Опыт 6. Неустойчивость тиосульфата натрия в кислой среде

Внести в пробирку 5-6 капель раствора тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ и 3-4 капли 2 н серной кислоты.

Запись данных опыта. Отметить выпадение серы. По запаху определить, какой газ выделился. Привести графическую формулу тиосульфата натрия. Написать уравнение реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Указать окислитель и восстановитель.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1 В какой степени окисления сера может быть: а) только окислителем, б) только восстановителем, в) окислителем и восстановителем? Написать соответствующие электронные формулы. Привести примеры реакций.

2 Чем отличаются аллотропные видоизменения серы?

3 Какие вещества будут получаться при взаимодействии FeS: а) с хлороводородной кислотой, б) с концентрированной азотной? Написать соответствующие уравнения.

4 Написать графическую формулу тиосульфата натрия, указать степень окисления серы с этом соединении и объяснить его неустойчивость в кислой среде.

5 Почему сероводород проявляет только восстановительные свойства?

6 Можно ли в качестве осушителя для сероводорода, бромоводорода и иодоводорода применить концентрированную серную кислоту? Ответ мотивировать, написать соответствующие уравнения реакций.

7 Дописать уравнения реакций и расставить коэффициенты:

а) H₂S + HNO_3(конц) =

б) K₂Cr₂О₇ + Na₂S + H₂SO₄ = S + Cr₂(SO₄)₃ + ...

в) Na₂S₂О₃ + Zn + HCI (разб.) = S^2- + ...

г) H₂SO₃ + KMnO₄ = Mn²⁺ + ...

д) FeSO₄ + K₂S₂O₈ = Fe³⁺ + ...

8 Составить уравнение гидролиза следующих солей: (NH₄)₂S, Na₂SO₃, K₂SO₄. Какая из солей не подвержена гидролизу?

9 Почему в производстве серной кислоты для растворения оксида серы(VI) используют не воду, а серную кислоту?

Галогены

Галогены — фтор, хлор, бром, иод — расположены в главной подгруппе седьмой группы периодической системы элементов. В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по семь электронов (s²p⁵), и они могут присоединять один электрон, прев­ращаясь в отрицательные ионы I . Отрицательную степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления +1. +3, +5, +7. Это объясняется электронным строением атомов. Атом фтора имеет следующее электронное строение:

F 1s²2s²2p⁵.

Не имея d-подуровня и являясь наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-подуровень, поэтому фтор бывает одновалентным, а степень его окисления всегда -1.

Электронное строение атома хлора отличается от рассмотренного атома фтора:

Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵.

У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне, и хлор в невозбужденном состоянии одновалентен. В возбужденном состоянии электроны с 3s-и Зр-подуровней переходят на Зd-подуровень, и валентность у хлора и его аналогов, кроме фтора, может быть + 1, +3, +5, +7. Различие в электронном строении атомов является причиной ряда особенностей в физических и химических свойствах фтора по сравнению с остальными галогенами. Так, фтороводородная кислота HF — слабая кислота; НС1, HBr, HI — сильные кислоты, причем сила их возрастает с ростом положительного заряда ядра атома галогена. Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду AgCl, AgBr, Agl; в отличие от них AgF хорошо растворим в воде.

Галогены являются энергичными окислителями, например:

C1₂ + H₂S = 2HC1 + S ..

Окислительная способность их уменьшается при переходе от фтора к иоду вследствие возрастания радиуса атома. Более активные галогены вытесняют менее активные, например:

2I^- + Cl₂ = I₂ + 1Cl^-.

Фтор при обычной температуре и давлении представляет собой газ светло-желтого цвета, обладаю­щий резким раздражающим запахом. Он очень ядовит, вызывает воспаление слизистых оболочек и сильные ожоги кожи.

Получают фтор электролизом расплава фторида кальция — основного природного соединения фтора.

Фтор — самый активный неметалл, при обычных условиях энергично разлагает воду:

2F₂ + 2H₂O=4HF + O₂.

С водородом фтор образует фтороводород — ядовитый газ с резким запахом. Раствор фтороводорода в воде образует фтороводородную кислоту, техническое название ее плавиковая кислота.

Хлор — желто-зеленый газ с резким запахом, ядовитый, поражает дыхательные пути. Предельно до­пустимой концентрацией хлора в воздухе считается 0,001 мг/л, высокая концентрация вызывает тяжелые заболевания. Поэтому опыты получения или изучения свойств хлора проводят под тягой. Хлор приблизительно в 2,5 раза тяжелее воздуха.

Кипит хлор при температуре -34 °С, жидкий хлор имеет желтый цвет, при его охлаждении образуется твердая масса желтого цвета. Растворимость хлора в воде при температуре 8 °С максимальная, она составляет 3,4 л хлора в 1 л воды. Получаемый раствор — желто-зеленого цвета. Называется хлорной водой.

Физический процесс растворения сводится к простой гидратации молекул хлора. Образованный при обычной температуре гидрат хлора имеет формулу С1₂^.8Н₂О. Химический процесс взаимодействия между хлором и водой ведет к образованию хлорноватистой и хлороводородной кислот. Свежеприготовленный раствор хлора в воде содержит в своем составе СI₂, НСI, НСIО. Ввиду неустойчивости хлорноватистой кислоты (НСIО = НСI + '/₂О₂), через некоторое время в растворе остается только НСI. Разложение хлорной воды ускоряется при повышении температуры, под действием ультрафиолетовых лучей, в присутствии активных восстановителей. Поэтому хранят ее в холодном месте, в темных, герметично закрытых склянках.

