2 теория

Методическое обеспечение: Макарова Л.Н.
Редактор: Гордеева Ю.В.
3D графика: Дубин А.Н.
Script программирование: Егоров А.И.
Управление проектами: Сергиенко Е.В.
Лабораторная работа
Тема: Р – элементы 6 группы
Раздел: «Окислительно-восстановительные свойства простых
веществ»
1 ВВЕДЕНИЕ
Цель работы: Изучение свойств р-элементов: 1. Свойств серной
кислоты и ее солей; 2. Восстановительные и окислительные свойства
сульфитов – солей сернистой кислоты; 3. Окислительные свойства
кислорода.
2 ТЕОРИЯ
Р-ЭЛЕМЕНТЫ VI ГРУППЫ
К р-элементам VI группы относятся: O, S, Se, Te, Po.
На внешнем электронном уровне каждого из элементов находится 6
электронов. Общая электронная формула валентного слоя: ns2np4. В
соответствии с правилом четности, характерными степенями окисления для
элементов являются: -2, 0, +2, +4, +6. Атом кислорода отличается от атомов
других элементов подгруппы отсутствием
d-подуровня во внешнем
электронном уровне.
В ряду O S Se Te Po с увеличением порядкового номера
элемента:

увеличиваются размеры атомов и ионов;

усиливается интенсивность окраски свободных элементов:
О – светло-голубой; S – желтый; Se – красный; Те – коричневый;

возрастают температура плавления и кипения свободных
элементов;

уменьшаются I, E, О.Э.О., что характеризуется падением
окислительной
активности,
ослаблением
неметаллических
(окислительных) свойств элементов: О – типичный металл, Ро
проявляет металлические свойства;
2.1

уменьшается кислотный характер оксидов;

усиливается восстановительная активность ионов Э2-.
Кислород
Элемент второго периода. Электронное строение атома элемента
выражается электронной формулой – 816О 1s22s22p4. Электронное строение
валентного слоя – 2s22p4 или в виде электронографической формулы:


 


s
p
В большинстве своих соединений кислород имеет с.о. = –2. Может
проявлять также следующие с.о.: -1, -1/2, -1/3, 0, +1, +2, +4.
Природные соединения. Кислород – самый распространенный
элемент на Земле: его содержится около 47 масс. долей %. Свободный
кислород является основной составной частью атмосферы, содержится в
природных водах (воды гидросферы содержат 1,5*1013 т растворенного
кислорода), в почвах.
n=2
В связанном состоянии он является основной составной частью
большинства объектов минерального мира: в составе воды его содержится
около 89 вес. %, в песке – 53 вес. %, в глине – 56 вес. % и т.д. В живой
природе кислород – важнейший компонент углеводов и белковых
соединений, так, в человеческом организме содержится около 65 вес. %
кислорода. Природный кислород состоит из трех изотопов: 16О (99.76 %), 17О
(0,04 %), 18О (0,2 %). Получены также искусственные изотопы.
Вследствие
большой
окислительной
активности
кислород
предопределяет форму существования на Земле всех остальных элементов.
Его значение было особенно велико в период образования земной коры.
Аллотропические модификации кислорода
Аллотропия – существование химических элементов в виде двух или
более простых веществ. Аллотропия может быть обусловлена образованием
молекул с различным числом атомов (например, кислород: [O], О2, О3), либо
образованием кристаллов различных модификаций (например, алмаз, графит,
карбин, состоящие из атомов углерода). Различные простые вещества,
образованные одним и тем же элементом, называют аллотропическими
видоизменениями этого элемента.
Различают три аллотропические модификации кислорода: 2-атомная
молекула кислорода О2, атомарный кислород [O] и озон О3. Атомарный
кислород образуется при термическом разложении солей:
КСlО3=КСl + 3[O] или КNО3=КNО2 + [O].
Он является очень сильным окислителем.
Озон получается под действием электрического разряда:
3О2  2О3,
G0298 = +326 кДж.
Является более сильным окислителем, чем кислород. Озон – ядовит!
Получение. В технике: ректификация жидкого воздуха, электролиз
воды (побочным продуктом при этом является водород Н2).
В
лабораторной
практике:
термическое
разложение
кислородсодержащих соединений: CrO3, KМnO4, KClO3, BaO2, KClO4.
Например:
2KМnO4 = O2 + K2МnO4 + МnO2.
А также электролизом водных растворов щелочей (NaOH, KOH и др.),
серной кислоты, кислородсодержащих солей.
Свойства простого вещества. Наиболее устойчива 2-атомная
молекула О2, ее энергия диссоциации равна 494 кДж/моль, поэтому
диссоциация молекулы на атомы происходит при температуре выше 1500 0С.
Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен: жидкий и твердый
кислород притягивается магнитом.
Химическое строение молекул кислорода обосновывает метод
молекулярных орбиталей (ММО): в его молекуле имеется 2 неспаренных
электрона, которые размещаются на разрыхляющих -орбиталях.
Кислород малорастворим в воде, так, при 20 0С в 100 объемах воды
растворяется 3 объема кислорода, а при 0 0С – 5 объемов. Для него
характерны низкая температура плавления и кипения: −218,9 0С и −183 0С,
соответственно.
Самое характерное свойство кислорода – он является сильнейшим
окислителем. Высокую химическую активность он проявляет при нагревании
или в присутствии катализатора. С большинством простых веществ кислород
взаимодействует непосредственно, окисляя их, образуя при этом оксиды.
Восстановительные свойства проявляет только при взаимодействии с
фтором, с которым непосредственно не взаимодействует.
Свойства соединений кислорода
Соединения со степенью окисления кислорода (-2)
Практически все элементы Периодической системы образуют с
кислородом соединения, называемые оксидами. В соответствии с
закономерным изменением характера связи по группам и периодам ПС,
закономерно изменяется и характер оксидов. В ряду оксидов данного
периода тип химической связи изменяется от ионной (оксиды типичных
металлов) до ковалентной (оксиды неметаллов), при этом закономерно
изменяются и свойства оксидов: от основной природы, через амфотерную к
кислотной. Ионные оксиды проявляют основные свойства, ковалентные
оксиды – кислотные. Например, для элементов третьего периода свойства
оксидов меняются следующим образом:
Группа
Соединение
Кислотно
основные
свойства
I
II
III
IV
V
VI
VII
Na2О
MgО
Al2О3
SiО2
P2О5
SО3
Сl2О7
- Основной характер Амфотерный
Эффективный
заряд атома О
(ионная связь)
сильно
слабо
Кислотный
характер
характер (ионно- (ковалентная связь)
ковалентная связь) слабо
средне
сильно
-0,81
-0,31
0,35
-0,23
-0,13
-0,06
-0,01
Различие в свойствах оксидов разного типа проявляется при их
взаимодействии с водой:
СаО + Н2О = Са(ОН)2; Р2О5 + 2Н2О = 2Н3РО4,
основный
кислотный
а также при взаимодействии оксидов разного типа друг с другом:
СаО + Р2О5 = Са3(РО4)3.
Амфотерные оксиды с водой не
взаимодействуют, они
взаимодействуют с кислотами и щелочами, а при сплавлении – с основными
и кислотными оксидами.
Свойства воды
Важнейшим из оксидов является оксид водорода – вода, которая
является самым распространенным и самым удивительным веществом на
Земле. «Самым драгоценным ископаемым» назвал воду академик
А.П.Карпинский.
В молекуле воды атом кислорода находится в состоянии sp3гибридизации: два sp3-гибридных облака участвуют в образовании связи с
атомами водорода, а два оставшиеся заняты несвязывающими электронными
парами (Общая химия. Курс лекций, разд. 3.5). Молекула воды имеет
уголковое строение, при этом общие электронные пары смещены к
кислороду, в связи с чем, молекула воды представляет собой электрический
диполь. Ее дипольный момент, μ = 1,84 D, т.е. молекула воды – сильно
полярна, что приводит к возникновению водородных связей между
молекулам. Именно водородные связи обусловливают многие аномальные
физико-химические свойства воды и льда. Так, если бы не водородные связи,
то tкип. воды составляла –80 0С. Энергия разрыва водородной связи составляет
25 кДж/моль. При переходе воды в пар водородные связи полностью
разрушаются.
Молекулы воды – термически устойчивы. Заметная термическая
диссоциация воды по схеме : 2Н2О  2Н2+ + О2 – наблюдается при
температуре выше 10000С.
Вода относится к слабым электролитам. Ее молекулы в незначительной
степени обратимо диссоциируют, образуя ионы гидроксония и гидроксидионы:
2Н2О  Н3О+ + ОН‾,
Ионное произведение воды при 25°С, КВ = 10‾14.
По химической активности вода – достаточно активное вещество. В
определенных условиях она проявляет следующие свойства.
1. Взаимодействует со многими металлами по схеме:
Me + H2O  H2↑ + Me(OH)n
восстановитель окислитель продукт продукт
окислен. восстановл.
Окислителем в данном случае является катион водорода из воды. В
общем случае все металлы, имеющие стандартный электродный потенциал,
φ0 < – 0,41В (в «Ряду напряжений» стоят до кадмия включительно), могут
окисляться катионами водорода, т.е. восстанавливать водород из воды.
Однако, для полного завершения процесса необходимо, чтобы образующийся
гидроксид Me(OH)n был растворим в воде. В противном случае, вследствие
образования на поверхности металла малорастворимого основания,
дальнейший доступ воды к поверхности металла затруднен, процесс
практически прекращается. Таким образом, с водой взаимодействуют только
щелочные и щелочноземельные металлы. Например:
 Процесс:
2Li + 2Н2О = 2LiOH + Н2↑
протекает до конца, т.к. φ0Li+/Li = −3,05 В, а в результате протекания
процесса образуется хорошо растворимое основание;
 Процесс:
Zn + 2Н2О = Zn(OH)2 + Н2↑
практически не идет т.к. φ0Zn+2/Zn= −0,76 В, однако в результате
протекания процесса образуется трудно растворимое основание.
2. Взаимодействует с некоторыми неметаллами:
Br2 + H2O  HBrO + HBr
Окислительвосстановитель
продукт продукт
окислен. восстановл.
C + H2O t CO + H2↑.
восстановитель окислитель продукт продукт
окислен. восстановл.
3. Со многими основными и кислотными оксидами вода образует
гидроксиды или кислоты:
ВаО + Н2О = Ва(ОН)2; N2О5 + Н2О = 2НNО3,
основный
кислотный
4. Участвует в реакциях гидролитического разложения соединений
(гидролиз солей), например:
КNО2 + Н2О  КОН + НNО2 или SO2Cl2+ 2Н2О = Н2SО4 +2HCl.
5. Взаимодействует со многими безводными солями, образуя
аквакомплексы и кристаллогидраты: NiSO4*7H2O = [Ni(H2O)6]SO4*H2O.
6. Способствует протеканию большого числа окислительновосстановительных и обменных процессов между другими веществами.
7. Вода – практически универсальный растворитель. В живых
организмах вода образует среду для переноса питательных веществ к клеткам
и для удаления вредных веществ.
Соединения пероксидного типа (соединения со с.о. кислорода (-1/2, -1))
Энергия сродства к электрону молекулы О2 составляет 0, 44 эВ, а ее
энергия ионизации – 12,08 эВ. При химических превращениях молекула
кислорода может присоединять или терять электроны с образованием
молекулярных ионов типа: О2−2, О2−, О2+.
В ряду: О2+ О2  О2−  О2−2 расстояние между атомами кислорода
увеличивается, а средняя энергия связи уменьшается.
1) При присоединении одного электрона к молекуле кислорода
образуется надпероксид-ион О2−:
О2 + 1ē = О2−,
Н0298 = −84 кДж/моль.
Производные радикала О2−  надпероксиды. Они образуются при
взаимодействии наиболее активных щелочных металлов (К, Rb, Cs) с
кислородом, например: К + О2 = КО2 (с.о. атома О = −1/2).
Свойства надпероксидов
Обладают парамагнитными свойствами, окрашены, что обусловлено
неспаренным электроном у надпероксид-иона О2−.
Сильные окислители, бурно реагируют с водой: 4КО2 + 2H2O = 4КОН
+ 3О2.
2) При присоединении двух электронов к молекуле кислорода
образуется пероксид-ион О2−2 :
Н0298 = 159 кДж/моль.
О2 + 2ē = О2−2,
Атомы кислорода в пероксид-ионе связаны 2-х электронной связью,
поэтому он диамагнитен. Производные радикала О2-2  пероксиды. Все
пероксиды – неокрашены. Они образуются при окислении ряда активных
металлов, например:
Ва + О2 = ВаО2 (пероксид бария).
Наибольшее практическое значение имеет пероксид (перекись)
водорода H2O2. Ее молекула имеет следующее геометрическое строение:
Молекула пероксида водорода сильно полярная ( = 0,7 D), поэтому
между молекулами возникает водородная связь, приводящая к их
ассоциации. При обычных условиях пероксид водорода – сиропообразная
жидкость. С водой смешивается в любых соотношениях, в воде проявляет
слабые кислотные свойства:
H2O  H2O2  H3O+ + HO2,
Кд = 2,2410-12.
Химические свойства пероксида водорода
1) Пероксид-радикалы участвуют в реакциях обмена:
H2O2 + 2КОН = К2O2 + 2H2O,
ВаО2 + H2SO4 = ВаSO4 + H2O2.
Последняя реакция используется для получения пероксида водорода.
2) Более характерны реакции, приводящие к разрушению связи ОО,
т.е. H2O2 проявляет окислительные и восстановительные свойства
(окислительно-восстановительную двойственность):
а) окислитель:
H2O2 + 2Н+ + 2ē = 2H2O,
0 = 1,78 В;
H2O2 + 2ē = 2ОН,
0 = 0,87 В;
б) восстановитель: O22 - 2ē = O20,
H2O2 - 2ē = O2 + 2H+,
0 = −0,68 В;
H2O2 + 2ОН - 2ē = O2 + 2 H2O,
0 = +0,076 В.
Например:
а) 2NaI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + 2Na2SO4 + 2H2O.
восст.
окисл.
среда
пр. окисл. пр. восст.
б) 2KMnO4 + 5H2O2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O.
окисл.
восст.
среда
пр. восст. пр. окисл.
Окислительные свойства пероксида водорода выражены сильнее, чем
восстановительные, поскольку в ней всегда присутствуют следы атомарного
кислорода [O]. Восстановительные свойства H2O2 проявляет только по
отношению к очень сильным окислителям, таким, как пермаганат калия.
3) Для пероксида
диспропорционирования:
водорода
характерной
является
реакция
H2O2(-1) + H2O2(-1) = 2H2O(-2) + О2(0).
4) Молекула H2O2 в качестве нейтрального лиганда может входить во
внутреннюю сферу комплексных соединений: [Fe(H2O)5(H2O2)]-3, а также
образовывать
аналогичные
кристаллогидратам
пероксогидраты:
K2CO32H2O2; CaO22H2O2; BaO22H2O2 2H2O и др.
5) Роль лиганда в комплексном соединении может играть пероксид-ион
(O2 ). Кислоты, в составе которых имеется пероксид-ион, называются
пероксокислотами. Например:
2-
Название
кислоты
Химическ
Графическ
ая формула
ая формула
O
Пероксоазотная
HNO4
HOON≪
O
HOO
O
Пероксомоносерная
H2SO5
>S≪
HO
O
Все пероксокислоты являются сильными окислителями и в
растворах, и в расплавах. Это объясняется следующим: при гидролизе
пероксокислот образуется пероксид водорода, что используется для его
получения в промышленности: H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2.
Применение пероксида водорода. Его водные растворы
используются
для
отбеливания
различных
материалов,
для
обеззараживания сточных вод. Пероксид водорода используется в качестве
окислителя ракетного топлива.
Соединения со степенью окисления кислорода (+1, +2).
О
(+2)
Эти с.о. кислорода проявляются в его соединениях с фтором, например:
F2 (дифторид кислорода) и О2(+1)F2 (диоксидифторид кислорода).
Дифторид кислорода непосредственно получить невозможно, его
получают косвенным путем – при быстром пропускании газообразного
фтора через 2%-ный раствор щелочи:
2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O.
Это – ядовитый газ бледно-желтого цвета, термически устойчивый,
сильный окислитель, эффективный фторирующий агент.
Диоксидифторид кислорода образуется при взаимодействии простых
веществ под действием электрического разряда:
F
О−О + F2 = O=O
F/
Соединение крайне неустойчиво, является сильным окислителем.
Соединения со степенью окисления кислорода (+4)
В качестве производного, в котором кислород проявляет с.о., равную
+4, можно рассматривать озон: О3 = О(+4)О2(-2).
Молекула озона диамагнитна, имеет угловую форму, порядок связи
ОО в молекуле озона – 1,5, молекула слабополярна ( = 0,17 D). Ее строение
с точки зрения метода валентных связей (МВС) можно представить
следующим образом. Центральный атом кислорода находится в состоянии
sp2-гибридизации и имеет уголковое строение:
О4+
О2-
О2-
В химическом отношении более активен, чем кислород. Озон – очень
сильный окислитель. Так, О2 не окисляет иодид-ион, а О3 окисляет:
2KI + О3 + Н2О = I2 +2КОН + О2.
Эта реакция используется для открытия озона: в воздух, содержащий
озон, помещают бумажку, смоченную растворами КI и крахмала; по мере
протекания процесса бумажка синеет.
Озон обладает высоким сродством к электрону, поэтому при
присоединении одного электрона образуется озонид-ион: О3 + 1ē = О3−.
При действии озона на щелочные металлы образуются озониды, состоящие
из катиона металла и озонид-ионов (О3).
Например: К + О3 = КО3(-1/3).
Озониды – парамагнитны, окрашены в красный цвет, что
объясняется наличием у озонид-иона одного неспаренного электрона.
Озониды являются сильными окислителями.
Применение озона. Используется для очистки питьевой воды, для
дезинфекции воздуха в помещениях, в различных химических синтезах.
2.2
Сера
Сера известна человеку с давних времен. Она является типичным
неметаллом. Известны соединения серы почти со всеми элементами.
Элемент третьего периода, электронный аналог кислорода. Электронное
строение атома элемента выражается электронной формулой – 3216S
1s22s22p63s23p4. Электронное строение валентного слоя – 3s23p4 или в виде
электронографической формулы:
n=3   

