WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 |   ...   | 2 | 3 || 5 | 6 |

б) к раствору соли алюминия в двух пробирках прилить по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка. Затем в одну пробирку добавить еще раствора щелочи, а в другую - 2н. раствор HCl до растворения осадка. Какими свойствами обладает гидроксид алюминия Написать уравнения реакций.

в) к свежеприготовленному раствору железного купороса, полученному растворением взятых в избытке опилок железа в разбавленной H2SO4, прилить раствор едкого натра. Образуется осадок гидроксида железа (+2) белого или светло-зеленоватого цвета. Перемешать полученный осадок стеклянной палочкой и наблюдать постепенное изменение его цвета до красно-бурого. Написать уравнения реакций образования Fe(OH)2 и окисления его до Fe(OH)3.

г) получить гидроксид железа (+3) действием щелочи на соль трехвалентного железа. С осадка слить воду и в разных пробирках исследовать отношение Fe(OH)3 к кислотам и щелочам. Написать уравнения реакций. Какими свойствами обладает гидроксид железа (+3) РАБОТА ОБЩИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ С увеличением порядкового номера элемента в периоде энергия ионизации увеличивается, а радиус атома уменьшается. Обратная зависимость указанных величин от порядкового номера элемента наблюдается в группах периодической системы. Это обусловливает увеличение относительной электроотрицательности элементов и усиление окислительной способности в периоде слева направо, а в группе снизу вверх. Наиболее сильными окислителями являются фтор и кислород, хлор и бром. Преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, германий, фосфор, мышьяк и теллур.

Галогены и их соединения Галогены (F, Cl, Br, I, At) являются типичными неметаллами. Среди элементов каждого периода атомы галогенов имеют максимальное сродство к электрону и наибольшее значение электроотрицательности. Поэтому они легко присоединяют один, недостающий до октета, электрон и проявляют сильные окислительные свойства, энергично реагируя с металлами, большинством неметаллов, окисляя ряд сложных веществ. Окислительная способность уменьшается в ряду F2 – At2.В образующихся при этом галогенид-ионах (0 + 2 е- = 2 ) проявляется характерная для галогенов степень окисления –1. Такую степень окисления атомы галогенов имеют в соединениях с водородом и металлами.

Соединения галогенов с водородом – газы (кроме HF), хорошо растворимы в воде. В ряду HF, HCl, HBr, HI прочность химической связи падает, вследствие чего уменьшается термическая устойчивость молекул галогеноводородов и растут кислотные свойства их водных растворов. Из всех бескислородных кислот иодоводородная кислота является самой сильной. В ряду HCl, HBr, HI восстановительная активность галогеноводородных кислот повышается.

Для галогенов, кроме фтора, возможны и положительные степени окисления +1, +3, +5, +7, которые они проявляют в кислородсодержащих соединениях.

Наиболее устойчивыми из них являются соли кислородсодержащих кислот. С увеличением количества кислорода в молекулах кислородсодержащих кислот HClO HClO2 HClO3 HClO4 наблюдается усиление кислотных свойств.

ОПЫТ 1. Хлорная вода и ее свойства а) налить в пробирку 5 - 7 мл свежеприготовленной хлорной воды. Отметить цвет и запах (осторожно!) раствора. Какие вещества присутствуют в хлорной воде Написать уравнение реакции. Испытать действие хлорной воды на раствор индиго и окрашенную ткань. Что наблюдается Какое вещество производит отбеливающее действие б) налить в пробирку 2 - 3 мл хлорной воды и прибавить по каплям раствор гидроксида натрия. Как объяснить исчезновение окраски и запаха хлорной воды Какое влияние оказывает щелочь на сдвиг равновесия в реакции между хлором и водой Написать уравнение реакции.

ОПЫТ 2. Окислительные свойства галогенов и их сравнительная активность а) в одну пробирку налить 1 мл раствора бромида калия, в две другие - по мл раствора иодида калия. Во все пробирки добавить несколько капель органического растворителя. В пробирки с растворами KBr и KI добавить 1 мл хлорной воды, в оставшуюся пробирку - бромной воды. Хорошо перемешать содержимое пробирок и по окраске слоя органического растворителя определить, какой галоген выделяется в каждом случае в свободном виде Написать уравнения реакций.

