Л ______________ (число, місяць) абораторна робота №7

Тема: Вивчення відновних властивостей галогенідів.

Виявлення сполук галогенів (якісні реакції на іони галогенів).

Мета заняття: експериментально дослідити властивості галогенів та їх сполук, навчитися визначати йони галогенів в розчині за допомогою якісних реакцій на йони Cl^-, Вr^-, І^-.

Досліди:

1. Відновні властивості галогенід-йонів.

2. Якісні реакції на йони галогенів.

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, крохмаль.

Обладнання:

штатив з пробірками, пробіркотримач, спиртівка, скляна паличка.

 Теоретичне обґрунтування теми

Флуор, Хлор, Бром, Йод і Астат (галогени) - елементи сьомої групи головної підгрупи. На зовнішньому енергетичному рівні атомів цих елементів знаходяться сім електронів, з яких лише один р-електрон є неспареним.

У сполуках з металами і Гідрогеном, вони приєднують один електрон 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 характерні і позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7 (у спо­луках з більш 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. Міцність зв’язку в молекулах галогеноводнів зменшується від НF до НІ поряд із збільшенням радіуса йону галогену. Тому йодидна кислота найсильніша в ряду галогеноводневих кислот. Цим же пояснюється різне протікання процесів при дії концентрованої сульфатної кислоти на солі галогеноводневих кислот:

2KF + H₂SO_4(к) → K₂SO₄ + 2HF

2KCl + H₂SO_4(к) → K₂SO₄ + 2HCl

2 KBr + 2H₂SO_4(к) → K₂SO₄ + Br₂ + SO₂ + 2H₂O

8KІ +5H₂SO_4(к) → 4K₂SO₄ + 4І₂ + Н₂S + 4H₂O.

Галогени взаємодіють майже з усіма металами, утворюючи галогеніди металів. Галогеніди лужних і лужноземельних металів є типовими солями: СаF₂, NаCl , ВаВr₂; КI тощо. Відновлювальні властивості галогенідів зростають в ряду F^-, Сl^-, Вr^-, І^-

Більшість солей галогеноводневих кислот добре розчи­няються у воді. Нерозчинними і малорозчинними є солі Аргентуму, Плюмбуму і деякі інші (АgСl, АgВr, АgІ, РbС1₂, РbВr₂). 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.

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

З киснем галогени в більшості випадків безпосередньо не взаємодіють, оксиди, оксигеновмісні кислоти та солі цих кислот отримують непрямим шляхом. Найбільше практичне значення мають оксгеновмісні сполуки Хлору: НСlO – хлорнуватиста кислота, її солі – гіпохлорити; НСlO₂ – хлориста кислота, її солі – хлорити; НСlO₃ – хлорнувата кислота, її солі – хлорати; НСlO₄ – хлорна кислота, її солі – перхлорати.

З міну властивостей оксигеновмісних кислот хлору можна подати такою схемою:

Посилення кислотних властивостей, підвищення стійкості

+1 +2 +3 +4

НСlО, НСlО₂, НСlО₃, НСlО₄

П осилення окиснювальної здатності

Із збільшенням ступеня окиснення Хлору сила оксигеновмісних кислот зростає. Найслабкіша – НСlO, найсильніша – НСlО₄ , а окислювальна здатність при переході від НСlO до НСlО₄ зменшується. Усі оксигеновмісні сполуки галогенів є окисниками.

При розчиненні галогенів у воді проходять хімічні реакції. Для Флуору:

2F₂ + 2Н₂О = 4НF + О₂.

Хлор і бром реагують з водою з утворенням двох кислот:

СІ₂+Н₂О =НСlO +НС1 (дана реакція покладена в основу хлорування води)

Вr₂ + Н₂О = НВr + НВrО.

При взаємодії галогенів з лугами одержують солі оксигеновмісних кислот галогенів:

Сl₂ + 2NaOH ↔ NaСl + NaСlО +H₂О.

При пропусканні хлору через гашене вапно утворюється хлорне вапно:

С1₂+Са(ОН)₂ = Са(СlО)Сl + Н₂О

При взаємодії галогенів з гарячим розчином лугу утворюються солі двох кислот:

3Сl₂ + 6КOH ↔ 5КСl + КСlО₃ +3H₂О.

Галогени окиснюють складні речовини:

2FеС1₂ + С1₂ = 2FеС1₃,

Н₂S + І₂ = S + 2НI.