Получение озона и его свойства

Опыт 5. В одну пробирку всыпать немного порошка пероксида бария, в другую налить ~ 2 мл концентрированной серной кислоты. Охладить обе пробирки, опустив их в ледяную воду. При перемешивании стеклянной палочкой и охлаждении влить серную кислоту в пробирку с пероксидом бария. Образующийся озон может быть обнаружен по запаху (нюхать осторожно!), по окрашиванию фильтровальной бумаги, смоченной раствором иодида калия и крахмальным клейстером.

Сопоставить строение и свойства двух аллотропных модификаций кислорода.

Получение и свойства пероксида водорода

Опыт 6. В стаканчик налить ~5 мл 2н серной кислоты, охладить её льдом и добавить к ней ~1 г пероксида бария. После 3-5 минутного перемешивания раствор отфильтровать от осадка и обнаружить (с помощью иодида калия) наличие в растворе пероксида водорода.

Какими кислотными свойствами обладает пероксид водорода?

Сопоставить результаты опытов 5 и 6 и обосновать различие продуктов реакции пероксида бария с серной кислотой.

Опыт 7. В пробирку налить ~2 мл 3 % раствора пероксида водорода и добавить немного диоксида марганца. С помощью тлеющей лучинки установить выделение кислорода. Какую роль выполняет диоксид марганца?

Опыт 8. В пробирку с 2 мл 3 % расвора пероксида водорода добавить несколько капель 5 % расвора иодида калия. Образовавшийся раствор разбавить водой и добавить к нему несколько капель крахмального клейстера. Что происходит?

Опыт 9. Получить в пробирке небольшое количество осадка сульфида свинца действием раствора сульфида аммония на раствор нитрата или ацетата свинца. Осадок промыть декантацией три раза водой и подействовать на него 3 % раствором пероксида водорода. Отметить изменение цвета осадка.

Обосновать применение данной реакции при реставрации старых картин.

Опыт 10. К 1 мл разбавленного раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой, добавить 3 % раствор пероксида водорода. Отметить изменение окраски раствора. Как и почему влияет рН среды на окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода?

На основании результатов опытов 6-10 сделать общий вывод о получении пероксида водорода в лаборатории, её кислотных и окислительно-восстановительных свойствах.

Получение и свойства сероводорода и сульфидов

Опыт 11. Поместить в пробирку ~0,5 г сульфида железа(II) и прилить ~3 мл 20 % раствора соляной кислоты. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой, имеющей оттянутый конец. Испытать действие выделяющегося газа на фильтровальную бумажку, смоченную раствором ацетата или нитрата свинца.Через некоторое время, необходимое для вытеснения воздуха из пробирки, сероводород можно поджечь горящей лучинкой. Наблюдать горение сероводорода при достаточном доступе воздуха. Обратить внимание на появление запаха диоксида серы. Внести в сероводородное пламя холодную фарфоровую чашечку и наблюдать образование желтого пятна на её поверхности. Обосновать наблюдения.

Опыт 12. В отдельных пробирках приготовить по ~1 мл следующих растворов: бромной воды; иодной воды; раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой; раствора соли железа(III). Отметить окраску каждого раствора. В каждую пробирку прилить избыток сероводородной воды и отметить изменение цвета растворов.

Каков состав сероводородной воды? Именяются ли свойства сероводорода при его растворении в воде? Ответ обосновать.

Опыт 13. Налить в три пробирки по ~1 мл раствора сульфида натрия. В первую пробирку добавить 1-2 капли фенолфталеина и установить реакцию среды. Во вторую пробирку прилить 1-2 мл раствора сульфата алюминия, в третью – такой же объём раствора хлорида цинка. Наблюдать образование осадков. Прилить к осадкам во второй и третьей пробирках по 2 мл концентрованного раствора щелочи и наблюдать растворение осадка во второй пробирке. Обосновать наблюдаемые реакции.

