Николаева Р.Б., Сайкова С.В., Казаченко А.С. Неорганическая химия. Практикум по химии элементов и их соединений (часть 4)

Подождите немного. Документ загружается.

Рис. 7. Установка для анализа галидов

стакан вверх

дном

хая соль

свинцовая

бумага

лакмусовая

бумага

ОПЫТ 7. АНАЛИЗ ГАЛИДОВ

(опыт выполнять под тягой!)

Получить у препаратора три соли щелочных металлов и определить, какая из

них является хлоридом, бромидом и иодидом с помощью реакции с концентрирован-

ной серной кислотой. Добавлять лишь не-

сколько капель кислоты, чтобы только смочить

соль. (Использовать 3 параллельные установ-

ки – схема одной из них представлена на

рис. 7.) Результаты наблюдений удобно

представить в

виде таблицы.

Процесс анализа показать группе. С по-

мощью каких еще реакций можно различить

растворимые галиды?

ОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ ОПЫТ. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ.

Приготовить в двух отдельных стакан-

чиках раствор 0,72 г иодата калия в 8 мл 2%-ной хлорной кислоты и раствор 0,3 г

малоновой кислоты, 0,1 г сульфата марганца(II) и 0,5 мл крахмальной жидкости в

5 мл воды. Затем в присутствии группы налить в стакан на 100 мл 5 мл 30%-ного

OH и добавить (одновременно!) приготовленные ранее растворы, размешать па-

лочкой и поставить на белый лист бумаги. Что наблюдается?

Вопросы к семинару «ГАЛОГЕНЫ»

1. В чем особенность электронной конфигурации каждого галогена? Как это ска-

зывается на характеристиках и свойствах их атомов? молекул? простых ве-

ществ? Какой галоген имеет наибольшее сродство к электрону? Является ли его

простое вещество самым сильным окислителем? Почему? Почему F, а не He или

Ne считают самым электроотрицательным элементом?

Природные соединения галогенов. Принципы получения из них

Г . В чем отли-

чие современного синтеза

F от того, что использовал при получении фтора

Муассан? Почему при выделении

F электролизом не берут расплав KF или чис-

тый фтороводород? Можно ли фтор получить химической реакцией?

Почему фтор в отличие от других галогенов не проявляет переменной степени

окисления? Укажите признаки металличности иода? В каких реакциях галогены

проявляют восстановительные свойства? Почему при пропускании осушенного

в пробирку с небольшим количеством порошкообразного

, на ее стенках

образуется желтый налет кристаллов?

К раствору смеси КI и KCl добавили избыток

. Какие вещества будут в остат-

ке после испарения воды? Изменится ли состав после прокаливания?

Почему некоторые реакции (например, алюминия) протекают с

энергичнее,

чем с

Cl ?

Какие реакции могут идти при пропускании

F через раствор NaBr? Почему от-

личается состав водных растворов галогенов? Различны ли выражения констант

редокс-взаимодействия хлора с водой при обычных условиях и при нагревании?

Что будет, если через хлорную воду в пробирке, закрытой ватой и погруженной

в воду со льдом, достаточно долго пропускать ток хлора? Что произойдет, если

затем сосуд

нагреть рукой?

7. Как повысить растворимость

I в воде? Почему в разных растворителях различ-

на окраска иода?

Почему

−

HF линейный фрагмент )FHF[

−

, а

−

FH – зигзагообразный? Чем

объяснить, что HF называют плавиковой кислотой? Почему ее формулу часто

записывают как

FH ?

Из раствора HCl выделяются молекулы HCl, а где (в растворе, на поверхности, в

газовой фазе) они образуются?

10.

Известно, что бромиды не окисляются разбавленной серной кислотой. Почему

ее не используют для получения чистого бромоводорода из бромида?

11.

Почему степень диссоциации (кажущаяся) в 0,1М растворе НГ от фтора к иоду

растет (с 8 до 95%), хотя дипольный момент молекул галогеноводородов при

этом уменьшается (с 1,90 до 0,38 D) и снижается эффективный заряд на атомах

(с 0,25 до 0,04)? Почему в случае сильных кислот степень их диссоциации назы-

вается кажущейся.

