Морозов В.П. Практикум по неорганической химии
Подождите немного. Документ загружается.
71
Таблица 5
№
Веществa Накал
лампочки
Уравнение диссо-
циации
Вывод
1 H
2
O дистил.
2 C
12
H
22
O
11
(крист.)
3 C
12
H
22
O
11
(р-р)
4 NaCl (крист.)
5 NaCl (р-р в H2O)
6 NaCl (р-р в ацетоне)
7 HCl, 0,1 н.
8 NaOH, 0,1 н.
9 CH
3
COOH, 0,1н.
10
NH
4
OH, 0,1 н.
11
CH3COONa, (р-р)
Что такое электролитическая диссоциация, от каких факторов
она зависит?
Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабых электро-
литов.
Реактивы: pастворы СН
3
СООН, NH
4
OH, кристаллы
СН
3
СООNa, NH
4
Cl, индикаторы – метилоранж, фенолфталеин.
а) Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой ки-
слоты.
В две пробирки налить раствор уксусной кислоты и добавить
несколько капель метилоранжа. В первую внести кристаллы ацета-
та натрия и перемешать, а вторую оставить в качестве контроль-
ной. Сравнить окраску полученных растворов.
Написать уравнение диссоциации. Объяснить, как смещается
равновесие диссоциации кислоты (принцип Ле-Шателье) при до-
бавлении к ней ацетата натрия. Как меняется при этом степень
диссоциации и концентрация ионов водорода?
Сделать вывод о влиянии соли слабой кислоты на диссоциа-
цию этой кислоты.
72
б) Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого
основания.
В две пробирки налить раствор аммиака и добавить несколько
капель фенолфталеина. В первую внести кристаллы хлорида аммо-
ния, а вторую оставить в качестве контрольной. Сравнить окраску
полученных растворов аммиака и выражение констант диссоциа-
ции. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации при до-
бавлении хлорида аммония. Почему окраска фенолфталеина блед-
неет?
Сделать вывод о влиянии соли слабого основания на диссо-
циацию этого основания.
2. Гетерогенное равновесие в растворах
Условия образования и растворения осадков
Реактивы: растворы хлоридов BaCl
2
, SrCl
2
, CaCl
2
; растворы
сульфатов Na
2
SO
4
, CaSO
4
(насыщ.), SrSO
4
(насыщ.); растворы –
щавелевая кислота H
2
C
2
O
4
, HCl, Na
2
SO
4
.
Опыт 3. Осаждение труднорастворимых солей.
Налить в три пробирки по 2-3 мл растворов хлорида бария,
стронция и кальция. В первую пробирку прилить раствор сульфата
натрия, во вторую – насыщенный раствор сульфата кальция и в
третью – насыщенный раствор сульфата стронция.
Написать уравнения реакций в молекулярной и сокращенной
ионной формах. Объяснить образование осадков, пользуясь поня-
тием произведения растворимости. В каких случаях при сливании
растворов солей не происходит образование осадка?
Опыт 4. Растворение труднорастворимых солей.
Получить в пробирках осадки карбоната кальция и оксалата
кальция, сливая попарно растворы соответствующих солей. Декан-
тировать растворы и к влажным осадкам прилить раствор уксусной
кислоты. Повторить опыт с хлористоводородной кислотой. Что при
этом происходит? Написать молекулярные и ионные уравнения.
Объяснить полученные результаты на основании величин кон-
стант диссоциации кислот и произведение растворимости солей.
73
3. Гидролиз солей
Реактивы: растворы: Na
2
SO
4
, NaHCO
3
, CH
3
COONa, ZnCl
2
,
Al
2
(SO
4
)
3
, Na
2
CO
3
(2н.), FeCl
3
(2 н.), HCl.
Опыт 5. Гидролиз солей:
а) Определить рН с помощью универсальной индикаторной
бумаги растворов солей. Для этого чистую стеклянную палочку
опустить в раствор исследуемой соли и поместить каплю на инди-
каторную бумажку. По шкале рН расположенной на тубусе инди-
катора определить числовое значение рН данной соли.
Какие соли подвергаются гидролизу?
Составьте в ионной и молекулярной форме уравнения гидро-
лиза этих солей. Объясните, чем обусловлена реакция среды в каж-
дом случае.
б) Исследовать растворы Na
2
CO
3
и NaHCO
3
в отдельных про-
бирках при помощи фенолфталеина. Почему окраска фенолфта-
леина в этих растворах различна?
Опыт 6. Влияние температуры на гидролиз.
В две пробирки наливают по 3-4 мл 1 н. раствора уксуснокис-
лого натра и добавляют по 3-4 капли фенолфталеина. Одну про-
бирку нагревают почти до кипения. Почему усиливается окраска
раствора? Как влияет температура на гидролиз и как изменяется рН
раствора?
Опыт 7. Растворение веществ в продуктах гидролиза.
В раствор хлорида цинка опустите кусочек цинка, вынутого из
раствора соляной кислоты (очищенного от оксидной пленки). Что
наблюдается? Составить все уравнения реакций. Объяснить.
Опыт 8. Необратимый гидролиз.
К 3-4 мл 2 н. раствора хлорида железа (III) добавляют 3-4 мл 2
н. раствора карбоната натрия. Смесь нагревают. Какой газ выделя-
ется? Осадок отделяют декантацией и добавляют 2-3 мл соляной
кислоты. Наблюдается ли выделение углекислого газа? Почему при
действии на раствор хлорида железа (III) раствора карбоната на-
трия не образуется карбонат железа (III)? Составить все уравнения
74
реакций по стадиям и записать суммарное уравнение в ионно-
молекулярном виде. Объяснить.
Контрольные задания
1. Что понимается под электролитической диссоциацией ве-
ществ в растворах?
2. Какие факторы способствуют электролитической диссоциа-
ции веществ в растворах?
3. Изложите основные положения теории электролитической
диссоциации. Какие вещества относятся к электролитам и неэлек-
тролитам?
4. Как объясняет теория электролитической диссоциации об-
щие свойства:
а) кислот,
б) оснований?
5. Как обозначается и что выражает степень электролитиче-
ской диссоциации?
6. Что выражает константа электролитической диссоциации?
Какую информацию можно получить из ее значения?
7. Основные положения протолитической теории кислот и ос-
нований.
8. Назовите сильные и слабые электролиты.
9. Как изменяется сила кислот в рядах:
HClO – HClO
2
– HClO
3
– HClO
4
;
H
4
SiO
4
– H
3
PO
4
– H
2
SO
4
– HClO
4
.
Чем объяснить? Сравните константы диссоциаций кислот.
10. Напишите выражения ступенчатой диссоциации и констант
для фосфорной кислоты. Какая из констант больше и почему?
11. Чему равна константа диссоциации угольной кислоты, если
степень диссоциации ее, по первой ступени в растворе, содержа-
щем 0,0043 моль/л кислоты, равна 1 %?
(Ответ: 4,3*10
-7
.)
12. Как меняется сила кислот в ряду: HF – HCl – HBr – HI.
13. Вычислить концентрацию ионов H
+
, HSe
-
, Se
-2
в 0,7 М рас-
творе H
2
Se. К
1
= 1,3*10
-4
; К
2
= 1*10
-11
.
14.
Вычислить степень диссоциации и [H
+
] в 0,05 М растворе
азотистой кислоты (К = 5*10
-4
).
75
15. Вычислить [H
+
] и α в 1 %-м растворе уксусной кислоты
(К = 1,8*10
-8
), приняв ρ = 1.
16. Запишите уравнения реакций гидролиза в сокращенной
ионно-молекулярной форме и укажите характер среды для солей:
а) Na
2
S; б) K
3
PO
4
;
в) CuSO
4
; г) NaCl;
д)Fe(NO
3
)
3
.
17. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реак-
ций, приводящих к образованию малорастворимых осадков, газов
или малодиссоциированных соединений:
BaCl
2
+ K
2
SO
4
= NH
4
Cl + NaOH =
K
2
CO
3
+ HCl = Ca(HCO
3
)
2
+ H
2
SO
4
=
FeCl
3
+ NaOH = KHSO
4
+ NaOH =
HCl + Ba(OH)
2
= AgNO
3
+ FeCl
3
=
Pb(NO
3
)
2
+ KI = Ba(OH)
2
+ H
2
SO
4
=
AlBr
3
+ AgNO
3
= Pb(NO
3
)
2
+ K
2
S =
Na
2
S + H
2
SO
4
= KHSO
3
+ H
2
SO
4
=
CuSO
4
+ NaOH = NiCl
2
+ Na
2
S =
18. Исходя из произведения растворимости, вычислите раство-
римость BaSO
4
:
а) в моль/л,
б) в г/л.
19. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения гид-
ролиза следующих солей: (NH
4
)
2
CO
3
, Na
2
S, CrCl
3
, Pb(NO
3
)
2
,
Fe
2
(SO
4
)
3
, NH
4
CN, KCl, K
3
PO
4
.
ГАЛОГЕНЫ
Общая характеристика подгруппы галогенов
В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, йод и астат
(астат – радиоактивный элемент, изучен мало). Это р – элементы
VII группы периодической системы Менделеева. На внешнем
энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов (см. п.2
табл. 6). Этим объясняется общность их свойств.
76
Таблица 6
Свойства элементов подгруппы галогенов
Свойства F Cl Br I At
1.Порядковый номер 9 17 35 53 85
2.Валентные электроны 2s
2
2p
5
3s
2
3p
5
4s
2
4p
5
5s
2
5p
5
6s
2
6p
5
3.Энергия ионизации
атома, эВ
17,42
12,97
11,84
10,45
9,2
4.Относительная элек-
троотрицательность
4,1
2,83
2,74
2,21
1,90
5.Степень окисления в
соединениях
-1 -1, +1,
+3, +5,
+7
-1, +1,
+3, +5,
+7
-1, +1,
+3, +5,
+7
-1, +1,
+3, +5,
+7
6.Радиус атома, нм 0,064 0,099 0,114 0,133 _____
Галогены легко присоединяют по одному электрону, проявляя
степень окисления -1. Такую степень окисления они имеют в со-
единениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов,
кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисле-
ния: +1,+3,+5,+7. Возможные значения степеней окисления объяс-
няются электронным строением атомов.
Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор мо-
жет только принимать один электрон на 2р-подуровень. У него
один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только однова-
лентным, а его степень окисления всегда -1.
У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и в
обычном состоянии (невозбужденном) хлор одновалентен. Но по-
скольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще
пять орбиталей 3d-подуровня. В возбужденном состоянии атома
хлора электроны переходят с 3р- и 3s-подуровней на 3d-
подуровень. Разъединение (распаривание) электронов, находящих-
ся в одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы.
Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора) могут проявлять лишь
нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие
положительные степени окисления. У фтора нет свободных орби-
талей, а значит, при химических реакциях не происходит разъеди-
нения спаренных электронов в атоме.
77
Водные растворы водородных соединений галогенов являются
кислотами: HF - фтороводородная (плавиковая), HCl – хлороводо-
родная (соляная), HBr – бромоводородная, HI – йодоводородная.
Следует иметь в виду, что, помимо общих свойств, галогены
имеют и различия. Это особенно характерно для фтора и его со-
единений. Сила кислот в ряду HF - HCl - HBr – HI возрастает, что
объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи.
Плавиковая кислота слабее других из этого ряда, потому что энер-
гия связи H-F наибольшая в этом ряду. В такой же последователь-
ности уменьшается и прочность молекулы, что обусловлено ростом
межъядерного расстояния (см. п.6 табл. 6). Растворимость мало-
растворимых солей уменьшается в ряду AgCl – AgBr – AgI; в отли-
чие от них соль AgF хорошо растворяется в воде.
Фтор прочнее всех удерживает электроны (п.3 и 4, табл.6), у
него одна степень окисления (-1), (см. п.5, табл.6). Фтор иначе
взаимодействует с водой, чем хлор: разлагает воду с образовани-
ем фтороводорода, фторида кислорода (II), пероксида водорода,
кислорода и озона:
F
2
+ H
2
O = 2HF + O;
2O = O
2
; 3O = O
3
;
O + F
2
= F
2
O; H
2
O + O = H
2
O
2
.
Пункты 3 и 6 табл. характеризуют неметаллические свойства
элементов. Поскольку радиус атома возрастает, а энергия иониза-
ции уменьшается, то в ряду F-At уменьшаются неметаллические
свойства. Наиболее сильно они выражены у фтора.
Окислительная способность галогенов снижается в ряду F
2
–
Cl
2
– Br
2
– I
2
. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последую-
щий из кислот и их солей. В этом случае активность F
2
>Cl
2
>Br
2
>I
2
.
Закономерно изменяются физические свойства галогенов с
ростом порядкового номера элемента: фтор – трудно сжижающий-
ся газ, хлор – легко сжижающийся газ, бром – жидкость, йод –
твердое вещество.
Вопросы допуска к лабораторной работе
1. Электронная формула атома хлора является следующей:
а) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
3d
0
;
б) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
0
;
78
в) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3
3d
2
.
2. Какому из галогенов соответствует электронная формула
атома: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
5
4d
0
4f
0
?
а) Br; б) Cl;
в) I; г) F.
3. Какая из приведенных степеней окисления хлора, какому со-
единению хлора соответствует: KClO
3
, KCl, HClO, HClO
2
, HClO
4
?
а) –1; б) +7;
в) +5; г) +3;
д) +1.
4. Какой из галогенов проявляет степень окисления только -1:
а) Br; б) Cl;
в) F; г) I.
5. В расположенном ряду галогенид-ионов F
-
, Cl
-
, Br
-
, I
-
их вос-
становительная способность (слева направо):
а) уменьшается;
б) увеличивается;
в) изменяется иначе.
(Ответ обоснуйте).
6. В какой из указанных реакций может выделяться бром?