Диосид серы и его свойства

Опыт 14. В пробирку поместить ~ 0,5 г кристаллического сульфита натрия и добавить ~3 мл концентрированной серной кислоты. Пробирку закрыть пробкой с газоотводной трубкой и выделяющийся газ пропустить через ~ 10 мл воды, налитой в стаканчик. Полученный раствор диоксида серы в воде – сернистой кислоты, разлить в пять пробирок. В одну пробирку прилить хлорную воду, во вторую – бромную, в третью – раствор соли Fe(III), в четвертую—разбавленный раствор перманганата калия. В каждой пробирке установить с помощью раствора хлорида бария образование сульфат-ионов в качестве продукта окисления сернистой кислоты. К раствору сернистой кислоты в пятой пробирке (под тягой) прилить ~ 3 мл сероводородной воды, через несколько минут наблюдать образование взвеси.

Сделать выводы о составе и свойствах водного раствора диоксида серы.

Тиосерная кислота и тиосульфаты

Опыт 15. Растворить несколько кристаллов тисульфата натрия в ~ 2 мл воды и добавить ~ 1 мл разбавленной соляной кислоты. Наблюдать образование взвеси. Сравнить с действием соляной кислоты на сульфит натрия (опыт 14) и обосновать различие в свойствах сернистой и тиосерной кислот.

Опыт 16. В три пробирки налить по 1-2 мл хлорной, бромной, и иодной воды и затем по каплям прибавить раствор тиосульфата натрия до исчезновения запаха хлора и обесцвечивания бромной и иодной воды. С помощью раствора хлорида бария установить образование сульфат – ионов в первой и второй пробирках.

Обосновать проявление тиосульфат – ионом восстановительных свойств.

Опыт 17. К ~ 0,5 мл раствора нитрата серебра прилить по каплям раствор тиосульфата натрия (избегая избытка, почему?). Наблюдать образование белого осадка тиосульфата серебра и постепенное изменение цвета осадка. Отфильтровать осадок и к фильтрату прилить раствор хлорида бария. Отметить образование осадка.

Обосновать наблюдаемые превращения тиосульфата серебра. Где используется реакция комплексообразования иона серебра с тиосульфатом? Используя значения ПР галогенидов серебра (AgCl, AgBr, AgJ) и константы нестойкости комплекса [Ag(S₂O₃)₂]^3-, рассчитать константу равновесия реакции:

AgHal ↓ + 2 [S₂O₃]^2- ↔ [Ag(S₂O₃)₂]^3- + Hal^1-

и сделать вывод о растворимости осадков AgHal в расворе тиосульфата натрия.

На основании опытов 15-17 сделать выводы о строении и свойствах тиосульфатов.

Серная кислота и её свойства

Опыт 18. На листке бумаги острой лучинкой сделать надпись разбавленной серной кислотой. Бумажку осторожно высушить над пламенем спиртовки. Что наблюдается? Почему?

Опыт 19. Несколько медных стружек обработать в пробирке ~3 мл концентрированной серной кислотой и смесь осторожно нагреть на спиртовке. Обратить внимание на выделение газа и появление окраски раствора. Поднести к отверстию пробирки бумажку, смоченную раствором перманганата калия, и наблюдать сначала её потемнение а затем обесцвечивание. Обосновать наблюдаемые реакции.

Опыт 20. Поместить в пробирку гранулу цинка, прилить ~2 мл концентрированной серной кислоты и смесь осторожно нагреть на спиртовке.

Отметить выделение газа и обратить внимание на появление налета серы на стенках пробирки. Обосновать наблюдаемые реакции.

Опыт 21. Щепотку серы обработать в пробирке 1-2 мл концентрированной серной кислоты и смесь осторожно нагреть на спиртовке. Испытать действие выделяющегося газа на бумажку, смоченную раствором перманганата калия, и установить природу газа.

На основании опытов 19-21 сделать вывод об окислительных свойствах концентрированной серной кислоты. Обосновать различие в окислительных сойствах концентрированной и разбавленной серной кислоты.

Опыт 22. К разбавленной серной кислоте в четырех пробирках прилить растворы солей Ca, Sr, Ba и Pb(II). Отметить образование осадков.

Каким способом осадок BaSO₄ перевести в растворимое соединение?

 

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Вариант 1

1. Объяснить наблюдаемую закономерность в изменении энергии связи между одинаковыми атомами Э-Э: 138,1 (O-O), 213,4 (S-S), 184,1 (Se-Se), 138,1кДж/моль (Te-Te)?