Хлорная вода обесцвечивает красители, что обусловлено наличием атомарного кислорода, образующегося при взаимодействии хлора с водой:

Cl₂ + H₂O HCl + HCIO; НСIO НС1 + О.

В промышленности хлор получают электролизом поваренной соли.

В химическом отношении хлор является очень активным элементом, но менее активным, чем фтор. Хлор соединяется почти со всеми элементами. Исключение составляют кислород, азот и углерод, соединения которых с хлором могут быть получены лишь косвенным путем. Особенно энергично хлор реагирует с металлами. Так, расплавленный металлический натрий сгорает в хлоре ослепительно ярким светом, образуя хлорид натрия. Медь, железо, олово и другие металлы, предварительно нагретые, также горят в хлоре, образуя соответствующие соли.

С водородом хлор образует хлороводород. Его получают прямым синтезом (H₂ + CI₂ = 2HCl) или при нагревании концентрированной серной кислоты с кристаллическим хлоридом натрия:

NaCI + H₂SO₄ = NaHSO₄ + НСI .

Это бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана, сильно раздражает дыхательные пути, хорошо растворяется в воде.

Хлороводородная кислота относится к сильным кислотам, для нее характерны все реакции кислот: окрашивание индикаторами, взаимодействие с метал­лами, оксидами металлов, гидроксидами, солями.

Соли хлороводородной кислоты — хлориды. По растворимости они делятся на растворимые и малорастворимые. К растворимым относят хлориды щелоч­ных и щелочноземельных металлов, хлориды цинка, меди, кобальта, железа(III). К малорастворимым — хлориды серебра, свинца, ртути и др.

Известны и кислородные соединения хлора, некоторые из них имеют практическое применение, такие, как КClО₃, СаОСl₂, NaClO и др.

Хлорноватистая кислота НСlО в свободном состоянии неизвестна, она существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Разложение ее ускоряется под влиянием нагревания, света, в присутствии катализаторов.

При пропускании хлора в раствор щелочи, нагретый до 100 °С, образуются хлораты — соли хлорноватой кислоты НСlО₃:

3Сl₂ + 6КОН=ЗКСl + ЗКСlO+2Н₂О,

3КСlO = КСlОз + 2КСl.

Суммируем:

3СI₂ + 6КОН = 5КСI + КСIО₃ + ЗН₂О.

При нагревании до 400 °С в присутствии катализатора из хлоратов образуются перхлораты — соли хлорной кислоты НСIO₄.

4КСIOз = ЗКСIO₄ + КС1.

В водных растворах хлорная кислота — самая устойчивая из всех кислородных кислот хлора; она же является и самой сильной кислотой. Безводная хлорная кислота дымит на воздухе, при нагревании взрывается.

Бром — красно-бурая тяжелая жидкость. Бром обладает резким, неприятным запахом, ядовит. При 20 °С в 1 л воды растворяется 35,5 г брома, при этом образуется бромная вода, являющаяся смесью гидрата Вг₂ 8Н₂O и кислот НВгО и НВг. Бром лучше растворяется в органических растворителях, например в сероуглероде CS₂, хлороформе СНСI₃, этиловом эфире (C₂H₅)₂O, бензоле С₆Н₆, бензине, керосине, чем в воде.

Иод представляет собой твердое вещество, образующее ромбические кристаллы в виде чешуек темно-серого цвета с металлическим блеском; пары иода имеют фиолетовую окраску. Иод обладает характерным неприятным запахом. Иод плохо растворяется в воде, в 1 л воды при 20 °С растворяется 0,3 г иода.

В качестве индикатора для определения иодида применяют раствор крахмала. С крахмалом иод образует адсорбционные окрашенные соединения синего цвета, окраска которых исчезает при нагревании до 80 °С. Эта реакция настолько чувствительна, что дает возможность обнаруживать даже следовые количества иода.

Подобно брому, иод также хорошо растворяется в органических растворителях. В растворителях, которые содержат в своем составе кислород, например Н₂О, СНзОН, С₂Н₅ОН, (С₂Н₅)₂О, (СНз)₂СО и др., иод растворяется, образуя коричневый раствор. Эта окраска раствора указывает на образование сольватов. В растворителях, которые не содержат кислорода (например, СНСI₃, CS₂, ССI₄, бензин и др.), иод растворяется, образуя растворы, окрашенные в фиолетовый цвет. Цвет иода в этих растворителях объясняется молекулярным состоянием его в растворах.

Бром и иод непосредственно соединяются со многими металлами и некоторыми неметаллами. Галогеноводороды НВг и HI — газообразные соединения, водные растворы которых являются кислотами, причем сила их возрастает с ростом положительного заряда ядра атома.

Бром и иод в свободном состоянии получаются путем окисления НВг и HI и их солей различными окислителями. Бромоводород и иодоводород могут быть получены, как и хлороводород, при действии серной кислоты на их соли. Большинство солей НВг и HI хорошо растворимы в воде. Малорастворимы соли AgBr, AgI, HgI₂. Галогениды серебра AgCI и AgBr растворяются в растворе аммиака вследствие комплексообразования:

AgCl+2NH₃=[Ag(NH₃)₂]Cl.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: