Министерство сельского хозяйства и

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И

ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ

ГЛАВНОЕ УПРАВЛЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ,

НАУКИ И КАДРОВ

КАФЕДРА ХИМИИ

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Гродно 2006

Рецензент: Тараненко Т.В., старший преподаватель.

Утверждены на заседании методической комиссии факультета защиты растений УО «Гродненский государственный аграрный университет» (Протокол № 5 от 29 марта 2006г.)
Содержание:

Стр.
	р-элементы VII группы……………………………......	4
	р-элементы VI группы………………………………...	8
	р-элементы V группы………………………………….	14
	р-элементы III-A группы……………………………...	20
	р-элементы IV-A группы……………………………...	25
	s-элементы I A-II A групп…………………………….	28
	d-элементы VIII-B группы…………………………….	33
	d-элементы VII-В группы……………………………..	42
	d-элементы II-В группы……………………………….	48
	d-элементы I -В группы……………………………….	51

Лабораторная работа № 1.

р-Элементы VII группы
1. Получение галогенов.
Опыт №1. Получение хлора.

К нескольким кристаллам перманганата калия добавить концентрированный раствор НCl и осторожно нагреть.

Что происходит? Написать уравнения реакции. Отметить цвет газа.
Опыт №2. Получение Br₂ или I₂.

В сухую пробирку поместить 2-4 капли кристалла KBr (KI) и столько же MnO₂. К смеси прилейте несколько капель концентрированного раствора H₂SO₄ и слегка подогрейте. Написать уравнение.

Отметить выделение и цвет брома и йода в газообразном состоянии.

Примечание:

В связи с токсичностью галогенов в пробирки с остатками реагентов внести по 3-5 капель раствора тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃) и сразу же их вылить.

К 3-4 каплям раствора иодида калия добавьте такой же объем бромной воды. Следует избегать избытка бромной воды, чтобы иметь уверенность в том, что весь бром прореагировал с иодидом калия.

Что наблюдается? Написать уравнения реакции.
Опыт №4. Окисление сульфата железа (II).

В две пробирки раздельно внести по 3-5 капель бромной и йодной воды. Добавить в каждую пробирку по 1-2 кристалла FeSO₄ или соли Мора

(NH₄)₂SO₄*FeSO₄*6H₂O.

Что наблюдалось? Написать уравнение протекающей реакции.

В каком случае реакция окисления Fe²⁺-иона не протекала? Напишите значения стандартных электродных потенциалов систем Cl₂ / 2CI ^-, Br₂ / 2Br ^-, I₂ / 2I^-, Fe³⁺ / Fe²⁺. Укажите, в каком случае реакция окисления FeSO₄ невозможна.
Опыт №5. Окисление сульфита натрия.

К раствору Na₂SO₃ по каплям прилейте иодную воду. Объясните обесцвечивание раствора. Напишите уравнение реакции. Объясните, как меняется окислительная способность галогенов.

В три пробирки раздельно внести по 2-3 микрошпателя хлорида, бромида, иодида калия или натрия и по 2-3 капли концентрированного H₂SO₄ раствора (р=1,84 г/см³). Наблюдать в начале реакции выделение белого дыма в каждой пробирке. Какие вещества образуются? Отметьте последующее появление бурых паров брома и иода в соответствующих пробирках. По запаху (осторожно!) определить выделение SO₂ во второй пробирке, и H₂S – в третьей пробирке.

Написать уравнения реакций:

1. 
   реакция обмена;
   
2. 
   реакция восстановления избытка H₂SO₄ бромоводородом и иодоводородом.
   

HF HCl HBr HI. Почему?

В три пробирки внести по 2-4 капли дихромата калия, подкисленного 2н H₂SO₄ (1-2 капли). Добавить по 2-3 капли в первую пробирку раствора калий иодида, во вторую – столько же бромида и в третью – хлорида натрия. Растворы перемешать чистой стеклянной палочкой. В каком случае восстановление дихромата не произошло?

Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что K₂Cr₂O₇,

восстанавливаясь, переходит в сульфит хрома (III). Как изменялась при этом степень окисления соответствующих галогенов?

Проделать опыт, аналогичный опыту №2, заменив раствор дихромата калия раствором FeCl₃.