2. Чем обусловлено большое значение кислородных соединений в химии?

3.Даны четыре раствора, содержащие H₂SO₄, H₂SO_3, H₂S, Na₂S₂O₃. Какими реакциями можно определить каждое из веществ?

4. Произойдет ли выпадение осадка, если к одному литру насыщенного раствора CaSO₄ прилить 10 мл 1∙ 10^-6 М раствора Na₃PO₄? ПР(Са₃(РО₄)₂) = 1∙10^-26, ПР(СаSО₄) = 9 ∙ 10^-8.

5. Осуществить переходы: Na₂SO₄→ Na₂S→ SO₂→ S..

6. Селеновая кислота: строение, получение, свойства.

7. Закончить уравнения реакций:

S_(тв) + Сl_{2 (г)} → K₂SeO₃ + SO₂ → Na₂S₂ + HNO_{3 конц.} →

Te + HNO_{3 конц.} → НFSO₃ + KOH → H₂O₂ + Ag₂O →

 

Вариант 2

1.Как и почему изменяются формы существования и свойства простых веществ халькогенов? В каких условиях могут существовать двухатомные молекулы халькогенов? Чем объяснить различие в устойчивости О₂ и остальных молекул?

2. В чем проявляются и что является причиной «уникальных» свойств воды? Как и почему изменяются кислотно-основные свойства воды при комплексообразовании?

3. Как изменяются кислотные и окислительно-восстановительные свойства в ряду H₂SO₃, H₂SeO_3, H₂TeO₃?

4. Какое количество кислорода в литрах (н.у.) выделится при термическом разложении 100 г K₂S₂O₈, содержащем 7 % инертных примесей?

5. Осуществить переходы: НClSO₃ → K₂SO₄ → H₂S → S → SCl₄.

6. Свойства и получение соединений селена с галогенами.

7. Закончить уравнения реакций:

Te + HNO_{3 конц.} → BaO₂ + CO₂ → Na₂S₂ + SnS →

AgNO₃ + Na₂S₂O₃ → Na₂S₂O₇ SCl₄ + Na₂CO₃ + H₂O→

Вариант 3

1. Почему температуры плавления и кипения серы значительно выше соответствующих температур для кислорода? Почему при переходе от фтора к хлору не наблюдается такого сильного различия в температурах плавления и кипения?

2. Классификация оксидов. Зависимость свойств оксидов от характера связи Э-О?

3. Как и почему изменяются кислотные и окислительные свойства в ряду серная-селеновая-теллуровая кислота? Подтвердите примерами.

4. Какое количество SOCl₂ прореагироваало с водой, если для осаждения образовавшегося хлорид-иона потребовалось 68г 10 % -ного раствора AgNO₃?

5. Осуществить переходы: KHSO₃→ KHSO₄→ K₂S₂O₈→ SO₂→ H₂S.

6. Получение серной кислоты нитрозным способом.

7. Закончить уравнения реакций:

H₂SO₃ + H₂TeO₃ → As₂S₃ + Na₂S → FeS₂ + HNO_{3 конц.} →

Na₂S + KMnO₄ + H₂O → H₂SO_{4 конц.} + Zn → S + KOH

Вариант 4

1. Чем обусловлена аллотропия кислорода? Какова причина высокой реакционной способности озона по сравнению с кислородом?

2. Как изменяются свойства высших оксидов в периодах и группах Периодической системы?

3. Некоторые кислоты неустойчивы и в свободном состоянии не выделены. Каким образом можно охарактеризовать их силу? Приведите примеры.

4. Выпадет ли осадок AgJ ПР(AgI) = 8,3 ∙10^-17, если к 300 мл 0,01 % -ного раствора NaJ добавить 200 мл насыщенного раствора AgBr ПР(AgBr)=5,3 ∙ 10^-13?

5. Осуществить переходы: K₂SeO₄ → SeO₂ → Se → H₂Se → H₂SeO₄.

6. Сравните кислотные и восстановительные свойства H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te.

7. Закончить уравнения реакций:

NaOH + SO₂ → Cu₂S + H₂SO_{4 конц.} → Na₂S₂O₃ + J₂ →

Se + HNO_{3 конц.} → MnSO₄ + K₂S₂O₈ + H₂O → Te + F₂ →

Вариант 5

1. С какими простыми веществами кислород непосредственно не соединяется?

