Автономова Е.Н. и др. Учебно-лабораторный практикум по курсу Химия
Подождите немного. Документ загружается.
Из простых веществ VA-группы только газообразный азот не реаги-
рует с азотной кислотой. Твердые фосфор и мышьяк окисляются ею до
Н
3
РО
4
и H
3
AsO
4
, сурьма реагирует с концентрированной и разбавленной
HNO
3
, образуя соответственно Sb
2
O
5
· nН
2
О и Sb
2
O
3
· nН
2
О. Висмут взаимо-
действует только с разбавленной HNO
3
, образуя Bi(NO
3
)
3
, в то время как
концентрированная азотная кислота его пассивирует. В ряду стандартных
электродных потенциалов висмут стоит правее водорода, поэтому с кисло-
тами, чьи анионы не проявляют окислительные свойства, не реагирует.
Азот образует несколько водородных соединений: аммиак NН
3
, гид-
разин N
2
H
4
, гидроксиламин NH
2
OH и азидоводород HN
3
; кроме NH
3
, все
они термически малоустойчивы.
При растворении в воде аммиак присоединяет молекулу воды с об-
разованием NH
3
· Н
2
О. Гидрат аммиака (устаревшее название – «гидроксид
аммония») в водной среде является слабым основанием:
NH
3
· Н
2
О ↔ NH
4
+
+ OH
–
,
поэтому соли аммония в растворе подвергаются гидролизу (среда кислая):
NH
4
+
+ H
2
O ↔ NH
3
· Н
2
О + H
+
.
Аммиак с солями различных металлов образует комплексные соеди-
нения – аммиакаты, например [Ag(NH
3
)
2
]NO
3
.
Водородное соединение фосфора РН
3
(фосфин) образуется при
необратимом гидролизе фосфидов (например, Zn
3
P
2
), разложении солей
фосфония или в реакции диспропорционирования фосфора в щелочной сре-
де:
Zn
3
P
2
+ 6H
2
O = 3Zn(OH)
2
+ 2PH
3
;
PH
4
I + NaOH = PH
3
+ NaI + H
2
O,
P
4
+ 3 NaOH + 3 H
2
O = 3 Na(PH
2
O
2
) + PH
3
.
Кислородные соединения азота существуют для всех его положи-
тельных степеней окисления от +1 до +5.
Азотистая кислота HNO
2
в водном растворе является слабым элек-
тролитом; в чистом виде не получена. Азотистая кислота и ее соли – нит-
риты – содержат атомы азота в промежуточной степени окисления +3,
поэтому в окислительно-восстановительных реакциях могут играть роль
как окислителя, например,
2 KNO
2
+ 2 KI + 2 H
2
SO
4
= 2 NO + I
2
+ 2 K
2
SO
4
+ 2 H
2
O,
так и восстановителя, например,
5 KNO
2
+ 2 KMnO
4
+ 3 H
2
SO
4
= 5 KNO
3
+ K
2
SO
4
+ 2 MnSO
4
+ 3 H
2
O.
Окислительно-восстановительные свойства нитритов значительно
сильнее проявляются в кислой среде.
Азотная кислота HNО
3
в водном растворе – сильный электролит.
Концентрированная – типичный окислитель, восстанавливается до NO
2
:
Сu + 4 HNO
3
= Cu(NO
3
)
2
+ 2 NO
2
+ 2 H
2
O.
81
По мере разбавления HNO
3
, участвующей в окислительно-восстано-
вительных реакциях, доля продуктов ее восстановления с более низкими
степенями окисления (NO, N
2
О, N
2
, NH
4
+
и др.) возрастает:
10 HNO
3
(разб.) + 4 Mg = 4 Mg(NO
3
)
2
+ N
2
O + 5 H
2
O;
10 HNO
3
(oч. разб.) + 4 Mg = 4 Mg(NO
3
)
2
+ NH
4
NO
3
+ 3 H
2
O.
