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.

СІ₂+Н₂О =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:

2Н₂S + 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) Н₂SО₃ і сульфатна (сірчана) Н₂SО₄ кислоти:

SО₂ + Н₂О → Н₂SО₃; SО₃ + Н₂О → Н₂SО₄.

Із сполук Сульфуру найбільш широко використовується сульфатна кислота. Н₂SО₄ – двохосновна кислота, утворює два типи солей: середні (сульфати - Nа₂SО₄) 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:

СО₂ +Н₂О ↔ Н₂СО₃

СО₂ легко поглинається розчинами лугів, утворюючи карбонати і гідрокарбонати:

2NаОН + СО₂ → Nа₂СО₃ + Н₂О

NаОН + СО₂ → NаНСО_3.

В промисловості його одержують розкладанням вапняку:

СаСО₃ → СаО + СО_2.

У лабораторії СО₂ - взаємодією хлоридної кислоти з мармуром:

СаСО₃ + 2НСl → CaCl₂ + Н₂О + СО_2.

Поиск по сайту: