Дополнительный опыт. Окисление водородосодержащих веществ

В фарфоровую чашку налить 200 мл воды и довести ее до кипения на плитке. Тонкостенную маленькую пробирку наполнить на 1/3 объема парафином и добавить небольшой кусочек керамики (зачем?). Закрепить пробирку в держателе; распла­вить, а затем довести до кипения парафин с помощью спиртовки.

Далее опыт демонстрировать группе. Встав как можно дальше, быстро, но ос­торожно, прилить парафин к воде. Что наблюдается? Почему парафин не загорается при кипячении, а лишь после возгонки при добавлении к воде?

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Нахождение водорода в природе. Изотопы. Почему энергия связи в D₂ несколь­ко больше, чем в H₂?

2. Применение и способы получения H₂. Как выделить водород из смеси газов?

Почему для получения водорода электролизом лучше использовать раствор серной кислоты, а не сульфат натрия? Какие реакции при этом протекают на катоде и аноде?

3. Из какой соли можно получить водород без электролиза? Почему для получения H₂ берут LiH, а не NaH, хотя энтальпия взаимодействия последнего с водой вы­ше?

4. Каким требованиям должны отвечать металлы, чтобы можно было их использо­вать для получения водорода из кислой водной среды? из нейтральной? из ще­лочной?

5. Какие значения ст.ок., к.ч., валентности, эффективного заряда, кратности свя­зей может проявлять водород в соединениях? Привести примеры.

6. Электронная структура, магнитные свойства и порядок связи в молекуле водо­рода и в молекулярных ионах водорода. Температура атомизации водорода.

7. Почему водород может быть отнесен и к IА, и к VIIА группам? Есть ли сходство у водорода с углеродом?

8. В чем причина низких температур плавления и кипения H₂ и очень малой его растворимости и в воде, и в органических растворителях? В чем водород хоро­шо растворим? Каковы физические свойства гелия по сравнению с H₂? Почему?

9. Почему H₂ наилучшим образом отвечает требованиям, предъявляемым к совре­менному топливу? Как на практике приготовить гремучую смесь? Почему необ­ходимо соотношение 2:1?(Объемное или массовое?)

10. Как получить в качестве реагента атомарный водород? Восстанавливается ли H₂SO₄(конц.) молекулярным водородом? атомарным? Рассчитайте э.д.с. этих процессов в стандартных условиях. Есть ли расхождение между теорией и прак­тикой? Почему?

11. Объясните немонотонность роста энергия связи в водородных соединениях элементов второго периода от Li к F:

Какова летучесть соответствующих соединений, отношение их к воде (устойчи­вость связи Э - H к гетеролитическому разрыву)?

12. Во что переходит гидрид кальция при длительном хранении на воздухе? Напи­шите возможные реакции.

13. Рассчитайте порядок связей в НF и в HF₂ методом МО.

14. Определите энергию Гиббса реакции восстановления оксида меди до меди во­дородом. Можно ли таким методом получать цинк?

15. Может ли водород выступать в качестве центрального атома комплекса? в каче­стве лиганда-донора? лиганда-акцептора? в качестве ионов внешней сферы комплексного соединения? Приведите примеры.

16. Чем принципиально отличаются между собой NaHF₂ и KHCO₃?

 

Лабораторная работа 2.

Тема: ГАЛОГЕНЫ

Галогены (фтор, хлор, бром, йод) находятся в земной коре а также в воде океанов, морей и соленых озер в составе их солей - галогенидов: NaCl, KСl, NaBr, KBr, NaI, KI, CaF₂ и др. Из этих соединений гало­гены получают для технических и лабораторных целей химическими и электрохимическими методами.

Будучи неметаллами, галогены являются окислителями, но их окислительные свойства в ряду фтор-хлор-бром-йод уменьшаются, о чем свидетельствуют значения стандартных окислительно-восстанови­тельных потенциалов полуреакций:

Большое техническое значение имеют галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI), в особенности хлороводород и его водный раствор - соляная кислота. В этих соединениях галогены находятся в отрицательной сте­пени окисления (-1), поэтому они являются восстановителями. Восста­новительные свойства галогеноводородов возрастают в порядке, обрат­ном увеличению окислительных свойств галогенов. Таким образом, наиболее сильным восстановителем является йодоводород.

Среди многочисленных соединений галогенов в положительных степенях окисления особое место занимает хлорат калия KClO₃ (берто­летова соль). Это соединение является сильным окислителем, его окис­лительные свойства проявляются и в растворенном, и в расплавленном, и в твердом состояниях. В растворах хлорат калия восстанавливается до хлорида калия или до свободного хлора. В кислой среде при стандарт­ных условиях окислительные свойства хлорат-ионов характеризуются следующими значениями окислительно-восстановительных потенциа­лов:

Хлорат калия в твердом порошкообразном состоянии входит в со­став спичек, зажигательных смесей, осветительных ракет и составы для фейерверков. В этом случае его окислительные свойства объясняются разложением при нагревании с выделением кислорода по уравнению:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂↑

Экспериментальная часть

Целью работы является:

1) ознакомление с лабораторными методами получения галогенов и их соединений с водородом;

2) изучение окислительно-восстановительные свойств галогенов и их важнейших соединений;

3) проведение качественных реакций на галогены и галогенид-ионы.

Опыт 1. Получение галогенов

В три сухие пробирки внести по одному микрошпателю KCl, KBr и KI (или NaCl, NaBr, NaI) и по одному микрошпателю любого окислителя из числа KMnO₄, MnO₂ или K₂Cr₂O₇. Вещества в пробирках перемешать встряхиванием. Во все пробирки добавить по 2–3 капли концентрированной серной кислоты и наблюдать выделение газообразного хлора, брома и йода, отличающихся окраской. Галогены являются ядовитыми веществами, поэтому опыт следует проводить в вытяжном шкафу.

Убедившись в протекании реакции, в пробирки внести по 5–6 капель тиосульфата натрия, который подавляет выделение галогенов, восстанавливая их до безвредных галогенидов.

Хлор можно также получить из соляной кислоты. Для этого в пробирку внести микрошпатель окислителя (KMnO₄ или MnO₂) и 2–3 капли концентрированной соляной кислоты. Убедившись в протекании реакции, добавить в пробирку 5–6 капель Na₂S₂O₃.

В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и указать окраску галогенов. Все реакции уравнять методом полуреакций.

В выводе сформулировать сущность лабораторного метода получения галогенов и объяснить, почему этот метод неприменим для получения фтора.

Опыт 2. Получение галогеноводородов

1. Получение хлороводорода. В сухую пробирку внести один микрошпатель кристаллического хлорида натрия и добавить 4–5 капель концентрированной серной кислоты. Вспучивание хлорида натрия и выделение газа свидетельствуют о протекании реакции. Поднести к пробирке смоченную водой синюю лакмусовую бумагу (вместо лакмуса можно использовать универсальную индикаторную бумагу) и наблюдать изменение её окраски. В отчете описать опыт, написать уравнение реакции и объяснить изменение окраски индикатора. Объяснить, почему в опыте используется твердый хлорид натрия и концентрированная кислота, а не раствор соли и не разбавленная кислота.

2. Получение бромоводорода и йодоводорода. В две сухие пробирки внести по одному микрошпателю кристаллических солей: бромида и йодида натрия (или калия). Добавить к ним по 4–5 капель концентрированной ортофосфорной кислоты. Пробирки слегка подогреть на пламени спиртовки. Вспучивание солей и выделение газов свидетельствует о протекании реакции.

Смочить водой индикаторную бумагу и подержать ее у отверстия пробирок, наблюдать изменение окраски индикатора.

В отчете описать опыт, объяснить изменение окраски индикатора, написать уравнения реакций. Объяснить, почему в опытах используется не серная кислота (как при получении хлороводорода), а ортофосфорная.

Опыт 3. Восстановительные свойства галогеноводородов и галогенидов

В три пробирки внести по 4–5 капель раствора FeCl₃ и по 2–3 капли разбавленного (одномолярного) раствора серной кислоты. Добавить по 3–4 капли растворов KI (первая пробирка), KBr (вторая) и KCl (третья пробирка). По изменению окраски раствора определить, в какой про-бирке произошло восстановление FeCl₃ до FeCl₂ и окисление галогенид-иона. Написать уравнение реакции. Сравнивая окислительно-восстановительные потенциалы галогенид-ионов с потенциалом полу-реакции:

объяснить результаты опыта.