2. Как и почему изменяются теплоты образования диоксидов халькогенов?

3. Получение S, Se, Te и Po.

4. Сколько FeS₂, содержащего 40 % примесей, необходимо для получения 5 т 98 % H₂SO₄?

5. Напишите уравнения реакций и дайте их объяснение для последовательных переходов в ряду соединений: SF₆→ S → K₂SO₃ → SO₃ → H₂S₂O₈.

6. Как получить сульфид и дисульфид натрия?

7. Закончить уравнения реакций:

Na₂SO₃ + S → H₂SeO₄ + NaCl + H₂SO₄ → Na₆TeO₆ + HCl →

K₂S₂O₈ + CrSO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂O → H₂Te + S →

Вариант 6

1. Взаимодействует ли при комнатной температуре кислород с водородом, азотом? Почему?

2. Термическая устойчивость оксидов и факторы, которые её определяют.

3. Как и почему изменяется термическая устойчивость в ряду SO₃, SeO₃, TeO₃?

4. Образуется ли осадок Ag₂S, если к 1 л 0,001 М раствора Na₃[Ag(S₂O₃)₂], содержащему 40 г Na₂S₂O₃, добавить 10 мл насыщенного раствора CdS? ПР(Ag₂S) = 6,3 ∙10^-50, ПР(CdS) = 7,9 ∙ 10^-27, К_н ([Ag(S₂O₃)]^3-) = 2,5 ∙ 10^-14?

5. Осуществить переходы: O₂ → F₂O → H₂O → H₂O₂ → BaO₂.

6. Почему селеновая кислота по силе мало уступает серной кислоте, но значительно её превосходит как окислитель?

7. Закончить уравнения реакций:

Na₂S₂O₃ + HNO_{3 конц.} → NaI + O₃ + H₂O → Na₂TeO₄ + SO₂ + H₂O →

CoSO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₂O₂ + CrCl₃ + H₂O → SF₆ + NaOH

 

Вариант 7

1. Чем обусловлена неустойчивость озона по сравнению с молекулярным кислородом? Привести реакции, демонстрирующие повышенную реакционную способность озона.

2. Физические и химические свойства воды.

3. Сравнительная характеристика контактного и нитрозного методов получения серной кислоты.

4. Какое количество 98 % - ной серной кислоты необходимо для окисления 37 г меди, содержащей 3 % золота? Какой объём SO₂ при этом выделяется?

5. Осуществить переходы: TeF₆ → Te → TeO₃ → TeO₂ → H₂Te.

6. Способы получения пероксида водорода в промышленности и лаборатории.

7. Закончить уравнения реакций:

Na₂S₄O₆ + HNO_{3 конц.}→ Pt + HCl + H₂TeO₄ → Na₂TeO₃ + Cl₂ + NaOH →

H₂SO₅ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O → As₂S₃ + O₂ → MnO₂ + SO₂ →

 

Вариант 8.

1. Лабораторные и промышленные методы получения кислорода и озона.

2. Пероксиды, супероксиды и озониды. Получение и свойства.

3. Способы получения теллуристой, теллуровой кислот и их солей.

4. Произойдет ли осаждение сульфида ртути при прибавлении к 1 л 0,001 М раствора K₂[HgI₄], содержащего 0,05 моль KI, такого количества сульфид-ионов, которое содержится в 1 л насыщенного раствора CdS? ПР(CdS) = 3,6 ∙ 10^-29, ПР(HgS) = 4 ∙ 10^-53. К_н ([HgI₄]^2-) = 5 ∙ 10^-31.

5. Осуществить переходы: S→ Na₂S→ Na₂S_x→ H₂S_x→ SO₂.

6. Как и почему изменяется устойчивость соединений элементов в высших состояниях окисления в ряду кислород-полоний?

7. Закончить уравнения реакций:

Zn + SO₂→ KMnO₄ SO₂ Cl₂ + H₂O→

Na₂S₂O₃ + HOCl→ FeS₂ + O₂→ MnO₂ + SO₂→

 

Вариант 9

1. Можно ли получить кислород электролизом водных растворов солей, кислот, щелочей? Привести примеры реакций.

