Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия элементов. Лабораторный практикум
.pdf
в) Р → РСl5 → Н3Р04 → NH4H2P04 → (NH4)2HP04 → HP03;
г) Р → Н3РО4 → Са3(РО4)2 → СаНРО4.
2. Допишите уравнения реакций, не изменяя коэффициентов левой
части:
а) 3Са(ОН)2 + 2Н3РО4 = ...
б) Са(ОН)2 + 2Н3Р04 = …
в) Са(ОН)2 + Н3Р04 = ...
г) Са3(РО4)2 + H2SO4 = ...
д) Са3(Р04)2 + Н3Р04 = ...
е) Са3(РО4)2 + 4Н3РО
= …
4
3. Обычно в туковой промышленности ценность удобрения
определяется содержанием в нем основного биогенного элемента.
Качество фосфорных удобрений выражается массовой долей P2O5,
выраженной в процентах. Определите ценность известных вам фосфорных
удобрений.
4. Какие массы фосфорита, содержащего 70% фосфата кальция, и
80%-ного раствора ортофосфорной кислоты надо взять для
приготовления 1600 г гидрофосфата кальция, если выход составляет 85%
от теоретически возможного?
5. Какого состава образуется соль и какова ее массовая доля в
растворе, если в 250 мл 25%-ного раствора гидроксида натрия (пл.1,28)
растворить весь оксид фосфора (V), полученный при сжигании в
кислороде 62 г фосфора?
6. Какова массовая доля соли в растворе, полученном сливанием 30
г 11,2%-го раствора гидроксида калия с 14,7 г 20%-го раствора
ортофосфорной кислоты?
ТЕМА 6. Элементы VI – А группы – халькогены. Кислород. Сера
В VI-А группу входят пять элементов: кислород, сера, селен, теллур
и полоний (полоний - радиоактивный элемент).
Это р-элементы VI группы периодической системы Д. И.
Менделеева. Они имеют групповое название — халькогены, что означает
«образующие руды».
51
8O 1s2 │2s2 2p
4
16S 1s22s2 2p6 │3s23p43d
0
34Se 1s22s2 2p63s2 3p6 │4s2 3d104p44d0
52Te 1s22s2 2p63s2 3p64s2 3d
10 4p6
│5s2 4d105p45d0
84Po 1s22s2 2p63s2 3p64s2 3d
валентные электроны
10 4p6 5s2 4d105p6
│6s2 4f
14 5d106p46d0
У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего
энергетического уровня ns2np4. Этим объясняется сходство их химических
свойств.
Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют
степень окисления — 2, а в соединениях с кислородом и другими
активными неметаллами — обычно + 4 и +6.
Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления,
равная номеру группы. Обычно кислород проявляет степень окисления ─2
и в соединениях со фтором +2, +1.
У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его
электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на
внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому
валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления — 2 и +2
(например, в Н2О и OF2). Таковы же валентность и степени окисления у
атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное
состояние (что имеет место при подводе энергии, например, при
нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3sэлектроны. Число неспаренных электронов, а следовательно, и валентность
в первом случае равны четырем (например, в SO2), а во втором — шести
(например, в SO3,). Четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы
— селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны
— 2, +2, +4 и +6.
Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают
формуле H2Э: Н.2О, H2S, H2Se, Н2Те. Они называются хальководородами.
При растворении их в воде образуются кислоты (формулы те же). Сила
этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что
объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений H2Э. Вода,
диссоциирующая на гидратированные ионы Н+ и ОН─, является
амфотерным электролитом.
Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с
кислородом типа ЭO2 и ЭO3. Им соответствуют кислоты типа H2ЭO3 и
H2ЭO4. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает.
52
Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа H2ЭO3 еще и
Состав
молекулы
Аллотропные модификации
t°
пл.
С
t°
кип.
С
О
O2 1) кислород - O
2
2) озон - O3
- 218,7
- 193
- 183
- 110
S
S8 (при t
комн
.)
S6 (500ºС)
S2 (1000ºС)
1) ромбическая < 95,6ºС
2) моноклиническая > 95,6ºС
3) аморфная.