s
p
d
Валентные возможности серы расширены за счет свободных 3dорбиталей. Для серы, в соответствии с правилом четности, наиболее
устойчивыми являются четные степени окисления (с.о.): -2, 0, +2, +4, +6,
наиболее характерными – высшая с.о. (+6) и низшая с.о. (-2).
Природные соединения. Достаточно широко распространенный
элемент: в земной коре содержится ~510-2 масс. долей %, в мировом океане 
910-2 масс. долей процента. Формы нахождения в земной коре –
многообразны:
 Самородная сера;
 Сульфиды и полисульфиды: FeS2 – пирит, PbS – галенит, ZnS –
сфалерит, As2S3 – аурипигмент, Bi2S3 – висмутовый блеск (висмутин),
FeAsS - мышьяковый колчедан (арсенопирит) и др.;
 Сульфаты: гипс – CaSO42H2O, глауберова соль – Na2SO410H2O,
барит – ВaSO4 и др.;
 Содержится в водах морей, некоторых минеральных источников
(в виде H2S), выделяется при вулканической деятельности;
 Входит в состав каменных углей, нефти, природных газов.
Получение. Способы получения свободной серы также различны:
 выплавка из самородных руд;
 экстракционный
сероуглероде;
метод
основан
на
растворении
серы
в
 окисление сероводорода и сульфидов.
Свойства простого вещества
Сера нерастворима в воде, но растворяется в сероуглероде, бензоле и
некоторых других органических растворителях. Образует несколько
аллотропических модификаций. Из них наиболее известными являются:
ромбическая (-сера)  моноклинная (-сера)
tпл. = 112,8 0С
tпл. = 119,0 0С
Обе модификации состоят из циклических коронообразных молекул
S8. В парах серы имеет место следующее равновесие:
450 0С
650 0С
900 0С
1500
0
С
S8
S6
S4
S2
===
===
===
===
Оранжевая
Красная
S
Желтая
Молекулы S2 имеют строение, аналогичное структуре О2, обладают
парамагнитными свойствами. Все другие формы существования серы –
диамагнитны.
Отличие химических свойств серы от свойств кислорода –
значительно, хотя сера также является активным неметаллом, активность
ее возрастает при умеренном нагревании.
1) Для серы характерны окислительные свойства:
Zn(кр.) + S(ромб.) = ZnS(кр.)
С ртутью
температуре:
и
серебром
медленно
G0298 = -201 кДж/моль.
реагирует
при
комнатной
Hg(кр.) + S(ромб.) = HgS(кр.).
2) Для серы характерны также восстановительные свойства:
S(ромб.) + О2(г) = SО2(г)
G0298 = -300 кДж/моль.
Сера легко окисляется галогенами, причем, фтором быстро
окисляется даже при комнатной температуре.
3) Характерными являются и реакции диспропорционирования,
лучше процесс протекает в растворах кипящих щелочей:
3S + 6NaOH  Na2SO3 + Na2S + 3H2O или в ионно-молекулярной
форме:
3S + 6OH−  SO3−2 + S−2 + 3H2O.
Применение серы: при производстве серной кислоты; вулканизация
каучука; инсектициды в сельском хозяйстве; серные препараты – в медицине.
Свойства соединений серы
Соединения со степенью окисления серы (-2)
В этой степени окисления сера проявляет наибольшее сходство с
кислородом. Сера образует с элементами ПС сульфиды и гидросульфиды.
Характер их закономерно меняется в периодах и группах (аналогично
оксидам и гидроксидам). Так в пределах периода с увеличением порядкового
номера элемента характер сульфидов и гидросульфидов меняется от
основного через амфотерный к кислотному. Например, для элементов
третьего периода свойства сульфидов и гидросульфидов меняются
следующим образом:
Группа
I
II
III
IV
V
VI
VII
Сульфид
Na2S MgS
Al2S3
SiS2
P2S5
Гидросульф NaH Mg(HS)2 Al (HS)3
H4SiS4 H3PS4
ид
S
Основной характер Амфотерный
Кислотный характер (ковалентная
Кислотно(ионная связь)
характер
связь)
основные
(ионносвойства
ковалентная
связь)
Различие химической природы сульфидов проявляется в реакциях
сольволиза (гидролиза) и при взаимодействии сульфидов различной
химической природы:
Na2S +НОН  NaНS + NaОН;
Al2S3 + 6НОН = 2Al(ОН)3 + 3Н2S;
SiS2 + 3Н2О = Н2SiO3+ 2Н2S;
Na2S + CS2 = Na2CS3
(трисульфидокарбонат, относится к классу тиосолей)
С водородом сера образует ряд соединений, важнейшим из них
является сероводород. Образуется при непосредственном взаимодействии
простых веществ при повышенной температуре: Н2 + S  Н2S.
В лаборатории получают действием разбавленной соляной кислоты
на сульфид железа (II): FeS + 2HCl = FeCl2 + Н2S.
При обычных условиях сероводород – бесцветный газ, тяжелее
воздуха, с неприятным запахом. Достаточно хорошо растворяется в воде:
при 200С в 1 объеме воды растворяется 3 объема сероводорода. Очень
токсичный газ. Отравляющее действие объясняется его взаимодействием с
железом гемоглобина: S-2 + Fe+2 = FeS. При этом функция гемоглобина
как переносчика кислорода нарушается, что влечет за собой паралич и
смерть.
Атом серы в молекуле Н2S находится в состоянии sp3-гибридизации,
молекула имеет уголковое строение (аналогично строению молекулы
воды), HSH = 920. Молекула полярна, но способность образовывать
водородные связи у молекул Н2S слабее, чем у молекул воды.
Собственная ионизация в жидком состоянии: Н2S  Н2S  Н3S+ +
НS  незначительна. Лучше молекулы Н2S ионизируют в воде:
Н2О  Н2S  Н3О+ + НS или в упрощенном виде: Н2S  Н+ + НS.
1) Водный раствор сероводорода – слабая сероводородная кислота:
К1 = 0,8710-7 (рК1 = 7,3); К2 10-14 (рК2 = 13,8).
2) Сероводород и его производные – сильные восстановители:
 горит на воздухе: 2Н2S + 3О2 = 2SО2 + 2Н2О;
 в растворах окисляется кислородом воздуха: 2Н2S + О2 = 2S +
2Н2О;
 легко окисляется другими окислителями, при этом образуется
свободная сера или сульфат-анион (SО4-2), например:
3Н2S + K2Cr2O7 + 4Н2SO4 = 3S + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7Н2О;
3Н2S + HClO3 = 4HCl + 3Н2SO4.
Соли сероводородной кислоты – сульфиды и гидросульфиды,
причем, последние известны только для щелочных и щелочноземельных
металлов и катиона аммония (NH4+).
Как правило, сульфиды – ярко окрашены: ZnS – белый, CdS –
желтый, HgS – красный, FeS, CuS, PbS – черный. Это свойство
используется в аналитической химии как качественная реакция на
соответствующие катионы.
В воде растворимы только сульфиды щелочных металлов и аммония.
Свойства сульфидов и гидросульфидов: все соли проявляют
сильные восстановительные свойства; в водных растворах подвергаются
гидролизу.
Получение сульфидов:

серой:
непосредственным взаимодействием металлов со свободной
Cu + S = CuS.

по обменным реакциям:
MnSO4(р-р) + Na2S(р-р) = MnS(тв.) + Na2SO4(р-р).
Полисульфиды (персульфиды)
Стремление серы к образованию гомеоцепей проявляется в
существовании многосернистых соединений – полисульфидов водорода
или сульфанов общего состава: Н2Sn и полисульфидов активных металлов,
например, Na2Sn.
Полисульфиды получают при взаимодействии серы (при сплавлении
или в концентрированном растворе) с соответствующим сульфидом:
Na2S(р-р) + 2S = Na2S3,
Н0298 = −42 кДж/моль.
Образующиеся анионы имеют цепочечное строение:
-2
S
S
S
Трисульфид-анион - S3-2
S
S
-2
S
S
S
Пентасульфид-анион: S5-2
Известны персульфиды водорода типа Н2Sn, где n = 2 23 –
многосернистые водороды или полисульфаны. Их получают из
полисульфидов по обменной реакции:
Na2Sn + 2HCl = 2NaCl + Н2Sn.
Желтая маслянистая жидкость
Водные растворы персульфидов водорода – кислоты. Сила кислот
возрастает с увеличением числа атомов серы в составе молекулы.
Персульфид водорода состава Н2S2 – аналог пероксида водорода
Н2О2, поэтому персульфид-анион S2-2 проявляет свойства аналогичные
свойствам пероксид-аниона О2-2:
 окислительные свойства: Na2S2 + SnS = Na2S + SnS2;
 восстановительные свойства: 4FeS2 +11О2 = 2F2O3 + 8SO2.
 окислительно-восстановительная двойственность проявляется в
склонности к реакциям диспропорционирования: Na2S2 = Na2S + S;
Соединения со степенью окисления серы (+2)
Эта с.о. для серы мало характерна. Известны малоустойчивые
галогениды cостава SНal2. Например, SСl2 – темно-красная жидкость,
неустойчива, легко разлагается:
2SСl2  S2Сl2 + Сl2.
Соединения со степенью окисления серы (+4)
Эта степень окисления проявляется в таких соединениях:
 в тетрагалогенидах серы SНal4,
 оксогалогенидах серы SОНal2,
 диоксиде серы SО2.
Все соединения имеют кислотный характер,
гидролизуются, образуя соответствующие кислоты:
SО2 + Н2О = Н2SO3;
SF4 + 3Н2О = Н2SO3 + 4НF;
SОСl2 + 2Н2О = Н2SO3 + 2НСl.
они
легко
Из перечисленных выше соединений наибольшее значение имеет
диоксид серы (сернистый ангидрид). Строение молекулы аналогично
строению молекулы озона (S(+4)О2 ~ О3, т.к. О3 = О(+4)О2). Атом серы
находится в состоянии sp2-гибридизации. В отличие от молекулы О3
молекула SО2 термически устойчива.
В промышленности диоксид серы получают обжигом сульфидов,
например, железного колчедана:
4FeS2 +11О2 = 2F2O3 + 8SO2.
При обычных условиях диоксид серы – газ с резким запахом.
Хорошо растворяется в воде: при 200С в 1 объеме воды растворяется 40
объемов диоксида серы.
Водный раствор диоксида серы – сернистая кислота средней силы:
рК1 = 1,7, рК2 = 7,3. Основная масса растворенного SO2 находится в
растворе в гидратированной форме и только небольшая часть
растворенных молекул взаимодействует с водой по схеме:
SO2 + Н2О  SO2Н2О  Н2SO3  Н+ + НSO3  2Н+ + SO32,
Равновесие смещено влево (), смещается в сторону образования
ионов НSO3 и SO32 только в присутствии щелочи. При этом образуются
соли сернистой кислоты:
гидросульфиты: NaOH + SO2 = NaHSO3
и сульфиты: 2NaOH + SO2 = Na2SO3 + Н2О.
В воде растворимы сульфиты, образованные s-элементами I гр. ПС и
гидросульфиты типа Ме(HSO3)2.
Нерастворимые сульфиты получаются по обменным реакциям:
Na2SO3(р-р) + CuSO4(р-р) = CuSO3(тв.) + Na2SO3(р-р).
Строение сульфит-аниона
Центральный атом S в сульфит-анионе SO32 находится в состоянии
sp3-гибридизации и имеет структуру тригональной пирамиды с атомом S
в вершине, который имеет несвязывающую электронную пару.
Гидросульфит-анион НSO3 существует в виде двух переходящих друг в
друга изомерных форм:
Несвязывающая электронная пара пространственно направлена,
поэтому сульфит-анион – активный донор электронной пары и легко
переходит в тетраэдрические ионы: гидросульфит-анионы НSO3 и
сульфат-анионы SO42, что обуславливает его достаточно сильные
восстановительные свойства:
SO32 + 2ОН  2ē = SO42 + Н2О,
0 = -0,90 В.
Например: 2KMnO4 + 3Na2SO3 + Н2О = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2КОН.
окисл.
восст.
среда
прод. ок.
прод. восст.
Свойства SO2 и сульфитов
 Сульфиты в растворах постепенно окисляются даже кислородом
воздуха: 2SO32 + О2 = 2SO42.
 Восстановительные свойства проявляет и диоксид серы, который
на солнечном свету окисляется хлором: SО2 + Сl2 = SO2Сl2.
 При взаимодействии с более сильными восстановителями
производные S(IV) проявляют окислительные свойства:
S(+4)О2 + 2Н2S(-2) = 3S0 + 2Н2О.
Окислитель восстановитель
 При нагревании сульфиты диспропорционируют:
4Na2S(+4)O3=3Na2S(+6)O4+Na2S(-2).
 В водных растворах соли сернистой кислоты подвергаются
гидролизу.
Применение диоксиды серы:
при производстве серной кислоты;
в бумажном и текстильном производствах;
в качестве отбеливающего средства;
для консервации плодов.
-
Соединения со степенью окисления серы (+6)
Эта с.о. проявляется в следующих соединениях и отвечающих им
анионных комплексах:
SF6
-
SO2Hal2
[SO3Hal]
SO3
[SO4]2
В обычных условиях фторид серы (VI) – газ, а оксогалогениды серы
(VI) – жидкости или газы. Молекулы SF6, SO2Наl2, SO3 имеют,
соответственно, форму правильного октаэдра, искаженного тетраэдра и
плоского треугольника:
Cоединения S (VI) – типичные кислотные соединения. Большинство
из них легко гидролизуется, образуя соответствующие кислоты:
SО3+ Н2О = 2Н+ + SO42;
SО2Сl2 + 2Н2О = 4Н+ + SO42+ 2Сl.
Гексафторид серы SF6 отличается высокой химической стойкостью,
не взаимодействует ни с водой, ни со щелочами, ни с кислотами. Атом
серы находится в этом соединении в состоянии sp3d2-гибридизации.
Геометрическое строение молекулы SF6 – правильный октаэдр.
Используется в качестве газообразного изолятора в генераторах
высокого напряжения.
