- •Тема: гідроген
- •Проста речовина
- •Лабораторна робота № 1 одержання та властивості гідрогену.
- •Контрольні питання
- •Тема: лужні метали
- •Лабораторна робота № 2 властивості лужних металів та їх сполук.
- •Контрольні питання
- •Тема: елементи іі-а групи
- •Лабораторна робота № 3 властивості магнію, лужноземельних металів та їх сполук
- •Лабораторна робота № 4 визначення жорсткості води.
- •Контрольні питання
- •Тема: елементи ііі – а групи
- •Лабораторна робота № 5 властивості алюмінію та його сполук.
- •Контрольні питання
- •Тема: елементи іv – а групи
- •Лабораторна робота № 6 властивості карбону, силіцію та їх сполук.
- •Контрольні питання
- •Лабораторна робота № 7 властивості стануму, плюмбуму та їх сполук.
- •Контрольні питання
- •Тема: елементи V – а групи
- •Лабораторна робота № 8 властивості нітрогену, фосфору та їх сполук.
- •Контрольні питання
- •Лабораторна робота № 9 розпізнавання нітратних та фосфорних добрив.
- •Контрольні питання
- •Тема: халькогени
- •Лабораторна робота № 10 властивості сульфуру та її сполук.
- •Контрольні питання
- •Тема: галогени
- •Лабораторна робота № 11 одержання та властивості галогенів.
- •Контрольні питання.
- •Лабораторна робота № 12 властивості галогеноводневих кислот. Якісні реакції на галоген-іони.
- •Контрольні питання.
- •Тема: елементи підгрупи хрому
- •Лабораторна робота № 13 властивості хрому та його сполук
- •Контрольні питання.
- •Тема: елементи підгрупи мангану
- •Лабораторна робота № 14 властивості мангану та його сполук
- •Контрольні питання
- •Тема: елементи родини феруму
- •Лабораторна робота № 15 властивості феруму та його сполук
- •Контрольні питання.
- •Тема: елементи підгрупи купруму
- •Лабораторна робота № 16 властивості купруму та його сполук
- •Контрольні питання.
- •Тема: елементи підгрупи цинку
- •Лабораторна робота № 17 властивості цинку та його сполук. Визначення іонів ртуті
- •Контрольні питання
- •Список рекомендованої літератури
Контрольні питання
Чим відрізняються алотропні та поліморфні модифікації Сульфуру?
________________________________________________________________________________________________________________________________________
Як змінюються відновні властивості оксидів в ряду: SO2 → SeO2 → TeO2 → PoO2?
____________________________________________________________________
В якому ступені окислення Сульфур може бути:
а) лише окисником ___________________________________________________
б) лише відновником__________________________________________________
Як змінюється потенціал іонізації та спорідненість до електрону в ряду S → Se → Te → Po?
____________________________________________________________________
Дати характеристику окисно-відновних властивостей сульфатної та сульфітної кислот.
________________________________________________________________________________________________________________________________________
Скласти рівняння гідролізу солей: сульфіду амонію, сульфіту натрію, сульфату калію.
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Чому у виробництві сульфатної кислоти для розчинення оксиду сульфуру (VI) використовують не воду, а сульфатну кислоту?
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Тема: галогени
|
r (A) |
I1, эВ |
Ea, эВ |
Э.О. |
Ступені окислення |
F |
0.72 |
17.4 |
3.45 |
4.0 |
-1 |
Cl |
0.99 |
13.0 |
3.61 |
2.85 |
-1,+1,+3,+5,+7 |
Br |
1.14 |
11.84 |
3.37 |
2.75 |
-“- |
I |
1.33 |
10.45 |
3.0 |
2.20 |
-“- |
Елементи флуор, Хлор, бром, йод і астат, що входять до VIIА групи, називають галогенами. Атоми галогенів мають по сім електронів на зовнішньому електронному рівні s2p5. Завдяки великій спорідненості до електрону, атоми галогенів легко приєднують один електрон перетворюючись у аніони. Негативний ступень окислення галогени мають лише в сполуках з Гідрогеном та металами. Від флуору до астату по мірі зростання радіусів атомів електронегативність галогенів зменшується, окисна активність нейтральних атомів ослаблюється. У йоду і астату з’являються металічні ознаки. В зв’язку з різною окисною активністю одні галогени витискують інші зі сполук з металами або Гідрогеном.