а) KBr + I
2
=… б) KBrO
3
+ I
2
=…
в) KBr + KBrO
3
+ H
2
O =… г) KBrO
3
+ Cl
2
=…
7. Какие вещества получаются при взаимодействии фтора с
водой?
а) HF + HFO; б) H
2
+ F
2
O;
в) H
2
F
2
+ O
2
; г) H
2
FO;
д) H
2
F
2
O
2
.
8. В каких из указанных реакций может выделяться йод?
а) KIO
3
+ Cl
2
=… б) KIO
3
+ Br
2
=…
в) KIO
3
+ KI + H
2
O =… г) KI + Br
2
=…
9. В каких случаях хлор окисляется?
а) 2Cl
-
= Cl
2
; б) 2ClO
-
= Cl
2
;
в) ClO
3
-
= ClO
-
; г) Cl
2
= 2Cl
-
;
д) Cl
2
= 2ClO
3
-
.
10. Кислотные свойства следующих кислот слева направо и
снизу вверх HClO – HBrO – HIO,
HClO
3
– HBrO
3
– HIO
3
:
79
а) увеличиваются;
б) уменьшаются;
в) изменяются иначе.
11. Что общего в строении атомов галогенов?
а) заряд ядра атома;
б) радиус атома;
в) одинаковое число электронов на наружном электронном
слое;
г) до восьми на наружном электронном слое недостает по од-
ному электрону.
12. В чем различие в строении атомов галогенов?
а) заряд ядра атома;
б) радиус атома;
в) наружный электронный слой близок к завершенному;
г) относительная атомная масса.
13. Особенности в строении атомов галогенов, обусловливаю-
щие их принадлежность к типичным неметаллам:
а) заряд ядра атома;
б) радиус атома;
в) общие число электронов, вращающихся вокруг ядра атома;
г) близкое к завершению общее число электронов, находящих-
ся на наружном электронном слое атома и способность атома легко
принимать недостающие для этого электроны.
14. Как изменяются неметаллические свойства галогенов в
группе с увеличением порядкового номера химического элемента?
а) неметаллические свойства возрастают;
б) неметаллические свойства уменьшаются;
в) неметаллические свойства не изменяются;
г) усиливаются только от химического элемента с порядковым
номером 17 к элементу с порядковым номером 9, остальные – без
изменения.
15. Как изменяется элекроотрицательность в группе галогенов?
а) ЭО(F) > ЭО(Cl) > ЭО(Br) > ЭО(I);
б) ЭО(F) = ЭО(Cl) = ЭО(Br) = ЭО(I);
в) ЭО(I) >ЭО(Br) > ЭО(Cl) > ЭО(I);
г) ЭО(F) < ЭО(Cl) = ЭО(Br) > ЭО(I).
80
16. Галогены являются:
а) сильными восстановителями;
б) сильными окислителями;
в) переходными элементами;
г) могут быть как восстановителями, так и окислителями.
17. Галогены в своих соединениях могут проявлять перемен-
ную степень окисления. Выберите правильные ответы:
Вещества Степень окисления
1) F
2
, HF, OF
2
, CaF
2
A. 0, -1,+5, +3
2) Cl
2
, HCl, Cl
2
O
7
, HClO
4
B. 0, -1, +7, -1
3) Br
2
, HBr, Br
2
O
5
, Br
2
O
3
C. 0, -1, -1, -1
4) I
2
, HI, I
2
O
7
, KI D. 0, -1, +7, +7
18. Вид химической связи в соединениях, образованных гало-
генами, неодинаков. Выберите правильные ответы:
Соединения галогенов Вид химической связи
1) молекулы простых веществ:
F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
А. ковалентная полярная
2) летучие водородные соединения Б. ковалентная неполярная
3) соли: NaCl, KBr, CuI
2
, CaF
2
В. ионная
1. Получение хлора (опыт проводится под тягой)
Собрать прибор для получения хлора. В колбу насыпать пер-
манганат калия, в капельную воронку налить концентрированную
соляную кислоту. В первую промывную склянку налить воду (для
очистки хлора от примесей хлороводорода), а во вторую – концен-
трированную серную кислоту для осушки газа. Слегка приоткры-
вая кран воронки, прилить (по каплям) концентрированную HCl в
колбу Вюрца. Наблюдать выделение хлора. Заполнить хлором 3
банки и плотно закрыть их. Газоотводную трубку с выделяющимся
хлором опустить в стакан с концентрированной щелочью. Напи-
шите уравнение реакции. Опишите свойства хлора (цвет, запах).
2. Горение металлов в хлоре (опыт проводится под тягой)
а) Накалить в пламени горелки пучок тонких медных проволо-
чек и тотчас опустить их в сосуд с хлором. Что происходит? После