Кислородные соединения галогенов

 

Галогены не соединяются непосредственно с кислородом. Их кислородные соединения могут быть получены только косвенным путем и представляют собой вещества более или менее неустойчивые.

Низшие кислородные соединения хлора, брома и йода получаются уже при взаимодействии этих галогенов с водой. Но самым важным способом получения кислородных соединений галогенов является действие их на щелочи. Как при взаимодействии галогенов с водой, так и при взаимодействии со щелочью происходит взаимное окисление-восстановление одних атомов галогенов другими. В результате получаются два вида соединений: одни соединения, в которых галоген проявляет свою положительную валентность, другие, в которых он проявляет отрицательную валентность.

Так, например, при действии хлора на едкое кали при обыкновенной температуре реакция идет по уравнению:

.

Из этого уравнения видно, что окислительно-восстановительный процесс идет по схеме:

На ход реакции взаимодействия галогенов со щелочами большое влияние оказывает температура: в то время как при обыкновенной температуре получаются низкие кислородные соединения галогенов (как в приведенном выше примере), при нагревании идет образование соединений более высокой валентности.

Все кислородные соединения галогенов является сильными окислителями. При этом положительно валентные атомы галогенов, входящие в их состав, восстанавливаются.

Для работы нужны: 1) прибор для получения хлора, двуокись марганца; 2) стаканчик на 50-100 мл; 3) воронка; 4) набор пробирок; 5) стеклянная палочка; 6) фильтровальная бумага; 7) лоскутки окрашенной материи; 8) широкая газоотводная трубка; 9) раствор индиго; 10) хлорная вода.

Опыт 1. Получение жавелевой воды.

Жавелевой водой называется раствор, содержащий смесь солей хлорноватистой и соляной кислот, образующихся при действии хлора на холодные растворы щелочи.

1. Налить в пробирку раствор KOH, поставить пробирку в стакан с холодной водой и пропускать через раствор хлора в течение нескольких минут. Полученную жавелевую воду сохранить для последующих опытов.

2. Написать уравнение реакции.

Опыт 2. Получение бертолетовой соли.

1. Нагреть в стаканчике концентрированный раствор KOH и пропускать через него по широкой трубке хлор до тех пор, пока из раствора не начнут оседать кристаллики образующейся бертолетовой соли.

Реакция идет по схеме:

KOH + Cl₂ → KCl + KClO₃

Написать электронные уравнения для процесса окисления и для процесса восстановления и полное уравнение реакции.

2. Охладить раствор. Отфильтровать выпавшие кристаллы, промыть их на фильтре небольшим количеством холодной воды и высушить.

3. К небольшому количеству полученного фильтрата прибавить избыток азотной кислоты и испытать его нитратом серебра. Образование осадка AgCl, нерастворимого в HNO₃ свидетельствует о присутствии в фильтрате ионов Cl´.

4. Часть высушенной соли смешать с двуокисью марганца и нагреть в пробирке. Обнаружить выделение кислорода тлеющей лучинкой.

5. Составить уравнение реакции образования бертолетовой соли.

Опыт 3. Обесцвечивание хлорной водой.

1. Налить в пробирку немного раствора фуксина или индиго. Прибавлять по каплям хлорной воды. Что наблюдается?

2. Провести палочкой, смоченной хлорной водой, по куску окрашенной ткани. След палочки отмечается уничтожением окраски.

Опыт 4. Обесцвечивание жавелевой водой.

Проделать то же, что и в предыдущем опыте, взяв вместо хлорной воды приготовленную при опыте 1 жавелевую воду и слегка подкислив ее.

 

Глава VII

СЕРА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ

Учебник § 121, 123, 124, 126

 

Сера находится в VI группе периодической системы элементов. Атом серы имеет в наружном слое 6 электронов. Окислительные свойства выражены у серы слабее, чем у галогенов. Производя окисление, атомы серы принимают по 2 электрона, превращаясь в отрицательные двухзарядные ионы S^—. Важнейшими соединениями серы, в которых она проявляет отрицательную валентность, является сероводород и сернистые металлы (сульфиды). Сера гораздо легче, чем галогены, отдает свои электроны, образуя довольно устойчивые кислородные соединения.

 

РАБОТА № 26

Окислительные свойства серы

 

Для работы нужны: 1) сера в порошке; 2) железо в порошке или железные опилки; 3) набор пробирок; 4) держатель для пробирок.

Окисление железа серой.

1. Отвесить 2 г серы и 3,5 г железа и тщательно перемешать их на листе бумаги.

2. Насыпать приготовленную смесь в пробирку и, захватив последнюю держателем, нагреть дно пробирки. Как только начнется раскаливание смеси, сейчас же отодвинуть пробирку от горелки и, держа ее над железной доской штатива или над куском асбестового картона, наблюдать течение реакции (часто при этом конец пробирки отваливается). В результате реакции образуется сернистое железо FeS:

Fe + S = FeS.

Составить электронные уравнения для процесса окисления и для процесса восстановления. Указать окислитель.

3. Полученное сернистое железо извлечь из пробирки (разбив ее) и сохранить для следующей работы.

 

РАБОТА № 27

Свойства сероводорода и сульфидов (тяга)

Сероводород – газ, обладающий отвратительным запахом, растворимый в воде (один объем воды растворяет три объема сероводорода). В водном растворе сероводород ведет себя как слабая кислота.

Сероводород и соли сероводородной кислоты – сульфиды – являются очень энергичными восстановителями. Они могут окисляться кислородом, галогенами и многими другими окислителями.

Для работы нужны: 1) набор пробирок; 2) пробка с газоотводной трубкой, изогнутой под углом; 3) пробка с прямой трубкой, оттянутой на конце; колба на 100-50 мл; 4) синяя лакмусовая бумага; 5) кусочек сульфида железа; 6) раствор серной кислоты 1:6; 7) крышка от тигля.

Опыт 1. Кислотные свойства сероводорода.

1. Получить сероводород действием разбавленной серной кислоты на сульфид железа и пропускать его через воду, подкрашенную синим лакмусом. Для опыта можно воспользоваться простейшим прибором – пробиркой, закрываемой пробкой с газоотводной трубкой и сульфидом железа, оставшимся от предыдущей работы. Если реакция не начнется сразу, следует слегка нагреть пробирку.

Наблюдать изменение окраски лакмуса.

2. Написать уравнение реакции получения сероводорода и уравнение диссоциации сероводородной кислоты на ионы.

Опыт 2. Окисление сероводорода кислородом.

1. Сменить пробку с газоотводной трубкой, употреблявшейся в первом опыте, на пробку с оттянутой трубкой, идущей вверх. Если реакция выделения сероводорода ослабла, слить кислоту с сульфида железа и добавить свежей кислоты. Когда начнется энергичное выделение газа, зажечь его у выхода из трубки и подержать над пламенем смоченную водой синюю лакмусовую бумажку. Бумажка краснеет вследствие поглощения водой SO₂, получающегося при горении, и образования H₂SO₃.

2. Внести в пламя горящего сероводорода холодную крышку от тигля или дно фарфоровой чашки. На крышке оседает сера, получающаяся при неполном сгорании сероводорода, вследствие охлаждения пламени.

3. Реакция горения сероводорода идет по схеме:

Составить электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления и по ним найти коэффициенты к уравнению реакции.

Опыт 3. Восстановление сероводородом хлорного железа.

1. В подкисленный соляной кислотой раствор хлорного железа пропускать сероводород до перехода желтой окраски FeCl₃ в бледно-зеленую окраску FeCl₂. Одновременно происходит выделение серы.

Реакция идет по схеме:

1. Составить электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления и полное уравнение реакции, подобрав коэффициенты на основании электронных уравнений.

Опыт 4. Получение сульфида натрия.

1. Налить в колбочку 25 мл раствора NaOH и пропускать в него медленной струей сероводород из аппарата Киппа. Сероводород поглощается щелочью, и в результате реакции получается раствор гидросульфида:

NaOH + H₂S = NaHS + H₂O.

Когда пузырьки газа начнут проходить через щелочь, не поглощаясь, прекратить пропускание сероводорода и прилить в колбу еще 25 мл раствора щелочи. Гидросульфид превращается в сульфид:

NaHS + NaOH = Na₂S + H₂O.

Полученный раствор сохранить для следующего опыта.

Опыт 5. Растворимость различных сульфидов в воде и в кислотах.

1. К растворам MgSO₄, ZnSO₄, CdSO₄, MnSO₄, FeSO₄, CuSO₄, Pb(NO₃)₂ прибавить раствора Na₂S. Из всех растворов, кроме раствора MgSO₄ выпадают осадки соответствующих сульфидов.
2. Дать осадкам отстояться, слить растворы с осадков и прибавить к последним разбавленной соляной кислоты. Заметить, какие осадки растворяются и какие не растворяются.
3. Написать для всех произведенных реакций молекулярные и ионные уравнения.
4. На основании произведенных опытов составить табличку растворимости исследованных сульфидов, ставя в соответствующей графе букву «р», если сульфид растворим, и букву «н», если он не растворим. Указать цвет нерастворимых сульфидов.