Флуор – найсильніший окисник, що взаємодіє навіть з інертними газами. Флуор розкладає воду при будь-якому рН. F2 + H2O ® HF + O2. Хлор слабо розкладає воду при рН=0, зі зростанням рН краще. Решта галогенів воду не розкладають. Водневі сполуки галогенів (галоводні) добре розчинні у воді і за властивостями їх водні розчини виявляються кислотами. Сила галоводневих кислот зростає по мірі зменшення електронегативності галогенів. Найбільш міцна флуороводнева кислота HF - за рахунок водневих зв’язків. HF не виявляє відновних властивостей, проте, решта – відновники.
Кисневі сполуки галогенів не стійки і їх отримують непрямим шляхом. В протилежність галоводням, міцність кисневих сполук галогенів зростає в ряду флуор – астат.
Хлор – жовто-зелений газ з різким запахом. Хлор приблизно в 2,5 рази важче за повітря. Розчинність Хлору у воді максимальна при температурі 8 С і складає 3,4 л Хлору в 1 л води. Розчин, що утворюється – Хлорна вода. Хімічний процес між Хлором та водою веде до утворення Хлорнуватистої та хлороводневої кислот. В зв’язку з нестійкістю Хлорнуватистої кислоти, через деякий час у розчині залишається лише Хлороводнева кислота та утворюється активний Оксиген.
В лабораторії Хлор отримують дією сильних окисників на концентровану Хлороводневу кислоту:
16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
Хлор реагує практично зі всіма металами та неметалами (за виключенням Нітрогену, Карбону).
Хлороводень може бути отриманий прямим синтезом, або при нагріванні концентрованої сульфатної кислоти з кристалічним сульфатом Натрію:
NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl↑
Хлороводень добре розчиняється у воді з утворенням хлороводневої кислоти. Ця кислота та її солі – хлориди можуть бути якісно визначені в реакції з нітратом срібла, коли випадає осад хлориду срібла.
Відомі також і кисневмісні кислоти Хлору:
Кислота |
HClO |
HClO2 |
HClO3 |
HClO4 |
Назва |
Хлорнуватиста |
Хлориста |
Хлорнувата |
Хлорна |
Солі |
гіпохлорити |
Хлорити |
Хлорати |
перХлорати |
|
Зростає сила кислот ® |
|||
|
¬ зростає окисна активність |
Хлорнуватиста кислота отримується як продукт гідролізу Хлору:
Cl2 + H2O = HClO + HCl
Гіпохлорити утворюються при пропусканні Хлору крізь холоді розчини лугів:
Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O – жавелева вода
Діючи Хлором на сухий гідроксид кальцію отримують Хлорне вапно:
2Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O
Хлориста кислота трохи сильніша за Хлорнуватисту кислоту, але поступається їй за окисною активністю. Хлорнувата кислота існує у вигляді водних розчинів і може вважатися сильною кислотою. Її солі – Хлорати утворюються при пропусканні Хлору крізь гарячий концентрований розчин гідроксиду лужного металу.
Хлорна кислота ще більш стійка і існує у вільному стані. За ступенем дисоціації – це сама сильна кислота. Солі – перхлорати – отримують обережним нагріванням Хлоратів (без каталізаторів):
4KClO3 = 3KClO4 + KCl
По мірі зростання ступеню окислення Хлору зростає стійкість та сила його кисневих кислот, проте їх окисна активність знижується.
Для брому характерні – HBrO (бромнуватиста кислота), HBrO3 (бромнувата), HBrO4 (бромна) – остання досить нестійка. Для йоду - HIO (йоднуватиста кислота) – амфотерна сполука:
HIO«H+ + IO-; HIO«I+ + OH-.