Что наблюдали? В каком случае произошло восстановление FeCl₃ и соответственно окисление галогена? Как изменяется восстановительная способность отрицательных ионов галогенов? Согласуются ли результаты опытов 2 и 3 с относительными значениями стандартных электродный потенциалов соответствующих окислительно- восстановительных систем?
4. Окислительно-восстановительное

диспропорционирование.

Налить в пробирку 1 мл бромной воды и добавить раствор NaOH до обесцвечивания раствора. Написать уравнение реакции.

Образование осадков AgCl, AgBr, AgI является качественной реакцией на ионы галогенов.

Получить указанные вещества реакцией обмена. Необходимые растворы солей брать в количестве 4-5 капель. К полученным осадкам добавить по 2-3 капли 2н раствора HNO₃. Наблюдается ли их растворение? Написать уравнения реакций в ионной и молекулярной форме. Отметить цвета осадков и результат действия на них азотной кислоты.

Контрольные вопросы

по теме "р-Элементы VII группы"

1. 
   Почему фтор не обладает переменной валентностью?
   

2. 
   Почему сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением порядкового номера галогена?
   

3. 
   Как изменяются окислительные свойства кислоросодержащих кислот галогенов?
   

4. 
   Написать уравнения взаимодействия хлора со щелочью на холоде и при нагревании.
   

5. 
   Как изменяется прочность химической связи в ряду HF, HCl, HBr, HI? Чем это объясняется?
   

6. 
   Дописать следующие уравнения и представить соответствующие коэффициенты:
   

б) K₂Cr₂O₇+KI+H₂SO₄ I₂+Cr ₂(SO₄)₃+...;

в) KСlO₃+MnO₂+KOH K₂MnO₄+KCl+...;

г) KIO₃+KI+H₂SO₄ I₂+...;

д) Ca (OH)₂+Cl_{2 .}...
7. В каких сосудах хранят водный раствор фтороводорода? Как называют этот раствор?
8. Как изменяются в ряду кислот НCIO – HClO₂–HClO₃–HClO₄

а) устойчивость

б) окислительные свойства

в) кислотные свойства

9. 
   Почему из всех галогенов только иод образует многоосновные кислородсодержащие кислоты? Указать тип гибридизации АО галогенов в кислородсодержащих кислотах в высшей степени окисления галогенов.
   

Поместите в пробирку 0,5 г KMnO₄. Закрепите пробирку в держателе. Подогрейте ее пламенем горелки. Внесите в пробирку тлеющую лучинку и убедитесь в выделении кислорода. После окончания опыта и охлаждения пробирки налейте в нее 30-40 капель воды. Тщательно перемешайте содержимое. Наблюдайте цвет образовавшихся веществ.

Составьте уравнения реакции. Объясните наблюдаемые явления.
Опыт №2. Получение кислорода из пероксида водорода.

Налейте в пробирку 20-30 капель 10% раствора пероксида водорода. Закрепите пробирку в держателе. Подогрейте ее в пламени горелки. На кончике шпателя добавьте в пробирку оксид марганца (IV) MnO₂, внесите в пробирку тлеющую лучинку и убедитесь в выделении кислорода. Напишите уравнение реакции.

свойства пероксида водорода.

К раствору иодида калия, подкисленного равным объемом серной кислоты, прилейте раствор пероксида водорода.

Объясните образование осадка. Составьте уравнение.
Опыт №4. Взаимодействие сульфата железа (II) с пероксидом водорода.

В пробирку налить небольшое количество раствора FeSO₄ и несколько капель H₂SO₄. Добавить по каплям пероксид водорода. Перемешать. Отметить цвет, написать уравнение реакции и методом полуреакций расставить коэффициенты.

Затем доказать присутствие иона, Fe³⁺ в полученном растворе. Записать уравнение реакции.

Опыт №6. Взаимодействие пероксида водорода с перманганатом калия.

К раствору KMnO₄ (0,1н раствор) подкисленному серной кислотой (2н раствор), понемногу помешивая добавить пероксид водорода (30%).

Что наблюдается? Написать уравнение и методом полуреакций расставить коэффициенты.
Опыт №7. Окисление пероксидом водорода сульфида свинца в сульфат свинца.

В пробирку поместите 2-3 капли раствора Pb (NO₃)₂, 2-3 капли раствора (NH₄)₂S и 2-3 капли Н₂О₂ до превращения черного осадка в белый. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионно-элекронной формах.