На состав продуктов восстановления HNO
3
влияет также и сила
восстановителя: чем она выше, тем более полно протекает восстановление:
3 Ag + 4 HNO
3
(разб) = 3 AgNO
3
+ NO + 2 H
2
O;
10 Al + 36 HNO
3
(разб) = 10 Al(NO
3
)
3
+ 3 N
2
+ 18 H
2
O.
Соли азотной кислоты – нитраты – термически неустойчивы и при
нагревании разлагаются. Нитраты активных металлов (расположенных в
ряду стандартных электродных потенциалов слева до Mg), кроме лития,
образуют соответствующий нитрит и выделяют кислород:
2 KNO
3
= 2 KNO
2
+ O
2
.
Нитраты металлов, расположенных в этом ряду от Mg до Сu, а также
Li переходят в соответствующий оксид и образуют NO
2
и О
2
:
2 Cu(NO
3
)
2
= 2 CuO + 4 NO
2
+ O
2
.
Нитраты благородных металлов (расположены в ряду стандартных
электродных потенциалов справа от Cu) дают свободный металл, NO
2
и O
2
:
2 AgNO
3
= 2 Ag + 2 NO
2
+ O
2
.
При сплавлении все нитраты проявляют окислительные свойства:
10 NaNO
3
+ P
4
= 10 NaNO
2
+ 2 P
2
O
5
.
Фосфор при степени окисления +1 образует слабую одноосновную
фосфиновую кислоту HО–РH
2
=О, а при степени окисления +3 – слабую
двухосновную фосфоновую кислоту (НО)
2
РН=О. Обе кислоты и их соли
являются восстановителями.
Фосфор в степени окисления +5 образует гигроскопичный декаоксид
тетрафосфора Р
4
О
10
, который, постепенно присоединяя воду, переходит в
кислоты: полиметафосфорные (НРО
3
)
х
, дифосфорную Н
4
Р
2
О
7
и орто-
фосфорную Н
3
РО
4
. Все кислоты фосфора (V) в водном растворе – слабые
электролиты. Для ортофосфорной кислоты известны средние и кислые
соли: М
3
РО
4
– ортофосфаты, М
2
НРО
4
– гидроортофосфаты и МН
2
РО
4
– ди-
гидроортофосфаты. Большинство ортофосфатов малорастворимы в воде;
растворы ортофосфатов и гидроортофосфатов щелочных металлов имеют
рН > 7, тогда как рН растворов дигидроортофосфатов < 7:
PO
4
3–
+ H
2
O ↔ HPO
4
2–
+ OH
–
;
H
2
PO
4
–
↔ HPO
4
2–
+ H
+
.
Фосфорные кислоты и их соли содержат фосфор в устойчивой степе-
ни окисления +5 и окислительными свойствами не обладают.
82
9.2.4. Элементы VIA-группы
Элементы кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро со-
ставляют VIA-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Группо-
вое название этих элементов – халькогены, хотя кислород часто рассматри-
вают отдельно. Валентный уровень атомов отвечает электронной формуле
ns
2
np
4
. Кислород – второй по электроотрицательности элемент (после наи-
более электроотрицательного фтора). Его устойчивая степень окисления
–2; положительная степень окисления у кислорода проявляется только в
соединениях с фтором. Остальные элементы VIA-группы (кроме Ро) про-
являют в соединениях степени окисления –2, +4 и +6, причем для серы
устойчива степень окисления +6, а для остальных элементов +4. Степень
окисления полония в соединениях +2. Судя по значениям электроотрица-
тельности, О и S – неметаллы, Se, Те и Ро – амфотерные элементы с преоб-
ладанием неметаллических (Se, Те) или металлических свойств (Ро).
Термическая устойчивость водородных соединений элементов VIA-
группы в ряду Н
2
О – H
2
S – H
2
Se – Н
2
Те падает; восстановительные свой-
ства этих соединений возрастают. В водном растворе сероводород, селено-
водород и теллуроводород – слабые двухосновные кислоты.