Оксид серы (VI) (триоксид серы, серный ангидрид).
Для S (VI) характерным является к.ч. = 4, поэтому молекула SO3
полимеризуется в кольцеобразные или открытые полимерные цепи.
Известно несколько модификаций SO3:
1) при конденсации паров SO3 образуется летучая жидкость,
состоящая из циклических полимерных молекул (SO3)3;
2) льдообразная модификация - SO3 образуется при ее охлаждении;
3) асбестовидная модификация - SO3 состоит из зигзагообразных
цепей различной длины.
SO3 хорошо растворяется в воде, в результате чего образуется серная
кислота. Процесс растворения сопровождается выделением теплоты:
SO3 +Н2О = Н2SO4, Н0298 = −62,7 кДж/моль.
Химические свойства серной кислоты.
Безводная серная кислота – вязкая маслянистая жидкость без запаха
и цвета, практически не проводящая электрический ток. Является
ионизирующим растворителем, однако ее собственная ионизация
незначительна:
Н2SO4  Н2SO4  Н3SO4+ + НSO4,
К = 2,710−4.
В водных растворах серная кислота – сильная двухосновная кислота:
К1 = 1103, К2 = 1,210-2.
В соответствии с представлениями ВМС, химическое строение
сульфат-ионов представляется следующим образом: атом серы в сульфатионе находится в состоянии sp3-гибридизации, поэтому он имеет форму
правильного тетраэдра; все расстояния и углы в нем равноценны. А
химическое строение молекулы серной кислоты отвечает искаженному
тетраэдру, еще большее искажение характерно для гидросульфат-аниона.
Сульфат-анион – SO42 – имеет форму правильного тетраэдра, поскольку
все расстояния и углы в нем равноценны:
Молекула серной
кислоты
Гидросульфатанион
Сульфат-анион
Свойства концентрированной серной кислоты.
1) Обладает сильным водоотнимающим действием, поэтому ее
используют в качестве эффективного осушителя.
2) Обладает сильными окислительными свойствами, она окисляет:
 Br и HI – до свободных галогенов:
2КBr + 2H2SO4(конц.) = К2SO4 + Br2 + SO2 + H2O;
8КI + 5H2SO4(конц.) = 4К2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2O;
 уголь – до СО2: 6С + 4H2SO4(конц.) = 6СO2 + 4S + 4H2O;
 серу – до SO2: 3S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 + 2S + 2H2O;
 обугливает органические материалы (бумага, шерсть, кожа);
 взаимодействует со всеми металлами, за исключением Ag, Au, Pt.
Концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы:
алюминий, хром, железо.
Окислителем в концентрированной серной кислоте является сера (VI),
которая в зависимости от силы восстановителя может быть восстановлена до
сероводорода, свободной серы или сернистого ангидрида. В частности, в
зависимости
от активности металла образуются разные продукты
восстановления; металл окисляется при этом до высших с.о.. Это можно
представить в виде следующей схемы:
Активный (1)
 H2S
Ср. активности (2)  S
Малоактивный (3)  SO2
H2SO4(конц.) + Ме
+ Ме2(SO4)n + Н2О
Примеры:
1) 4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O;
2) 3Zn + 4H2SO4(конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O;
3) Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
Свойства разбавленной серной кислоты.
Разбавленная серная кислота также взаимодействует с металлами.
Однако окислителем в этих процессах является катион водорода,
восстановители – атомы металла. Все металлы, имеющие стандартный
электродный потенциал ниже нуля, 0  0 (т.е., стоящие в ряду активности
металлов до водорода), взаимодействуют с разбавленной серной кислотой.
При этом образуется соль металла в его низшей с.о. и идет восстановление
водорода. Эта реакция идет до конца, если в результате процесса образуется
растворимая в воде соль. Например:
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2;
Pb + 4H2SO4(разб.) ≠ PbSO4 + H2.
Последний процесс термодинамически возможен, т.к. Pb находится в
ряду напряжений до водорода (0 = −0,127 В), однако на поверхности
металла образуется пленка из малорастворимого вещества PbSO4, которая
изолирует поверхность металла от дальнейшего взаимодействия, процесс
практически прекращается.
Соли серной кислоты – сульфаты и гидросульфаты – в основном
хорошо растворимы в воде. Из водных растворов они выделяются в виде
кристаллогидратов.
Применение серной кислоты:
 при производстве кислот, щелочей, солей, хлора, минеральных
удобрений, взрывчатых веществ;
 в органическом синтезе;
 для очистки керосина, нефтяных масел
коксохимической промышленности (бензол, толуол);
и
продуктов
 в производстве лакокрасочных материалов;
 для травления поверхности черных металлов (снятие окалины).
Тиосульфаты. Получение, свойства, применение.
При кипячении раствора сульфита натрия с порошком серы
образуется тиосульфат натрия, натриевая соль тиосерной кислоты (Н2S2O3
или Н2SO3S):
t
Na2SO3(р-р) + S(кр.) = Na2S2O3(р-р) (или Na2SO3S),
Или в ионно-молекулярной форме:
Свойства тиосульфатов обусловливаются присутствием атомов серы в
двух разных с.о.: +6 и –2:
Na
S(2-)
O
S(6+)
Na
O
O
Наиболее характерными свойствами тиосульфатов являются:
1) Восстановительные свойства:
Na2SO3S + Cl2 + H2O = Na2SO4 + S + 2HCl.
При действии на тиосульфат натрия слабых окислителей, например,
йода, получим:
Na2SO3S + I2 = Na2S4O6 + 2NaI, или
Тетратионат натрия, Na2S4O6 – соль тетратионовой кислоты, Н2S4O6,
которая относится к политионовым кислотам, имеющим состав Н2SnO6
(n=3÷6).
Это двухосновные кислоты, характеризующиеся как неустойчивые,
существующие только в водных растворах. Тетратионовая кислота также
является неустойчивой, ее соли более устойчивы, они могут быть получены в
кристаллическом состоянии.
2) Склонность к диспропорционированию. Тиосульфат водорода
(тиосерная кислота) Н2SO3S неустойчив и при получении распадается
(диспропорционирует):
Na2SO3S + Н2SO4 = Na2SO4 + Н2SO3S.