Опыт 4. Исследование окислительных свойств хлората калия

1. Взаимодействие KClO₃ c йодидом калия. В пробирку внести 4–5 капель раствора KI, прибавить 2–3 капли раствора хлората калия или несколько кристалликов сухой соли и 3–4 капли разбавленной серной кислоты. Наблюдать появление бурой окраски раствора. Объяснить опыт, написать уравнение реакции.

2. Окисление соляной кислоты. В пробирку поместить ¹/₃ микрошпателя кристаллического хлората калия и прибавить 2–3 капли кон

центрированной соляной кислоты. Наблюдать выделение газа, обратить внимание на его окраску. Написать уравнение реакции.

3. Окисление оксида марганца (IV). В сухом фарфоровом тигле смешать по одному микрошпателю хлората калия и диоксида марганца и внести в смесь одну гранулу твердого гидроксида калия. На пламени спиртовки довести смесь до расплавленного состояния и нагревать несколько минут. Наблюдать изменение окраски, что свидетельствует об окислении MnO₂. Описать опыт и написать уравнение реакции, учитывая, что зеленый цвет продукта свидетельствует об образовании манга-ната калия.

4. Зажигание смеси сахара и KClO₃.

(Опыт опасен, поэтому его выполнение требует осторожности!) Небольшое количество (1–2 микрошпателя) мелко растертой бертолетовой соли осторожно смешать стеклянной палочкой в фарфоровом тигле с равным количеством сахарной пудры. Смесь не растирать, так как при растирании возможно воспламенение. К смеси прибавить (осторожно, из длинной пипетки) одну каплю концентрированной серной кислоты. Наблюдать вспышку смеси.

Описать опыт, объяснить инициирующее действие серной кислоты, написать уравнение реакции.

Опыт 5. Качественные реакции на галогены

В две пробирки раздельно внести по 2–3 капли бромной и йодной воды. Добавить в каждую пробирку по 5–6 капель какого-либо органического растворителя. Растворы перемешать стеклянной палочкой. Отметить окраску отстоявшихся слоев в пробирках.

В отчете описать опыт, ответить на следующие вопросы: 1) почему галогены растворяются в органических растворителях гораздо лучше, чем в воде? 2) как называется процесс извлечения брома и йода из водного раствора органическим растворителем? 3) какое практическое значение имеет изученное явление?

Опыт 6. Качественные реакции на галогенидионы

Образование осадков AgCl, AgBr, AgI является характерной реакцией на галогенидионы. Получить указанные вещества реакциями ионного обмена. Растворы соответствующих солей брать объёмом 4–5 капель. Обратить внимание на вид и цвет осадков. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Учитывая небольшое отличие осадков галогенидов серебра друг от друга, предложить реакции, с помощью которых их можно отличить более достоверно и однозначно.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Объясните изменение длины и энергии связи в молекулах галогеноводородов, и как оно влияет на свойства этих соединений.

2. Покажите схемами и уравнениями реакций химический и электрохимический способы получения хлора из хлорида натрия.

3. Были проведены четыре опыта, в которых:

1) смешаны растворы хлорида натрия и разбавленной серной кислоты;

2) на раствор хлорида натрия подействовали концентрированной серной кислотой;

3) на твердый хлорид натрия подействовали концентрированной серной кислотой;

4) на твердый хлорид натрия подействовали разбавленной серной кислотой.

Объясните, что было получено в каждом опыте.

4. Объясните, с помощью каких реакций и при каких условиях получают газообразные HF, HCl, HBr, и HI из соответствующих солей.

5. Объясните, почему диспропорционирование галогенов в воде протекает обратимо, а в щелочах необратимо.

6. Смесь бертолетовой соли с гидроксидом калия, называемая окислительной смесью, используется для вскрытия минералов. Напишите уравнения вскрытия этой смесью минералов пиролюзита и эсколаита.

