Опыт 1. Получение галогенов.

а) получение хлора.

В 2 пробирки раздельно внести по 2-3 кристаллика KMnO₄ и K₂Cr₂O₇. В обе пробирки добавить по 2-3 капли концентрированной HCl. Вторую пробирку подогреть. Наблюдать выделение хлора.

Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что K₂Cr₂O₇ переходит в Cr(III), а KMnO₄ - в хлорид марганца (II). Указать окислитель и восстановитель.

б) Получение брома и йода.

В 2 пробирки внести: в одну - 2-3 кристаллика бромида калия и 1-2 микрошпателя диоксида марганца, в другую – 2-3 кристаллика иодида натрия и 1-2 микрошпателя диоксида марганца. В каждую пробирку добавить по 2-3 капли концентрированной H₂SO₄. Отметить выделение Br₂ и I₂ в газообразном состоянии. Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что MnO₂ переходит в MnSO₄.

 

Опыт 2. Окислительные свойства галогенов и их сравнительная активность.

а) Окислительные свойства галогенов.

В три пробирки внести по 3-5 капель хлорной, бромной и иодной воды.

Добавить к хлорной воде несколько капель сероводородной воды до появления мути. К бромной и иодной воде добавить порошок магния. Перемешать растворы стеклянной палочкой и отметить их обесцвечивание. Написать уравнения протекающих реакций.

б) Сравнение окислительных свойств галогенов.

В одну пробирку внести 3-5 капель раствора NaBr, а в две другие - по 3-5 капель раствора KI. Во все три пробирки добавить по 2-3 капли органического растворителя.

В пробирки с раствором бромида и иодида натрия внести по 3-4 капли хлорной воды, а в пробирку с раствором иодида натрия - столько же бромной воды. По окраске полученного слоя органического растворителя установить, какой галоген выделяется в свободном виде в каждой из пробирок.

Написать уравнения реакций. Расположить галогены в ряд по убыли их окислительной активности.

в) Окисление сульфата железа (II).

В две пробирки раздельно внести по 3-5 капель бромной и иодной воды. Добавить в каждую из пробирок по 1-2 кристаллика сульфата железа (II). Что наблюдается? Написать уравнение протекающей реакции.

 

Опыт 3. Восстановительные свойства галогеноводородов.

а) Восстановление серной кислоты галогеноводородами.

В три пробирки раздельно внести по 2-3 микрошпателя хлорида, бромида и иодида калия и по 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Наблюдать в начале реакции выделение белого дыма в каждой пробирке.

Отметить последующее появление бурых паров брома и иода в соответствующих пробирках. По запаху определить выделение диоксида серы во второй пробирке и сероводорода - в третьей. Написать уравнения реакции.

б) Восстановление дихромата калия.

В три пробирки внести по 2-4 капли дихромата калия, подкисленного 2н серной кислотой (1-2 капли). Добавить по 2-3 капли в первую пробирку раствора иодида калия, во вторую - столько же какого либо бромида и в третью - хлорида натрия. Растворы перемешать чистой стеклянной палочкой.

В каком случае восстановление дихромата не произошло? Написать уравнения реакций, учитывая, что дихромат калия переходит в сульфат хрома (III) зеленого цвета.

в) Восстановление хлорида железа (III).

Проделать опыт, аналогичный опыту 3б, заменив раствор дихромата калия раствором хлорида железа (III). Что наблюдается?

В каком случае произошло восстановление FeCl₃ и окисление галогена? Как изменяется восстановительная способность галогенид-ионов? Расположить их в ряд по возрастающей восстановительной активности.

 

Опыт 4. Характерные реакции на ионы галогенов.

Образование осадков AgCl, AgBr и AgI является характерной реакцией на ионы галогенов. Получить указанные вещества реакцией обмена. Необходимые растворы соответствующих солей брать в количестве 4-5 капель. К полученным осадкам добавить по 2-3 капли 2н раствора азотной кислоты. Наблюдается ли их растворение?

Написать уравнения реакций обмена в молекулярной и ионной форме, отметить цвет полученных осадков и результат действия на них азотной кислоты.

 

Контрольные вопросы:

1. Какие степени окисления характерны для атомов галогенов? Почему для фтора не характерны положительные степени окисления?

2. Как объяснить разное агрегатное состояние галогенов при стандартных условиях и наблюдаемую закономерность в изменении температур кипения и плавления при переходе от фтора к астату? Чем объяснить, что галогены лучше растворимы в органических растворителях, чем в воде?

3. Как изменяется окислительная способность галогенов в ряду: фтор – астат? Могут ли они проявлять восстановительные свойства?

