Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

Тема: Вивчення властивостей сполук неметалів



Мета заняття:експериментально добутисірководень та карбон (ІV) оксид, дослідити їх властивості; навчитися визначати йони галогенів в розчині за допомогою якісних реакцій на йони Cl-, Вr-, І-.

Досліди:

1. Виявлення сполук галогенів (якісні реакції на йони галогенів).

2. Одержання сірководню та вивчення його відновних властивостей.

3. Добування оксиду карбону (ІV) та вивчення його властивостей.

Прилади та матеріали:

Реактиви:

аргентум (І)нітрат /АgNO3/, сульфатна кислота /H2SO4/, амоній гідроксид

/NH4OH/, натрій хлорид /NaCl/, натрій бромід /NaBr/, калій хлорид

/КСl/, калій бромід /КВr/, калій йодид /КІ/, бромна вода /Вr2/, хлоридна

кислота /HCl/, ферум (ІІ) сульфід /FeS/, кальцій карбонат /СаСO3/, лакмус,

вода дистильована /Н2О/.

Обладнання:

штатив з пробірками, пробіркотримач, корок з газовідвідною

трубкою, спиртівка, скляна паличка, склянка.

 

& Теоретичне обґрунтування теми

 

Флуор, Хлор, Бром, Йод і Астат (галогени) - елементисьомої групи головної підгрупи. У сполуках з металами і Гідрогеном, вони легко приєднують один електрон до завершення зовнішнього енергетичного рівня і виявляють ступень окиснення -1. Електронегативність Флуору (4,0) більша за електронегативність будь-якого іншого елемента, тому ступінь окиснення Флуору у всіх його сполуках завжди -1. Хлор, Бром, Йод мають незавершений d-підрівень. Тому для Хлору і його аналогів також характерні і позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7 (у спо­луках збільш неметалевими елементами).

Галогени – окисники. Окисні властивості галогенів слабшають від Флуору до Астату, тому легко проходять реакції витіснення менш активних галогенів більш активними:

2КI + Cl2 → 2KCl + I2

Водневі сполуки галогенів (галогеноводні) – це безбарвні газоподібні речовини, водні розчини яких є кислотами: HF, НСl, HBr, HI.

Галогени взаємодіють майже з усіма металами, утворюючи галогеніди металів. Галогеніди лужних і лужноземельних металів є типовими солями: СаF2, NаCl , ВаВr2; КI тощо. Більшість солей галогеноводневих кислот добре розчи­няються у воді. Нерозчинними і малорозчинними є солі Аргентуму, Плюмбуму і деякі інші. Солі Аргентуму утворюють осади різного кольору, через це катіони Аргентуму є якісними реактивами на йони СІ , Вr- і І-:

Аg+ +СІ - = АgСl - білий осад;

Аg+ + Вr- = АgВr – жовтуватий осад;

Аg+ + І- = АgІ – жовтий осад.

З киснем галогени безпосередньо не взаємодіють.

При розчиненні галогенів у воді проходять хімічні реакції:

2F2 + 2Н2О = 4НF + О2.

СІ22О =НСlO +НС1 (реакція покладена в основу хлорування води)

Вr2 + Н2О = НВr + НВrО.

Йод з водою не взаємодіє.

Галогени окиснюють складні речовини:

2FеС12 + С12 = 2FеС13,

Н2S + І2 = S + 2НI.

Характерною (якісною) реакцією для йоду є його взаємодія з крохмалем: утворюється сполука темно-синього кольору.

Сульфур — неметалевий р-елемент шостої групи головної підгрупи.

В хімічних сполу­ках атом Сульфуру виявляє найбільш стійкі ступені окиснення: -2 (у ре­акціях з металами, воднем і менш активними неметалами), +4, +6 (у реакціях з більш активними неметалами).

Сірка хімічно досить активна, при підвищених температурах взаємодіє з усіма простими речовинами, крім азоту, золота, платини та інертних газів.

З воднем утворює дигідроген сульфід Н2S (сірководень): безбарвний газ з запахом тухлих яєць, дуже отруйний, розчинний у воді, сильний відновник.

В лабораторії його одержують реакцією обміну:

FеS + 2НСl → FеСl2 + Н2S↑.

При сильному нагріванні дигідроген сульфід розкладається:

Н2S → Н2 + S.

При надлишку кисню Н2S згоряє з утворенням SО2, а при недостатній кількості кисню виділяється сірка:

2S + 3О2 → 2SО2 + 2Н2О; 2Н2S + О2 → 2S + 2Н2О;

Водний розчин сірководню є слабкою двохосновною сульфідною кислотою Н2S.

При горінні сірки на повітрі або в кисні утворюються кислотні оксиди: SО2 і частково SО3:

S + О2 → SО2↑; 2SО2 + О2 →2SО3↑.

При розчи­ненні SО2 і SО3 у воді утворюються відповідно сульфітна (сірчиста) Н23 і сульфатна (сірчана) Н24 кислоти:

2 + Н2О → Н23; SО3 + Н2О → Н24.

Із сполук Сульфуру найбільш широко використовується сульфатна кислота. Н24 – двохосновна кислота, утворює два типи солей: середні (сульфати - Nа24) і кислі (гід­рогенсульфати - NаНSО4).

Хіміч­ні властивості сульфатної кислоти багато в чому залежать від її концентрації.

Карбон неметалевий р-елемент ІV групи головної підгрупи. В сполуках виявляє ступені окиснення -4, +2, +4: негативні ступені окиснення - в сполуках з металами (карбіди) і Гідрогеном (вуглеводні), позитивні - у сполуках з Оксигеном.

Карбон утворює два оксиди: отруйний карбон (ІІ) оксид СО (чадний газ) і неотруйний карбон (ІV) оксид СО2 (вуглекислий газ). СО - несолетворний оксид, утворюється при неповному окисненні Карбону; СО2 - кислотний оксид - при повному окисненні (горінні), диханні, гнитті, бере участь у важливому біологічному процесі – фотосинтезі. Вуглекислий газ важчий за повітря, не підтримує горіння, дихання, розчиняючись у воді утворює слабку і нестійку карбонатну (вугільну) кислоту:

СО22О ↔ Н2СО3

СО2 легко поглинається розчинами лугів, утворюючи карбонати і гідрокарбонати:

2NаОН + СО2 2СО3 + Н2О

NаОН + СО2 → NаНСО3.

В промисловості його одержують розкладанням вапняку:

СаСО3 → СаО + СО2.

У лабораторії СО2 - взаємодією хлоридної кислоти з мармуром:

СаСО3 + 2НСl → CaCl2 + Н2О + СО2.

 




©2015 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.