Опыт 7. Восстановительные свойства тиосульфата натрия.

В две пробирки внести раздельно по 5-6 капель бромной и иодной воды. В обе пробирки добавить по несколько капель тиосульфата натрия до обесцвечивания растворов.

Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что бром окисляет тиосульфат до сульфата, при этом в реакции участвует вода. (Выделяющаяся сера является продуктом побочной реакции.) Иод окисляет тиосульфат до тетратионата Na₂S₄O₆. В какую степень окисления переходит при этом бром и иод? Может ли хлорная вода окислить тиосульфат натрия? Ответ мотивировать, используя окислительно-восстановительные потенциалы.

 

Опыт 8. Качественное определение ионов SO , SO , S O , S и их открытие.

Получить у преподавателя сухую соль, растворить ее в дистиллированной воде и размешать стеклянной палочкой. Установить любыми известными вам реакциями, является ли данная соль сульфитом, сульфатом, тиосульфатом или сульфидом. (В каждом отдельном случае брать 5-6 капель исходного раствора.)

Описать методику работы и наблюдаемые явления, на основании которых сделать вывод о присутствии или отсутствии каждого иона. Записать уравнения соответствующих реакций.

 

Контрольные вопросы

1.Написать электронные формулы атомов серы, селена и теллура в невозбужденном и возбужденном состояниях

2. В какой степени окисления сера может быть: а) только окислителем, б) только восстановителем? Написать соответствующие электронные формулы. Привести примеры реакций.

3. В какой степени окисления сера может быть окислителем и восстановителем? Привести примеры соответствующих реакций.

4. Написать уравнения ступенчатой диссоциации сероводородной кислоты. Как будет смещаться равновесие при прибавлении: а) хлороводородной кислоты, б) нитрата свинца (II), в) щелочи?

5. Какие вещества будут получаться при взаимодействии FeS: а) с хлороводородной кислотой, б) с концентрированной азотной кислотой? Написать соответствующие уравнения реакций.

6. Написать формулы: а) двух различных сульфидов, не растворимых в воде и растворимых в кислой среде; б) двух сульфидов, не растворимых в нейтральной и кислой среде. Составить уравнения реакций их получения и растворения в кислоте.

7. Написать уравнения реакций получения сернистого газа тремя различными способами. В каком состоянии гибридизации находится атом серы в молекуле SO₂? Какова в связи с этим геометрическая структура молекулы?

8. Какие ионы получатся при пропускании SO₂: а) в чистую воду, б) в воду, содержащую Cl₂? Написать соответствующие уравнения в ионном виде.

9. Какая соль K₂SeO₃ или K₂SO₃ имеет большую степень гидролиза в водном растворе одинаковой концентрации?

10. Написать графическую формулу тиосульфата натрия, указать степени окисления серы в этом соединении и объяснить его неустойчивость в кислой среде.

11. Можно ли в качестве осушителя для сероводорода, бромоводорода и йодоводорода применить концентрированную серную кислоту? Ответ мотивировать, написать соответствующие уравнения реакций.

12. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций:

а) (NH₄)₂S +FeCl₂ ®

б) H₂S +FeCl₃ ®

в) H₂SO₄ (конц.) +Zn®

13. Дописать уравнения реакций и расставить коэффициенты:

а) H₂S + HNO₃ (конц.) ®

б)K₂Cr₂O₇ + Na₂S +H₂SO₄ ® S +Cr₂ (SO₄)₃ +…

в)Na₂SO₃ +Zn +HCl (разб.) ®

г)H₂SO₃ +KMnO₄ ® Mn²⁺ +…

д)FeSO₄ + K₂S₂O₈ ® Fe³⁺ +…

14. Назовите аллотропные модификации серы. Каковы температуры фазовых переходов?

15. Составить молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакции гидролиза сульфидов и сульфитов

16. Пользуясь электронными и электронно–ионными схемами, написать уравнения для следующих окислительно–восстановительных реакций:

а) Na₂SO₃ +Cl₂ +H₂O® Na₂SO₄ +HCl

б) Na₂SO₃ ®Na₂SO₄ +Na₂S

в)Hg +H₂SO₄ ®HgSO₄ +SO₂ +H₂O.

17. Сернистый газ, получившийся при сжигании 179,2 л сероводорода, пропущен через 2 л 25%-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,28 г/см³). Каков остаток образовавшейся соли и какова ее концентрация в растворе? Ответ: Na₂ SO₃; 32,8%.

18.Составить уравнения реакций для следующих превращений:

FeS ® SO₂ ® H₂SO₃ ® BaSO₄ ® BaS

19. Составить уравнения реакций для следующих превращений:

SO₂ ® SO₃ ® H₂SO₄ ® H₂S ® ZnS

20. Составить уравнения реакций для следующих превращений:

S ® SO₂ ® K₂SO₃ ® BaSO₃ ® BaSO₄

 

Галогены.

