Сравнить строение атомов кислорода и серы; физические свойства кислорода и серы — Знания.site

Сравнить строение атомов кислорода и серы; физические свойства кислорода и серы — Знания.site Кислород

Что такое химические свойства кислорода и серы

Что такое химические свойства кислорода и серы.

Химический элемент кислород может существовать в виде двух аллотропных модификаций, т.е. образует два простых вещества.

Кислород химический элемент. символьное обозначение элемента: O, латинское название Oxygenium, элемент относится к периоду, группе: 2, 16, (atomic mass of matter) атомная масса вещества Кислород составляет 15,9994 (3) (а.е.м.)плотность элемента:

1,33 г/л г/ см³ (при 20 градусах Цельсия), температура плавления -218,4(°C), температура кипения -182,9(°C). Первооткрывателем зарегистрирован: Пристли и Шееле, год открытия: 1774 — Oxygenium

Сера химический элемент. символьное обозначение элемента: S, латинское название Sulfur, Sulphur, элемент относится к периоду, группе: 3, 16, (atomic mass of matter) атомная масса вещества Сера составляет 32,065 (5) (а.е.м.)плотность элемента:

2,06 г/ см³ (при 20 градусах Цельсия), температура плавления 113(°C), температура кипения 444,7(°C). Первооткрывателем зарегистрирован: неизвестен, год открытия: доисторический период — Sulfur-Sulphur

Оба этих вещества имеют молекулярное строение. Одно из них имеет формулу O2 и имеет название кислород, т.е. такое же, как и название химического элемента, которым оно образовано.

Другое простое вещество, образованное кислородом, называется озон. Озон в отличие от кислорода состоит из трехатомных молекул, т.е. имеет формулу O3.Поскольку основной и наиболее распространенной формой кислорода является молекулярный кислород O2, прежде всего мы рассмотрим именно его химические свойства.

Химический элемент кислород находится на втором месте по значению электроотрицательности среди всех элементов и уступает лишь фтору. В связи с этим логично предположить высокую активность кислорода и наличие у него практически только окислительных свойств.

Список простых и сложных веществ, с которыми может реагировать кислород огромен. Однако, следует отметить, что поскольку в молекуле кислорода имеет место прочная двойная связь, для осуществления большинства реакций с кислородом требуется прибегать к нагреванию.

Среди простых веществ не окисляются кислородом лишь благородные металлы (Ag, Pt, Au), галогены и инертные газы.

Сера сгорает в кислороде с образованием диоксида серы:

***

Фосфор в зависимости от избытка или недостатка кислорода может образовать как оксида фосфора (V), так и оксид фосфора (III):

***

Взаимодействие кислорода с азотом протекает в крайне жестких условиях, в виду того что энергии связи в молекулах кислорода и особенно азота очень велики. Также свой вклад в сложность протекания реакции делает высокая электроотрицательность обоих элементов. Реакция начинается лишь при температуре более 2000 oC и является обратимой:

***

Не все простые вещества, реагируя с кислородом образуют оксиды. Так, например, натрий, сгорая в кислороде образует пероксид:

***

а калий – надпероксид:

Чаще всего, при сгорании в кислороде сложных веществ образуется смесь оксидов элементов, которыми было образовано исходное вещество. Так, например:

***

****

Однако, при сгорании в кислороде азотсодержащих органических веществ вместо оксида азота образуется молекулярный азот N2. Например:

****

При сгорании в кислороде хлорпроизводных вместо оксидов хлора образуется хлороводород:

***

Сравнить строение атомов кислорода и серы; физические свойства кислорода и серы — знания.site

В атомах серы имеется 6 валентных электоронов, от сюда: она может быть шестивалентной. У серы больше радиус, чем у кислорода.

 У кислорода: незаполненная электронная оболочка, на которой не хватает 2-ух электронов.

Физические св-ва Серы:В отличие от кислорода, образующего 2 аллотропные формы, сера образует большее число аллотропных модификаций, отличающихся всеми св-вами. Образует 2 аллотропные модификации: ромбическую и моноклинную. Способна сера образовывать цепи. Все аллотропные модификации со временем переходят в ромбическую форму.  

Ромбическая модификация серы: цвет: лимонно-желтый, плотность: 2,07 г/см^3 , темп. пл : 112,8, нерасторима, плохие проводники тепла и электричества. Моноклинная- цвет: медово-желтый, плотность :1,96, темп. пл. : 119,0 , нерастворима, плохие проводнкии тепла и электричества.

У кислорода: при нормальных условиях кислород-газ без цвета и запаха, немного тяжелее воздуха, слабо растворяется в воде и спирте, при нагревании происходит диссоциация его на атомы.

 Существует жидкий кислород — это бледно-голубая жидкость и твердый кислород — синие кристаллы

Химические свойства кислорода и серы

Сера при нагревании реагирует со многими металлами, а также с неметаллическими элементами: F, CI, O, C. Она окисляется концентрированной азотной и серной кислотами:

S (тв) H2SO4 (ж) → 3SO2(г) 2H2O(ж)

Гидриды кислорода и серы

Н2О – полярная молекула, хороший растворитель. Н2О2 – пероксид водорода, вязкость жидкости: Н2О2 кипит при 1500С и замерзает при – 0,90С.

В лаборатории перекись водорода можно получить действием серной кислоты на пероксид бария при 00С:

ВаО2 (водн) H2SO4(ж) → ВаSO4(тв) Н2О2(водн)

Нерастворимый ВаSO4 отделяют фильтрованием. Водный раствор может быть сконцентрирован перегонкой при пониженном давлении.

Пероксид водорода легко разлагается, выделяя кислород:

2О2(водн) → 2Н2О (ж) О2(г)

Катализатором этой реакции является MnO2.

Окислительно-восстановительные свойства

Н2О2 может быть как окислителем, так и восстановителем

Н2О2 2е ↔2Н2О Е0= 1,77 В

О2(г) 2Н 2е ↔2Н2О2 Е0=0,68 В

Сероводород H2S — газ, неприятно пахнущий, ядовитый при концентрации 1часть на 10 частей. Он содержится в природных газах, выделяется при гниении яиц, образуется при распаде белков.

В лаборатории можно получить действуя на сульфид железа П разбавленной соляной кислотой:

FeS (тв) 2H (водн) → H2S(г) Fe2

H2S двухосновная, слабая кислота – диссоциирует на Н , HS, S2-., H2S — хороший восстановитель.

Оксиды

1.Нормальные, некоторые ионные, например СаО, другие ковалентные, например СО2.

2. Пероксиды. Связи между Э и О, а также между атомами кислорода. Некоторые ионные, например Na2O2, другие ковалентные, например Н-О-О-Н.

3.Субоксиды, например С3О2: О=С=С=С=О.

4.Супероксиды. Содержат ион О2, например К О2

5. Смешанные оксиды. Например: Pb3O4, который реагирует как смесь 2PbO·PbO2 и Fe3O4, реагирующий как FeO·Fe2O3.

6.Нестехиометрические оксиды. Переходные металлы образуют оксиды формулы М0-1О, например Fe0,9.

Оксиды серы

SO2 – это удушливый тяжелый газ, дымящийся на воздухе. Исключительно хорошо растворим в воде. Температура кипения -100С. Под давлением в 3 атм. SO2 сжижается, при комнатной температуре связь S=O является двойной, и атом серы имеет в валентной оболочке 10 электронов. SO2 является ангидридом слабой сернистой кислоты: SO2 Н2О ↔ Н2SO3 (водн). Она диссоциирует на гидросульфит-ион НSO3 и сульфит-ион SO32-. Попытки концентрирования сернистой кислоты приводят к ее разложению и выделению сернистого газа SO2.

SO2 реагирует с водным NaOH, образуя раствор сульфита натрия.