Восстановительные свойства кислородных соединений серы, селена и
теллура в степени окисления +4 понижаются с ростом порядкового номера
элемента (например, SO
2
– более сильный восстановитель, чем SеО
2
). В ка-
честве гидроксидов кислотным оксидам ЭО
2
отвечают SO
2
· nН
2
О, Н
2
SеО
3
и
Н
2
ТеО
3
, которые в водном растворе являются слабыми кислотами. Кисло-
родные соединения серы, селена и теллура в степени окисления +6 ЭО
3
и
отвечающие им кислоты Н
2
SO
4
, H
2
SeO
4
и H
6
TeO
6
проявляют окислитель-
ные свойства, причем самые сильные окислители – соединения селена.
Простые вещества элементов VIA-группы (кроме Ро) при обычных
условиях не реагируют с водой и кислотами, проявляющими окислитель-
ные свойства только за счет ионов водорода (HCl, HBr, HI и т.п.). Полоний
же этими кислотами легко переводится в раствор:
Po + 2 HCl = PoCl
2
+ H
2
.
В щелочной среде сера, селен и теллур склонны к диспропорционированию:
3 S + 6 NaOH = 2 Na
2
S + Na
2
SO
3
+ 3 H
2
O.
Кислород известен в двух аллотропных формах: О
2
и О
3
(озон). Водо-
родные соединения кислорода – это вода Н
2
О и пероксид водорода Н
2
О
2
.
В молекуле пероксида водорода имеется ковалентная связь О–О, а степень
окисления кислорода равна –1.
Вода является слабым электролитом, лишь в незначительной мере
диссоциирующим с образованием гидроксид-ионов ОН
–
и ионов гидроксо-
ния H
3
O
+
. Многие аномальные физико-химические свойства воды и льда
83
обусловлены образованием водородных связей. По химическим свойствам
вода – довольно активное вещество, реагирующее со многими металлами и
некоторыми неметаллами.
Жидкий пероксид водорода малоустойчив. Он заметно разлагается
даже при комнатной температуре, а в присутствии катализатора (напри-
мер, МnО
2
) эта реакция протекает необратимо:
2 H
2
O
2
= 2 H
2
O + O
2
.
Благодаря промежуточной степени окисления атома кислорода (–1),
в водном растворе пероксид водорода проявляет как окислительные
H
2
O
2
+ 2 KI = I
2
+ 2 KOH,
так и восстановительные свойства
5 H
2
O
2
+ 2 KMnO
4
+ 3 H
2
SO
4
= 5 O
2
+ K
2
SO
4
+ 2 MnSO
4
+ 8 H
2
O,
причем окислительные свойства Н
2
О
2
выражены сильнее.
Сера имеет ряд аллотропных модификаций (например, ромбическая
и моноклинная сера, содержащие молекулы S
8
); при быстром охлаждении
расплава образуется пластическая сера с полимерными молекулами S
х
.
Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой химической активно-
стью. Она реагирует при нагревании с галогенами, кислородом, углеродом
и другими неметаллами, а также с металлами. Концентрированная азотная
кислота окисляет серу до серной кислоты:
S + 6 HNO
3
= H
2
SO
4
+ 6 NO
2
+ 2 H
2
O.
Водородные соединения серы – сульфаны состава H
2
S
n
(n = 1…8),
молекулы которых (как и полисульфидные ионы S
n
2–
) содержат цепи
–S–S–… Исключением является только молекула сероводорода H
2
S.
Сероводород растворим в воде (сероводородная вода). Растворы Н
2
S
представляют собой слабую двухосновную кислоту (рН < 7). Вследствие
гидролиза растворы сульфидов и гидросульфидов щелочных и щелочнозе-
мельных металлов имеют рН > 7:
S
2–
+ H
2
O ↔ HS
–
+ OH
–
;
HS
–
+ H
2
O ↔ H
2
S + OH
–
.
Сероводород и сульфиды содержат атомы серы в низшей степени
окисления –2, поэтому являются сильными восстановителями.
Диоксид серы (оксид серы (IV)) SO
2
является промежуточным про-
дуктом в производстве серной кислоты. В лаборатории его получают обра-
боткой твердых сульфитов концентрированной серной кислотой:
Na
2
SO
3
+ 2 H
2
SO
4
= 2 NaHSO
4
+ SO
2
+ H
2
O.
