PO4.
Все кислоты фосфора (V) – слабы протолиты. Для фосфорной кислоты известны кислые и средние соли M3PO4 – ортофосфаты, M2HPO4 – гидроортофосфаты и MH2PO4 – дигидрофосфаты. Большинство ортофосфатов малорастворимы в воде, растворы ортофосфатов и гидроортофосфатов щелочных металлов имеют рH > 7, растворы дигидроортофосфатов - pH < 7 (PO43- - слабое основание, HPO42- - амфолит с преобладанием основных свойств, H2PO4- - амфолит с преобладанием кислотных свойств). Кислые соли термически неустойчивы:
2Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O,
NaH2PO4 = NaPO3 + H2O.
Фосфорные кислоты и их соли содержат фосфор в устойчивой степени окисления (+V) и поэтому окислительными свойствами не обладают.
Хлориды мышьяка, сурьмы и висмута подвергаются в водных растворах гидролизу
As3+ + 3H2O = H3AsO3 + 3H+.
Гидролиз SbCl3 и BiCl3 протекает с образованием основных солей
Sb3+ + Cl - + H2O = SbOHCl + 2H+.
Сульфиды мышьяка и сурьмы при взаимодействии с растворимыми сульфидами Na2S, K2S, (NH4)2S, (NH4)2S2 образуют тиосоли или сульфосоли, т. е. соли тиокислот, например:
As2S3 + 3(NH4)2S = 2(NH4)3AsS3
или
As2S5 + 3(NH4)2S = 2(NH4)3AsS4.
Все соединения мышьяка ядовиты!
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение ортофосфорной кислоты.
В пробирку под тягой внесите несколько кристалликов красного фосфора и добавьте 3-5 капель концентрированной азотной кислоты. Нагрейте пробирку, перемешав реакционную массу до прекращения выделения азота. Ортофосфорная кислота получается в виде сиропообразной, почти бесцветной жидкости.
Составьте полное уравнение реакции окисления фосфора азотной кислотой и расставьте коэффициенты на основании электронного баланса.
Опыт 2. Получение ортофосфора железа, алюминия и бария.
Налейте в три пробирки немного растворов FeCl3, Al2(SO4)3 и BaCl2. Добавьте к нему по 5-7 капель раствора Na2HPO4. Содержимое каждой из пробирок разделите пополам и на одну подействуйте 2н раствором уксусной кислоты, а на другую – 2н раствором соляной кислоты. Напишите уравнения реакций получения и растворения фосфатов железа, алюминия и бария. Объясните процесс растворения.
Опыт 3. Получение окрашенных перлов.
Насыпьте в пробирку слой в 3-5мм соли NaNH4HPO4. Осторожно расплавьте соль и после того, как окончится выделение паров воды и аммиака, в жидкую массу бросьте крупинку соли кобальта соль Cr3+ или оксид хрома (III). Заметьте полученную в этом случае окраску.
Напишите уравнения реакций, учитывая, что метафосфат натрия NaPO3, образовавшихся в этих опытах при нагревании NaNH4HPO4, взаимодействует с оксидами кобальта и хрома, образуя при этом фосфаты или их двойные соли.
Опыт 4. Качественная реакция на фосфат-ионы.
В пробирку налейте 3-5 капель раствора, содержащего фосфат-ионы. Нейтрализуйте исследуемый раствор раствором соды до слабокислой реакции и только тогда внесите две капли нитрата серебра. Полученный желтый осадок разделите на две пробирки, в одну из них добавьте азотной кислоты, а в другую раствор аммиака.
Напишите уравнения реакций молекулярной и ионной форме, учитывая, что при взаимодействии фосфата серебра с раствором аммиака образуется комплексный ион-аммиаката серебра.
Опыт 5. Отношение сурьмы и висмута к кислотам.
а) В две пробирки внесите по 1-2 кусочку сурьмы и добавьте в одну 2-3 капли концентрированной H2SO4, а в другую концентрированной HNO3. Нагрейте пробирки. Отметьте выделение газа в обеих пробирках. В пробирке с серной кислотой происходит растворение с образованием Sb2(SO4)3, в пробирке с азотной кислотой – выпадение осадка сурьмяной кислоты. Напишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты с учетом электронного баланса.