4. Какие химические реакции могут протекать, если через раствор бромида натрия пропустить газообразный фтор? Написать уравнения реакций.

5. Как и почему изменяется восстановительная способность в ряду галогеноводородов? Можно ли использовать фтороводород в качестве восстановителя?

6. Написать уравнения реакций взаимодействия кристаллических NaF, NaCl, NaBr, NaI с концентрированной серной кислотой и объяснить причину различия в характере протекающих при этом процессов.

7. Какие химические реакции лежат в основе промышленных и лабораторных методов получения фтороводорода? Из какого материала изготавливается аппаратура для его получения?

8. Написать уравнения реакций галогенов а) с водой; б) с водным раствором гидроксида натрия при комнатной температуре и при нагревании.

9. Сравнить устойчивость, кислотные и окислительные свойства в ряду кислот: HClO – HClO₂ – HClO₃ – HClO_4.

10. Сравнить гидролизуемость солей в рядах: а) KClO – KClO₂ – KClO₃ – KClO₄; б) KClO – KBrO – KIO.

11. Действием каких галогенов можно вытеснить бром а) из раствора бромида калия; б) из раствора бромата калия? Написать уравнения реакций.

12. При пропускании хлора через раствор иодида калия раствор желтеет, а затем обесцвечивается. Написать уравнения протекающих реакций.

13. Написать уравнения реакций получения хлороводорода тремя различными способами. Какая из приведенных реакций не применима для получения бромоводорода и иодоводорода? Почему?

14. Составить формулы известных оксидов хлора и написать уравнения реакций их взаимодействия с водой.

15. Как получают фтор в промышленных условиях? Можно ли получить фтор в водной среде?

16. Сравнить кислотные свойства в ряду: HF –HCl – HBr – HI. Какова реакция среды в водных растворах а) бромида калия; б) бромида аммония; в) фторида калия.

17. Как получить хлорную известь, исходя из карбоната кальция, хлорида натрия и воды? Написать уравнения соответствующих реакций. Какие при этом получаются побочные продукты?

18. Как получают хлорат калия в промышленных и в лабораторных условиях? Написать уравнения реакций.

19. С какими из перечисленных веществ взаимодействует бромоводород:а) гидроксид кальция; б) магний; в) хлорат калия? Написать уравнения протекающих реакций.

20. Составить уравнения реакций: а)NaCl + KClO₃ + H₂SO₄;

б) NaCrO₂ + Br₂ + NaOH; в) I₂ + HNO₃(конц.).

 

Библиографический список

 

1. Глинка Н.Л. Общая химия – Л.: Химия, 1988 – 727 с.

2. Фролов В.В. Химия – М.: Высшая школа, 1986 – 543 с.

3. Князев А.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия –М.: Высшая школа, 1990 – 430 с.

4. Курс общей химии./ Под ред. Н.В. Коровина - М.: Высшая школа, 1990 – 446 с.

5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1998 – 743с.

6. Угай Я.А. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1997 – 432с.

7. Хьюи Дж. Неорганическая химия. – М: Химия, 1987 – 696с.

8. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии – М.: Химия, 1987 – 320с.

9. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник – Л.: Химия, 1991 – 432 с.

 

Содержание

 

Введение 1. Химия металлов. 1.1 Щелочные металлы. 1.2. Металлы IIA подгруппы. 1.3. Алюминий. 1.4. Олово, свинец. 1.5. Цинк, кадмий, ртуть. 1.6. Медь, серебро. 1.7. Титан, ванадий. 1.8. Хром. 1.9.Марганец. 1.10 Железо, кобальт, никель 2. Химия неметаллов. 2.1. Бор. 2.2. Углерод, кремний. 2.3. Азот, фосфор. 2.4. Сера. 2.5. Галогены. Библиографический список

с.

 

 

УДК 541

ББК 24.1

Ч 18

 

Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ

в качестве учебного пособия

Авторы: Т.С. Чанышев (разделы 1.1;1.2); Л.Г. Сергеева (разделы 1.3;2.1, 2.2); Л.Н. Зорина (раздел 1.4); А.М. Антонова (раздел 1.5); О.Б. Чалова (раздел 1.6); М.Н. Назаров (раздел 1.7); М.А. Молявко (разделы 1.8, 1.9); Л.Е. Салова (раздел 1.10); Н.Е. Максимова (раздел 2.3); Ф.Н. Латыпова (раздел 2.4); Л.З. Рольник (раздел 2.5).

 

 

Рецензенты:

Зав. кафедрой «Химия» УГАУ, д-р химич. наук, профессор Н.А.Амирханова

Зав. кафедрой «Общая химия» УТИС, д-р техн. наук, профессор Р.Р.Хабибуллин