2. Строение, получение и свойства тиосульфатов; применение в фотографии.

3. Сколько граммов хлорсульфоновой кислоты всупило в реакцию с водой, если для нейтрализации продуктов гидролиза израсходовано 25 мл 1,2 н раствора гидроксида?

4. Осуществить переходы: S→ SO₃→ H₂S₂O₈→ KHSO₄→ K₂S₂O₇.

5. Оксиды, пероксиды и озониды – электронное строение и свойства. Классификация оксидов. Зависимость кислотно- основных свойств оксидов от радиуса, заряда и от электронной конфигурации иона элемента.

6. Как и почему изменяются окислительные и кислотные свойства в ряду – серная, селеновая и теллуровая кислоты? Привести реакции, демонстрирующие эти изменения.

7. Закончить уравнения реакций:

Na₂S + AlCl₃ + H₂O→ K₂SO₃ SO₂ + Cl₂→

As₂S₃ + HNO_{3 конц.}→ S + NaOH Se + KNO₃ + KOH

 

Вариант 10

1. Какие факторы определяют характер связи в оксидах? Влияние характера химической связи на агрегатное состояние и химические свойства оксидов.

2. Для процесса 3О_{2 (газ)} = 2 О_{3 (газ)} во всем возможном интервале температур ΔG>0, (ΔH>0, ΔS<0).Объяснить возможность превращения кислорода в озон при ультрафиолетовом облучении и в электрическом разряде.

3. Строение, получение и свойства пероксида водорода.

4. Дано 40 мл смеси, содержащей 10 % Н₂, 10 % О₂, остальное N₂. Каков объём и процентный состав газовой смеси будет после взрыва смеси, если давление сохранится неизменным, а вода будет находиться в жидком состоянии?

5.Осуществить переходы: SO₃→ Na₂S₂O₇→ SO₂→ K₂S₂O₅→ S.

6. Взаимодействие халькогенов с водой, водными расворами кислот и щелочей?

7. Закончить уравнения реакций:

S + HNO_{3 конц.}→ AgBr + Na₂S₂O₃ → Se + KOH

SO₂ + Cl₂→ Ag + (NH₄)₂S₂O₈→ SnS₂ + Na₂S →

 

Вариант 11

1. Привести примеры элементов, взаимодействующих с кислородом с образованием различных типов оксидов. Привести реакции, демонстрирующиe различие в их свойствах.

2. Гидроксиды – зависимость кислотно – основных свойств от положения элемента в Периодической системе и его степени окисления.

3. При какой концентрации сульфид – ионов начнется выпадение CdS из 0,05 М раствора K₂[Cd(CN)₄], содержащего 0,1 моль KCN в 1 л раствора? ПР(CdS) = 3,6 ∙ 10^-29, К_н ([Cd(CN)₄]^2-) = 1,4 ∙ 10^-17.

4. Осуществить переходы: Na₂S→ SO₃→ Na₂S₂O₆→ SO₂→S.

5. Политионовые кислоты, их свойства, строение и способы получения.

6. Как и почему изменяется термическая устойчивость и восстановительная способность водородных соединений халькогенов?

7. Закончить уравнения реакций:

H₂SeO_{4 конц.} + HCl → Na₂S₂O₃ + I₂→ SO₂ + CO

Na₂SO₄ + C Na₂S₃ + HCl → Ag + H₂SO_{4 конц.}→

Вариант 12

1. Почему температура кипения воды больше температуры кипения как аммиака, так и фтороводорода? Привести примеры влияния водородных связей на физические и химические свойства воды.

2. Кислородсодержащие кислоты. Зависимость их кислотных свойств от положения элемента в Периодической системе и степени его окисления.

3. Соединения серы с галогенами – строение и свойства.

4. Какое количество 8 % - ного раствора NaOH (ρ = 1,09) требуется для нейтрализации 75 мл H₂SO₄, если из 10 мл её раствора можно получить 0,2834г BaSO₄?

5. Осуществить переходы: Na₂Te → Te → TeO₂ → H₆TeO₆ → K₂TeO₃.

6. Как и почему изменяются температуры кипения и плавления, а также кислотно – основные свойства водородных соединений халькогенов?

7. Закончить уравнения реаций:

Au + H₂SeO_{4 конц.}→ Na₂S₂O₃ + Cl_{2 изб.}→ H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄→

SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂O→ SnS + Na₂S₂→ SO₂Cl₂ + H₂O →

Вариант 13

1. Получение, электронное строение и свойства соединений, содержащих молекулярные ионы кислорода - [O₂]^2-, [O₂]^-, [O₂]⁺, [O₃]^-.

2. Контактный и нитрозный способы получения серной кислоты.

3. Как и почему изменяется величина валентного угла НЭН, энергия связи и термическая устойчивость в ряду водородных соединений халькогенов?

4. Осуществить переходы: K₂Se → K₂SeO₄ → SeO₂ → Se → H₂Se.

5. Пероксиды водорода и металлов. Их свойства, получение и применение.

6. После пропускания 10 л озонированного кислорода (0^о С и 760 мм рт. ст.) через раствор KI выделилось 2,54 г иода. Вычислить процентное содержание озона в озонированном кислороде. Какой объём занял бы весь газ после полного разложения содержащегося в нём озона и превращения его в кислород?

7. Закончить уравнения реакций:

FeS₂ + O₂ SO₂ + H₂S → H₂SeO₃ + HClO₃ →

K₂S₂O₈ + KNO₂ + KOH→ H₂SO₃ + I₂→ Au + H₂SeO_{4 конц.}→

Вариант 14

1. Полоний. Получение полония. Сравнительная характеристика полония с другими халькогенами.

2. Как и почему изменяется форма существования и физико – химические свойства простых веществ халькогенов?

3. Сколько граммов хлората калия, содержащего 4 % хлорида калия, следует взять для получения 25 л кислорода при 37^о С и 760 мм рт. ст.?

4. Осуществить переходы: SO₂ → Na₂S₂ O₄→ H₂SO₄ → S → H₂S.

5. Оксиды и кислоты теллура, их свойства, получение и применение.

6. Как можно получить пероксид водорода электрохимическим способом? Лабораторные методы получения Н₂О₂.

7. Закончить уравнения реакций:

S + Na₂SO₃ → SO₂ + H₂S + NaOH → Na₂S₂O_{3 изб.} + Cl₂ →

H₂O₂ + HClO → H₂TeO₃ + HClO₃ → BeCl₂ + Na₂S + H₂O→

Вариант 15

1. В чем состоит сходство и различие соединений серы и кислорода подобного состава? Привести примеры.

2. Как и почему изменяются значения атомного радиуса, первой энергии ионизации и сродства к электрону для р – элементов VI группы?

3. Произойдет ли образование осадка Ag₂S после добавления к 1 л 0,01 М раствора K₂[Ag(CN)₃], содержащему 0,02 моль KCN, 10 мл насыщенного раствора MnS. ПР(MnS) = 1,4 ∙ 10^-15, ПР(Ag₂S) = 4 ∙ 10^-50, К_н ([Ag(CN)₃]^2-) = 1∙ 10^-22.

4. Осуществить переходы: Se → SeO₂ → Na₂SeO₃ → H₂SeO₄ → Na₂Se.

5. Сероводород и сульфиды, их свойства. Сульфидный метод в аналитической химии.

6. Как и почему изменяются кислотные и окислительно – восстановительные свойства в ряду H₂SO₃, H₂SeO₃, H₂TeO₃? Подтвердить примерами.

7. Закончить уравнения реакций:

Cu + H₂SO₄ → SO₂ + Cl₂ → Na₂S + S →

MnSO₄ + (NH₄)₂S₂O₈ + H₂O→ H₂SeO₃ + SO₂→ KI + O₃ + H₂SO₄→

 

Темы для выступлений

1. Возбужденные состояния молекулярного кислорода. Применение синглетного кислорода.

2. Комплексные соединения с молекулярным кислородом, их биологическая роль.

3. Кислотно – основные свойства бинарных соединений, зависимость от характера связи.

4. Гипервалентные связи в соединениях р – элементов.

 

Рекомендуемая литература.

Г.Грей. Электроны и химическая связь. М., «Мир», 1967 г.