новая папка 1 / 319672

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ БЮДЖЕТНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

ПОВОЛЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ТЕЛЕКОММУНИКАЦИЙ И ИНФОРМАТИКИ

КАФЕДРА ФИЗИКИ

Г.Н. Гончарова, Л.В. Топоркова

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ ПО КУРСУ «ХИМИЯ»

Учебное пособие для студентовПГУТИ, обучающихся по направлениям подготовки бакалавров и магистров

200700 – Фотоника и оптоинформатика, 210400 – Радиотехника, 210601 - Радиоэлектронные системы и комплексы,

222000 - Инноватика, 220400Управление в технических системах, 230400 – Информационные системы и технологии.

Самара

2014

УДК 54

Рецензенты

доктор технических наук, профессор Н.П.Логинов

Гончарова Г.Н., Топрокова Л.В.

Методические указания к лабораторным работам по курсу «Химия» / Г.Н. Гончарова, Л.В. Топрокова – Самара: Изд-во ПГУТИ, 2014. – 57 с.

Настоящие методические указания разработаны для проведения лабораторных работ по химии с учетом специфики обучения студентов по направлениям подготовки бакалавров и магистров 200700 – Фотоника и оптоинформатика, 210400 – Радиотехника, 210601 - Радиоэлектронные системы и комплексы, 222000 - Инноватика, 220400Управление в технических системах, 230400 – Информационные системы и технологии. Методические указания содержат теоретическую часть и инструкции к выполнению лабораторных работ с использованием компьютерной программы.

УДК 54

Гончарова Г.Н.

2

ВВЕДЕНИЕ

Всвязи со все возрастающей компьютеризацией проведение части лабораторных работ по химии для студентов университета с использованием компьютерных программ, демонстрирующих химические опыты, представляется целесообразным. Компьютерная программа по химии помимо усовершенствования практических навыков работы на персональном компьютере, дает возможность для самостоятельного и дистанционного обучения, что важно не только для студентов дневного отделения, но и для студентов заочной и дистанционной формы обучения.

Методическое пособие, содержащее необходимую теоретическую часть, создает возможность выполнения лабораторных работ на компьютере в домашних условиях. Аудиторное время занятий более полно может быть использовано для более основательного разбора теоретических основ химических процессов.

Лабораторные работы охватывают основные свойства химических элементов периодической системы Д.И. Менделеева по группам и подгруппам, также изучается электронное строение атомов и типы химических связей на примерах молекул некоторых веществ, наблюдаются и изучаются процессы электролиза.

Втеоретической части содержатся некоторые основные понятия и представления, являющиеся общими для различных дисциплин естественно научного направления.

3

Методика проведения лабораторного практикума по химии

Студент допускается к выполнению лабораторной работы при наличии подготовленного лабораторного отчета, включающего название лабораторной работы, цель, краткие теоретические сведения и ответы на предлагаемые вопросы.

Студент, не подготовившийся к выполнению лабораторной работы, готовится к ней во время занятия под наблюдением преподавателя и допускается к работе, если остается достаточно времени для ее выполнения. Если времени на выполнение лабораторной работы недостаточно, то студент направляется на отработку пропущенной работы в другую группу (или на время консультаций) по расписанию работы преподавателя.

Студент выполняет лабораторную работу, внося в практическую часть отчета необходимые сведения: уравнения реакций, наблюдения, делает необходимые выводы. В конце занятия преподаватель оценивает работу и ставит свою подпись.

Преподаватель в конце занятия выдает каждому студенту 3-4 индивидуальных задачи, решение которых студент представляет преподавателю на следующем занятии.

Студенты, не защитившие лабораторные работы в срок, защищают все выполненные лабораторные работы на занятии, выделенном для защиты пакета лабораторных работ. Студенты, уже защитившие часть лабораторных работ, защищают последнюю из выполненных работ.

Лабораторный практикум считается выполненным, если студент отработал и защитил все лабораторные работы предусмотренные программой.

Домашнее задание

Домашнее задание выдается студенту на 5-6 неделе и представляет индивидуальный набор задач. Вариант домашнего задания определяется двумя последними цифрами номера зачетной книжки. Все варианты представлены в «Методических указаниях к практическим занятиям».