12.

Верно ли утверждение: «Сила кислот НГ наименьшая у фтороводородной, что

объясняется существованием водородных связей между молекулами HF?» Что

происходит при нагревании фторогидрогенатов щелочных металлов выше тем-

пературы плавления? Возможно ли существование соединения

NaHCl ?

13.

Почему HCl в отличие от NaCl имеет низкую температуру плавления? В каком из

хлоридов II периода таблицы Менделеева связь наименее полярна? Как это ска-

зывается на свойствах вещества? Почему самая ионная связь

FCs − , а не

FFr − ? И не ClCs − ?

14.

Почему фторид кальция малорастворим в отличие от его хлорида, а в случае

солей серебра наоборот?

15.

Как рассчитать значение рН раствора смеси NaBr и NaI, при котором

KMnO

окисляет практически лишь иодид-ионы?

16.

Используя метод ВС, определить форму молекул

FO , где n=1÷6. Почему неус-

тойчивы соединения с

2n > ? Как их получают? Почему валентный угол в

ClO

составляет 118°? Какова форма анионов:

−

ClO ,

−

ClO ,

−

ClO ? молекул: FClO

FClO

17.

Почему

CaOCl называют белильной известью? Как объяснить ее запах?

18.

Значение

G∆ для процесса:

O2/1НЭНЭО

, - в случае HClО составляет

(-51,4) кДж, для HBrO равно (–5,2) кДж, а для HIO - (+54,5) кДж. Верно ли ут-

верждение: «Это отвечает росту относительной устойчивости в ряду:

HIOHBrOHClO

−− »? Способы получения соединения HСlO и типы его разложе-

ния.

19.

Как изменяются окислительно-восстановительные свойства соединений галоге-

нов в степени окисления (+5) и (+7) в подгруппе (сверху вниз) и почему? Хлор-

ную воду в герметичном сосуде выдержали на свету до ее обесцвечивания. Как

при этом изменились составы раствора и газовой фазы над ним?

20.

Почему из всех галогенов лишь иод образует многоосновные кислоты? Какова

среда в водных растворах

NaClO ,

KBrO ,

IONa ? Представить соединения

OI и

OI в виде солей.

21.

Получены предельно концентрированные при обычных условиях 20%-ный

(мас.) раствор HClO и 30%-ный HBrO (при большей концентрации они разлага-

ются). Какая из этих кислот более устойчива?

22. Почему

KClO существует в свободном виде, а

HClO – нет? Как объяснить, что

HClO в разбавленных растворах не проявляет окислительные свойства? Поче-

му

ClONH

можно использовать в качестве ракетного топлива?

23.

Объяснить причину взрыва, который может быть при растирании

KClO c крас-

ным фосфором.

24.

Соединение иода(VII) менее устойчиво, чем хлора(VII). Почему, тем не менее,

)Г/Г(E

70 +

выше у хлора?

25.

Как ведет себя гипохлорит натрия при действии воды? на воздухе? при нагре-

вании? при добавлении NaI?

26.

Как получить из NaCl –

OCl , из KBr –

KBrO ; из KI –

HIO ; из

KClO – KClO?

Можно ли сказать, что происходит дисмутация в реакции:

OHNaFOFNaOHF

222

++→+ ?

27.

Техника безопасности при работе с галогенами. Взрывоопасны ли смеси

Cl и

28.