SO2 (г) 2NaOH (водн) → Na 2 SO3 Н2О

Na2SO3 SO2 Н2О → 2 NaНSO3

SO2 и SO32- — являются восстановителями. Качественной реакцией на SO2 являются реакции с растворами дихромата или перманганата. В первом случае, происходит изменение окраски с оранжевой до голубой. Во втором – обесцвечивание раствора. Сероводород, как более сильный восстановитель, чем сернистый газ, восстанавливает его до серы:

2S SO2 → 3 S 2Н2О

Оксид серы (VI) SO3 в газообразном состоянии существует в виде мономерных молекул SO3(г), а в твердом – в виде триммера (SO3)3 или мономера (SO3)4. Оксид серы (VI) SO3 ангидрид серной кислоты.

SO3 (г) Н2О (ж) → Н2SO4 (ж).

Оксид серы (VI) спокойно поглощается 98% Н2SO4,образуя дымящую серную кислоту – олеум Н2S2O7 – которая реагирует далее с водой с образованием серной кислоты:

SO3 (г) Н2 SO 4(ж). → Н2S2O7(ж)

Н2S2O7(ж) Н2О (ж) → 2Н2SO4

Физические свойства

Н2SO4 – вязкая жидкость, температура кипения 2700С, объясняется водородными связями между молекулами:

С водой, серная кислота образует нераздельную кипящую смесь, содержащую 98,3% кислоты.

Химические свойства

Как типичная кислота Н2SO4 (разбавленная) она реагирует с металлами и их оксидами, гидроксидами и карбонатами.

Концентрированную серную кислоту следует разбавлять с осторожностью. Она экзотермически взаимодействует с водой. При приготовлении раствора необходимо приливать кислоту к воде, так как выделяющаяся при этом теплота рассеивается по всему объему раствора. В случае добавления воды к кислоте она легко вскипает и разбрызгивается. Газы сушат пропусканием их через концентрированную серную кислоту. Н2SO4 отнимает воду от веществ и в результате образуется новое соединение. Например, это свойство проявляется в следующих реакциях:

С6Н12О6(тв) → сахарный уголь С (тв) Н2О

НСООН (ж) →СО (ж) Н2О

Н2С2O4(тв) →СО (г) СО2(г) Н2О

С2Н5ОН → этилен СН2 = СН2 или диэтиловый эфир С2Н5ОС2Н5(г), в зависимости от условий.

Горячая серная концентрированная кислота является окислителем. Она может восстанавливаться до сернистой кислоты, которая, разлагаясь, образует диоксид серы и воду. Примеры некоторых окислительно-восстановительных реакций:

1.Металлы окисляются до сульфатов:

Cu (тв) 2H2SO4 (ж)→ CuSO4(водн) SO2 (г) 2H2O(ж)

2.Неметаллы, например SO2, Н2S, С и S окисляются до оксидов:

С (тв) 2H2SO4(ж)→ СО2(г) 2 SO2 (г) 2H2O(ж)

3.3H2S(г) 2H2SO4(ж)→ 4 S(тв) 4Н2О (ж)

При нагревании конц. H2SO4 из нитратов вытесняет азотную кислоту, при этом азотная кислота отгоняется при температуре 1200С, температура кипения серной 2700С, поэтому она остается:

NO3(тв) H2SO4 (ж) ↔ HNO3 (ж) HSO4(тв)

Концентрированная серная кислота является хорошим сульфирующимагентом, с помощью которого можно ввести группу SO3Н в ароматическое кольцо. Ее используют при нитровании и, как катализатор реакций с алкенами.

Качественной реакцией на сульфат ионы является реакция с хлоридом бария: SO42-(водн) Ва2 (водн) → Ва SO4↓

ЭЛЕМЕНТЫ VII ГРУППЫ. ГАЛОГЕНЫ

Галогены в свободном виде очень активные вещества. Поэтому в природе и в организме существуют только в виде соединений. Степень окисления -1. Фтор самый электроотрицательный элемент (существует только в виде фторидов).

Фтор– ядовитый желтоватый газ, хлор – ядовитый зеленый газ, бром – едкая и токсичная, коричненвая легколетучая жидкость и йод – блестящее черное кристаллическое вещество, которое при слабом нагревании сублимируется, образуя фиолетовые пары. Астатрадиоактивный элемент и в природе не встречается.

«Галогены», в переводе с греческого означает « образующие соли». Они существуют в виде двухатомных молекул Х2. Образуют ионные связи с металлами. Галогены образуют соли, присоединяя 1 электрон и тем самым, завершая октет валентных электронов. Сила связи Х-Х уменьшается вниз по группе С12> Br2 >I2; за исключением связи F-F, которая неожиданно слабее. Причина в более близком расположении неподеленных электронных пар из-за малого размера атомов фтора.

Химические свойства:

1. С водой:

2F2 2H2O→ 4HF водн. O2 (г);

С12(г) H2O→НС1О Н С1

на свету

2НС1О (водн)—→ 2Н 2С1 О2(г)

В присутствии влсстановителей НС1О реагирует как окислитель:

НС1О Н 2е ↔ 2С1 Н2О

Со щелочами

С12 2ОН →С1 С1О Н2О

3С1О70 С→ 2С1 С1О3 (реакция диспропорционирования)

2F2(г 2OHMeOH холл.разб.ОF2г() 2Fводн Н2О (ж)

2F2(г) 4OHMeOH гор.конц.О2(г) 4Fводн Н2О (ж)

Металлы, взаимодействуя с галогенами, образуют соли в высшей степени окисления: Fe CI2→ FeCI3

Исключение составляет йод: I FeFeI2и с медью образуется йодит меди CuI:

Zn 2HCI →Zn CI2 H2

CuO 2HCI →Cu CI2 H2O

MgCI2·6H2O →MgOHCI (тв) HCI 5H2O

AICI3·6H2O →AI(OH)3 (тв) 3HCI 3H2O

Галогениды неметаллов:

Они ковалентны и гидролизуются водой за исключением СС14

SiCI4 2H2O → SiO2водн. 4НС1водн.

P 3H2O → H3PO3 3HC1

Галагенводороды

Н2 HaI

HF, HCI, HBr, HI → Увеличивается сила кислоты. Уменьшается термическая устойчивость. Напрямую реакция Н2 F2 взрывоопасна, поэтому получают косвенно, поэтому HF получают косвенно, по реакции СаF2 Н2SO4→2 HF Ca(HSO4)2.

Оксиды

Дифторид OF2 можно получить, пропуская фтор через холодный разбавленный раствор NaOH

2F2(г) OH(водн)→ OF2(г) 2F(водн) H2O

Хлор образует кислотные оксиды С12О, С1О2, С12О6 и С12О7 –все нестабильные и взрывчатые.

Оксиды брома нестабильны и взрывчаты при температуре -400С. Йод образует оксид I2O5.

Оксокислоты

НС1О – хлорноватистая

НС1О2 – хлористая

НС1О3 — хлорноватая

НС1О4 — хлорная

Сверху вниз увеличивается сила кислоты и термическая усиойчивость.

Соли

NaCIO

NaCIO3

KCIO3 – бертолетовая соль, применяется в спичечном производстве и пиротехнике.

KbrO3 – источник брома в объемном анализе.

НС1О4 – сильная кислота, получается действием концентрированной серной кислоты на перхлорат калия и отгонкой при пониженном давлении.

Соединения галогенов друг с другом (интергалогены)

CIF (г) CIF3 (г)

BrF (г) BrF3 (ж) BrF5 (ж) BrCI (г)

ICI (ж) ICI3 (тв) IF5 (ж) IF7 (ж)

I2 I↔ I3(водн)

Сравнение фтора с другими галогенами.

1.Фтор активен из-за малой энтальпии диссоциации связи F-F.

2. Соединения фтора устойчиваы. Причины:

а) Малые размеры атома (более прочные ковалентные связи).

Фториды имеют большие отрицательныен энтальпии образования, они устойчивы к диссоциации, как на простые, так и на соединения с более низкой степенью окисления. Поэтому фтор вызывает проявление высших степеней окисления у других элементов.

Б) Фториды чаще бывают ионными, чем другие галогениды. У AIF3— ионная структура. AICI3 – слоистое строение, а АI2Br6 и AI2I6 – это молекулярные соединения.

3. Единственная степень окисления -1.

4. Фтор – это самый электроотрицательный элемент, способен образовывать водородные связи. Наличие водородных связей и прочность связи H-F ответственны за слабость кислотной функции HF.