б) В две пробирке положите по кусочку металлического висмута. Добавьте в одну 3-5 капель концентрированной серной кислоты, а в другую – концентрированной азотной кислоты. Осторожно нагрейте обе пробирке и наблюдайте растворение висмута в обеих пробирках. Напишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты с учетом электронного баланса, зная, что в обоих случаях образуются соли висмута (III).
Опыт 6. Гидроксиды сурьмы и висмута.
а) Гидроксид сурьмы.
В две пробирки поместите по 3-4 капли раствора SbCl2 и добавьте в каждую несколько капель 2н раствора гидроксида натрия до выпадения осадка Sb(OH)3. Отметьте цвет осадка и напишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. В одну из пробирок добавьте несколько капель раствора соляной кислоты, в другую – гидроксид натрия. Отметьте растворение осадка в двух пробирках. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
б) Гидроксид висмута.
Получите гидроксид висмута Bi(OH)3 взаимодействием 3-4 капель раствора нитрата висмута (III) и 2н раствора гидроксида натрия. Испытайте растворимость осадка в 2н растворе азотной кислоты и в 2н растворе щелочи. В каком случае осадок не растворяется? Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций получения гидроксида висмута и его растворение в азотной кислоте.
Опыт 7. Окислительные свойства висмута.
В пробирку поместите две капли раствора SnCl2 и прибавьте 5-6 капель 2н раствора гидроксида натрия до полного растворения выпавшего вначале осадка гидроксида олова. К полученному раствору станнита добавьте каплю раствора нитрата висмута. Напишите уравнения реакций, учитывая, что в результате реакции выделяется металлический висмут. Расставьте коэффициенты с учетом электронного баланса.
Опыт 8. Окислительные свойства Bi5+.
В пробирку прилейте 1-2 капли раствора MnSO4, 2-3 капли 2н раствора азотной кислоты и прибавьте несколько кристаллов висмутата натрия NaBiO3.Наблюдайте появление красно-фиолетовой окраски.
Опыт 9. Сульфиды и тиосоли сурьмы.
а) Прибавьте к раствору хлорида сурьмы (III) 2-3 капли 2н раствора соляной кислоты и 5-6 капель раствора сероводорода. Отметьте ярко-оранжевый цвет выпавшего в осадок сульфида сурьмы Sb2S3. Испытайте растворимость осадка в сульфиде аммония (NH4)2S и в полисульфиде аммония (NH4)2S2.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
б) Разложение тиосоли сурьмы.
Налейте в пробирку несколько капель полученного раствора тиоантимонита и прибавьте несколько капель 2н раствора соляной кислоты до выпадения осадка SbS3. Напишите уравнения реакции в молекулярной и ионной форму.
Опыт 10. Получение и свойства сульфида висмута.
а) Получение сульфида висмута Bi2S3.
В две пробирки поместите по 2-3 капли раствора соли висмута и прибавьте 3-4 капли сероводородной воды. Отметьте цвет осадка. В одну пробирку прибавьте 4-5 капель сульфида аммония. Происходит ли растворение осадка? Образует ли висмут тиосоли? Объясните различное отношение сульфидов сурьмы и висмута к избытку сульфида аммония. Напишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах.
б) Растворение Bi2S3 в HNO3.
К сульфиду висмута добавьте несколько капель концентрированной азотной кислоты. Напишите уравнения реакции растворения осадка Bi2S3 в HNO3 с электронным балансом, учитывая, что процесс сопровождается окислением сульфида висмута в сульфат висмута и восстановлением азотной кислоты до оксида азота (IV).
Контрольные вопросы и задачи.
1. Значение электроотрицательности фосфора и водорода близки между собой. Какие химические доводы позволяют приписать фосфору и фосфине PH3 степень окисления (III)?
2. Спектральными методами доказано, что фосфорноватистая кислота H3PO2 существует в водном растворе в двух таутомерных формах:
H2(PHO2) – фосфонистая и H(PH2O2) – фосфиновая кислота (вторая форма доминирует). Изобразите их пространственное строение и укажите, почему предпочтительнее является вторая форма.
3. Составьте уравнения реакции, уравняйте их с помощью электронного баланса:
а) H3PO3 + Zn + H+
б) H3PO3 + Ag+
в) H3PO2 + HNO3
г) H3PO3 + HgCl2 + H2O
д) H3PO2 + Fe3+ + H+
4. Составьте уравнения следующих реакций:
а) Sb2O3 + OH - + Br2 =
б) [Sb(OH)6]- + H3O+ + I =
в) Sb2S3 + HClk =
г) Bi(OH)3 + OH - + [SnCl3]- =
5. Укажите, о каких свойствах соединений сурьмы (III) свидетельствует существование следующих веществ:
Sb(NO3)3 и SbBr;
K[Sb(OH)4] и K[Sb(C2O4)2].
Какими свойствами обладают Sb2O3 и SbO(OH)? Дайте мотивированный ответ.
6. Количественное определение сурьмы в водном растворе основано на реакции [SbCl4]- + Cl - + H3O+ + IO3 =. Составьте уравнение этой реакции, объясните, в чем состоит удобство ее использования в аналитической практике.
7. Составьте уравнения следующих реакций:
а) H3AsO4 + H2O + SO2 =
б) As2O5 + H3O+ + Zn =
в) H3AsO4 + HI =
Какие химические свойства соединений мышьяка (V) отражают эти реакции?
8. Химические свойства фосфора во многих близки к свойствам мышьяка, но резко отличаются от химических свойств азота. В чем заключается главная причина сходства и различия химии элементов N, P и As?
9. Опишите строение белого и красного фосфора. Почему белый фосфор обладает более высокой химической активностью? Объясните, почему белый фосфор хорошо растворим в сероуглероде и плохо в воде, а красный фосфор нерастворим в обоих растворителях.
10. Составьте уравнения следующих реакций:
а) PI3г + H2O =
б) SbF5ж + HF =
в) PCl5 + H2O =
г) PCl3O2 + Pb(NO3)2 = (NO2)Cl + …
11. Охарактеризуйте тип химической связи в хлоридах мышьяка, сурьмы и висмута, и объясните некоторые свойства этих соединений, которые проявляют в следующих химических реакциях:
а) AsCl3 + H2O =
б) SbCl3 + H2O =
в) BiCl3 + H2O =
г) AsCl3 + H3O+ + BrO3- =
д) SbCl5 + HI =
е) SbCl3 + Zn =
12. При нагревании без доступа воздуха минерала арсено-пирита FeAsS образуется сульфид железа (II) и мышьяк. Приведите возможное объяснение того факта, что в свободном состоянии выделяется именно мышьяк, а не сера или железо.
13. Составьте уравнение следующих реакций:
а) Zn3As2 + HClp =
б) Mg3Sb2 + H2SO4p =
в) Na3Sb + HClp + K2Cr2O7 =
14. Составьте уравнение следующих реакций с участием мышьяка и сурьмы:
а) As + OH - + ClO - =
б) As + H3O+ + Cr2O72- =
в) Sb + H2SO4 + KClO3 =
г) Sb + NaNO3 + NaOH =
На основании этих реакций укажите, какой из элементов в свободном виде As или Sb проявляет более сильнее восстановительные свойства.
Лабораторная работа №7.
Сера.
Сера – элемент р - семейства, расположена в третьем периоде периодической системы элементов входит в состав главной подгруппы 6 группы и является аналогом кислорода.
Сера имеет следующую электронную конфигурацию:
1s22s22p63s23p4.
В невозбужденном состоянии у серы два неспаренных электрона, а в возбужденном – 6,поэтому сера способна образовать соединения со степенями окисления от –2до +6, проявляя как окислительные, так и восстановительные свойства.
Сера растворяется: а) в концентрированной азотной кислоте
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O;
б) в горячих растворах щелочей благодаря реакции диспропорционирования
3S + 2NaOH = 2Na2S + Na2SO4 + 3H2O.
При непосредственном соединении серы с водородом образуется сероводород. В сероводороде степень окисления серы -2.
Сероводород ядовитый газ, поражающий нервную систему, поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметично закрывающимися приборами. Сероводород – восстановитель.
Соли H2S – сульфиды S-элементов растворимы в воде и сильно гидролизированы. Сульфиды d-элементов плохо растворяются в воде: катионы очень слабых оснований (например, Al3+, Cr3+) не могут быть осаждены в воде в виде сульфидов следствии полного гидролиза
AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl.
При сгорании серы на воздухе образуются оксиды серы (IV) SO2 и SO3 – оксиды серы (VI) в присутствии катализатора. Водный раствор SO2 – H2SO3 – кислота средней силы, образует соли: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты). Как сама H2SO3, так и ее соли могут проявлять окислительные и восстановительные свойства. Например:
5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O;
Na2SO3 – восстановитель.