б) в три пробирки внести по 1 мл сероводородной воды. Затем в одну из них добавить столько же хлорной воды, во вторую - бромной и в третью - йодной воды. Отметить изменения. Написать уравнения реакций.

Расположить галогены в ряд по убыванию их окислительной активности.

ОПЫТ 3. Сравнение восстановительных свойств галогенид-ионов Опыт проводить под тягой! Три пробирки поместить в штатив. В одну из них положить немного хлорида натрия, в другую - бромида натрия и в третью - йодида калия. В каждую пробирку прилить несколько капель концентрированной серной кислоты (кислоту брать пипеткой!). Наблюдать в начале реакции выделение белого дыма в каждой пробирке (HCl, HBr, HI). Затем во второй и третьей пробирках отметить появление бурых паров брома и йода, образующихся в результате окислительновосстановительных реакций между HBr и HI с H2SO4. Написать уравнения реакций.

Какой из галогеноводородов является наиболее сильным восстановителем Какие галогены можно получить действием концентрированного раствора серной кислоты на соответствующий галогенид ОПЫТ 4. Характерные реакции на ионы галогенов В три пробирки налить немного растворов хлорида, бромида и йодида калия.

Добавить во все пробирки раствор AgNO3. Наблюдать выпадение осадков AgCl (белого цвета), AgBr (бледно-желтого цвета), AgI (желтого цвета). Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Испытать отношение осадков к растворам азотной кислоты и аммиака.



Сера и ее соединения Сера, как и кислород, является типическим элементом VI группы. Однако изза наличия вакантных 3d-орбиталей она проявляет не только степень окисления -2, но и положительные степени окисления +4 и +6. В отличие от кислорода сера может как окисляться, так и восстанавливаться. При умеренном нагревании она активно взаимодействует со многими неметаллами, при сплавлении – со многими металлами. В горячих растворах щелочей сера диспропорционирует, образуя сульфиды и сульфиты соответствующих металлов, при нагревании реагирует с кислотами – окислителями.

Важнейшее соединение серы с водородом – сероводород H2S – ядовитый газ с неприятным запахом. Раствор сероводорода в воде – слабая двухосновная кислота. Как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота, проявляют сильные восстановительные свойства. Они легко окисляются кислородом воздуха: при обычной температуре в растворах – до простых веществ, при сжигании – до диоксида. Продукты окисления H2S в растворах другими окислителями – свободная сера или сульфат-ион SO42-.

Из оксидов серы наибольшее значение имеет диоксид SO2 (сернистый ангидрид, или сернистый газ) и триоксид SO3 (серный ангидрид). Диоксид серы в зависимости от условий может окисляться и восстанавливаться, для него характерны реакции диспропорционирования. При растворении в воде SOобразует сернистую кислоту Н2SO3, существующую только в разбавленных водных растворах. Н2SO3 – кислота средней силы, дающая два ряда солей – сульфиты и гидросульфиты. Для Н2SO3 и сульфитов характерны восстановительные свойства, но при действии сильных восстановителей они восстанавливаются.

Триоксид серы SO3 обладает сильно выраженными окислительными свойствами. С водой SO3 образует серную кислоту Н2SO4. В разбавленных растворах Н2SO4 – сильная кислота, растворяющая металлы, стоящие левее водорода в ряду напряжений, с образованием соли этого металла и с выделением водорода. Концентрированная Н2SO4 – сильный окислитель. При нагревании она окисляет почти все металлы, восстанавливаясь до SO2, S или Н2S в зависимости от активности металла и температуры.

ОПЫТ 5. Получение H2S и его свойства Опыт проводить под тягой! а) положить в пробирку несколько кусочков сульфида железа (II) и налить - 5 мл 20%-го раствора соляной кислоты. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Образующийся сероводород может быть обнаружен по запаху и по окрашиванию в черный цвет фильтровальной бумаги, смоченной раствором нитрата свинца (раствор соли свинца представляет собой реактив на сероводород). Написать уравнение реакции получения сероводорода.

б) выделяющийся сероводород пропускать в воду в течение нескольких минут. Испытать полученную сероводородную воду лакмусовой бумажкой.

Объяснить изменение цвета лакмуса.