7. Смесь бертолетовой соли и сахара вспыхивает и сгорает от одной капли концентрированной серной кислоты. Объясните, какие параллельные и последовательные реакции протекают в этом опыте.

 

Лабораторная работа 3.

Тема: КИСЛОРОД

Кислород находится в природе в виде простого вещества и, кроме того, он самый распространенный элемент на Земле. Однако вследствие газообразного состояния O₂, его открытие затянулось. Хотя с глубокой древности было известно,что для горения нужен воздух, а с XVII века стали предполагать, что в воздухе со­держится 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 300⁰C с последующим разложе­нием образовавшегося оксида выше 400⁰C), 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 во­де, давали кислую среду.

Экспериментальная часть

Целью работы является изучение свойств кислорода и некоторых его соединений.

Опыт 1. Получение кислорода

Для собирания и хранения газов применяют стеклянные газометры. Умеренно растворимые в воде, в том числе и кислород, собирают и хранят над водой. Газометр состоит из двух частей: вторнику снабженной краном и толстенной склянки с отверстием для выхода газа и сливным отверстием внизу для воды.

Заполнение газометра водой. Снять воронку и заполнить склянку водой. Вставить воронку на место.

Поставить заполненный водой газометр на край стола около водопроводной раковины. Закрыв все краны газометра открыть зажим наиболее короткой трубки.

Заполнение газометра кислородом. Написать уравнение разложения перманганата калия. Рассчитать, сколько граммов соли следует взять, чтобы выделившийся при этом кислород заполнил на 2/3 исходя из того, что объем газометра, составляет 5 литров.

Взвесить нужное количество пермаганата калия, перенести его в колбу Вюрца объемом 100 мл, снабженную резиновой трубкой, и, подождав, пока вытеснится воздух из колбы и газоотводной трубки, присоединить трубку к трубке отходящей от газометра вторую трубку для слива воды поместить в раковину. Заполнив газометр на 2/3, отсоединить газоотводную трубку, а на трубку отходящую от газометра пережать зажимном. При заполнении газом воронка должна быть наполнена водой. После охлаждения газа открыть кран, подающий воду (для чего?).

Получение тока кислорода из газометра. Чтобы наполнить сосуд кислородом, необходимо налить в него до краев воду, закрыть пластинкой смазанной тонким слоем вазелина, перевернуть и погрузить сосуд в ванну с водой. Опустить газоотводную трубку от газометра в ванну и, открыв краны: газоотводный и для подачи воды, отрегулировать скорость подачи кислорода; она должна быть такой, чтобы легко можно было считать пузырьки газа. Подвести газоотводную трубку под отверстие сосуда, заполненного водой. Когда сосуд почти будет почти наполнен кислородом, закрыть его под водой стеклянной пластинкой и вынуть из воды.

Для чего нужно оставить в сосуде небольшое количество воды? Какие примеси содержит собранный кислород? Под каким давление находится газ в газометре?

Опыт 2. Свойства кислорода.

1. Положить в ложечку для сжигания кусочек серы величиной с горошину, поджечь ее на пламени спиртовки (под тягой!). Обратить внимание на цвет и размер пламени горящей серы. Внести горящую серу в банку с кислородом. Какие изменения в горении серы вы наблюдаются?

2. Проделать такой же опыт, взяв вместо серы немного красного фосфора.

3. Положить в ложечку для сжигания небольшой кусочек активированного угля, накалить и внести в банку с кислородом. Как изменяется интенсивность горения угля в кислороде.

4. Взять стальную иглу и примотать медной проволокой к обратной стороне ложечки для сжигания. На острый конец иглы наколоть кусочек спички, поджечь в пламени спиртовки и внести в банку с кислородом. Что происходит? Написать уравнение реакции в молекулярной и электронной формах.

5. Взять сухую пробирку и заполнить ее на 1/5. Укрепить в штативе вертикально над металлической подставкой и нагреть ее до расплавления соли.(Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов, плавясь, разлагаются на нитраты и кислород). Когда из расплавленной массы начнут выделяться пузырьки газа, накалить в пламени спиртовки кусочек угля, держа его тигельными щипцами, и бросить в пробирку. Нагревание прекратить. Наблюдать (осторожно!), как происходит горение угля в выделяющемся кислороде. Когда уголь сгорит, бросить в пробирку кусочек серы. Отметить отличие горения серы в молекулярном и атомном кислороде.