Na2SO3 + 4KI + 3H2SO4 = S + I2 + Na2SO4 + 2K2SO4 + 3H2O:
Na2SO3 – окислитель, Na2SO4 – сильная кислота.
В разбавленной серной кислоте окислителем является H+, а в концентрированной S+6 в SO42-;
Zn + H2SO4(P) = ZnSO4 + H2 ,
Zn + 2H2SO4(k) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O,
3Zn + 4H2SO4(k) = 3ZnSO4 + S + 4H2O,
4Zn + 5H2SO4(k) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.
H2S2O3 – тиосерная кислота, ее можно считать производной серной кислоты
H O O
S
H O S
В состав тиосерной кислоты входят две серы S6+ и S2-, кислота неустойчива и разлагается, подвергаясь внутримолекулярному окислению-восстановлению
SO2
H2S2O3 = S + H2SO3
H2O.
На практике используется натриевая соль тиосерной кислоты как восстановитель
Na2S2O3 + Br2 + H2O = Na2SO4 + S + 2HBr.
Na2S2O3 – восстановитель.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Восстановительные свойства сероводорода.
Налейте в пробирки ¼: а) бромной воды; б) йодной воды; в) раствора перманганата калия; г) раствор соли железа (III) д) раствор дихромата калия, подкисленного серной кислотой. Во все пробирки добавьте сероводородной воды.
Что происходит в каждом случае? Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. Дайте схему электронного баланса к окислительно-восстановительным реакциям.
Опыт 2. Получение сульфидов.
Налейте в пробирки по 1-2см3 растворов солей: натрия, кадмия, марганца, свинца, цинка. Подействуйте на эти растворы сероводородной водой. В каких растворах образовались осадки? Обратите внимание на их цвет.
В пробирку с осадками прилейте небольшое количество разбавленной соляной кислоты. Отметьте растворившиеся и нерастворившиеся осадки.
Напишите уравнения реакций взаимодействия указанных веществ в молекулярной и ионной формах.
Опыт 3. Гидролиз сульфидов.
а) Несколько кристаллов сульфида натрия растворите в воде. Исследуйте характер среды раствора. Напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионной форме.
б) К раствору соли алюминия прилейте раствор сульфида аммония. Нагрейте пробирку, отфильтруйте образовавшийся осадок и промойте его горячей водой. Докажите экспериментально, что образовавшийся осадок является гидроксидом аммония. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
Опыт 4. Получение сернистого газа и сернистой кислоты.
В пробирку насыпьте 2г кристаллического сульфита натрия, влейте 2-3см3 раствора 40% серной кислоты и закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой.
Погрузите газоотводную трубку в пробирку с водой. Испытайте раствор сернистой кислоты метилоранжем. Составьте уравнения реакций, происходящих при взаимодействии:
1) серной кислоты с сульфитом натрия;
2) при пропускании сернистого газа в воду.
Полученный раствор разлейте в четыре пробирки. Одну порцию разделите на две равные части, в каждую из них добавьте по 2-3 капли метилоранжа, одну из которых прокипятите. Почему происходит изменение окраски?
Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства сернистой кислоты и ее солей.
а) Налейте в пробирку 2-3см3 сероводородной воды и добавьте серной кислоты, полученной в опыте 4. Почему раствор мутнеет? Напишите уравнение реакции и схему перехода электронов. Какие свойства в этом опыте проявляет сернистая кислота?
б) Налейте в пробирку 2-3см3 раствора хлорида железа (III) и прибавьте к нему по каплям раствор сернистой кислоты и раствор сульфита, подкисленный 1н раствором серной кислоты до тех пор, пока желтый цвет раствора FeCl3 не изменится светло-зеленого FeCl2. Напишите уравнения реакции. Представьте схему электронного баланса.
Опыт 6. Восстановительные свойства тиосульфата натрия.
Налейте в две пробирки по ¼ раствора тиосульфата натрия и прибавьте бромную воду.
Что представляет собой появляющийся в пробирках осадок? Напишите уравнения реакций и дайте схему перехода электронов.
Опыт 7. Неустойчивость тиосерной кислоты.
Налейте в пробирку 2-3см3 раствора тиосульфата натрия и добавьте разбавленную соляную кислоту. При этом образуется тиосерная кислота, которая по реакции внутримолекулярного окисления – восстановления разлагаются с выделением SO2 и S
Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + S + H2O.
Опыт 8. Реакция открытие иона SO42-.
