Общая и неорганическая химия. Галогены и их соединения методические указания

сильном нагревании или в присутствии катализатора галогенаты распадаются с выделением кислорода:

В отличие от хлора и йода степень окисления +7 для брома не характерна. Бромная кислота HBrO4 существует только в растворе, по силе приближается к HClO4, сильный окислитель. Йодная кислота HIO4 известна в виде бесцветных кристаллов дигидрата H5IO6, при нагревании выше 122 С разлагается с выделением О2; слабая кислота, образующая соли: метапериодаты MIO4, ортопериодаты M3IO5, парапериодаты M3H2IO6.

11

Э КСПЕ РИ МЕНТ АЛЬН АЯ Ч АСТ Ь

Лабораторная работа № 1

ГАЛОГЕНЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

1. Получение свободных галогенов, их химические свойства

Опыт № 1. Внесите в отдельные пробирки по одному микрошпателю диоксида марганца, диоксида свинца, дихромата калия и перманганата калия. В каждую из них добавьте по 2-3 капли концентрированной соляной кислоты. Если реакция протекает недостаточно энергично, содержимое пробирки следует осторожно нагреть. Отметьте цвет и запах образующегося газа и испытайте его действие на фильтровальную бумагу, смоченную раствором йодида калия. В пробирку с выделившимся газом добавить 2-3 капли раствора тиосульфата натрия и пробирку сразу вымыть. Написать уравнение получения хлора, учитывая, что марганец и свинец переходит в состояние со степенью окисления (II), а хром – в состояние (III). Составить ионно-молекулярное уравнение реакции, указать окислитель и восстановитель. Эти требования предъявляются ко всем выполняемым опытам.

Опыт № 2. Смешайте в пробирке по одному микрошпателю бромида натрия или калия и диоксида марганца, после чего смочите смесь 1-2 каплями концентрированной серной кислоты и осторожно нагрейте. Какое вещество образуется? Отметьте цвет его паров. В пробирку добавить 2-3 капли раствора Na2S2O3 и пробирку сразу вымыть.

Напишите уравнение реакции. Какова роль серной кислоты в этом опыте?

Опыт № 3. Поместите в одну пробирку 3-5 капель раствора бромида калия, а в другую – такой же объем раствора йодида калия. Добавьте в обе пробирки по 2-3 капли хлорной воды. Отметьте происходящие при этом изменения окраски. К полученным растворам добавьте по 2-3 капли четыреххлористого углерода, энергично взболтайте содержимое пробирок и дайте ему отстояться. Напишите уравнение реакции. Объясните наблюдаемые изменения.

Опыт № 4. Поместите в пробирку 1-2 небольших кристалла йода, прилейте 5-6 капель дистиллированной воды и энергично взболтайте. Отметьте окраску раствора, хорошо видимую на белом фоне. Слейте полученную йодную воду в другую пробирку и добавьте к ней несколько капель крахмала. Нагрейте пробирку, а затем охладите под краном струей холодной воды. Объясните явления, которые при этом происходят.

12

К оставшимся в первой пробирке кристаллам йода добавьте 2-3 капли раствора йодида калия. Как и почему изменяется при этом растворимость йода?

2. Галогениды водорода, их получение и свойства

Опыт № 1. Получение хлороводорода.

Поместите в пробирку с газоотводной трубкой 2-3 микрошпателя хлорида натрия, прилейте 3-4 капли концентрированной серной кислоты и слабо подогрейте. Проверьте действие выделяющегося газа на влажную синюю лакмусовую бумагу, а также на полоску фильтровальной бумаги, смоченную розовым раствором перманганата калия.

Напишите уравнение реакции. Будет ли выделяться хлороводород при взаимодействии хлорида натрия с разбавленной (0,5–1 н.) серной кислотой?

Опыт № 2. Получение бромоводорода.

К 2-3 микрошпателям бромида калия, помещенным в пробирку с газоотводной трубкой, прилейте 3-4 капли 50%-ного раствора серной кислоты ( = 1,4 г/мл). Проверьте действие выделяющегося на холоду газа на влажную синюю лакмусовую бумажку. Если газ слегка окрашен (в какой цвет?), то чем это вызвано?

Повторите опыт с таким же количеством бромида калия и 3-4 каплями концентрированной ортофосфорной кислоты.

Опыт № 3. Получение йодоводорода.

К 2-3 микрошпателям KI в пробирке с газоотводной трубкой добавьте 3-4 капли концентрированной ортофосфорной кислоты.

Проверьте действие выделяющегося газа на влажную синюю лакмусовую бумажку.

Напишите уравнение реакции.