6. Обменной реакцией получить в пробирке осадок гидроксида марганца (II). Обратить внимание на цвет. Медленно пропускать в полученную суспензию ток кислорода из газометра до изменения цвета осадка. Составить уравнение реакции. В чем состоит разница между процессами горения и медленного окисления?

Какой вывод о свойствах кислорода можно сделать на основании проведенных опытов? Как влияет на интенсивность горения веществ замена воздуха кислородом? Чем это объясняется? Почему у кислорода низкие температуры плавления и кипения? Какое строение имеет молекула озона?

Опыт 3. Свойства воды

1. 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 окислительно-восстановительных потенциалов использованных реагентов). В каких условиях вода - восстановитель?

2. 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 прекра­щения горения сравнить кусочки ткани и сделать вывод.

3. Вода как инициатор сгорания вещества. На асбестированную сетку (под тягой) отобрать по одной лопаточке пероксида натрия и опилок (вместо опилок можно использовать мелко нарезанную фильтровальную бумагу) осторожно смешать их. Добавить к смеси одну каплю воды из длинной (почему?) капельницы. Что наблюдается? Какова роль воды в данном опыте?

4. Кристаллогидратная вода.

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

1. Окисление пигментов. На дно двух пробирок поместить по кусочку (не бо­лее 1 см²) окрашенной х/б ткани и темному волосу (волосы предварительно обрабо­тать для удаления жира 1M щелочью в течение 3 мин, затем ее слить и промыть во­лосы 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 ре­зультаты. Как можно усилить окисляющее действие пероксида водорода?

2. Окисление сульфида свинца(II). Получить в двух пробирках осадки сульфи­да 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 от­деления центрифугированием и сливания раствора) обработать 0,5 мл 3%-ного пероксида водорода при перемешивании. Что наблюдается и почему?

3. 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 наблю­дения, используя значения редокс-потенциалов реагирующих веществ. Полученные результаты сохранить для демонстрации.

4. Разложение пероксида водорода. Налить в пробирку 3 мл 3%-ного пе­роксида водорода, нагреть на спиртовке, и внести в пробирку (не касаясь стенок) горящую лучину. Что наблюдается? Затем добавить, не прекращая нагрева, лопа­точку оксида марганца(IV) и сразу же снова внести горящую лучину. Что наблюда­ется и почему?

5. Получение пероксидных соединений

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!

Отметить цвет раствора и разделить его на 3 пробирки. Одну сохранить для сравнения, а во вторую и третью добавить по 8 капель 3%-ногo пероксида водорода и нагреть содержимое пробирок в пламени спиртовки до закипания. Что наблюдает­ся и почему?

Добавить только в третью пробирку 0,5 мл амилового спирта и 8 капель 3%-ного пероксида водорода. Затем (быстро!) прилить 1 мл 1M серной кислоты (ото­бранный заранее в другую пробирку), сразу же резко, но один раз встряхнуть про­бирку до образования эмульсии и оставить для расслаивания жидкостей. Отметить и объяснить их цвет.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Формы нахождения кислорода на Земле. Почему щелочные и щелочноземель­ные металлы не встречаются в природе в виде оксидов, хотя их сродство к ки­слороду очень велико? Остаются ли постоянными запасы свободного кислорода на Земле? Почему?

2. Аллотропные формы кислорода. Определить состав смеси O₂ и O₃, если ее плотность по водороду равна 18. Назовите все известные Вам случаи использо­вания кислорода и озона на практике.

3. Промышленные и лабораторные методы синтеза кислорода. Как получить его из MnO₂? из BaO₂? (Дать графические изображения простейших формул этих ве­ществ и их структурные формулы.) Можно ли выделить O₂ электролизом рас­творов кислот? солей? щелочей? Пояснить примерами.

4. Способы синтеза озона. При каких химических реакциях он получается в каче­стве побочного продукта? Как образуется O₃ в природе? Что угрожает озоново­му слою?

5. Сравнительная характеристика физических свойств кислорода и озона. Почему низки температуры их фазовых переходов по сравнению, например, с Cl₂?

6. Сравнить свойства кислорода и озона как окислителей с точки зрения термоди­намики и кинетики. Взаимодействие с Ag. Используя справочные данные, объясните, почему O₂, в отличие от O₃, не взаимодействует с KI в нейтральной среде, а лишь в кислой.

7. Дописать реакции:

H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → BaO2 + AgNO3 → H2O2 + PbO2 + HNO3 → H2O2 + KClO3 + H2SO4 → H2O2 +I2 +H2SO4 → Ag + O3 → H2O2 + NaCrO2 + NaOH → H2O2 + MnCl2 + NaOH → H2O2 + Co(OH)2 + NaOH →

H2O2 + KI + H2SO4 → H2O2 + FeSO4 + H2SO4 → H2O2 + H2S + H2SO4 → H2O2 + H2SO3 + H2SO4 → Na2O2 + NaBr + H2SO4 → H2O2 +NaI → H2O2 + KMnO4 → MnO2 + H2O2 + As2S3 + NH3 → (NH4)2 AsO4 + H2O2 +O3 → [Co(NH3)6]Cl2+O2 → KI + O3 →

 

Лабораторная работа 4.

Тема: СЕРА

Сера является неметаллом, и в реакциях с металлами она является окислителем. Однако при взаимодействии с более сильными окислителями (фтор, кислород, азотная кислота и др.) сера проявляет восстановительные свойства.

В соединениях сера находится в степенях окисления –2 (H₂S, Na₂S, ZnS и др.), +4 (SO₂, H₂SO₃, Na₂SO₃ и др) и +6 (SO₃, H₂SO₄, K₂SO₄ и др.). Соединения серы (II) – восстановители, серы (VI) – окислители, а серы (IV) проявляют окислительно-восстановительную двойственность.

Самое важное соединение серы – серная кислота. Она производится в огромных количествах и применяется в производстве удобрений, в нефтехимии, при получении химических реактивов, для обработки металлов. Серная кислота является окислителем, причем окислительная

способность повышается с увеличением её концентрации в растворе. Концентрированная серная кислота окисляет металлы, находящиеся в ряду напряжений до серебра, а также многие неметаллы.

Познавательное и практическое значение имеет гидролиз соединений серы – сульфидов, сульфитов и сульфатов, а также изучение растворимости сульфидов в различных растворителях.

Все сульфиды по растворимости подразделяются на четыре группы:

1) растворимые в воде (к ним относятся сульфиды щелочных металлов, сульфиды бария, кальция, стронция и сульфид аммония);

2) нерастворимые в воде, но растворимые в соляной и разбавлен-ной серной кислотах (к ним относятся сульфиды цинка, двухвалентного железа и марганца);

3) нерастворимые в воде, в HCl и в разбавленной H₂SO₄, но растворимые в кислотах-окислителях (HNO₃, концентрированная H₂SO₄, хлорноватая, селеновая);

4) растворимые в водных растворах сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов и сульфида аммония с образованием сульфосолей.

Большинство сульфидов имеют окраску (например, PbS – черный, CdS – желтый, Sb₂O₃ – оранжевый и т.д.). Различие в окраске и растворимости сульфидов в различных средах используется в аналитической химии для обнаружения и разделения катионов.

По химическим свойствам различают сульфиды основные, кислотные и амфотерные. Различие химических свойств сульфидов проявляется в реакциях гидролиза и при взаимодействии сульфидов разной при-роды между собой.

Экспериментальная часть

Целью работы является изучение свойств серы и её наиболее распространенных соединений.

Опыт 1. Окислительные и восстановительные свойства серы

1. Окислительные свойства серы. В сухую пробирку насыпать смесь порошков цинка (или алюминия, железа) с серой в соотношении 1:2. Пробирку нагреть на пламени спиртовки в вытяжном шкафу. Дока-зать опытом, что образовавшийся белый порошок содержит в своем со-ставе ион S^2-. Написать уравнение реакции.