Закончить реакции

(1)

+→+

223

ClIHClO (12)

→++

)H(KBrOFeSO

(2)

→+

ClHClO (13) OHKMnOKI

(3)

→+

222

OClHgHgOCl (14) →

.)конц(HClOAu

(4)

→

+ OHClKBr

(15) →

HNOHClPt

(5)

→++

SOHNaOINaOCl (16) →+

KOHClKIO

(6)

→+

ClKF (17)

→

24223

ClOOCHKClO

(7)

⎯→⎯+

OHCl

(18)

→

)OH(CaCl

(8)

→+ OHF

(19) →

OClO

(9)

→+

FSiO (20)

→

2423

ClO.)конц(SOHKClO

(10)

⎯⎯→⎯++

.у.об

222

OHICl

(21)

→

OHClKF

(11)

→++

222

COOHCaOCl

Здесь и далее окислительно-восстановительные реакции запишите по правилам: на первом месте ставится вос-

становитель, потом окислитель и затем вещества, создающие среду.

ХАЛЬКОГЕНЫ

История открытия. Получение простых веществ

Обычно с элементами, присутствующими в природе в виде простых веществ,

люди знакомятся еще в древности. Так было и с

серой (в переводе с санскритского

ее название означает «

светло-желтая»). В VIII веке китайцы применяли серу в

смесях типа пороха. В период алхимии (XI-XVII вв.) считали ее основным началом

материи (горючестью), в частности, составной частью металлов и использовали при

попытках получить золото. И лишь в 1775 г. А. Лавуазье в опытах по сжиганию уста-

новил, что сера является простым веществом, а также предположил,

что и кислород

имеет элементную природу.

Кислород тоже находится в природе в виде простого вещества и, кроме того,

он

самый распространенный элемент на Земле. Однако вследствие газообразного

состояния

O , его открытие затянулось. Хотя с глубокой древности было известно,

что для горения нужен воздух, а с XVII века стали предполагать, что в воздухе со-

держится некая субстанция, поддерживающая горение, но впервые кислород был

получен лишь в 1772 г.

Это сделал К. Шееле, причем разными методами (в том числе прокаливанием

селитры, а также

нагреванием ртути на воздухе при 300

C с последующим разложе-

нием образовавшегося оксида выше 400

C), и назвал его «огненным воздухом»

. А в

1779 году Лавуазье ввел греческое название «оксиген» («

кислород»), поскольку

оксиды, полученные им при сжигании некоторых простых веществ, растворяясь в во-

де, давали

кислую среду.

Остальные халькогены открыты позже.

Теллур – в 1798 г. М. Клапротом в ру-

де, поэтому назван в честь Земли (от латинского слова «теллус» - «земля»). В

1817 г. И. Берцелиус извлек

селен из отходов сернокислого производства. Его на-

звание на греческом означает «луна» и подчеркивает, что селен сопутствует теллу-

ру, как Луна Земле.

Полоний выделен из урановой руды в 1898 г. Марией Кюри и

назван в честь ее родины – Польши.

В современных лабораториях серу используют реактивную, а кислород – из

баллона, где он находится под давлением 100-150 атм. Небольшие количества

получают термическим разложением богатых кислородом и сравнительно

неустой-

чивых соединений, например,

KMnO (при 250

С).

Модификации серы

Если для кислорода известны две аллотропные формы (

O и

O), то в случае

серы их значительно больше благодаря ее способности образовывать

прочные го-

моядерные цепи [24].

При об.у. устойчива

ромбическая сера (желтого цвета), построенная из зиг-

загообразных циклов

. Выше 95,4

С она переходит в моноклинную (светло-

желтого цвета) – при этом плотность серы уменьшается с 2,07 до 1,96 г/см

. Переход

Позже (в 1774 г.) независимо от Шееле кислород получил Дж. Пристли (тоже разложением оксида ртути, но

другим способом – под действием сфокусированного солнечного света). Однако он раньше Шееле официально

сообщил о своем открытии.

Возможны также циклические молекулы S

и даже S

обусловлен изменением взаимного расположения молекул

S в решетке, что сказы-

вается и на форме кристаллов [14].

При 119,3

C моноклинная сера плавится, образуя легкоподвижную желтую

жидкость, которая выше 160

С темнеет и густеет

, так как происходит разрыв циклов

S и образование длинных цепей

. (В интервале 200-250

С цепи содержат до не-

скольких сотен атомов.) Резким охлаждением такого расплава можно получить

пла-

стическую

серу – прозрачную тягучую массу коричневого цвета. Однако при старе-

нии она становится непрозрачной, желтой и хрупкой за счет перехода в

аморфную

модификацию (из нее постепенно образуется ромбическая сера).

Выше 250

С подвижность расплава серы снова растет в результате укорочения

молекул. И в пар (оранжевого цвета) при температуре кипения 444,6

C сера перехо-

дит в виде цепей

S и

S (резким охлаждением этого пара с помощью жидкого азота

получается неустойчивая

оранжевая сера).

При дальнейшем нагревании (выше 250

C) пар состоит в основном из цепей

S, а выше 900

С образуются двухатомные молекулы – парамагнитная

сера (резким

ее охлаждением получают

пурпурную модификацию, которая уже выше –80

С пе-

реходит в ромбическую). И, наконец, при 1500

С наблюдается полная атомизация

серы.

Сера мало растворима в воде, но х

орошо (все формы, кроме пластической) в

органических жидкостях (в частности, в

CS ), из которых кристаллизуется наибо-

лее устойчивая при об.у. ромбическая модификация.

Соединения серы

Из соединений S самое широкое применение как в промышленности, так и в

лаборатории находит

серная кислота. В концентрированном виде она жадно по-

глощает

даже «связанную» воду (за счет образования гидратов: OHSOH

242

⋅

OH2SOH

242

⋅ , причем с большим экзоэффектом) и, как следствие, переводит углево-

ды в

уголь (обугливает их).

Соли серной кислоты тоже образуют устойчивые гидраты, так называемые

купоросы:

OH5CuSO

⋅ , OH7FeSO

⋅ (они используются для борьбы с болезнями

растений),

OH7ZnSO

⋅ (его растворы применяют для пропитки шпал от гниения,

для протравливания семян, как глазные капли, как рвотное средство) и др.

В медицине и строительстве используют способность

CaSO давать прочные

гидраты

различного состава в зависимости от условий. Например, ангидрит

OHCaSO2

⋅ получается нагреванием гипса OH2CaSO

⋅

при 150-180

С, но не вы-

ше, иначе происходит полная дегидратация с необратимыми структурными измене-

ниями и материал теряет способность «схватываться» при действии воды, т.е. обра-

зовывать снова гипс.

Отметим, что за счет

высокой ионности связи «катион - анион» сульфаты

растворимы в воде, кроме сульфатов Ba, Sr, Ra и Pb. (Сульфиты как

менее ионные

соединения, напротив, мало растворимы, за исключением солей щелочных металлов,

а также гидросульфитов (?).)

При 190

C вязкость серы в 9 тыс. раз больше, чем при 160

Парамагнитны молекулы Х

и для аналогов серы.

Порошкообразный ангидрит называют алебастром (или жженым гипсом).

Замена одного оксо-лиганда (

−

) в сульфате на тио-лиганд

(

−

) резко из-

меняет многие его свойства:

1) Тиосульфат натрия, в отличие от его сульфата, проявляет

восстанови-

тельную

активность, причем, глубина протекания реакции зависит от силы окисли-

теля (хлор окисляет его до сульфата, а иод или Fe(III) – до тетратионата) [24].

2) За счет наличия

−2

S тиосульфат-ионы проявляют явно выраженные ком-

плексующие свойства, поэтому

322

OSNa используется, например, в фотографии в

качестве фиксажа – удаляет AgГ (не восстановленный до

Ag при проявлении), за

счет образования ]OAgS[Na

и ])OS(Ag[Na

2323

. И с

Fe тиосульфат образует КС

(фиолетового цвета), который, однако, тут же разлагается из-за окисляющего дейст-

вия Fe(III) по отношению к

−

3) Если сульфат натрия термостоек (даже плавится без разложения), то

322

OSNa при нагревании дисмутирует с образованием

SNa и

SONa . При подкислении тиосульфата получается

неустойчивый (в отличие от

SOH

) продукт

322

OSH, распа-

дающийся в эфире с образованием

SOH

, а в водной

среде – на

SO , OH

и S. В последнем случае в зависимости

от концентрации реагентов формируется или

желтая сера

(

S) или аморфная ее модификация белого цвета

. Вслед-

ствие неустойчивости

322

OSH малорастворимый в воде тио-

сульфат бария

в кислотах растворяется (в отличие от его

сульфата), но при этом образуется осадок серы.

Можно синтезировать также

полные тиосоли, которые не содержат оксо-

лигандов, например,

424

MoS)NH( (ярко-красные кристаллы, растворимы в воде). При

подкислении эта соль разрушается за счет образования сероводорода и осадка

MoS

(бурого цвета). Для хрома(VI) вследствие его высокой

окисляющей активности, в

отличие от Mo(VI), подобные соединения не получены.

Аналогично и с

пероксо-лигандами (которые, как и тио-лиганды, могут про-

являть

восстановительные свойства) Mo(VI) тоже образует устойчивые комплек-

сы (красного цвета), а соединения Cr(VI), в частности, надхромовая кислота

CrOH

(голубого цвета) – рис. 8, в воде

разлагаются по типу внутримолекулярной ОВР с

образование

и Cr(III).

Однако в

неводной среде, например в амиловом спирте или в эфире, перок-

сосоединения Cr(VI) устойчивы. (Стабилизация происходит за счет того, что

вместо

воды в ассоциат OHCrO

⋅ встраивается молекула неводного растворителя.)

«Тион» – греческое название серы.

Реакция образования аморфной, а значит, более активной серы (по сравнению с кристаллической) использует-

ся для лечения кожных заболеваний, в частности, чесотки – убиваются клещи, ее вызывающие. При лечении ко-

жу смачивают раствором Na

, а потом – разбавленной HCl.

Малорастворимы в воде также тиосульфаты Pb(II), Ag(I) и Tl(I).

Рис. 8. Графическая

формула надхромовой

кислоты H

CrO

OOO

OHCrO

Техника безопасности при работе с халькогенами

и их соединениями

При работе с кислородом следует помнить, что он образует «гремучий газ» с

, а также взрывается при смешении с органическими летучими веществами. Кро-

ме того, длительное вдыхание чистого кислорода вредно, так как он затрудняет

диффузию молекул

из тканей организма (происходит их закисление, т.е. отрав-

ление углекислым газом). Поэтому в подводных аппаратах Кусто дыхательная смесь

(подаваемая под давлением 20 атм.) содержала лишь 1%

, чтобы его парциаль-

ное давление не превышало норму.

Еще опаснее

озон, который раздражает дыхательные пути даже при низких

концентрациях: в отношении 1 к

10 с другими газами воздуха. ПДК озона всего

1 мг/м

, а при более высоком содержании возможно смертельное воспаление легких.

При использовании

пероксида водорода нужно остерегаться попадания на

кожу его концентрированных растворов (20% и более), вызывающих ожоги, кроме

того, в растворах с

)OH(

ω выше 65% пероксид водорода взрывается.

При работе с

концентрированной серной кислотой необходимо помнить о

ее способности обугливать растительные и животные ткани. Поэтому при попадании

кислоты на кожу нужно быстро стереть ее сухой тряпкой, а затем тщательно про-

мыть пораженное место водой и обработать раствором соды. Из-за высокой экзотер-

мичности гидратообразования при разбавлении

.)конц(SOH

обязательно нужно

лить кислоту в воду, т.е. более тяжелое к более легкому, тогда жидкости хо-

рошо смешиваются, и не происходит местных перегревов, чреватых выбросом кисло-

ты из сосуда.

Из соединений серы наиболее вредными для человеческого организма явля-

ются сернистый газ и сероводород (хотя сероводородные ванны полезны при подаг-

ре, ревматизме и т.п.).

Сернистый газ бесцветен, c характерным резким запахом. Уже при малых

концентрациях создает неприятный металлический привкус по рту и раздражает

слизистые оболочки. Обладает канцерогенным действием. Вдыхание воздуха, содер-

жащего более 0,2% сернистого газа, вызывает хрипоту, одышку и быструю потерю

сознания.

Пострадавшего следует вынести на свежий воздух, нос и горло промыть 2%-

ным раствором питьевой соды, применять

ингаляцию спиртом с аммиаком, поставить

горчичники на грудь, обеспечить покой. Хроническое отравление сернистым газом

ведет к потере аппетита, запорам и воспалению дыхательных путей. ПДК сернистого

газа в производственных помещениях 10 мг/м

Сероводород – это бесцветный газ, который при большом разбавлении имеет

запах тухлого яйца. На воздухе он воспламеняется при температуре З00

С. Его смеси

с воздухом, содержащие от 4 до 45% (об.) сероводорода, взрывоопасны.

Очень часто недооценивается ядовитость этого газа, хотя присутствие всего

0,1% (об.) сероводорода является причиной тяжелого отравления, ибо

оказыва-

ет общеклеточное действие, вызывая острую кислородную недостаточность и пора-

жая центральную нервную систему. (При вдыхании сероводорода в значительных

концентрациях может мгновенно наступить обморочное состояние или даже смерть

от паралича дыхания.)

Первым симптомом отравления служит потеря обоняния, когда, несмотря на

присутствие сероводорода в воздухе, его не ощущают. В дальнейшем появляется

го-

ловная боль, головокружение и тошнота. Через некоторое время наступает внезап-

ный обморок. Пострадавшему нужно, прежде всего, обеспечить приток свежего воз-

духа. При тяжелом отравлении дают вдыхать кислород с 5-7%

CO или нюхать хлор;

применяют искусственное дыхание.

Хроническое отравление небольшим количеством сероводорода приводит к

общему ухудшению самочувствия, исхуданию, появлению головных болей и т.д. ПДК

сероводорода в воздухе производственных помещений 1 мг/м

Отметим, что при переходе от

к TeH

ослабляется связь HЭ − и усилива-

ется токсичность, а также неприятный запах веществ. При отравлении соединениями

Se и Te нужно в повышенных дозах принимать витамин C.

Лабораторная работа «КИСЛОРОД»

ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА КИСЛОРОДА

А. Получение кислорода и взаимодействие его с органическими ве-

ществами.

Собрать установку (рис. 9).

Сухую колбу на 100 мл (1) наполнить при-

мерно на 1/12 объема перманганатом калия

(обязательно

сухим – почему?) и нагреть на

спиртовке. Выделяющийся газ собрать в со-

суд (3). Для этого наполнить его водой, за-

крыть кусочком фильтровальной бумаги и,

придерживая бумагу пальцами, перевернуть,

погрузив в кристаллизатор с водой; газоот-

водную трубку (2) подвести под сосуд (3).

Когда почти вся вода будет вытеснена

из этого сосуда (оставить 3-4 мл!), закрыть его

под водой фильтровальной бумагой,

вынуть из воды и накрыть чашкой Петри. Поставить на заполнение кислородом сле-

дующий сосуд, а в первый внести

тлеющую лучинку. Что наблюдается и почему?

Повторить опыт в присутствии группы, внеся лучину во второй сосуд с собранным

газом. Сравнить

интенсивность горения в первом и втором случаях. Объяснить

различие. Как определить продукты сгорания?

Убедившись, что выделяется кислород, собрать его в третий сосуд, оставив в нем

примерно 3-4 мл воды, накрыть чашкой Петри и сохранить для выполнения опыта В.

Б. Окисление кислородом с «помощником».

1. Окисление-иодид-иона

Конец газоотводной трубки (2) опустить почти до дна пробирки, содержащей

2 мл иодид-крахмальной воды. Происходит ли окисление?

Часть раствора сохранить для демонстрации, а к остальному добавить 1 мл 1M

серной кислоты и продолжить пропускание кислорода через раствор. Что наблюда-

ется? Почему? Какова роль серной кислоты в данном опыте?

2. Окисление

кобальта(II)

В три пробирки налить по 0,5 мл хлорида кобальта(II) и пропускать кислород

через раствор в одной из пробирок в течение 3 мин. Происходит ли изменение его

окраски?

Добавить в обе оставшиеся пробирки по каплям при встряхивании 6М аммиак

до выпадения осадка (отметить его цвет), затем одну пробирку с осадком оставить

для демонстрации

, а во вторую прибавить избыток аммиака до растворения осадка.

Отметить цвет раствора. Пропускать через него кислород в течение 3 мин. Что на-

блюдается и почему? Объяснить роль аммиака в этом опыте с позиции ТКП.

Рис. 9. Установка для получения кислорода

KMnO

В. Сжигание серы в кислороде. (Опыт выполнять в присутствии группы)

Перенести сосуд с собранным кислородом под тягу, положить в ковшик для сжигания

кусочек серы величиной с горошину и поджечь ее. Отметить цвет и размер пламени

и внести горящую серу в сосуд с кислородом. Какие изменения в горении наблюда-

ются? Объяснить наблюдения. После прекращения горения встряхнуть

сосуд (для

растворения в воде газообразных продуктов сгорания, находящихся в сосуде) и, ис-

пользуя раствор перманганата калия, определить степень окисления серы.

Г. Исследование твердых продуктов разложения перманганата ка-

лия. Опыт «хамелеон».

После охлаждения колбы (1) высыпать ее содержимое на

лист бумаги. Выбирая кристаллы, изменившие окраску по сравнению с окраской ис-

ходного перманганата калия, наполнить ими ковшик на половину объема, высыпать

в пробирку и добавить 0,5 мл 2%-ной щелочи.

После центрифугирования отметить цвет осадка (каким веществом он являет-

ся?) и цвет раствора (наличием какого

вещества он обеспечивается?). Затем (в при-

сутствии группы!) вылить его в фарфоровую чашку, содержащую 30 мл воды. Осто-

рожно покачивая чашку, наблюдать изменение окраски раствора. Образуется ли при

этом осадок? Объяснить наблюдения.

ОПЫТ

2. ОКИСЛЕНИЕ КИСЛОРОДОМ ВОЗДУХА МАРГАНЦА(II) И ЖЕЛЕЗА(II)

К 1 мл раствора соли марганца(II) добавить 1 мл 1М щелочи. Отметить цвет

осадка в первый момент после получения. Происходит ли изменение его цвета на

воздухе при комнатной температуре? Аналогично получить гидроксид железа(II) и

сделать соответствующие наблюдения.

Пробирки с полученными гидроксидами нагреть на водяной бане в течение

20-30 мин при периодическом встряхивании (зачем

?). Изменяется ли их цвет?

ОПЫТ

3. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОЗОНА

На дно стакана на 100 мл насыпать 2 лопаточки

персульфата калия (или аммония) или пероксида бария.

Две фильтровальные бумажки смочить раствором иодида

калия и одну бумажку (1) высушить, а другую (2) оставить

влажной. Затем обе закрепить на стеклянной палочке, как

показано на рис. 10 (для закрепления разрезать бумажки

ножницами вдоль по центру). Еще одну бумажку,

смочен-

ную иодидом калия, оставить для сравнения на воздухе.

Используя капельницу, доба-

вить к сухой соли 12 капель кон-

центрированной серной кислоты.

Сверху накрыть стакан чашкой Петри. Отметить запах выде-

ляющегося газа. Наблюдать изменение цвета бумажек в тече-

ние 20 мин. Объяснить результаты.

ОПЫТ

4. СВОЙСТВА ВОДЫ

А. Аномальное свойство воды. Положить на кольцо

штатива кусок льда, надеть на него петлю из тонкой проволо-

ки с подвешенной гирей, как показано на рис. 11. Что наблю-

дается с течением времени? Происходит ли снова срастание

льда в месте разрыва? Почему? (Объяснить, используя диа-

грамму состояния воды).

Рис. 10. Установка для

получения озона

Рис. 11. Установка для

иллюстрации аномаль-

ного свойства воды

кг

Б. Вода как восстановитель. Поместить в две пробирки по одной капле

0,1М перманганата калия и добавить в одну 1 мл воды, а в другую 1 мл 1M серной

кислоты. Нагревать растворы на водяной бане в течение 15-20 мин.

Отметить наблюдаемые эффекты и объяснить их (основываясь на значениях

ОВП использованных реагентов). В каких условиях вода - восстановитель?

В. Вода как средство предотвращения сгорания. Взять два примерно

равных по величине кусочка светлой ткани, один из них смочить в воде и отжать

(несильно). Затем положить их на каменную плиту, смочить равномерно спиртом (с

помощью капельницы из стаканчика) и поджечь оба кусочка спичкой. После прекра-

щения горения сравнить кусочки ткани и сделать вывод.

Г. Вода как инициатор сгорания вещества. На асбестированную сетку

(под тягой) отобрать по одной лопаточке пероксида натрия и опилок

осторожно

смешать их. Добавить к смеси одну каплю воды из длинной (почему?) капельницы.

Что наблюдается? Какова роль воды в данном опыте?

ОПЫТ

5. КРИСТАЛЛОГИДРАТНАЯ ВОДА. ХИМИЧЕСКИЙ ТЕРМОМЕТР

К 0,5 г кристаллической соды добавить 2-3 капли фенолфталеина. Отметить

цвет смеси. Нагреть ее. Что наблюдается? Изменяется ли интенсивность окраски при

охлаждении? Объяснить наблюдаемые явления.

ОПЫТ

6. СВОЙСТВА ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА

А. Окислительные свойства.

1. Окисление пигментов. На дно двух пробирок поместить по кусочку (не бо-

лее 1 см

) окрашенной х/б ткани и темному волосу (волосы предварительно обрабо-

тать для удаления жира 1M щелочью в течение 3 мин, затем ее слить и промыть во-

лосы водой). Добавить в пробирки по 1 мл соответственно 3% и 30%-ного пероксида

водорода. Оставить пробирки до конца занятий.

Отметить, одинакова ли скорость обесцвечивания. Объяснить полученные ре-

зультаты.

Как можно усилить окисляющее действие пероксида водорода?

2. Окисление сульфида свинца(II). Получить в двух пробирках осадки сульфи-

да свинца(II), сливая по 0,5 мл ацетата свинца и сульфида натрия. Отметить цвет

осадка, одну пробирку оставить для сравнения. В другой пробирке осадок (после от-

деления центрифугированием и сливания раствора) обработать 0,5 мл 3%-ного пе-

роксида

водорода при перемешивании. Что наблюдается и почему?

Б. Восстановительные свойства. В одну пробирку налить 0,5 мл 1M серной

кислоты, а в другую – столько же воды. Затем в обе пробирки добавить по 3 капли

0,1М перманганата калия и 3 капли 3%-ного пероксида водорода. Объяснить наблю-

дения, используя значения редокс-потенциалов реагирующих веществ. Полученные

результаты сохранить для демонстрации.

В. Разложение пероксида водорода. Налить в пробирку 3 мл 3%-ного пе-

роксида водорода, нагреть на спиртовке, и внести в пробирку (не касаясь стенок)

горящую лучину. Что наблюдается? Затем добавить, не прекращая нагрева, лопа-

точку оксида марганца(IV) и

сразу же снова внести горящую лучину. Что наблюда-

ется и почему?

Г. Получение пероксидных соединений

1. Хрома(VI). К 6 каплям раствора соли хрома(III) добавить по каплям при

энергичном перемешивании 1M щелочи до растворения выпадающего осадка (какова

его окраска?), не более!

Вместо опилок можно использовать мелко нарезанную фильтровальную бумагу.