5. Реакции фтора с водой и реакции щелочей протекают иначе, чем у других галогенов. Фтор не образует оксоионов.

I. Ионы- Х образуются легко. Сродство к электрону уменьшается сверху вниз. Все галогены энергично взаимодействуют с металлами. С S- металлами они образуют ионные соединения.

П. При реакциях с Р— и d-металлами галогены образуют ионные соединения и комплексные ионы. Сверху вниз идет поляризация ионов галогенов.

Ш. Галогены хорошие окислители. Окислительная способность уменьшается в ряду F2>CI2>Br2>I2. Восстановительная способность уменьшается от йода к брому; CI, F не являются восстановителями.

IV. Межмолекулярные взаимодействия усиливаются вниз по группе, в связи с чем наблюдается изменение агрегатного состояния от F – светло-желтый газ; С1- зеленый газ; бром – коричневая жидкость, йод – блестящие черные кристаллы, образующиеся при сублимации.

Задачи с решениями:

Задача №1.В дистиллированной воде растворили 2,52 г кристаллической щавелевой кислоты (Н2С2О4· 2 Н2О). Вычислить молярную концентрацию полученного раствора, если его объем равен 200 мл.

Решение

С (Х)= m(X) / M(X)· V(л) = m(X)· 1000 /M(X) )· V(мл)

С (щ.к.)= 2,52 г· 1000 / 126 г/моль· 200 мл=2,52г /126 г/моль ·0,2 л =0,1 моль/л

Ответ: С (щ.к.) =0,1 моль/л.

Задача № 2.Для смазывания десен приготовлен раствор из 5 мл 30%-ного раствора Н2О2 и 15 мл дистиллированной воды (ρр-ра принять равной 1 гмл).

Решение

ω1ρ1V1 = ω2ρ2V2

ω2(H2O2) = 30%· 1· 5 / 1·29 -7,5%

Ответ: ω(H2O2)=7,5%


Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

§

Лабораторная работа

Цель занятия: практическое изучение химических свойств Р-элементов и их соединений.

Целевые задачи: научиться:

1. Объяснять свойства р-элементов с точки зрения строения атома.

2. Составлять уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

3. Объяснить общие закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений р-элементов в зависимости от степени окисления.

4. Оценивать возможность и полноту протекания химических реакций.

5. Анализировать и описывать при помощи химических реакций свойства р-элементов и их соединений на основании проделанных опытов в лабораторных работах.

Значение изучаемой темы

Живые организмы построены главным образом из 6 элементов: углерода, кислорода, азота, водорода, серы, фосфора. Кроме водорода, это Р-элементы. Они входят в состав аминокислот, белков, углеводоров, нуклеиновых кислот и других веществ и называются органогенными элементами.Такие элементы как CI, Br, I, B, AI и другие имеют также большое значение дл нормального существования организмов.

Знание химии соединений Р-элементов позволяет правильно идентифицировать различные вещества и анализировать лекарственные препараты, оценивать биологическую роль элементов и патологическое действие на организм некоторых элементов и соединений.

Необходимый исходный уровень

Студенты должны знать:

1.Строение атом и соновные типы химической связи.

2.Общие физико-химические свойства Р-элементов.

3.Гидролиз водных растворов солей

4.Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах.

Студенты должны уметь

1.Записывать электронную конфигурацию атома элемента.

2.Объяснить изменение свойств элементов в группах и периодах.

3.Провести реакцию, объяснить результат эксперимента.

4.Записать уравнения происходящих процессов.

Эксперименталья часть

Лабораторная работа

«Химические свойства Р-элементов Ш и IV групп соединений

Необходимые реактивы, посуда одного рабочего места

Растворы:

H3PO3 1э CH3COONa 1

Na2B4O7 1э (H3BO3) Na2CO3 1

Ca(OH)2 1э CaCI2 1

H2SO4(конц.) CH3COOH 1

ВаCI2 1 CuSO4 1

NaOH 1 Na2SiO3 1

HCI 1 NH4CI 1

AICI3 1 SnCI2 1

Bi(NO3)3 1 KMnO4 1

KI 1 этиловый спирт

Фенолфталеин CoSO4 1

Сухие вещества: Na2B4O7·10H2O

Mg –порошок Pb(CH3COO)2

AI-металл, гранулы

Пробирки, бумажные шпатели

Фарфоровые чашки, спички, пипетки (медицинские)

Индикаторная универсальная бумага.