2. Восстановительные свойства серы. В пробирку насыпать один микрошпатель порошка серы и добавить 5–6 капель концентрированной азотной кислоты. Смесь нагреть на пламени спиртовки до полного ис-чезновения серы. Какой газ при этом выделяется? К полученному раствору добавить 1–2 капли раствора хлорида бария. На присутствие какого иона указывает образование белого осадка?

Описать опыт и написать уравнение взаимодействия серы с азотной кислотой. Сделать общий вывод о химических свойствах серы.

Опыт 2. Сероводород и его свойства

1. Получение сероводорода и его горение. Пробирку, на ¹/₃ наполненную мелкими кусочками сульфида железа (II), закрепить в штативе. Добавить в неё 5–6 капель концентрированной соляной кислоты. Быстро закрыть пробирку пробкой с отводной трубкой. Выделяющийся газ зажечь у конца отводной трубки. Над пламенем горящего газа подержать смоченную водой синюю лакмусовую или универсальную индикаторную бумажку. Наблюдать изменение её цвета.

В отчёте описать опыт и наблюдения. Написать уравнения реакций: 1) получения сероводорода, 2) его горения, 3) взаимодействия с водой газа, полученного при горении сероводорода. Объяснить изменение цвета индикатора.

2. Восстановительные свойства сероводорода. В две пробирки внести по 5 капель перманганата калия и дихромата калия. Растворы подкислить серной кислотой и в каждую из пробирок добавить по каплям сероводородную воду до изменения окраски каждого раствора. Объяснить изменение окраски растворов, написать уравнения реакций. Коэффициенты перед веществами найти методом полуреакций.

3. Кислотные свойства сероводорода. Что представляет собой водный раствор H₂S, какие молекулы и ионы находятся в этом растворе? С помощью универсальной индикаторной бумаги определить водородный показатель сероводородной воды. Написать схемы двух ступеней диссоциации H₂S в растворе и выражения для расчета констант диссоциации по обеим ступеням. Выписать из справочника численные значения констант диссоциации. Сделать вывод о силе сероводородной кислоты.

Опыт 3. Получение сульфидов и изучение их растворимости

1. Получение сульфидов. В 5 пробирок поместить по 4–5 капель растворов сульфата цинка, сульфата марганца (II), нитрата свинца (II), хлорида сурьмы (III) и хлорида бария. В каждую пробирку добавить раствор сульфида аммония или сульфида натрия. В каких пробирках выпал осадок? Если осадок не выпал, объяснить причину. Отметить окраску полученных осадков и написать уравнения реакций их получения. Полученные сульфиды сохранить для следующего опыта.

2. Исследование растворимости сульфидов в HСl. В пробирки с полученными в опыте 1 сульфидами, добавить соляную кислоту и отме-тить, в каких пробирках наблюдалось растворение осадков. Написать уравнения реакций в молекулярном и в ионном виде.

3. Исследование растворимости сульфидов в HNO₃. В пробирки, в которых осадки сульфидов не растворились в соляной кислоте, доба-вить концентрированную азотную кислоту (опыт проводить в вытяжном шкафу!). Отметить выделение газа (какого?). Написать уравнения реак-ций, коэффициенты перед веществами найти методом полуреакций.

По результатам опытов 1, 2 и 3 составить сводную таблицу:

 

 

№ пробирки	Сульфид	Растворимость
в воде	в HCl	в HNO3

 

Опыт 4. Изучение свойств соединений серы (IV)

1. Восстановительные свойства сульфита натрия. В пробирку с 5–6 каплями перманганата калия добавить 3–4 капли серной кислоты и несколько кристалликов сульфита натрия. Что наблюдается? Написать уравнение реакции, коэффициенты найти методом полуреакций.

2. Диспропорционирование сульфита натрия. Поместить микро-шпатель кристаллического сульфита натрия в сухую пробирку и нагреть в пламени спиртовки в течение 4–5 минут. После того как пробирка остынет, растворить её содержимое в воде. Полученный раствор разделить на две части. К первой части добавить реактив для обнаружения сульфидионов. Какое другое соединение образуется при диспропорционировании сульфита натрия и как его обнаружить? Написать уравнения всех реакций.