Взаимодействие диоксида серы со щелочами приводит к образова-
нию средних и кислых солей – сульфитов и гидросульфитов:
2 NaOH + SO
2
= Na
2
SO
3
+ H
2
O;
NaOH + SO
2
= NaHSO
3
.
84
Сульфиты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в
воде, сульфиты остальных металлов малорастворимы. Вследствие гидро-
лиза растворы сульфитов имеют рН > 7:
SO
3
2–
+ H
2
O ↔ HSO
3
–
+ OH
–
,
тогда как рН растворов гидросульфитов < 7 (гидросульфит-ион – амфолит
с преобладанием кислотных свойств HSO
3
–
↔ SO
3
2–
+ H
+
).
Диоксид серы и сульфит-ион обладают ярко выраженными восстано-
вительными свойствами:
SO
2
+ Cl
2
+ 2H
2
O = 2HCl + H
2
SO
4
;
2 Na
2
SO
3
+ O
2
= 2 Na
2
SO
4
.
Окислительные свойства SO
2
и SO
3
2–
проявляются, например, в реак-
циях с сероводородом:
SO
2
+ 2 H
2
S = 3 S + 2 H
2
O.
Серная кислота в разбавленном растворе практически полностью
подвергается диссоциации как сильная двухосновная кислота. Растворы
сульфатов нейтральны, а гидросульфатов – имеют кислую реакцию среды
(вследствие диссоциации ионов НSО
4
–
). В разбавленной серной кислоте
окислителем являются катионы водорода Н
+
. Концентрированная кислота
проявляет окислительные свойства за счет серы в степени окисления +6. В
зависимости от силы восстановителя продукты реакции могут различаться:
Cu + 2 H
2
SO
4
(конц) = CuSO
4
+ SO
2
+ 2 H
2
O;
3 Zn + 4 H
2
SO
4
(конц) = 3 ZnSO
4
+ S + 4 H
2
O;
4 Mg + 5 H
2
SO
4
(конц) = 4 MgSO
4
+ H
2
S + 4 H
2
O.
При частичной или полной замене атомов кислорода на атомы серы
в анионах кислородсодержащих кислот образуются тиосоединения. Наибо-
лее часто используется соль тиосерной кислоты – тиосульфат натрия
Na
2
SO
3
S. При подкислении раствора Na
2
SO
3
S образуются SO
2
и S:
Na
2
SO
3
S + 2 HCl = 2 NaCl + S + SO
2
+ H
2
O.
В присутствии сильных окислителей (хлорная вода) тиосульфат-ион
окисляется до сульфат-иона:
Na
2
SO
3
S + 4 Cl
2
+ 5 H
2
O = Na
2
SO
4
+ H
2
SO
4
+ 8 HCl.
Слабые окислители (например, иод) переводят SO
3
S
2–
в тетратионат S
4
O
6
2–
:
2 Na
2
SO
3
S + I
2
= Na
2
S
4
O
6
+ 2 NaI.
9.2.5. Элементы VIIA-группы
Элементы фтор F, хлор Сl, бром Вr, иод I и астат At составляют
VIIA-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Групповое назва-
ние этих элементов – галогены. Валентный уровень атомов отвечает элек-
тронной формуле ns
2
np
5
; атом фтора не имеет d-подуровня и поэтому обра-
85
зует только одну ковалентную связь. Фтор – самый электроотрицательный
элемент и встречается только в степенях окисления –1 и 0. Остальные га-
логены в соединениях проявляют степени окисления от –1 до + 7.
Простые вещества Г
2
– типичные неметаллы, причем их неметалли-
ческие свойства и химическая активность ослабевают при переходе от фто-
ра к астату, самый активный из всех галогенов – фтор.
В природе галогены обычно находятся в восстановленном состоянии
в виде фторидов, хлоридов, бромидов, иодидов металлов, хотя иод встре-
чается и в положительной степени окисления (NaIO
3
). Фтор в свободном
виде получают анодным окислением при электролизе расплава фторидов и
гидродифторидов щелочных металлов. Для выделения в свободном виде
хлора, брома или иода в лаборатории используют подходящие окислители,
например
2 KMnO
4
+ 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl
2
+ 5 Cl
2
+ 8 H
2
O.