в) при энергичном выделении газа зажечь его у отверстия газоотводной трубки. Наблюдать горение сероводорода голубым пламенем. Подержать над пламенем горящего сероводорода сухой холодный стакан и наблюдать образование мельчайших капелек воды. Написать уравнение реакции горения сероводорода.

г) в две пробирки с растворами бромной воды и перманганата калия, подкисленного серной кислотой, пропустить сероводород (или прилить сероводородную воду) до помутнения вследствие выделения серы. Написать уравнения реакций.

ОПЫТ 6. Серная кислота и ее свойства Опыт проводить под тягой! а) Действие серной кислоты на органические вещества В пробирку с небольшим количеством концентрированной серной кислоты опустить лучину. Что происходит В пробирку поместить немного сахарной пудры, смочить ее водой до состояния густой кашицы и затем прилить 2 - 3 мл серной кислоты. Быстро перемешать массу стеклянной палочкой. Наблюдать обугливание сахара и вспучивание массы.

б) Действие серной кислоты на неметаллы В две пробирки налить 2 - 3 мл 96%-го раствора серной кислоты, внести в одну из них небольшой кусочек серы, в другую - угля и осторожно нагреть (под тягой!). Что происходит Написать уравнения реакций.

в) Действие серной кислоты на металлы Провести в пробирках реакции взаимодействия концентрированной и разбавленной серной кислоты с цинком, железом и медью на холоду и при нагревании. Написать уравнения реакций. Во всех ли случаях указанные металлы взаимодействуют с H2SO4 В чем различие действия концентрированной и разбавленной серной кислоты на металлы Азот и фосфор, их соединения Азот и фосфор – типичные неметаллы. Молекулярный азот химически малоактивен, при комнатной температуре реагирует только с литием. При активации молекул (нагревание, катализатор и т. д.) азот окисляет многие металлы и неметаллы, образуя нитриды; окисляется только при взаимодействии с фтором и кислородом.

Фосфор обладает более высокой химической активностью. Он может окисляться и восстанавливаться; легко реагирует с рядом неметаллов (кислородом, галогенами, серой и др.), многими металлами. С кислотами, не являющимися окислителями, он не взаимодействует, при нагревании реагирует с кислотами – окислителями. При нагревании в воде и в растворах щелочей белый и красный фосфор диспропорционирует.

Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5, а фосфора -3, 0, +3, +5. Важнейшими водородными соединениями этих элементов являются NH3 – аммиак и PH3 – фосфин. NH3 и PH3 – сильные восстановители.

Для NH3 характерны реакции присоединения за счет донорно-акцепторного взаимодействия. Аммиак входит во многие комплексные соединения в качестве лигандов, реагирует с Н2О и кислотами, образуя соли аммония. Все соли аммония термически нестойки, хорошо растворимы в воде, в водных растворах гидролизуются.





PH3 с водой не взаимодействует, но с сильными кислотами образует соли фосфония (PH4+).

Для азота известны оксиды, отвечающие всем степеням окисления от +1 до +5. Наибольшее практическое значение из них имеют окись азота NO и двуокись азота NO2. По химическим свойствам NO является несолеобразующим оксидом.

Его характерная особенность – легкость взаимодействия с кислородом при обычных условиях, а также довольно сильные (особенно при нагревании) окислительные свойства: вещества, энергично взаимодействующие с кислородом (C, P, Mg и др.), сгорают в атмосфере NO.

Двуокись азота при растворении в воде и щелочах диспропорционирует.

Окислительные свойства NO2, как и NO, проявляются наиболее сильно при нагревании, при действии сильных окислителей NO2 окисляется.

Для азота известны гидроксиды, отвечающие степеням окисления +3 и +5, водные растворы которых представляют собой соответственно азотистую кислоту НNO2 и азотную кислоту НNO3.

НNO2 в свободном состоянии неустойчива и известна лишь в очень разбавленных водных растворах. Кислотные свойства ее выражены довольно слабо. Действием более сильных окислителей (например, KMnO4) она может быть окислена в азотную кислоту.

НNO3 относится к сильным кислотам и сильным окислителям. Она окисляет почти все металлы (кроме благородных) и неметаллы. Концентрированная НNOна холоде «пассивирует» Al, Fe, Cr, Co, Ni. Продукты восстановления НNOзависят от ее концентрации, природы восстановителя, температуры. При нагревании азот, фосфор окисляются ею до соответствующих кислот. Многие органические вещества разрушаются азотной кислотой.