Опыт № 4. Поместите в одну пробирку микрошпатель бромида калия, в другую столько же йодида калия, добавьте в каждую из них по 2-3 капли концентрированной серной кислоты и слабо нагрейте. Обратите внимание на цвет и запах продуктов обеих реакций и напишите их уравнения.

На основании этого опыта, а также опыта 1 сравните восстановительную активность хлоро-, бромо- и йодоводорода.

13

Лабораторная работа № 2

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ И ИХ СВОЙСТВА

Опыт № 1. К 3–4 каплям бромной воды добавьте до обесцвечивания несколько капель свежеприготовленного раствора сульфата железа (II). Докажите с помощью роданида калия присутствие в растворе ионов железа (III). Напишите уравнение реакции.

Опыт № 2. К 2–3 микрошпателям хлорной извести Ca(ClO)Cl добавьте несколько капель разбавленной серной или соляной кислоты. Какой газ выделяется при этом и как его обнаружить? Напишите уравнение реакции.

Опыт № 3. К 2–3 каплям раствора хлората калия KСlO3 добавьте такой же объем раствора сульфата железа (II) или соли Мора (NH4)2Fe(SO4)2 6H2O и подкислите несколькими каплями разбавленной серной кислоты. Напишите уравнение реакции.

Опыт № 4. К 5–6 каплям бромной воды добавьте по каплям нагретый до 70 С концентрированный раствор гидроксида калия до достижения щелочной реакции. Как и почему изменяется при этом окраска раствора? Подкислите раствор несколькими каплями разбавленной серной кислоты до образования кислой среды. Что наблюдается?

Напишите уравнения обратимых реакций образования щелочной бро- мат-бромидной смеси и свободного брома при добавлении кислоты.

Опыт № 5. Получите в лаборантской пробирку с небольшим количеством твердой смеси хлората калия и диоксида марганца. Укрепите пробирку вертикально в штативе и подогрейте ее в пламени горелки. Испытайте выделяющийся газ с помощью тлеющей лучинки. Как ведет себя хлорат калия при прокаливании в отсутствии катализатора диоксида марганца?

Напишите уравнения реакции, учитывая преимущественное образование во втором случае мало растворимого в воде перхлората калия и хорошо растворимого хлорида калия. К какому типу окислительно-восста- новительных реакций относится каждая из них?

14

Лабораторная работа № 3

АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ ГАЛОГЕНИД-ИОНОВ

1.Обнаружение фторид-ионов

1.Образование малорастворимого фторида кальция.

К нескольким каплям исследуемого раствора добавляют столько же раствора хлорида кальция. В присутствии фторид-ионов образуется белый осадок фторида кальция, нерастворимый в уксусной кислоте, труднорастворимый в разбавленных растворах сильных кислот (соляной и азотной) и легко растворимый во фтороводородной кислоте с образованием гидрофторида кальция Ca(HF2)2.

2. Реакция с роданидом железа (III).

В пробирке получают красный раствор Fe(SCN)3 и других роданидных комплексов железа (III) из нескольких капель раствора хлорида железа (III) и раствора роданида калия или аммония.

Если к интенсивно-красному раствору роданида железа (III) добавить раствор, содержащий фторид-ионы, роданидные комплексы разрушаются и образуются более устойчивые фторидные комплексы железа (III):

Fe(SCN)3 + 6F– = [FeF6]3– + 3SCN–

или

[Fe(SCN)6]3– + 6F– = [FeF6]3– + 6SCN–.

Раствор при этом практически обесцвечивается.

2.Обнаружение хлорид-ионов

1.Образование малорастворимого хлорида серебра.

К 3-4 каплям испытуемого раствора NaCl или KCl, подкисленного 1-2 каплями разбавленной азотной кислоты, добавляют по каплям раствор нитрата серебра. В присутствии хлорид-ионов выпадает малорастворимый хлорид серебра, который в азотнокислой среде коагулирует, образуя белый творожистый осадок, хорошо растворимый в водных растворах аммиака, тиосульфата натрия и цианида калия.

Раствор после центрифугирования сливают, а к осадку AgCl добавляют по каплям разбавленный раствор аммиака.

– в растворе образуются бесцветные комплексы диамминсеребра (I)

AgCl + 2NH3 H2O = [Ag(NH3)2]+ + Cl– + 2H2O,

которые после добавления азотной кислоты разрушаются с образованием осадка AgCl

15

[Ag(NH3)2]++Cl– + 2H+ = AgCl + 2NH4+.

Хлорид серебра растворим не только в разбавленных растворах аммиака, но и в 10-15%-ом растворе карбоната аммония, в котором концентрация аммиака, достаточная для растворения AgCl, достигается в процессе гидролиза (NH4)2CO3:

NH 4 + CO 32+ H2O NH3 H2O + HCO 3 .