1) Налейте в одну пробирку немного разбавленной кислоты, а в другую – сульфат натрия, в третью водопроводной воды. Добавьте в три пробирки раствора хлористого бария.
2) Напишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах.
Опыт 9. Контрольный раствор.
Докажите присутствие в растворе следующих ионов: S2-, SO32-, SO42-, S2O32-.
Подтвердите уравнение реакций в молекулярной и ионной формах.
Контрольные вопросы и задачи:
1. Напишите электронную формулу серы, и охарактеризуйте ее.
2. Назовите аллотропные модификации серы и укажите температуры их превращений. При какой температуре плавится сера?
3. Укажите возможные степени окисления серы в соединениях. При каких степенях окисления сера обладает окислительными, восстановительными и окислительно-восстановительной двойственностью? Приведите примеры.
4. Напишите реакции получения сульфидов различными способами.
5. Укажите важнейшие свойства и способы получения оксидов серы. Охарактеризуйте поведение оксида серы (IV) и его гидроксида в окислительно-восстановительной реакции.
6. Почему сероводород обладает только восстановительными свойствами? Приведите примеры реакций, характерных для сероводорода. Составьте соответствующие уравнение реакций.
7. Почему сернистая кислота обладает и окислительными и восстановительными свойствами, а серная только окислительными? Сопоставьте свойства и объясните различие разбавленной и концентрированной кислоты (действие на металлы, водоотнимающие действия).
8. Почему нельзя применять серную кислоту для получения углерода (IV) из карбоната кальция.
9. Напишите графические формулы оксидов серы (IV) и (VI). Покажите характер химической связи и тип гибридизации.
10. Чем объясните различие химических свойств разбавленной и концентрированной серной кислоты?
11. Можно ли применять азотную кислоту для получения сероводорода и сульфидов, для получения водорода действием на нее свинцом?
12. Какие из следующих газов:CH4, H2Se, CO2, NH3, H2S – нельзя осушить пропусканием через концентрированную H2SO4? Дайте объяснение и составьте соответствующие уравнения реакций.
13. Почему в железных цистернах можно перевозить только концентрированную 98% серную кислоту и нельзя перевозить разбавленную?
14. Напишите структурные формулы: а) сульфида и гидросульфида кальция; б) тиосульфита натрия.
15. Какой объем H2S (t = 7oC, 720мм. рт. ст.) следует пропустить через 400см3 6%-ного раствора KMnO4 (ρ = 1,04г/см3), подкисленного серной кислотой, до полного восстановления KMnO4.
16. Дописать уравнения реакций, подобрать коэффициенты:
1) 
S + KMnO4 + H2SO4
2) H2S + HNO3 H2SO4 + …
3) 
K2S + K2Cr2O7 + H2SO4 CrCl3 + …
4) HNO3 + SO2 + H2O
5) Na2SO3 + Zn + HCl(P)
6) SO2 + SnCl4 + H2O SnCl2 + H2SO4 + …
7) FeS + O2 Fe2O3 + SO2
8) H2O2 + H2S H2SO4 + …
9) MnS + HNO3(P) Mn(NO3)2 + S + NO + …
Лабораторная работа №8.
Галогены.
К галогенам относятся элементы: фтор, хлор, бром, йод, астат, находящиеся в главной подгруппе седьмой группы.
Они составляют 7А группу р-элементов периодической системы. Атомы всех галогенов в наружном электронном слое имеют семь электронов, соответственно:
F ∙ Cl ∙ Br ∙ I ∙
…2s22p5, …3s23p5, …4s24p5, …5s25p5,
поэтому они легко присоединяют один электрон, превращаясь в отрицательные ионы со степенью окисления -1, что характеризует их как типичные неметаллы и как сильные окислители.
При возбуждении атомов, ввиду возможного перехода s - и р-электронов на более высокий d-подуровень, все галогены, кроме фтора, могут повышать окислительные числа: бром и астат до +5, а хлор и йод до +7.
При переходе от фтора к йоду в связи с уменьшением сродства к электрону (электроотрицательности) окислительная активность нейтральных атомов постепенно уменьшается, а восстановительная способность отрицательных ионов возрастает. Этим объясняется способность галогенов вытеснять друг друга из соединений в ряду F – Cl – Br – I:
F2, Cl2, Br2, I2. Cl-, Br -, I-.
Уменьшаются окисли - Усиливается восстано-
тельные свойства вительная активность.
При нормальных условиях (н. у.) фтор и хлор – газы, бром – жидкость, йод - твердое вещество.
Хлор и бром непосредственно соединяются почти со всеми металлами и неметаллами, за исключением кислорода, азота, углерода. Химическая активность йода значительно ниже, чем хлора и брома. Галогены сравнительно малорастворимы в воде, особенно йод, но лучше в спирте, бензоле, эфире.
Свободные галогены получают окислением отрицательно заряженных ионов химическим или электрохимическим методами.
С водородом галогены образуют газообразные соединения типа HF, водные растворы которых являются сильными кислотами, за исключением фтористоводородной кислоты средней силы. Галогеноводороды получают действием серной кислоты на их соли. Однако, при получении HBr, HI происходит частичное окисление их до свободных Br2 и I2
2KBr + 2H2SO4 = K2SO4 + SO2 + Br2 + 2H2O.
Галогеноводороды проявляют восстановительные свойства, возрастающие от HCl к HI.
Кислородные соединения галогенов получают косвенным путем. Это сравнительно малоустойчивые вещества, обладающие окислительными свойствами. Хлор и йод в них проявляют степень окисления от +1 до +7, а бром от +1 до +5.
Наибольшее практическое значение имеют кислородные соединения хлора, для которого известны следующие кислородные кислоты и их соли:
1. HClO – хлорноватистая кислота, соли хлорноватистой кислоты – гипохлориты.
2. HClO2 – хлористая кислота, соли ее называют хлористокислые (хлориты).
3. HClO3 – хлорноватая, соли – хлорноватокислые – хлораты.
4. HClO4 – хлорная кислота, соли – хлорнокислые – перхлораты.
В ряду:
HCl, HClO2, HClO3, HClO4.
усиливаются кислотные свойства
увеличивается окислительная активность.
Галогены при обычной температуре растворимы в воде, реакция идет по схеме, например:
Cl2 + H2O = HClO + HCl.
Хлорная вода за счет присутствия HClO является окислителем 2HClO = 2HCl + 2O. Присутствие в ней атомарного кислорода обуславливает ее отбеливающие и дезинфицирующие свойства.
Если газообразный хлор пропустить через щелочной раствор, то образуется «жавелевая вода»
Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O,
жавелевая вода
Если подействовать углекислым газом, то
NaClO + CO2 + H2O = NaHCO3 +HClO.
При действии хлора на горячий концентрированный KOH получается
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O,
а при нагревании бертолетовой соли получают перхлорат калия
4KClO3 = 3KClO4 + KCl.
В ряду HClO, HBrO, HIO уменьшаются окислительные и кислотные свойства.
При действии хлора на гашенную известь получают хлорную известь
2Cl2 + 2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O.
Во влажном воздухе хлорная известь образует хлорноватистую кислоту
Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3 + 2HClO.
При работе с галогенами (хлором, бромом) необходимо соблюдать меры предосторожности. Опыты следует проводить в вытяжном шкафу, остатки галогенов после опыта погружать в слабый раствор щелочи или известковой воды - Ca(OH)2.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение хлора.
Пробирку с несколькими кристалликами KMnO4 перманганата калия, закрепите вертикально в штативе. Штатив поставьте в вытяжной шкаф. Из капельницы прибавьте немного концентрированной соляной кислоты
(ρ = 1,19г/см3). Что наблюдается? Напишите уравнения реакций и электронную схему к нему. Соберите хлор в три пробирки.
Опыт 2. Свойства хлора.
а) Взаимодействие хлора с металлами.
В пробирку с хлором насыпьте немного порошкообразной сурьмы. Что наблюдается? Медную проволоку нагрейте пламенем спиртовки и быстро внесите в пробирку с хлором. Опишите происходящее и составьте уравнения реакций.
б) Отбеливающие свойства хлорной воды.
В пробирку с хлором прилейте немного воды и затем прибавьте подкрашенную фиолетовыми чернилами (фуксином) воду. Объясните причину обесцвечивания ее.
в) Окислительные свойства хлора.
Пробирку с раствором KI прибавьте по каплям хлорную воду до появления бурной окраски (цвет водного раствора йода). Содержание пробирки разделите на две части. К одной части прибавьте раствор крахмала, к другой-1-2см3 бензола, взболтайте. Запишите изменение окраски, составьте уравнения реакций и электронные уравнения. Реактивом на свободный хлор служит йодокрахмальная бумага.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 |