В промышленности хлор получают электролизом расплава или
раствора хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов:
2NaCl (расплав) = 2Na + Cl
2
;
2 NaCl (раствор) + 2H
2
O = 2NaOH + H
2
+ Cl
2
.
Для получения брома и иода из бромидов и иодидов используют га-
зообразный хлор:
2 NaBr + Cl
2
= 2 NaCl + Br
2
;
2 NaI + Cl
2
= 2 NaCl + I
2
.
Отличаясь чрезвычайно высокой химической активностью, фтор
энергично реагирует с водой. Хлор при растворении в воде диспропорцио-
нирует:
Сl
2
+ H
2
O = HCl + HOCl.
Галогены как окислители реагируют почти со всеми элементами Пе-
риодической системы. С типичными металлами они образуют ионные га-
логениды (соли), например CaF
2
, NaCl, LiBr, BaI
2
, а с типичными неметал-
лами – ковалентные галогениды SF
6
, PCl
5
, СВr
4
, ВI
3
.
В ряду галогенов от фтора к иоду устойчивость галогеноводородов
уменьшается. Восстановительные свойства галогеноводородов при перехо-
де от фтора к иоду усиливаются, поэтому HF и НСl могут быть получены
по реакции обмена галогенидов металлов с концентрированной H
2
SO
4
:
NaF + H
2
SO
4
(конц) = NaHSO
4
+ HF;
NaCl + H
2
SO
4
(конц) = NaHSO
4
+ HCl,
а НВr и HI не могут (они окисляются с образованием Вr
2
и I
2
):
2HBr + H
2
SO
4
= SO
2
+ Br
2
+ 2H
2
O;
8HI + H
2
SO
4
= H
2
S + 4I
2
+ 4H
2
O.
Фтороводород в водном растворе – слабая кислота, остальные гало-
86
геноводороды – сильные кислоты. Фториды подвергаются гидролизу:
F
–
+ H
2
O ↔ HF + OH
–
(рН > 7),
а в растворах хлоридов, бромидов и иодидов металлов, образованных силь-
ными основаниями, среда нейтральная (рН = 7).
Хлор, бром и иод (а также астат) в различных положительных степе-
нях окисления образуют кислородные соединения. Непосредственно с кис-
лородом галогены не реагируют. Важнейшие оксиды и кислородсодержа-
щие кислоты галогенов – это Сl
2
О, ClO
2
, СlO
3
, Сl
2
О
7
; НOCl, НСlО
2
, НСlО
3
,
НСlO
4
; НOBr, НВrО
3
, HBrO
4
; I
2
O
5
, HIO
3
, НIO
4
, H
5
IO
6
. В водном растворе
HOCl, НСlО
2
, НOВr и Н
5
IO
6
– слабые кислоты, остальные – сильные.
Растворимые соли слабых кислот подвергаются гидролизу (рН > 7).
9.2.6. Элементы VIIIA-группы
Элементы гелий Не, неон Ne, аргон Аr, криптон Kr, ксенон Xe и ра-
дон Rn составляют VIIIA-группу Периодической системы Д.И. Менделее-
ва. Групповое название этих элементов – благородные газы. В природе
встречаются исключительно в свободном одноатомном состоянии, преиму-
щественно в атмосфере. Гелий, неон, аргон, криптон и ксенон получают в
качестве побочных продуктов при ректификации жидкого воздуха, а радон
– при радиоактивном α-распаде радия.
Электронная формула атомов гелия – 1s
2
. Валентный уровень атомов
остальных элементов подгруппы отвечает электронной формуле ns
2
np
6
. На-
личие полностью заполненной валентной электронной оболочки придает
атомам элементов VIIIА-группы повышенную химическую устойчивость.