Галогены - элементы с ярко выраженными неметаллическими свойствами. В газообразном состоянии они образуют двухатомные молекулы. Так как галогены обладают высокой химической активностью, в природе они находятся только в связанном состоянии.

Конфигурация валентных электронов атомов галогенов …ns²np⁵. До полного завершения наружного валентного слоя не хватает одного электрона, поэтому валентное состояние в виде одноразрядных отрицательных галогенид-ионов наиболее устойчиво: I+e®I^-.

Вследствие большого сродства к электрону свободные галогены являются сильными окислителями. По ряду F₂, Cl₂, Br₂, I₂ уменьшается окислительная активность и возрастает восстановительная активность. Более сильный окислитель - Cl₂ вытесняет иод из иодидов

2 KI + Cl₂ ® 2 KCl + I₂

Все галогены, кроме фтора, можно перевести в состояние со степенью окисления +1, +3, +5, +7. Отсутствие таких соединений у фтора объясняется особенностями строения его внешней электронной оболочки:

Фтор с кислородом образует соединение OF₂, кислород в этом соединении имеет степень окисления +2. Хлор, бром и иод с кислородом дают оксиды различного состава, кислородные кислоты и их соли.

В ряду: НГО - НГО₂ - НГО₃ - НГО₄ растет сила кислородсодержащих кислот. НClО₄ - самая сильная минеральная кислота.

В ряду Cl₂ - Br_{2 -} I₂ растет восстановительная активность, поэтому каждый последующий член этого ряда может вытеснить предыдущий из кислородных соединений, например,

I₂ + 2 KClO₃ ® Cl₂ + 2 KIO₃

В ряду HClO - HBrO - HIO самый сильный окислитель - кислота HClO.

При растворении галогенов в воде происходят химические реакции

F₂ + H₂O = 2HF + O; F₂ + O = OF₂.

Хлор, бром, иод реагируют с водой с образованием двух кислот

Г₂ + H₂O НГ + НОГ

Равновесие сдвинуто влево. В растворах щелочей равновесие смещается вправо и удается получить соли кислородсодержащих кислот

Cl₂ + 2 NaOH ® NaCl + NaClO + H₂O

При взаимодействии галогенов с горячими растворами щелочей получаются хлораты (соли HClO₃), броматы (соли HBrO₃) и иодаты (соли HIO₃).

3 Г₂ + 6 КОН = КГО₃ + 5 КГ + 3 Н₂О

В водных растворах хлорноватистая кислота разлагается:

3 HClO = 2 HCl + HClO₃

Ослабление окислительных свойств в направлении от хлорноватистой к хлорной кислоте можно объяснить большей устойчивостью перхлорат ионов в результате дополнительного p-связывания.

Кислородные соединения галогенов окисляют в кислой среде и восстанавливаются при этом в отрицательно заряженные галогенид-ионы:

ClO^- + 2H⁺ + 2 e ® Cl^- + H₂O

ClO₂^- + 4 H⁺ + 4 e ® Cl^- + 2H₂O

ClO₃^- + 6 H⁺ + 6 e ® Cl^- + 4 H₂O

ClO₄^- + 8 H⁺ + 8e ® Cl^- + 4 H₂O

В тех случаях, когда восстановителем является галогенид-ион, восстановление кислородного соединения того же галогена протекает до свободного галогена:

ClO₃^- + 6 H⁺ + 5 Cl^- = 3Cl₂ + 3 H₂O

При растворении газообразных галогеноводородов в воде образуются сильные галогеноводородные кислоты.

В ряду HF - HCl - HBr - HI кислотные свойства возрастают, так как в этом ряду падает прочность связи молекул НГ вследствие увеличения атомного радиуса галогенов. Фтороводородная кислота является слабой. Указанная аномалия обусловлена большей прочностью связи и способностью HF образовывать ассоциации типа (HF)n, где n может быть равно 4.

Различная восстановительная активность галогеноводородов обуславливает различное взаимодействие их с концентрированной серной кислотой:

F^- и Cl^- - слабые восстановители и поэтому фториды и хлориды с серной кислотой вступают в реакции обмена:

2 KF + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2 HF

2 KCl + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2 HCl

Br^- и I^- - сильные восстановители, они окисляются концентрированной серной кислотой до свободных Br₂ и I₂:

2 KBr + 2 H₂SO₄ = K₂SO₄ + Br₂ + SO₂ + 2 H₂O

8 KI + 5 H₂SO₄ = 4 K₂SO₄ + 4 I₂ + H₂S + 4 H₂O

Галогены соединяются почти со всеми металлами, образуя галогениды металлов. В галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов связи ионные. По мере уменьшения активности металлов связи в галогенидах становятся менее ионными и всё более ковалентными.

Характер их меняется от типичных солей (NaCl) до кислотообразующих соединений (SnCl₄, PCl₅).

Лабораторная работа №15

 

Все опыты проводить в вытяжном шкафу, так как все галогены и галогеноводороды очень ядовиты!