Все соли азотистой кислоты, кроме AgNO2, и азотной кислоты хорошо растворяются в воде. При прокаливании они разлагаются, причем состав образующихся продуктов зависит от природы металла.

Из известных для фосфора оксидов, отвечающих степеням окисления +3 и +5 (P4O6 и P4O10 соответственно), наибольшее значение имеет фосфорный ангидрид P4O10. Он энергично соединяется с водой, образуя в зависимости от условий кислоты различного состава: метафосфорную НРО3, пирофосфорную Н4Р2О7 или ортофосфорную (фосфорную) Н3РО4.

Фосфорная кислота – трехосновная кислота средней силы, образует кислые (первичные и вторичные) и средние (третичные) соли – фосфаты. Все первичные фосфаты хорошо растворимы в воде, из вторичных и третичных растворимы лишь соли щелочных металлов и аммония. В водном растворе фосфаты подвергаются гидролизу, при нагревании они разлагаются.

ОПЫТ 7. Восстановительные свойства аммиака В три пробирки внести раздельно по 1 - 2 мл растворов бромной воды, перманганата калия и дихромата калия. В каждую из пробирок добавить по 2 - мл 25%-го раствора аммиака и подогреть до изменения окраски. Написать уравнения реакций, учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота, KMnO4 восстанавливается до MnO2, а K2Cr2O7 - до Cr2O3.

ОПЫТ 8. Качественная реакция на ион аммония В пробирку налить немного раствора какой-нибудь соли аммония, например NH4Cl, прибавить 1 - 2 мл раствора NaOH и нагреть. В выделяющиеся пары (отметить запах!) внести влажную красную лакмусовую бумажку. Она синеет.

Написать уравнение реакции, являющейся качественной реакцией на ион аммония.

ОПЫТ 9. Азотная кислота и ее соли Опыт проводить под тягой! а) Разложение азотной кислоты при нагревании Налить 1 - 2 мл азотной кислоты в пробирку и укрепить ее вертикально в штативе. Несильно нагреть кислоту. Внести в пробирку тлеющую лучинку (держать щипцами). Что наблюдается Написать уравнение реакции разложения азотной кислоты.

б) Действие азотной кислоты на металлы В одну пробирку положить кусочек цинка, в другую немного медных стружек. Прилить в каждую пробирку по 2 - 3 мл концентрированной азотной кислоты. Проделать те же опыты с сильно разбавленной азотной кислотой.

Написать уравнения реакций.

в) Разложение нитратов при нагревании В три сухие пробирки внести несколько кристалликов нитрата свинца, нитрата серебра и нитрата калия. Закрепить пробирки в штативе в вертикальном положении и нагреть до разложения солей. Наблюдать выделение бурого газа в первых двух пробирках. Внести в каждую пробирку тлеющую лучинку. Что наблюдается О выделении какого газа это свидетельствует Написать уравнения реакций, учитывая, что при разложении нитрата свинца образуется оксид свинца (+2), при разложении нитрата серебра образуется серебро, а нитрат калия превращается в нитрит.

ОПЫТ 10. Фосфорный ангидрид и его свойства Опыт проводить под тягой! В фарфоровую чашку (или на крышку тигля), поставленную на асбестовую сетку, положить немного красного фосфора. Над чашкой на небольшом расстоянии (~0,5 см ) от сетки укрепить сухую воронку. Зажечь фосфор накаленной стеклянной палочкой. На стенках воронки осаждается фосфорный ангидрид, образующийся при горении фосфора, в виде белой, похожей на снег кристаллической массы.

Когда весь фосфор сгорит, вложить воронку в кольцо штатива и оставить на некоторое время. Фосфорный ангидрид очень быстро расплывается. На какое свойство Р2О5 указывает это явление ОПЫТ 11. Гидролиз солей фосфорной кислоты Растворы одно-, двух- и трехзамещенных фосфатов натрия испытать с помощью универсальной индикаторной бумажки. Определить рН растворов, дать объяснение полученным результатам. Написать уравнения реакций гидролиза солей.

Pages:     | 1 |   ...   | 2 | 3 || 5 | 6 |










© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.