3. Окислительные свойства сульфита натрия. В свежеприготовленный раствор сульфита натрия добавить раствор сульфида натрия. Отметить образование осадка. Какую функцию проявляет сульфит по отношению к сульфиду? Почему раствор сульфита натрия должен быть свежеприготовленным?

Какие свойства – окислительные или восстановительные – выражены сильнее у сульфита натрия и других соединений серы (IV)?

Опыт 5. Изучение свойств серной кислоты

1. Дегидратирующие свойства серной кислоты. Стеклянной палочкой, смоченной концентрированной серной кислотой, написать что-нибудь на листочке бумаги. Бумагу слегка прогреть, держа её высоко над пламенем горелки. Что наблюдается? В отчёте описать опыт, дать его объяснение и сделать вывод.

2. Взаимодействие серной кислоты с металлами. Подействовать в трех пробирках разбавленной серной кислотой на магний, цинк и медь. Написать уравнения реакций H₂SO₄ с магнием и цинком. Почему раз-бавленная серная кислота не взаимодействует с медью?

Повторить опыт, подействовав на металлы концентрированной кислотой (под тягой!), наблюдать выделение газов в первой и третьей пробирках (определить газы по их запаху) и образование белого осадка во второй. Написать уравнения реакций, подобрать коэффициенты методом полуреакций. В выводе сформулировать главное отличие концентрированной серной кислоты от разбавленной в окислительно-восстановительных реакциях с металлами.

Опыт 6. Гидролиз солей, содержащих серу

1. Обратимый гидролиз сульфидов. На полоску универсальной индикаторной бумаги нанести каплю раствора сульфида натрия и каплю раствора сульфида аммония. Определить водородный показатель растворов, записать уравнения реакций гидролиза, сделать вывод о полноте гидролиза этих соединений.

2. Необратимый гидролиз сульфида алюминия. К 3–4 каплям сульфата алюминия прибавить несколько капель сульфида аммония. Наблюдать выпадение осадка. Проверить отношение полученного осадка к кислотам и щелочам, предварительно разделив его на две части. Написать уравнения реакций гидролиза сульфида алюминия и взаимодействия полученного осадка с кислотой и щелочью.

3. Обратимый гидролиз сульфитов. С помощью универсальной индикаторной бумаги определить pH раствора сульфита натрия, сделать вывод и написать уравнения гидролиза в ионном и молекулярном виде.

4. Необратимый гидролиз сульфита алюминия. К 3–4 каплям сульфата алюминия прибавить по каплям раствор сульфита натрия, который приготовить предварительно растворением этой соли в воде. Наблюдать выпадение осадка и выделение газа. Написать уравнение реакции.

5. Обратимый гидролиз сульфатов. С помощью универсальной индикаторной бумаги определить рН растворов сульфатов цинка, алюминия и кадмия. Написать уравнения их гидролиза в молекулярном и ионном виде. Провести аналогичный опыт с растворами сульфатов на-трия и калия, почему гидролиз этих солей не наблюдается? Сделать общий вывод по опыту 6.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Покажите уравнениями реакций окислительные и восстановительные свойства серы.

2. В учебной литературе утверждается, что сероводород – сильный восстановитель. Какая справочная величина является показателем окислительной или восстановительной способности? Чему она равна для сероводорода?

3. Растворимость сероводорода в воде при 20 °С равна 2,6 мл в 100 г воды. Вычислите молярную концентрацию образующейся сероводородной кислоты.

4. Сульфиды по составу и свойствам подразделяются на четыре группы; приведите примеры трех сульфидов каждой группы. Какое практическое значение имеет эта классификация сульфидов?

5. С какой максимальной концентрацией может быть получена сернистая кислота при 20 °С? Охарактеризуйте с помощью справочных данных окислительные и восстановительные свойства этого соединения.

6. Объясните, почему при растворении серной кислоты в воде идет сильный разогрев раствора?

7. Объясните, чем отличаются окислительные свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты.

8. Напишите уравнения гидролиза сульфида натрия, сульфита натрия, сульфата цинка и сульфида алюминия.

Лабораторная работа 5.

Тема: ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА ПЯТОЙ ГРУППЫ

(азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут)

Соединения азота

Среди многочисленных соединен