В обычных условиях He, Ne и Ar химически инертны, соединений
валентного типа не образуют. Kr, Xe и Rn ведут себя как неметаллические
элементы, образуя химические соединения со степенями окисления +2, +4,
+6, +8. Непосредственно реагируют только со фтором и некоторыми фто-
ридами. Соединения Kr, Xe и Rn с остальными элементами получают кос-
венным путем из фторидов.
9.3. Экспериментальная часть
9.3.1. Маршрут 1
Карбонаты щелочноземельных металлов (опыт 9.1)
Выполнение работы
В три пробирки внести раздельно по 3–4 капли растворов хлоридов
кальция, стронция и бария. Затем в каждую из них добавить по нескольку
капель раствора карбоната натрия. На полученные осадки карбонатов каль-
ция, стронция и бария подействовать раствором хлороводородной кисло-
ты. Написать уравнения протекающих реакций. Отметить растворимость
карбонатов в кислоте.
87
Гидролиз ортофосфатов натрия (опыт 9.2)
Выполнение работы
В три пробирки внести по 5–6 капель раствора нейтрального лакму-
са. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, во вторую добавить
3–4 кристалла фосфата натрия, в третью – столько же дигидрофосфата на-
трия. Содержимое второй и третьей пробирок тщательно перемешать до
полного растворения солей. Отметить изменение окраски лакмуса по срав-
нению с окраской в контрольной пробирке.
Запись данных опыта
На увеличение концентрации каких ионов указывает изменение
окраски лакмуса при растворении фосфата и дигидрофосфата натрия? На-
писать уравнение гидролиза фосфата натрия по первой ступени. Объяс-
нить, чем обусловлена кислотность раствора NaH
2
PO
4
.
Сравнение восстановительных свойств галогенидов (опыт 9.3)
Выполнение работы
В три пробирки внести по 2–4 капли дихромата калия K
2
Cr
2
O
7
, под-
кисленного 2 н. серной кислоты (1–2 капли). Добавить по 2-3 капли в пер-
вую пробирку раствора иодида калия, во вторую – столько же бромида ка-
лия и в третью – хлорида натрия. Растворы перемешать. В каком случае
восстановление дихромата не произошло?
Запись данных опыта
Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что дихромат
калия, восстанавливаясь в серно-кислой среде, переходит в сульфат хрома
(III). Как изменилась при этом степень окисления соответствующих гало-
генов? Что при этом наблюдалось? Согласуются ли результаты опыта со
значениями стандартных электродных потенциалов соответствующих
окислительно-восстановительных систем?
Взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком
(опыт 9.4)
Выполнение работы
В тигелек поместить немного цинковой пыли и налить 5–10 капель
концентрированной серной кислоты (плотность 1,84 г/см
3
). Тигель нагреть
небольшим пламенем горелки. К выделяющемуся над тиглем газу подне-
сти фильтровальную бумагу, смоченную раствором нитрата свинца (II).
Объясните появление темного пятна на этой бумаге.
Запись данных опыта
Описать наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций взаимо-
действия концентрированной серной кислоты с цинком с образованием: а)
сернистого газа; б) серы; в) сероводорода.
9.3.2. Маршрут 2
88
Получение малорастворимых солей свинца (II) (опыт 9.5)
Выполнение работы
В четыре пробирки раздельно внести по 2–4 капли 2 н. растворов
серной и хлороводородной кислот, раствора иодида калия и сероводород-
ной воды. В каждую пробирку добавить по 2–3 капли раствора соли свин-
ца. Отметить образование осадков и их цвет. Во все пробирки добавить по
2–3 капли воды и нагреть на водяной бане. Отметить растворение хлорида
и иодида свинца при нагревании. Опустить пробирки с этим раствором в
стакан с холодной водой и после охлаждения вновь наблюдать образова-
ние осадков хлорида и иодида свинца. Растворяются ли при нагревании
сульфат и сульфид свинца? Написать уравнения протекающих реакций.
Гидролиз солей сурьмы (III) и висмута (III) (опыт 9.6)
Выполнение работы
В две пробирки раздельно внести по 3–5 капель 0,5 н. растворов хло-
ридов сурьмы и висмута. К каждому из растворов добавить по 5–10 капель
воды. Размешать растворы стеклянной палочкой, наблюдать их помутне-
ние и дальнейшее выпадение осадков основных солей.
Запись данных опыта
Написать в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения ре-
акций гидролиза хлоридов сурьмы и висмута, протекающих с образовани-
ем основных солей Sb(OH)
2
Cl и Bi(OH)
2
Cl, которые, отщепляя воду, пере-
ходят в хлорид оксосурьмы SbOCl и хлорид оксовисмута BiOCl. Какая из
солей гидролизуется сильнее? Ответ мотивировать.
Растворение алюминия в водном растворе щелочи (опыт 9.7)
Выполнение работы
Внести в пробирку полоску алюминиевой фольги и добавить 3–4
капли воды. Нагреть пробирку на водяной бане. Наблюдается ли выделе-
ние водорода? Добавить в пробирку 5–8 капель 2 н. раствора гидроксида
натрия. Отметить интенсивное выделение водорода.
Запись данных опыта
Отсутствие реакции алюминия с водой объяснятся наличием на его
поверхности плотной оксидной пленки, которая затрудняет доступ окисли-
теля к его поверхности. Добавленная щелочь растворяет оксидную пленку
с образованием гексагидроксоалюмината и создает возможность непосред-
ственного взаимодействия алюминия с водой. Расставьте коэффициенты в
приведенных схемах реакций:
Al
2
O
3
+ NaOH + H
2
O → Na
3
[Al(OH)
6
];
Al + H
2
O → Al(OH)
3
+ H
2
;
Al + NaOH + H
2
O → Na
3
[Al(OH)
6
] + H
2
.
Сравнение окислительных свойств галогенов (опыт 9.8)
Выполнение работы
89
В одну пробирку внести 3–5 капель раствора бромида натрия, в две
другие – по 3–5 капель раствора иодида калия. Во все три пробирки доба-
вить по 2–3 капли органического растворителя – бензола. В пробирки с
раствором бромида и иодида внести по 3–4 капли хлорной воды, в послед-
нюю пробирку с раствором иодида – столько же бромной воды. Содержа-
ние пробирок перемешать и по окраске слоя бензола установить, какой га-
логен выделяется в свободном виде в каждой из пробирок.
Запись данных опыта
Написать уравнения реакций. В каждом случае указать окислитель и
восстановитель. Расположить галогены в ряд по убыванию их окислитель-
ной активности. Объяснить последовательность расположения. Могут ли
молекулярные галогены проявлять восстановительные свойства?
9.3.3. Маршрут 3
Характерные реакции на ионы галогенов (опыт 9.9)
Выполнение работы
Образование осадков AgCl, AgBr и AgI является характерной реак-
цией на ионы галогенов. В три пробирки внесите раздельно по 3–4 капли
растворов хлорида натрия, бромида калия и иодида калия. Затем в каждую
пробирку добавьте по 3–4 капли раствора нитрата серебра. К полученным
осадкам добавить по 2–3 капли 2 н. раствора азотной кислоты. Наблюдает-
ся ли их растворение?
Запись данных опыта
Написать (в молекулярной и ионно-молекулярной формах) уравне-
ния протекающих реакций, отметить цвета полученных осадков и ре-
зультат действия на них азотной кислоты.
Гидролиз силиката натрия (опыт 9.10)
Выполнение работы
В две пробирки внести по 5–6 капель раствора силиката натрия, в
одну из них добавить каплю раствора фенолфталеина. Отметить появление
красной окраски. На избыток какого иона это указывает? Во вторую про-
бирку добавить 4–5 капель раствора хлорида аммония.
Запись данных опыта
Отметить наблюдаемые явления и объяснить различие в степени гид-
ролиза силиката натрия в чистой воде и в присутствии хлорида аммония.
Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения обоих случаев
гидролиза. Присутствие каких ионов увеличило степень гидролиза во вто-
ром случае? Как уменьшить гидролиз силиката натрия?
Взаимодействие алюминия с разбавленными кислотами
(опыт 9.11)
Выполнение работы
90