ОПЫТ 2. Свойства сероводорода и сульфидов металлов

В пробирку, снабженную пробкой с проходящей через нее стеклянной трубкой с оттянутым концом поместите несколько мелких кусочков сульфида железа (III) и прибавьте 7-8 капель концентрированной соляной кислоты. Закрепите пробирку в штативе и слегка подогрейте для ускорения реакции. Через некоторое время выделяющийся из пробирки газ можно поджечь у отверстия оттянутого конца трубки. Ограничьте доступ воздуха, накрыв пламя холодной фарфоровой чашечкой. Отметьте цвет пятна, образующегося на фарфоре, и объясните его происхождение. Напишите все три уравнения реакций.

 

ОПЫТ 3. Определите окраску лакмуса в сероводородной воде. Напишите уравнения первой и второй ступеней электролитической диссоциации, а также выражения констант этой диссоциации.

 

ОПЫТ4. Прилейте по каплям сероводородную воду до полного изменения цвета:

· к 3-4 каплям бромной воды;

· к1-2 каплям перманганата калия, подкисленного несколькими каплями серной кислоты;

· к 3-4 каплям сульфата или хлорида железа (III);

· к 1-2 каплям раствора бихромата калия, подкисленного несколькими каплями разбавленной серной или соляной кислоты.

Напишите ионно-электронные и полные уравнения реакций.

 

ОПЫТ 5. В четыре пробирки внесите по 3-4 капли растворов солей: кальция, калия, двухвалентного марганца и свинца. Добавьте к ним по 2-3 капли сероводородной воды. Во всех пробирках появился осадок? Укажите цвет осадков и напишите уравнения реакций.

 

ОПЫТ 6. Проверьте с помощью фенолфталеина реакцию раствора сульфида натрия. Напишите уравнения гидролиза в молекулярно-ионной и молекулярной формах.

 

ОПЫТ 7. К 5-6 каплям раствора сернистой кислоты прибавьте сероводородную воду, отметьте наблюдаемые явления. Какую функцию проявляет сернистая кислота по отношению к сероводороду?

 

ОПЫТ 8. Прибавьте сернистую кислоту по каплям к следующим растворам до обесцвечивания окислителя или до полного изменения его окраски:

· к 3-4 каплям бромной воды;

· к 1-2 каплям раствора перманганата калия;

· к 3-4 каплям сульфата или хлорида железа (III).

 

ОПЫТ 9.В три пробирки внесите по 5-8 капель 2н раствора серной кислоты и по 2-3 кусочка следующих металлов: в первую – цинка, во вторую – железа, в третью – меди. Если реакция идет очень медленно, то пробирки слегка подогреть пламенем спиртовки. Исходя из местоположения металла в ряду напряжений, объясните, почему реакция идет не во всех пробирках. Напишите уравнения реакций. Что является в этих реакциях окислителем?

 

ОПЫТ 10. К 1-2 микрошпателям серы добавьте 3-4 капли концентрированной серной кислоты, осторожно нагрейте смесь. Установите характер образующегося газа и напишите уравнения реакций.

 

Вопросы и задачи

 

1. Напишите электронные формулы строения атомов элементов 6-А подгруппы. В чем сходство и различие в их электронных оболочках? Как это отражается на свойствах элементов?

2. Какие степени окисления проявляют элементы 6-А подгруппы? Напишите формулы соединений, в которых эти элементы проявляют указанные вами степени окисления.

3. В чем сходны между собой соединения кислорода, серы, селена, теллура? Как это можно подтвердить?

4. Напишите формулы высших оксидов серы, селена и теллура.

5. Какие два ряда солей образует сероводород? Дайте обоснованный ответ.

6. Водородные соединения серы, селена и теллура являются восстановителями. Как изменяется восстановительная способность при переходе от H₂S к H₂Te?

7. Чем измеряется прочность химической связи в ряду H₂S H₂Te? Чем это можно объяснить?

8. Почему, несмотря на большую молекулярную массу, в нормальных условиях H₂S находится в газообразном виде, а Н₂О – в жидком?

9. Напишите уравнение гидролиза Na₂S.

 

 

Лабораторная работа № 4

Галогены

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

К элементам 7-А подгруппы относятся: F, Cl, Br, J, As. Это элементы с ярко выраженным неметаллическим характером. Основные их свойства приведены в таблице 1.

Элемент	F	Cl	Br	J	As
Порядковый номер
Строение внешнего электронного слоя	2s^2 2p^5	3s^2 3p^5	4s^2 4p^5	5s^2 5p^5	6s^2 6p^5
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,113
Энергия ионизации, эВ	17,42	12,97	11,84	10,45	9,2
Энергия сродства к электрону, эВ	3,45	3,61	3,37	3,08	2,8
Относительная электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,6	2,2
Температура плавления, К
Температура кипения, К
Физическое состояние при обычных условиях	бледно-зеленый газ	зелено-ватый	красно-бурая жидкость	черно-фиолетовый кристалл	черно-синий кристалл

Таблица 1. Основные свойства элементов 7-А подгруппы

 

В газообразном состоянии они образуют двухатомные молекулы. Вследствие очень высокой химической активности галогены в природе находятся только в связанном состоянии. Большая реакционная способность галогенов обусловлена тем, что до полного заполнения наружного электронного слоя им не хватает лишь одного электрона и состояние в виде однозарядных отрицательных ионов наиболее устойчиво.

В отличие от других галогенов фтор в своих соединениях всегда находится в степени окисленности -1, так как среди всех элементов он обладает самой высокой электроотрицательностью. Все остальные галогены можно перевести в состояние со степенью окисления -1,+3,+5,+7. Вследствие большого сродства к электрону свободные галогены являются сильными окислителями. В ряду F₂, Cl₂, Br₂ уменьшается их окислительная способность и возрастает восстановительная активность их ионов. Вследствие этого каждый последующий член этого ряда может быть вытеснен из его соединения предыдущим.

С кислородом галогены образуют соединения типа: НГО, НГО₂, НГО₃, НГО₄. По мере увеличения числа атомов кислорода в ряду положительный заряд атома галогена возрастает и растет сила кислот. НСО₄ – самая сильная кислота из всех минеральных кислот.

Кислородные соединения галогенов весьма непрочны. Причина этого заключается в том, что в указанных соединениях атом галогена находится нехарактерном для него окисленном состоянии, и потому он будет стремиться переходить в энергетически выгодное ему состояние отрицательно заряженного иона. В ряду НГО, НГО₂, НГО₃, НГО₄ устойчивость соединений возрастает, и, как следствие этого, падает окислительная активность соединений. Наибольшей окислительной активностью обладают кислоты типа НГО, а в ряду HClO, HBrO, HJO самый сильный окислитель – HСlO. С водородом галогены образуют соединения типа НГ, растворы которых в воде, кроме НР, являются сильными кислотами. В ряду HF, HCl, HBr, HJ кислотные свойства возрастают, т.к. в этом ряду падает прочность связи молекул НГ в результате увеличения атомного радиуса. Реакции с галогенами протекают в основном по следующему типу реакции: окисления –восстановления. При составлении уравнения этих реакций возникают трудности с подбором стехиометрических коэффициентов. В случае реакций, протекающих в водной среде, для расчетов целесообразно использовать ионно-электронный метод.

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