Решение домашнего задания студентом выполняется в отдельной тонкой тетради или на отдельных листах, при этом на титульном листе указывается группа, ФИО студента и преподавателя, № варианта и №№ задач. Решение каждой задачи выполняется на отдельном листе с обязательным наличием условия задачи. Решение задачи должно быть подробным с подстановкой числовых данных и указанием размерности в ответе.

4

Полностью выполненное домашнее задание принимается на 12-14 неделе с обязательным собеседованием (защитой). Домашнее задание может быть возвращено студенту для доработки.

Зачет

Студент допускается к зачету после выполнения лабораторного практикума и сдачи домашнего задания.

Зачет проводится в форме письменной работы, которая включает вопросы и задачи, соответствующие содержанию лабораторных работ и домашнего задания. Если студент выполнил зачетную работу не полностью, то он может получить зачет после собеседования с преподавателем или переписав зачетную работу повторно.

Итоговый зачет

Студент допускается к итоговому зачету после сдачи зачета по лабораторным работам.

Итоговый зачет проводится в форме письменной работы, которая включает вопросы и задачи, соответствующие содержанию лекционного курса и домашнего задания. Если студент выполнил зачетную работу не полностью, то он может получить зачет после собеседования с преподавателем или переписав зачетную работу повторно.

5

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1

ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ВОДОРОДА

1.Цель работы

1.Познакомиться с электронным строением атома водорода, моле-

кулы H2 , H2O, H2O2 .

2.Изучить реакции получения водорода в лабораторных условиях.

3.Изучить окислительно-восстановительные реакции на примере взаимодействия йодида калия и перманганата калия с перекисью водорода.

2.Контрольные вопросы

1.Как получают водород в промышленности и в лаборатории? Привести уравнения реакций.

2.Опишите строение атома водорода. Напишите электронную формулу. В чем заключается особенность электронного строения атома водорода?

3.Назовите изотопы водорода, охарактеризуйте их.

4.Описать строение молекулы водорода.

5.Описать строение молекулы воды.

6.Указать способы получения пероксида водорода. Описать

строение молекулы H2O2 .

7.Химические индикаторы. Применение индикаторов и их виды. Перечислите распространенные кислотно-основные индикаторы, охарактеризуйте их.

8.Какие реакции называются окислительновосстановительными? Дайте определения окислителям и восстановителям.

9.Какие степени окисления может принимать водород в реакциях?

10.До каких продуктов может быть окислена вода:

а) до O и H ; б) до OH ; в) до 2OH ?

11. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления для следующих реакций и определить, в каких случаях водород служит окислителем, а в каких – восстановителем:

а) 3Al 6HCl 3AlCl3 3H2 ;

б) 2H2 O2 2H2O;

6

в) 2Na 2H2O 2NaOH H2 ; г) BaH2 2H2O Ba OH 2 2H2 .

3. Содержание работы и методические указания к ее выполнению

На «рабочем столе» ПК найдите значок программы «1C: Химия». После загрузки программы, найдите вкладку «Альбом» / «Водород».

1.Изучить строение атома водорода, молекулы H2 , H2O , H2O2 .

1.1.Зарисовать атом водорода.

1.2.Зарисовать электронное строение, геометрию и структуру молекулы водорода.

1.3.Зарисовать геометрию и структуру молекулы перекиси водо-

рода.

1.4.Зарисовать электронное строение, геометрию и структуру молекулы воды.

1.5.Перечислите изотопы водорода.

1.6.Зарисовать структуру льда, изучить водородные связи.

2.Наблюдать проведение следующих опытов и записать уравнения реакций.

2.1.Взаимодействие цинка с соляной кислотой, в результате которой выделяется водород. При нагревании реакция ускоряется, при охлаждении замедляется.

2.2.Взаимодействие цинка с гидроксидом натрия. Водород выделяется только при нагревании.

2.3.Взаимодействие йодида калия с перекисью водорода. Выделяется йод.

2.4.Взаимодействие перекиси водорода с перманганатом калия в щелочной среде. Если прилить к перманганату калия раствор перекиси водорода, реакция не происходит. При добавлении гидроксида натрия перманганат калия восстанавливается.

2.5.Взаимодействие сульфида свинца с перекисью водорода. Перекись водорода окисляет сульфид свинца и образуется белый осадок сульфата свинца.

2.6.Взаимодействие натрия с водой. Спиртовой раствор фенолфталеина используется в качестве индикатора. Идет бурная реакция с выделением водорода.

2.7.Промышленные методы получения водорода.

2.7.1.Конверсия метана.

2.7.2.Неполное окисление метана.

7

2.7.3.Конверсия оксида углерода (II).

3.В каждой окислительно—восстановительной реакции проставить степени окисления и записать полуреакции окисления и восстановления.

4.Распределить химические вещества, участвующие в предложенных выше реакциях по следующим группам: простые вещества, оксиды, щелочи (основания), кислоты, соли.

5.Написать названия соединений в химических реакциях.

Приложение

Химия водорода

1.Распространение в природе.

2.Физико-химические свойства. Получение.

3.Применение. Токсикология.

1. Распространение. Природу водорода как особого газа впервые установил Кавендиш в 1766 г.

Водород принадлежит к распространенным в природе элементам. Он входит в состав воды, глины, каменного и бурого угля, нефти, во все животные и растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается редко (в вулканических и природных газах). Водород – самый распространённый элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и большинства звёзд. Гигантские планеты солнечной системы Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода. Он присутствует в атмосфере ряда планет, в кометах, в газовых туманностях, в межзвёздном газе.

Его кларк равен 1%.

Кларк - относительная распространенность (в массовых долях, выраженная в %) элемента в таких составных частях Земли, как ее каменная кора глубиной до 16 км от уровня моря, воды океанов, морей, озер и рек, воздушная оболочка высотой до 50 км (граница стратосферы).

Водород не принадлежит ни к одной из групп периодической системы. Он обнаруживает те или иные физико-химические свойства, сходные с элементами почти всех А-групп. Атом водорода по сравнению со всеми остальными элементами имеет самую простую элек-

тронную конфигурацию 1s1 - один электрон на одной s-АО. Основная особенность водорода заключается в том, что в отличие от всех других элементов (кроме гелия) в его атоме валентный электрон находится

8

непосредственно в сфере действия атомного ядра – у него нет проме-

жуточного слоя. Положительно заряженный ион водорода H представляет собой элементарную частицу протон.

Особенность строения электронной оболочки атома водорода не позволяет однозначно решить, в какой группе периодической системы он должен находиться. Действительно, если исходить из числа валентных электронов его атома, то водород должен находиться в первой группе, что подтверждается также сходством спектров щелочных металлов и водорода. Со щелочными металлами сближает водород и его способность давать в растворах гидратированный положительный од-

нозарядный ион H (р). Однако в состоянии свободного иона H (г) – протона – он не имеет ничего общего с ионами щелочных металлов.

Согласно теоретическим представлениям при огромных давлениях водород должен переходить в металлическое состояние. В этих условиях должно происходить превращение молекулярного водорода в атомный и должна образовываться кристаллическая решетка, в узлах которой находятся протоны, а электроны становятся общими для всего кристалла; такой кристалл должен обладать металлической проводимостью. Но энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

Если же исходить из того, что для завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, то водород следует поместить в VII группу. Атомы водорода, как и атомы галогенов, характеризуются высокими значениями ионизации.

Размещение водорода в I или VII группе таблицы в значительной мере условно.

Водород, встречающийся в природе, является смесью двух изото-

пов: 11H - протия (99,984%) и 21H (или D)- дейтерия (0,016%). Радио-

активный изотоп - тритий 31 H или T постоянно образуется в верхних

слоях атмосферы под действием нейтронов космических лучей на атомы азота и некоторых других газов. В природных водах содержание трития не превышает 1-150 атомов на 1018 атомов протия.

В виде простого вещества (молекул H2 ) он встречается только на очень больших высотах, где находятся частично в атомарном, а час-

тично в ионизированном состоянии ( H , H ). Среднее содержание H2

вблизи земной поверхности составляет всего 5×10-5%.

Наиболее важные соединения водорода в природе вода, углеводороды и другие органические вещества.

9

2. Физико - химические свойства. Водород – газ без цвета, вкуса и запаха. Во всех трех агрегатных состояниях он находится в виде молекул H2 . Его температура плавления – 259,20ºС, кипения – 252,80ºС.

Растворимость в 1л воды при 250ºС составляет 0,0175 л (при 0ºС и 0,1 МПа). Плотность водорода по отношению к воздуху равна 0,06952. В обычных условиях водород ведет себя как идеальный газ.

Водород является смесью 25% пара-водорода и 75% орто- водорода. Он способен давать химические соединения с большинством химических элементов, за исключением благородных газов.

Водород взаимодействует с кислородом воздуха и взрывается от искры и пламени:

2H2 O2 2H2O

Смеси H2 и F2 взрываются в темноте:

H2 F2 2HF

Хлор горит в атмосфере водорода:

H2 г Cl2 г 2HCl г , H298 184 кДж.

Реакции водорода с бромом и иодом протекают обратимо. С серой и селеном водород взаимодействует только при нагревании H2S и H2Se .

Непосредственно без катализаторов водород не реагирует с азотом, углеродом, кремнием. В обычных условиях молекулярный водород проявляет восстановительные свойства только по отношению к металлам, имеющим электродный потенциал более+0,7 эВ(Hg , Ag , Pd , Au):

2AgNO3 р H2 г 2Ag к 2HNO3 р

При высоких температурах H является активным восстановителем, применяемым в промышленности:

GeO2 2H2 Ge 2H2O

WO3 3H2 W 3H2O

SiHCl3 H2 Si 3HCl

Атомарный водород химически очень активен как восстановитель при Т=180ºС и более восстанавливает до металлов многие оксиды: Ag2O , Bi2O3 , CdO , PbO , HgO и другие.

10

Некоторые металлы растворяют водород ( Ni, Pt , Pd ). Щелочные, щелочно-земельные металлы, а также титан, цирконий, уран взаимодействуют с ним с образованием гидридов (KH , CaH2 , UH3 ,

TiH2 и другие). Водород играет роль окислителя:

0 1

2Na H2 2NaH

Водород вызывает физическую коррозию Fe и стали – металлы становятся хрупкими и под нагрузкой расслаиваются.

Получение. В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов (до 90% метана), продуктов газификации топлива (водяного и паро-воздушного газов) и коксового газа. Производство водорода основано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (П), например над никелевым катализатором при Т = 800ºС:

CH4 2H2O 4H2 CO2 , H298 161 кДж.

CH4 H2O CO 3H2

CO H2O CO2 H2

2CH4 O2 2CO 4H2

Затем из полученной смеси газов удаляют CO2 , сначала поглощая

его водой под давлением, а затем – водным раствором этанол-аммиака. Наиболее чистый водород получают электрическим разложением воды, содержащей для увеличения ее электрической проводимости

NaOH и KOH :

на катоде Fe : 2H2O 2e H2 2OH ,

на аноде C :2OH 2e 0,5O2 H2O .

Также H2 получают по реакции:

CaH2 H2O 2H2 Ca OH 2

и в лабораториях:

Zn HCl H2 2ZnCl2

и из гидрида титана при терморазложении:

11

TiH2 H2 Ti

Гидридами называются бинарные соединения H с более электроположительными элементами. По характеру химической связи все гидриды делят на ионные(солеобразные), ковалентныеи металлообразные.

Ионные гидриды - бесцветные кристаллические вещества высокой реакционной способности. Все они сильные восстановители. Ионные гидриды в кристаллической решетке содержат катион металла и гид-

ридный анион H , который и определяет восстановительные свойства ионных гидридов. Стандартный электродный потенциал полуреакции:

0,5H2 e H , 2,24 В.

Поэтому анион H проявляет по отношению ко многим веществам восстановительные свойства:

H H H2

BaH2 2H2O Ba OH 2 2H2

Ионные гидриды образуют все щелочные и щелочно-земельные элементы и лантаноиды в степени окисления(+II), например EuH2 , YbH2 .

Химическая активность ионных гидридов возрастает от LiH к CsH2

и от CaH2 к RaH2 . Гидриды Rb и Cs воспламеняются в сухом воздухе:

2RbH O2 Rb2O H2O

Они (ионные гидриды) реагируют с HCl и CO2 :

2KH H2S K2S 2H2 KH HCl KCl H2

KH CO2 HCOOK

При нагревании до Тº разложения образуются металл и водород:

2CsH t H2 2Cs

Ковалентные гидриды некоторых р-элементов – газообразные бесцветные вещества со своеобразным запахом, взаимодействующие с водой и водными растворами гидроксидов щелочных металлов:

SiH4 3H2O H2SiO3 4H2

12

Исключением являются PH3 и AsH3 , на которыени вода, ни раствор

KOH недействуют. Силан и диборан сгорают с образованием оксидов:

B2H6 3O2 B2O3 3H2O

TiH2 O2 TiO H2O

SiH4 2O2 SiO2 2H2O

При нагревании гидриды распадаются:

2AsH3 t 2As 3H2 ZrH2 Zr H2 SiH4 t 2H2 Si

Бор и кремний еще образуют сложные гидриды цепочного строения, могущие включать до 20 атомов бора (B20H16 ) и до 6 атомов кремния

(Si6H14 ).

Металлообразующие гидриды образуют некоторые d-элементы. В таких гидридах химическая связь полярная ковалентная с участием

ионов H или H в зависимости от вида металла и количества связанного водорода. Их металлические свойства возникают в результате свободного перемещения электронов, оставшихся в кристаллической решетке после образования связи. Например, в гидриде MHn у металла m валентных электронов, а участвуют в образовании связи только n

H -ионов, то разность (m - n) дает число электронов, вызывающих металлические свойства. Когда m = n, металлические свойства исчезают и гидриды становятся ионными.

С кислотами они взаимодействуют, выделяя водород:

TiH2 3HCl TiCl3 2,5H2

Водород широко используется как для химического синтеза веществ, так и в качестве «экологически чистого» топлива (горючего). При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600ºС), позволяющая сваривать и резать тугоплавкиеметаллы, кварц и пр.

В атомной энергетике для осуществления ядерных реакций синтеза гелия имеют большое значение изотопы водорода – тритий и дейтерий.

Водород – основа химической технологии и энергетики будущего.

13

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2

ГАЛОГЕНЫ – Р-ЭЛЕМЕНТЫ VII ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

1.Цель работы

1.Изучить электронное строение и свойства элементов VII группы главной подгруппы А периодической системы Д.И.Менделеева.

2.На примере галогенов проанализировать вертикальную периодичность в таблице Д.И.Менделеева.

3.Познакомиться с энергетическими характеристиками атомов (энергия ионизации, энергия сродства атома к электрону, электроотрицательность).

4.Познакомиться с электронным строением молекул Cl2 ; HCl .

2.Контрольные вопросы

1.Какие степени окисления характерны для галогенов?

2.Описать внешний электронный слой атомов галогенов.

3.Что называют энергией ионизации атома?

4.Что называют электроотрицательностью элемента?

5.Какие реакции называются необратимыми? Привести пример.

6.Распространение галогенов в природе.

7.Физические свойства галогенов.

8.Приведите примеры реакций, демонстрирующих окислительные свойства галогенов.

9.Назовите и приведите формулы некоторых кислородсодержащих соединений галогенов.

10.Напишите реакции образования хлорноватистой кислоты и ее превращений в растворе.

11.Как изменяется сила кислот и их окислительные свойства в ряду: хлорноватистая кислота – хлористая – хлорноватая – хлорная?

3.Содержание работы и методические указания к ее выполнению

На «рабочем столе» ПК найдите значок программы «1С:Химия». После загрузки программы, найдите вкладку « Альбом» / «Галоге-

ны – р-элементы VII группы».

1.Изучить строение молекул Cl2 ; HCl .

1.1.Зарисовать атом хлора.

14

1.2.Зарисовать атом фтора.

1.3.Зарисовать структурную формулумолекулы Cl2 и еегеометрию.

1.4.Зарисовать структурную формулуи геометрию молекулы HCl .

2.Наблюдать проведение следующих опытов и записать уравнения реакций.

2.1.Взаимодействие хлорида натрия с серной кислотой. Выделяется хлороводород.

2.2.Взаимодействие нитрата серебра с хлоридом калия, бромидом калия, йодидом калия. Выпадают осадки солей серебра.

2.3.Взаимодействие бромида натрия с серной кислотой. Выделяется бромоводород и бром.

2.4.Взаимодействиеалюминия сйодом. Образуется йодид алюминия.

2.5.Взаимодействие брома и йодида калия.

2.6.Взаимодействие бромида свинца с йодидом калия. Образуется осадок йодида свинца.

2.7.Взаимодействие оксида меди (II) с соляной кислотой.

2.8.Взаимодействие бромида калия с броматом калия в кислой среде. Выделяется бром.

2.9.Взаимодействие брома со щелочью. Образуется бромид и бромат

натрия.

2.10.Взаимодействие перманганата калия с йодидом калия. Образует-

ся йод.

2.11.Взаимодействие перманганата калия с соляной кислотой. Выделяется хлор.

3.В каждой окислительно – восстановительной реакции проставить степени окисления и записать полуреакции окисления и восстановления.

4.Написать названия химических соединений, участвующих в реакциях.

Приложение

Элементы главной подгруппы А VII группы имеют групповое название «галогены», иначе «солеобразователи». К этим элементам относятся F – фтор, Cl– хлор, Br – бром, I– йод, At – астат.

Электронные формулы:

F – 1s2 2s2 2p5 (фтор);

Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (хлор);

15

Br – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 (бром);

I – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 (йод);

At - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p5 (астат).

Все свойства элементов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. В ряду элементов-аналогов электронные структуры сходны, но нетождественны.

У галогенов в их соединениях встречаются нечетные степени окисления от (-I) до (+VII), равной номеру группы. Только фтор имеет одну степень окисления (-I), так как является всегда акцептором элек-

16

Вследствие большой химической активности, галогены находятся в природе только в связанном состоянии (например, в виде солей галогеноводородных кислот).

Наиболее распространены в природе хлор (0,19%) и фтор (0,03%). Основные массы хлора и брома содержатся в водах океанов, морей и соляных озер. Бром, иод и астат – рассеянные элементы, не образующие своих минералов. Фтор содержится в минералах: флюорит (плавиковый шпат) CaF2 , криолит Na3 AlF6 , фторапатит 3Ca3 PO4 2 Ca F,Cl 2 .

Плавиковый шпат получил это название потому, что его прибавление к железным рудам приводит к образованию легкоплавких шлаков при выплавке чугуна. Флюорит – очень ценное сырье, но запасы этого минерала на исходе. Криолит («ледяной камень») богаче фтором, чем флюорит, но единственное на Земле месторождение криолита в Гренландии почти полностью исчерпано. Хлор входит в состав таких минералов, как галит NaCl, сильвин KCl , карналлит KCl MgCl2 6H2O . Морская вода – практически неисчерпаемый источник получения хлора и брома. Буровые воды нефтяных месторождений – основной промышленный источник иода и брома; содержание брома здесь достигает 0,01%, а иода – 0,003%. Существуют некоторые водоросли, которые накапливают в своих тканях иод, соединения которого в малых количествах имеются в морской воде. Зола этих водорослей служит сырьем для получения иода. Астат – один из самых редких на Земле элементов: в поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится около 70 мг астата.

Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек. Более значительные количества галогенов могут вызвать тяжелое отравление.

Фтор – светло-желтый газ (Т пл. -220ºС, Т кип. -188ºС), является наиболее активным простым веществом.

Хлор, бром и иод отличаются друг от друга по агрегатному состоянию: хлор – желто-зеленый газ, более чем в 2 раза тяжелее воздуха (Т пл. -101ºС, Т кип. -34ºС), бром – тяжелая буровато-коричневая жидкость (Т пл. -7ºС, Т кип.-59ºС), а иод – твердые черно-фиолетового цвета кристаллы, плавящиеся с частичной возгонкой при 114ºС (Т кип. расплава -186ºС).

Галогены сравнительно мало растворимы в воде. Один объем воды растворяет при комнатной температуре около 2,5 объемов хлора. Растворимость брома при 20ºС составляет около 3,5 г, а растворимость иода всего 0,02 г на 100 г воды.

Фтор неможет быть растворен в воде, так как энергичноразлагает ее: 17

2F2 2H2O 4HF O2

Значительно лучше, чем в воде, бром и иод растворяются в органических растворителях: сероуглероде, этиловом спирте, диэтиловом эфире, хлороформе, бензоле. Этим пользуются для извлечения брома и иода из водных растворов.

Свободные галогены проявляют чрезвычайно высокую химическую активность. Особенно быстро и с выделением большого количества теплоты протекают реакции соединения галогенов с металлами. Медь, олово, железо и многие другие металлы сгорают в хлоре, образуя соответствующие соли. Подобным же образом реагируют с металлами бром и иод. Во всех этих случаях галогены демонстрируют окислительные свойства:

2Na Cl2 2NaCl

Фтор взаимодействует практически со всеми другими простыми веществами, кроме He , Ne , Ar , проявляя свойства сильнейшего окислителя. Со многими неметаллами фтор взаимодействует на холоду; реакции протекают со взрывом или с образованием пламени:

Химическая активность галогенов уменьшается от фтора к астату, одновременно наблюдается усиление металлических свойств. Окислительные свойства наиболее сильны у фтора, хлора и брома. Проявляются они и при взаимодействии галогенов со сложными веществами:

1. При пропускании хлора через раствор хлорида железа (II) последний окисляется в хлорид железа (III), вследствие чего раствор из бледно-зеленого становится желтым:

2FeCl2 Cl2 2FeCl3

2. Если к желтоватому водному раствору иода добавить сероводородной воды (водный раствор H2S), то жидкость обесцвечивается и становится мутной от выделившейся серы:

H2S I2 S 2HI

Иод обладает окислительно-восстановительной двойственностью. Например, он является окислителем по отношению к H2S и SO2 ; восстано-

вительныесвойстваиод проявляет привзаимодействии с HNO3 и H2O2 .

18

3. При действии водного раствора брома на раствор сульфита натрия Na2SO3 происходит обесцвечивание раствора, так как бром

окисляет сульфит до сульфата натрия, а сам восстанавливается, превращаясь в бесцветный бромоводород. Реакция протекает при участии молекул воды и выражается уравнением:

Na2SO3 Br2 H2O Na2SO4 2HBr

Химическая активность фтора исключительно высока. Из простых веществ фтор непосредственно не реагирует только с кислородом, азотом и углеродом (в виде алмаза). Фтор очень энергично взаимодействует со сложными веществами, дажетакие устойчивые, как стекло (в видеваты):

Кислородсодержащие соединения галогенов. Из кислородсодержащих соединений галогенов наиболее устойчивы соли кислородных кислот, наименее – оксиды и кислоты. Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительную степень окисления, достигающую семи.

Кислородные соединения галогенов могут быть получены только косвенным путем.

Фторид кислорода OF2 можно получить пропусканием фтора в охлажденный 2% раствор NaOH:

2F2 2NaOH 2NaF H2O OF2

Фторид кислорода очень ядовит, проявляет сильные окислительные свойства.

Хлорноватистая кислота HOCl образуется в процессе гидролиза хлора:

Хлорноватистая кислота – очень слабая кислота (К = 5×10-8) и очень сильный окислитель.

Если в этой реакции принимает участие щелочь, то равновесие в системе сдвигается вправо; реакция практически доходит до конца:

HCl HOCl 2KOH KCl KOCl 2H2O

В растворе хлорноватистая кислота испытывает три различных типа превращений, которые протекают независимо друг от друга:

19

2HOCl 2HCl O2 (1) 2HOCl H2O Cl2O (2) 3HOCl 2HCl HClO3 (3)

Изменяя условия, можно добиться того, что реакция пройдет практически нацело по какому-нибудь одному направлению.

Реакция типа (3) особенно легко идет при нагревании. Поэтому, если пропускать хлор в горячий раствор гидроксида калия, то вместо KClO сразу получается KClO3 :

3Cl2 6KOH 5KCl KClO3 3H2O

Продуктами реакции являются хлорид калия и хлорат калия KClO3 - соль хлорноватой кислоты HClO3 . Поскольку хлорат калия

(или бертолетова соль) мало растворим в холодной воде, то при охлаждении раствора он выпадает в осадок.

При действии концентрированной серной кислоты на KClO3 выделяется желто-бурый газ с характерным запахом – диоксид хлора ClO2 . Это очень неустойчивое соединение; при взаимодействии его с раствором щелочи медленно протекает реакция:

2ClO2 2KOH KClO3 KClO2 H2O

с образованием солей двух кислот – хлорноватой HClO3 и хлористой

HClO2 . Хлористая кислота малоустойчива.

При осторожном нагревании хлората калия без катализатора его разложение протекает в основном согласно схеме:

4KClO3 3KClO4 KCl

Действием концентрированной серной кислоты на KClO4 может быть получена свободная хлорная кислота HClO4 (бесцветная, дымя-

щая на воздухе жидкость). Безводная HClO4 малоустойчива и иногда

взрывается при хранении; самая сильная из известных кислот. Характерно вытеснение более электроположительного галогена из

его соединений с металлами более электроотрицательным галогеном. Например, F2 вытесняет другие галогены из их галогенидов, а бром –

только иод из иодидов металлов: 2I Br2 I2 2Br . Это свойство галогенов обусловлено значениями их стандартных электродных по-

20