112,8
444,6
Se
Sе8, Sе
∞
(при t
комн
.)
Sе2 (900ºС)
1) кристаллический (красный)
2) металлический (серый)
3) аморфный.
220,9
688
Te
Те
∞
(при t
комн.)
Те (>1400ºС)
1) металлический
2) аморфный
450
1390
Pо
1) α - модификация
2) β - модификация
254
962
восстановительные.
Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением
заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические
свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает
металлическим блеском и проводит электрический ток.
Физические свойства халькогенов. Таблица 6
Халькогены могут образовывать ковалентную полярную, ионную,
ковалентную неполярную химические связи.
С увеличением заряда ядра атома элемента увеличивается радиус
атома, увеличивается легкость отдачи валентных электронов (уменьшается
энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома),
уменьшается способность присоединять электрон к нейтральному атому.
Увеличение электроотрицательности от Те к О обуславливает увеличение
устойчивости соединений элементов со степенью окисления -2.
Соединения элементов со степенями окисления меньше +6 могут быть
окислены. Соединения элементов с минимальной степенью окисления (-2)
могут быть только восстановителями, а с максимальной степенью
окисления (+ 6, +2 для кислорода) - только окислителями.
53
Кислород имеет положительные степени окисления только в
соединениях с фтором, электроотрицательность которого больше. Это
фторид кислорода OF2 и фториддикислорода O2F2.
Получение кислорода:
1. Из воздуха.
2. Электролиз воды.
t°
3. 2KClO3 = 2KCl + 3O2↑;
t°
4. 2H2O2 = 2H2O + O2↑;
5. 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO
t°
+ O2↑.
2
Свойства О2
→Н2 t° H2 О
О
→ → S t° SО2
2
→Мe t° СaО; Li2O
→Me (кроме Li) Na
2O2
; K2O
(пероксиды)
2
(оксиды)…
→P t° P4O10 (P2O5)
→ N2 t° NO
→CS2 t° CO2 + SO2
→H2S (избыток О
→ H2S (недостаток О
→ SO
2
t°
SO3
каt
) H
2
) H
2
O + SO2
2
O + S ↓
2
54
Проверь себя.
Al2O3
H2O ZnO
CaO
Na2O
2 Na2O
горение O3
P4O
10.
горение CO
2 CO
O
t°
KMnO4
t°
SO2 SO
2
NO NO
2
3
t°
KClO3 горение
HgO
Ag2O кат. t°
H2O2 BaO
2
Напишите уравнения химических реакций
горения сложных веществ: аммиака,
этилового спирта, метана.
Лабораторная работа № 6
Опыт 1. Получение кислорода термическим разложением оксидов
1. Термическое разложение оксида марганца (IV)
Кислород образуется в результате внутримолекулярной
окислительно-восстановительной реакции:
t°
3МnО₂ = Mn3О4 + О₂↑ - 48 ккал
Мn+ 4 + 2е─ Мn
+2+
2
2Мn +4 + 2е─ 2Мn +3 2
2О
-2
─ 4е─ О₂0 1
Из 10 г оксида марганца (IV), получается примерно 420 мл
кислорода. Пробирку в этом случае нагревают до светло-красного каления.
55
Насыпьте в пробирку 2-3 г оксида марганца (IV), закрепите ее в
штативе. Нагрейте пробирку на спиртовке. Наличие образующегося
кислорода определите тлеющей лучинкой. Осторожно внесите ее в
пробирку. Тлеющая лучинка воспламеняется.
Опыт 2. Получение кислорода термическим разложением солей
А.. Термическое разложение хлората калия
В зависимости от температуры хлорат калия разлагается по-разному.
При нагревании его до t°350 °С он плавится (t°
= 308°C), а при t° 400°С
пл.
разлагается по уравнению:
t°
2 KClOз = KClO
+ KCl + О ₂↑
4
при умеренном нагревании:
4 KClOз = 3KClO
t°
+ KCl,
4
а при 400°С при более сильном нагревании эта реакция идет дальше:
KClO
t° > 400°C
KCl + 2О ₂↑
4
Чтобы избежать бурного разложения, из-за которого может лопнуть
пробирка, нагревание ведут осторожно. Когда хотят получить медленный ток
кислорода, хлорат калия разбавляют, смешивая его с сухой поваренной солью.
Поместите 1-2 г хлората калия в пробирку, добавьте поваренной соли
(хлорид натрия), перемешайте и нагрейте на спиртовке. Выделится кислород,
проверьте его наличие тлеющей лучинкой.
Б. Термическое разложение хлората калия в присутствии катализатора
В присутствии катализаторов (МnО₂, Fe₂Оз, CuО) хлорат калия легко и
полностью разлагается при более низкой температуре по уравнению:
t°
2 KClOз = 2KCl + 3 О₂ ↑.
При добавлении двуокиси марганца - КСlО3 разлагается при 150°С. Доля
добавляемой двуокиси марганца составляет от 5 до 100% от веса хлората
калия.
Пробирку с хлоратом калия и катализатором закройте пробкой с
газоотводной тру6кой, второй конец которой соедините с U-образной
установкой. Этот опыт проделывайте и с другим катализатором.
56
В. Получение кислорода путем нагревания хлората калия с двуокисью
марганца, хлората калия, двуокиси марганца
В первую пробирку насыпьте 1 г КClOз, во вторую 0,5 г КClOз и
0,5 г МnО₂ и в третью – 1 г МnО₂ . Установки аналогичны в предыдущем
опыте. Горелки подготовьте под пробирки так, чтобы они верхушкой
пламени нагревали находящееся в пробирке вещество. Вскоре из пробирки
со смесью хлората калия и двуокиси марганца начинает выделяться
кислород. Время начала нагревания засекают секундомером. Реакция
заканчивается еще до того, как кислород начнет выделяться в других
пробирках. Сравните время начала выделения кислорода в трех
пробирках.
Г. Термическое разложение нитрата натрия или калия
1 грамм нитрата натрия или калия нагрейте в пробирке. При t° 314°С
плавится нитрат натрия, а при t°339°С - нитрат калия. Разложение протекает
гораздо легче, если предупредить расплавление соли, смешав ее с
двуокисью марганца. Тлеющая лучинка воспламеняется.
t° t°
2 Na NOз = 2 Na NO₂ + О₂↑; 2КNOз = 2 KNO₂ + О₂ ↑.
Д. Термическое разложение перманганата калия
Термическое разложение перманганата калия проводите в сухой
пробирке с газоотводной трубкой.
Выделяется кислород, проверьте его
наличие тлеющей лучинкой. Тлеющая лучинка воспламеняется.
t°
2 KMnO4 = K₂MnO4 + Mn O₂ + O₂↑
Опыт 3. Получение кислорода разложением перекиси водорода в
присутствии катализатора двуокиси марганца
В стеклянный цилиндр налейте 10 мл 3 % раствора перекиси
водорода, добавьте немного тонко измельченного порошка двуокиси
марганца. Наблюдайте бурное выделение кислорода с образованием пены.
Напишите уравнение химической реакции.
Опыт 4. Получение кислорода окислением перекиси водорода
двуокисью марганца в кислой среде
В пробирку налейте 1-2 мл 3-5%-го раствора перекиси водорода,
подкисленного 15 %-м раствором H2SO
и добавьте немного двуокиси
4
марганца. Напишите уравнение химической реакции.
57
Опыт 5. Получение кислорода действием перманганата калия на
перекись водорода (в кислой, нейтральной и щелочной средах)
В первую пробирку налейте 1-2 мл 3-5%-й раствора перекиси
водорода и 1 мл 15% -ного раствора H₂ SO4 и по каплям добавьте 10
% раствор перманганата калия. Напишите уравнения химической реакции.
Во вторую пробирку налейте 1-2 мл 3 - 5%-го раствора перекиси
водорода и по каплям добавьте 10% раствор перманганата калия.
В третью пробирку налейте 1-2 мл 3 - 5%-го раствора перекиси
водорода и 1 мл 10% раствора гидроксида натрия и по каплям добавьте
10% раствор перманганата калия.
Что наблюдаете? Напишите уравнения химических реакций.
Опыт 6. Получение озона действием концентрированной серной
кислоты на перманганат калия
В фарфоровую чашку с небольшим количеством кристаллического
KMnO4 осторожно, не наклоняясь над чашкой, прилейте несколько капель
концентрированной H₂SO
4 .
Внесенный в атмосферу озона на кончике проволоки комок ваты,
смоченный спиртом, немедленно воспламеняется. Смоченная раствором
йодида калия накрахмаленная индикаторная бумага окрашивается озоном
в синий цвет.
Напишите уравнения химических реакций.
Задания для самопроверки
1. Что называется степенью окисления?
2. Что называется окислителем и восстановителем? Могут ли атомы в
высшей степени окисления быть восстановителям, а в низшей степени
окисления быть окислителями?
3. Расскажите о процессах окисления и восстановления, как влияет рН
раствора на процессы окисления и восстановления?
7. Расставьте коэффициенты и укажите восстановитель и окислитель в
следующих уравнениях:
а) Fе(ОН)2 + 02+ Н2О = Fe(ОН)3;
б) Fe + НNO3 = Fe(NО3)3 + NO + Н2О;
в) Fe + НNO3 =Fe2O3 + NO2 + Н2О;
г) А1+ Н2О + NaОН = Na3[А1(ОН)6] + Н2;
д) А1+ Н2О + NaОН = Na2[А1(ОН)5 (Н2О)] + Н2;
58
е) Cu + HNO3 = Cu (NO3)2 + NO + Н2О;
ж) Pt + HNO3 + HCl = H2PtCl6 + NO + Н2О;
З) Mg + HNO3 =Mg (NO3)2 + NH4NO3 + Н2О;
и) Аu + О2 + Н2О +КCN = К[Аu (СN)2] + КОН;
к) Zn + О2 + КОН + Н2О = К2[Zn (ОН)4];
л) HClO4 = Cl2 + O2 + H2O;
м) KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O;
н) K2Cr2O7 + KNO2 + HNO3 = Cr(NO3)3 + KNO3 + H2O;
о) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + H2O + O2;
п) As2O3 + Zn + HCl = AsH3 + ZnCl2 + H2O;
р) Pb + PbO2 + H2SO4 = PbSO4 + H2O;
с) AgNO3 +AsH3 + H2O = Ag + H3AsO4 +HNO3;
т) Cr2(SO4)3 + (NH4)2S2O8 + H2O = (NH4)2Cr2O7 + (NH4)2SO4 + H2SO4;
у) MnSO4 +NaBiO3 + HNO3 = Bi(NO3)3 + HMnO4 + Na2SO4 + NaNO3 + H2O;
ф) NaVO3 + Kl + H2SO4 = V2(SO4)3 + I2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O;
х) NH3 + O2 = NO2 + H2O;
ц) KCrO2 + Br2 +KOH = K2CrO4 + KBr + H2O;
ш) AsH3 + O2 = As2O3 + H2O.
Свойства серы
→H2 t ° H2S ;
S → →Мe t° Na2 S; (сульфиды)
→O
t° SO2 ;
2
→KOH t° K2S + K2 SO3 + H2O
→ K2 SO3 t° K2 S2O3
59
Свойства H2S
→ O2 t ° S + H2O
H
S → → O
2
→ Cl
(избыток) t ° SO2 + H2O
2
S + HCl
2
→ CuSO4 CuS↓ + H2 SO
→ SO2 S + H2O
→ Li Li2S + H2
→ Li2O Li2S + H2O
→ LiOH Li2S + H2O
Свойства SO2
→ O2 (кат.) t° SO
SO
→ → H2O H2SO
2
3
3
→ H2S S + H2O
→ Li
O Li2SO3
2
→ LiOH Li2SO3 + H2O
Серная кислота H2SO4 .
Качественная реакция на сульфат-ион SO
2─
:
4
Ba
2+
+ SO
2─
= BaSO4 ↓
4
4
60
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]