Н2SO3 S
Из тиосульфатов наибольшее практическое значение имеет тиосульфат
натрия (гипосульфит) Н2S2O3·3Н2O. Он используется в фотографии и
медицине.
Производные серной кислоты
1) Подобно оксиду серы (VI) полимерными могут быть и сульфатанионы. Так, при растворении серного ангидрида (SO3) в
концентрированной серной кислоте образуется серия полисерных кислот:
Смесь кислот: H2SO4, H2S2O7, H2S3O10, H2S4O13 – представляет собой
густую маслянистую, дымящую на воздухе жидкость, которую называют
олеум.
−2
2) Одним из лигандов в сульфат-анионе может быть пероксорадикакал,
О2 :
О
О
O
−2
S
O
О
Производные
[SO3(O2)]−2
–
аниона
(SO5−2)
называются
пероксосульфатами (VI), а водный раствор H2SO5 – пероксомоносерной
кислотой.
3) роль мостика, объединяющего тетраэдрические структурные
единицы (SO4−2), может также играть пероксидная группировка атомов:
Пероксодисерную кислоту можно получить при электролизе водного
раствора серной кислоты или водного раствора гидросульфатов:
А (+): 2НSO4− − 2ě = H2S2O8.
Обе кислоты – и пероксомоносерная, и
гидролизуются с образованием пероксида водорода:
пероксодисерная
H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2,
H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2.
Все пероксосульфаты (VI) являются сильными окислителями.
–
3 ОБОРУДОВАНИЕ
3.1
Активные клавиши
Рис. 3.1. Функции манипулятора
Левая клавиша мыши (ЛКМ) - при нажатии берется объект (пробирка,
палочка для перемешивания, капельница)
Средняя клавиша мыши (СКМ) - при прокрутке назад (на себя) сцена
отдаляется, при прокрутке вперед (от себя) сцена приближается.
Правая клавиша мыши (ПКМ) - при нажатии на объект происходит
действие (из капельницы капает вещество, палочка перемешивает вещество)
Движение мыши:
движение вправо - сцена движется вправо,
движение влево - сцена движется влево,
движение вверх - сцена движется вверх,
движение вниз - сцена движется вниз.
3.2
Лабораторное оборудование
Для проведения лабораторной работы необходимо следующее
оборудование:
На лабораторном столе стоят:
Опыт №1:

4 капельницы с надписями:
1.
H2SO4
2.
Ba(NO3)2
3.
Sr(NO3)2
4.
Pb(NO3)2
Опыт №2:

2 капельницы с надписью:
1.
Иодная вода;
2.
Na2S2O3
Опыт №3:

2 склянки с надписью:
1.
Al (алюминий)
2.
Сu (медь)

1 капельница с надписью:
1.
H2SO4 (р)
Опыт №4:

1 капельница с надписью:
1.
3% H2O2



1 склянка с надписью:
1.
МnO
Тонкая деревянная палочка
Зажигалка
Для каждого опыта:

Штатив с пробирками

Стаканчик с водой

Стеклянная палочка для перемешивания реактивов

Микрошпатель
Справа находится кнопка вызова меню (рис. 3.2). В нем можно
увидеть выпадающее меню для переключения между опытами (кнопки
«Опыт 1», «Опыт 2» и т.д.), кнопку «Начать заново», кнопку выхода из
лабораторной работы, окна с подсказками к текущему опыту в лабораторной
работе (какие вещества нужно добавить в пробирку), кнопку для вызова окна
настроек (рис. 3.4), в котором можно включить полноэкранный режим,
настроить качество графики. Для выхода из полноэкранного режима нажать
клавишу ESC.
Рис. 3.2. Кнопка вызова бокового меню
Рис. 3.3. Боковое меню.
Рис. 3.4. Окно настроек
При наведении курсора мышки на капельницу с веществом в верхней
части экрана появляется надпись с названием вещества. На рис. 3.5. показан
пример отображения надписи при наведении курсора на капельницу с
надписью H2SO4.
Рис. 3.5. Отображение названия капельницы в верхней части экрана
4. ПОРЯДОК ПРОВЕДЕНИЯ РАБОТЫ
Цель работы: Изучение свойств р- элементов: 1. Свойств серной
кислоты и ее солей; 2. Восстановительные и окислительные свойства
сульфитов – солей сернистой кислоты; 3. Окислительные свойства
кислорода.
Опыт № 1. Получение малорастворимых солей серной кислоты.
Налить в три пробирки по 2 - 3 капли разбавленной серной
кислоты. Добавить в каждую из пробирок по 1- 2 капли раствора: в первую –
нитрата бария, во вторую – нитрата стронция, в третью – нитрата свинца.
Отметить цвет образовавшихся осадков. Написать уравнения
реакций. Сравнить величины ПР образовавшихся малорастворимых
сульфатов и решить в каком случае происходит наиболее полное осаждение
сульфат – ионов.
Последовательность действий:
1. Берем первую пробирку (нажать на пробирку ЛКМ);
2. Берем капельницу с надписью H2SO4 (нажатие ЛКМ);
3. Капаем 3 капли H2SO4 в пробирку (3 нажатия ПКМ);
4. Отставляем капельницу с H2SO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
5. Берем капельницу с надписью Ba(NO3)2 (нажатие ЛКМ);
6. Капаем 3 капли Ba(NO3)2 в пробирку с H2SO4 (3 нажатия ПКМ);
7. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
8. Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
9. Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
10. Берем вторую пробирку (нажатие ЛКМ);
11. Берем капельницу с надписью H2SO4 (нажатие ЛКМ);
12. Капаем 3 капли H2SO4 во вторую пробирку (3 нажатия ПКМ);
13. Отставляем капельницу с H2SO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
14. Берем капельницу с надписью Sr(NO3)2 (нажатие ЛКМ);
15. Капаем 3 капли Sr(NO3)2 в пробирку с H2SO4 (3 нажатия ПКМ);
16. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
17. Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
18. Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
19. Берем третью пробирку (нажатие ЛКМ);
20. Берем капельницу с надписью H2SO4 (нажатие ЛКМ);
21. Капаем 3 капли H2SO4 в третью пробирку (3 нажатия ПКМ);
22. Отставляем капельницу с H2SO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
23. Берем капельницу с надписью Pb(NO3)2 (нажатие ЛКМ);
24. Капаем 3 капли Pb(NO3)2 в пробирку с H2SO4 (3 нажатия ПКМ);
25. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
26. Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
27. Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
28. Записываем уравнения данных реакций в молекулярном и кратком ионномолекулярном виде.
29. Сравнить величины произведения растворимости образовавшихся
сульфатов и сделать вывод, в каком случае происходит наиболее полное осаждение
сульфат-ионов.
Опыт № 2 Взаимодействие тиосульфата натрия с галогенами.
Окисление тиосульфата натрия йодной водой.
В пробирку с йодной водой (5 – 6 капель) прибавлять по каплям
раствор тиосульфата натрия до обесцвечивания йодной.
Наблюдается ли в этом случае появление свободной серы?
Написать уравнения реакции, если тиосульфат – ион окисляется
до тетратионат иона (S2O32- → S4O62- ) и реакция идет по схеме:
Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + NaI
Последовательность действий:
1. Берем пробирку (нажать ЛКМ на пробирку);
2. Берем капельницу с надписью Йодная вода (нажатие ЛКМ);
3. Капаем 5 капель иодной воды в пробирку (5 нажатий ПКМ);
4. Отставляем капельницу с надписью иодная вода в сторону (нажатие ЛКМ);
5. Берем капельницу с надписью Na2S2O3 (нажатие ЛКМ);
6. Добавляем по каплям Na2S2O3 в пробирку с иодной водой до полного
обесцвечивания (5 нажатий ПКМ);
7. Отставляем капельницу с надписью Na2S2O3 в сторону (нажатие ЛКМ);
8. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
9. Наблюдаем, что выпадение свободной серы не происходит;
10. Записываем уравнение соответствующей реакции в молекулярном виде,
если тиосульфат-ион окисляется до тетратионат иона (S2O32- → S4O62-).
Опыт № 3 Взаимодействие серной кислоты с металлами.
Взаимодействие разбавленной серной кислоты с металлами
Взять 2 пробирки и поместить в одну из них несколько кусочков
алюминия, во вторую – несколько кусочков меди. Прилить в каждую из
пробирок по 5 – 6 капель раствора серной кислоты.
В каком случае реакция не будет протекать? Написать уравнение
протекающей реакции. Какой элемент является окислителем?
Последовательность действий:
1. Берем пробирку (нажать ЛКМ на пробирку);
2. Берем капельницу с надписью H2SO4 (р) (нажатие ЛКМ);
3. Капаем 4 капли H2SO4 (р) в пробирку (4 нажатия ПКМ);
4. Отставляем капельницу с надписью H2SO4 (р) в сторону (нажатие ЛКМ);
5. Помещаем с помощью микрошпателя 1 кусочек алюминия из склянки с
надписью Al (алюминий) в пробирку с H2SO4 (р) (нажатие ЛКМ на микрошпатель);
6. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
7. Наблюдаем, что происходит интенсивное выделение пузырьков газа.
8. Записать уравнение соответствующей реакции. Какой газ выделяется в
процессе окисления металла? Какой элемент является окислителем?
9. Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);;
10. Берем вторую пробирку (нажатие ЛКМ);
11. Берем капельницу с надписью H2SO4 (р) (нажатие ЛКМ);
12. Капаем 4 капли H2SO4 (р) в пробирку (4 нажатия ПКМ);
13. Отставляем капельницу с надписью H2SO4 (р) в сторону (нажатие ЛКМ);
14. Помещаем с помощью микрошпателя 1 кусочек меди из склянки с
надписью Сu (медь) в пробирку с H2SO4 (р) (нажатие ЛКМ на микрошпатель);
1. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
15. Наблюдаем, что выделение пузырьков газа не происходит
16. Делаем вывод о возможности взаимодействия разбавленной серной кислоты
с медью.
17. Почему разбавленная серная кислота не может окислить медь?
Опыт № 4 Получение
разложении пероксида водорода.
кислорода
при
каталитическом
Последовательность действий:
1. Берем пробирку (нажать ЛКМ на пробирку);
2. Берем капельницу с надписью 3% H2O2 (нажатие ЛКМ);
3. Капаем 5 капель 3% H2O2 в пробирку (5 нажатий ПКМ);
4. Отставляем капельницу с надписью 3% H2O2 в сторону (нажатие ЛКМ);
5. Помещаем 1 микрошпатель из склянки с надписью МnO в пробирку с 3%
H2O2 (нажатие ЛКМ на микрошпатель);
6. Отставляем склянку с надписью МnO в сторону (нажатие ЛКМ);
7. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
8. Поджигаем палочку при помощи зажигалки (нажатие ЛКМ на зажигалку);
тлеющая палочка вносится в пробирку для убеждения в выделении кислорода.
9. Написать уравнения реакции разложения пероксида водорода
10. Составить электронно-ионные уравнения полуреакций.
5. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
1.
Исходя из строения атома кислорода, указать его валентность.
Какие степени окисления проявляет кислород в соединениях? Привести
примеры.
2.
Дать
характеристику молекулярного кислорода указав
химические свойства, строение молекулы, магнитные свойства молекулы.
3.
Сколько кислорода в а) литрах (н.у.); б) в граммах; в) в молях
необходимо для получения 160 г оксида магния?
4.
Исходя из электронного строения атома серы указать, какие
валентные состояния и степени окисления характерны для этого элемента.
5.
Написать формулы соединений серы, в которых она является: а)
только окислителем; б) только восстановителем; в)восстановителем и
окислителем.
6.
Указать
какие
свойства
проявляет
сероводород
при
взаимодействии с водными растворами KMnO4, H2O2, NaOH. Составить
уравнения реакций.
7.
Привести пример реакции в которой сера может быть и
окислителем и восстановителем. Тип реакции?
8.
Написать уравнение реакции сероводорода с сернистым газом и
определить, какие объемы их вступили в реакцию (н.у.), если масса
образовавшейся серы 0,2 кг?
9.
Чем отличается действие концентрированной серной кислоты на
металлы от действия разбавленной кислоты? Подтвердить ответ, составив
уравнения реакций.
10. Сколько граммов серной кислоты необходимо для растворения
50 г ртути? Сколько из них пойдет на окисление ртути? Можно ли взять для
растворения ртути разбавленную серную кислоту?
6. ОТЧЕТ
6.1 Форма отчета
Цель работы___________________________________________________
_______________________________________________________________
Название опыта_________________________________________________
Ход работы: (краткий конспект)___________________________________
1._____________________________________________________________
2._____________________________________________________________
3._____________________________________________________________
4._____________________________________________________________
и т.д.__________________________________________________________
Используемые реактивы: (перечислить реактивы, которые используете в
опыте_________________________________________________________
________________________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
3.______________________________________________________________
4.______________________________________________________________
5.______________________________________________________________
Наблюдения по опыту № 1
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Наблюдения по опыту № 1_________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Наблюдения по опыту №3_________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Химические уравнения____________________________________________
_1._____________________________________________________________
_2._____________________________________________________________
_3._____________________________________________________________
Выводы по работе________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
Работу выполнил__________________________________________
Отчет принял_____________________________________________
«____»______________20___г.
7. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: ВШ, 2004. – 558с.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 2003. – 704с.
3. Севастьянова, Г.К., Карнаухова. Т.М. Общая химия: Курс лекций. – Тюмень:
ТюмГНГУ, 2009. – 212 с.