МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОУ ВПО «ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Факультет общих математических

и естественнонаучных дисциплин

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Лабораторный практикум

Череповец

2010

Р

ББК 24

УДК 54

Х 46

ассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 2 от 30.09.10 г.

Одобрено УМС ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 1 от 19.10.10 г.

Химия элементов: Лабораторный практикум: Учеб. пособие. / Кузнецова Ю.С., Калько О.А. – Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2010. – 97 с .

В учебном пособии представлены лабораторные работы по важнейшим разделам курса химии элементов.

Пособие соответствует Государственному образовательному стандарту и учебным программам курсов общей и неорганической химии для студентов химических специальностей вузов.

Рецензенты: С.Н. Балицкий, канд. хим. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ); Т.А. Окунева, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)

Научный редактор: Г.А. Котенко, канд. хим. наук, доцент

©

ISBN 978 – 5 – 85341 – 386 – 3

ГОУ ВПО «Череповецкий государственный университет», 2010

Введение

Данное учебне пособие предназначено для студентов химических специальностей, изучающих дисциплину «Химия элементов». Он охватывает важнейшие разделы типовой программы указанного курса.

Лабораторные работы включают в себя основные теоретические положения, порядок выполнения работы и контрольные задания. При выполнении лабораторных работ студенты знакомятся с основными свойствами важнейших элементов, с некоторыми методами исследования и приемами обработки экспериментальных результатов. Опыты выполняются студентами индивидуально, что формирует у обучаемых самостоятельность в решении поставленных задач.

Каждый раздел практикума заканчивается контрольными вопросами, которые помогут в развитии практических навыков студентов, а также дадют возможность самостоятельно оценить уровень знаний данных разделов химии.

Перед выполнением лабораторной работы студенты должны ознакомиться с инструкцией по технике безопасности для работающих в лаборатории химии, составленной в соответствии с общими требованиями ГОСТ 12.4.113 – 82.

Работа 1

Изучение свойств галогенов и их соединений Основные теоретические положения

Элементы фтор, хлор, бром, йод и астат составляют VII А группу Периодической системы Д. И. Менделеева. Групповое название этих элементов – галогены. Это название, которое буквально означает «рождающие соли» или «солероды», элементы получили за способность взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей.

В основном состоянии атомы галогенов имеют электронную конфигурацию ns²np⁵. Галогены обладают значительным сродством к электрону, их атомы легко присоединяют электрон, образуя однозарядные отрицательные ионы, например: C1^–, I^–, Br ^–. Склонность к присоединению электронов характеризует галогены как типичные неметаллы.

Одинаковое строение наружного электронного слоя обусловливает большое сходство галогенов друг с другом, проявляющееся как в их химических свойствах, так и в типах и свойствах образуемых ими соединений.

С увеличением атомного номера возрастает радиус атома и уменьшается энергия ионизации и, соответственно, ослабляются окислительные свойства галогенов. Наиболее сильным окислителем является фтор. Восстановительные свойства у галогенов выражены очень слабо и совсем отсутствуют у фтора, от атома которого ни при каком химическом взаимодействии электроны оторвать не удается.

При обычных условиях фтор и хлор – газы (бледно-жёлтый F₂ и жёлто-зелёный C1₂), бром – коричневая жидкость и йод – серо-коричневые кристаллы. Температуры плавления и кипения простых веществ галогенов при переходе от фтора к брому увеличиваются. В твёрдом состоянии все галогены образуют кристаллические решетки молекулярного типа, чем объясняются сравнительно низкие значения их температур кипения и плавления, а также сравнительно малые различия между ними.

Молекулы галогенов состоят из двух атомов, связанных друг с другом ковалентной связью. Свободные галогены проявляют чрезвычайно высокую химическую активность. Они вступают во взаимодействие почти со всеми простыми веществами. Особенно быстро и с выделением большого количества теплоты протекают реакции соединения галогенов с металлами. Медь, железо, олово и многие другие металлы сгорают в хлоре, образуя соответствующие соли

Cl₂ + Cu CuСl₂ .

Подобным же образом взаимодействуют с металлами бром и йод.

Фтор получают электролизом расплава смеси КF и НF, хлор электролизом водного раствора хлорида натрия, а йод и бром получают путем окисления бромидов и йодидов хлором. Кроме того, йод извлекают из чилийской селитры и морских водорослей.

Фтор применяют для получения различных фтороуглеродов, которые входят в состав смазок и пластмасс. Полимерный фтороуглерод (фторопласт) – обладает высокой химической и термической стойкостью. Хлор применяется для получения хлорорганических соединений полимеров, для отбеливания текстильных материалов и бумаги и для дезинфекции. Бром используется при изготовлении фоточувствительных материалов, красителей и лекарств. Йод нашел применение в производстве чистых металлов и полупроводниковых материалов и как антисептик. Все без исключения галогены токсичны.

Галогены очень мало растворимы в воде. «Йодная вода» содержит 0,3 г йода на 1 литр воды, «бромная вода» - 3,5 % мас. брома. «Хлорная вода» представляет собой раствор хлора в воде, с которой хлор медленно взаимодействует с образованием хлорноватистой и хлороводородной кислот

Cl₂ + Н₂О = НCl + НClО.

Аналогичное равновесие, но сильно сдвинутое в сторону молекул галогена, устанавливается в водных растворах брома и йода. Фтор окисляет воду, образуя кислород и фтористый водород

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂.

Галогены образуют с водородом устойчивые бесцветные ковалентные соединения – галогеноводороды. При стандартных условиях все галогеноводороды – бесцветные ядовитые газы. Галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. При комнатной температуре 1 объём воды растворяет примерно 450 объёмов газообразного НСl. Растворение галогеноводородов сопровождается их диссоциацией по кислотному типу, причем только фтороводород диссоциирован сравнительно слабо, остальные галогеноводороды принадлежат к числу наиболее сильных кислот. Отрицательные ионы галогеноводородов (за исключением F^–) обладают восстановительными свойствами, возрастающими в ряду Сl^–, I^–, Br ^–.

При взаимодействии галогеноводородов с металлами, последние могут окисляться лишь ионами водорода Н⁺. Поэтому галогеноводороды могут реагировать в растворе только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода.

Хлор, бром и йод образуют ряд кислородных соединений. Непосредственно с кислородом галогены не реагируют, а оксиды галогенов получают разложением солей их кислородных кислот.

В ряду галогенов наибольшее число кислородных соединений имеет хлор. Известны следующие оксиды хлора: Cl₂О, СlО₂, Cl₂О₆, Cl₂О₇.