На этом основано отделение AgCl от других малорастворимых галогенидов (AgBr и AgI), которые в растворе (NH4)2CO3 практически нерастворимы.

2. Для обнаружения хлорид-ионов при отсутствии других летучих восстановителей можно использовать реакцию получения хлороводорода (Л.Р. № 1, часть II, опыт № 1).

3.Обнаружение бромид-ионов

1.Образование малорастворимого бромида серебра.

К нескольким каплям испытуемого раствора NaBr или KBr добавляют 1-3 капли раствора нитрата серебра. В присутствии бромид-ионов образуется слегка желтоватый, малорастворимый в воде бромид серебра, хорошо растворимый в растворах Na2S2O3 и KCN. В отличие от хлорида серебра AgBr практически нерастворим в растворе карбоната аммония и малорастворим в разбавленном растворе аммиака.

Чтобы убедиться в том, что полученный осадок представляет собой бромид серебра, добавляют к нему 1-2 микрошпателя цинковой пыли и сильно встряхивают пробирку. При этом в осадок выпадает мелкодисперсное серебро вместе с избытком цинковой пыли, а бромид-ионы переходят в раствор:

2AgBr + Zn = Ag + Zn2+ + 2Br–

Осадок отделяют от раствора, в котором затем обнаруживают бромидионы, окисляя их до свободного брома.

2. Окисление бромид-ионов хлорной водой

Вначале определяют реакцию (среду) испытуемого раствора, которая может быть нейтральной или кислой, но не щелочной. В последнем случае

краствору прибавляют по каплям серную кислоту до обесцвечивания фе-

нолфталеина, а затем 3-4 капли CCl4 и по каплям хлорную воду. В присутствии бромид-ионов слой органического растворителя окрашивается бромом в зависимости от его концентрации в оранжевый или бурый цвет. В ходе анализа необходимо учитывать, что избыток хлорной воды приводит

куменьшению интенсивности окраски из-за окисления брома в бесцвет-

ную бромноватую кислоту HBrO3 и отчасти из-за образования слабоокрашенного хлорида брома BrCl.

16

3.Обнаружение йодид-ионов

1.Образование малорастворимого йодида серебра.

К нескольким каплям испытуемого раствора KI или NaI прибавляют 1-2 капли раствора нитрата серебра. В присутствии йодид-ионов образуется желтый осадок AgI, который в отличие от AgCl и AgBr растворяется только в растворах Na2S2O3 и KCN.

2. Окисление йодид-ионов хлорной водой.

Определение проводится так же, как и бромид-ионов. Слой органического растворителя (четыреххлористого углерода, бензола или сероуглерода) окрашивается при этом в красно-фиолетовый цвет. Йод более, чем бром, чувствителен к избытку хлорной воды, которая окисляет его в бесцветную йодноватную кислоту HIO3, поэтому добавление хлорной воды следует вести строго по каплям.

Вместо экстракции йода органическими растворителями можно воспользоваться раствором крахмала в качестве индикатора. Для этого в отдельную пробирку с несколькими каплями крахмального раствора добавляют столько же капель испытуемого раствора KI или NaI и 2-3 капли хлорной воды. Появление синего окрашивания и его исчезновение после добавления некоторого избытка хлорной воды служит надежным доказательством присутствия йода.

3. Окисление йодид-ионов нитритом калия или натрия в кислой среде. Сначала определяют реакцию испытуемого раствора. В случае нейтральной или щелочной реакции к 5-6 каплям раствора добавляют по каплям раствор уксусной кислоты до достижения кислой реакции, а затем по 2-3 капли крахмального раствора и раствора нитрита калия или натрия. В присутствии йодид-ионов последние окисляются нитрит-ионами до элементарного йода, образующего с крахмалом адсорбционное соединение синего цвета. При нагревании окраска исчезает, а при охлаждении возни-

кает вновь.

Окисление йодид-ионов нитрит-ионами в кислой среде может быть использовано для обнаружения йодид-ионов в присутствии ионов Cl– и Br–, которые при этом не окисляются.

17

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. Учебник для хими- ко-технологических вузов. М.: Высш. школа, 2001. 743 с.; 2003 и 2006.

2.Гольбрайх З. Е. Практикум по неорганической химии. Учебное пособие для вузов. М.: Высш. школа, 2008. 350 с.

3.Третьяков Ю. Д. и др. Неорганическая химия: химия элементов. Т. 1. М.: МГУ, 2007. 537 с.

4.Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. Т.1. М.: БИНОМ, 2008. 607 с.

18

Д Л Я З А М Е Т О К

19