БОР

Опыт 1. Кислотные свойства борной ортокислоты

В пробирке с раствором H3BO3 измерить рН индикаторной бумагой. Сильным или слабым электролитом является эта кислота?

В пробирку шпателем поместить порошок Mg. Какой газ выделяется?. Записать уравнение реакции:

H3PO3 Mg→ MgOHBO2

Опыт 2. Качественная реакция борной кислоты. Порлучение и горение борноэтилового эфира.

В фарфоровую чашку поместить 3-4 кристалла Na2B4O7 или H3BO3, 2-3 капли H2SO4(конц.), 5-6 капель спирта. Размешать смесь стеклянной палочкой и поджечь выделяющийся борноэтиловый эфир B(OC2H5)3. Отметить окраску пламени. Записать реакции образования борноэтилового эфира:

H3BO32Н5ОН → B(OC2H5)3.

Опыт 3. Гидролиз тетрабората натрия

К раствору Na2B4O7 добавить каплю фенолфталеина. Отметить реакцию среды и написать уравнение ступенчатого гидролиза Na2B4O7 учитывая, что по первой ступени образуется борная кислота и метаборат Na2BO2 и по второй ступени – борная кислота и NaOH.

Алюминий

Опыт 4. Растворение AI в щелочах

В пробирку с маленьким кусочком металлического алюминия добавить 2-3 капли воды. Объяснить, почему ничего не происходит? Добавить в пробирку 5-8 капель раствора NaOH, отметить выделение водорода. Записать реакцию учитывая, что NaOH растворяет оксидную пленку на поверхности металла и создает возможность непосредственного взаимодействия AI с водой. В виде какого иона находится AIв щелочной среде?

Опыт 5. Растворение алюминия в кислоте

К раствору HCIдобавить кусочекAI . Нагреть на водяной бане. Написать уравнение реакции.

Опыт 6. Получение гидроксида алюминия и его свойства

Получить в пробирке AI(OH)3 обменной реакцией и испытать растворимость его в HCIиNaOH. Записать реакции и сделать вывод о свойствахAI(OH)3.

Опыт 7. Гидролиз AI(CH3COO)3

В пробирку с 3-5 каплями AICI3 , добавить столько же капель ацетата натрия и нагреть. Отметить образование белого осадка. Записать реакцию гидролиза соли по 11 ступени.

ОЛОВО

Опыт 8 Качетсвенная реакция на Sn2 с солями висмута

Щелочной раствор станнита восстанавливает соль висмута до металла, который выделяется в виде черного осадка.

В пробирку с несколькими каплями SnCI2 добавить избыток КОН и Bi(NO3)3. Записать уравнение реакции и расставить коэффициенты. Эта же реакция является качественной на Вi3 .

Bi(NO3)3 SnCI2 КОН→Bi K2[Sn(OH)6] KCI 3KNO3

Опыт 9. Восстановительные свойства Sn2 .

В пробирку с раствором KMnO4 добавить несколько капель HCIи раствора SnCI2. Что наблюдается? Написать и уравнять реакцию. В какую степень окисления переходит олово.

KMnO4 HCI SnCI2.→ MnCI2 SnCI4

Оыт 10. Характерная реакция на Pb2

В пробирку с Pb(CH3COO)2 добавить несколько капель KI . Описать наблюдения и записать реакцию.

Химические свойства Р-элементов V, VI, VII групп соединений

Необходимые реагенты, посуда для одного рабочего места

Растворы:

Na2C2O4 H2SO4

NH4OH KI

KNO2 KBr

KNO3 HCI

FeCI3 Bi(NO3)3

CH3COONa MnCI2

Na2HPO4 Na2SO3

MgCI2 I2

SbCI3 K2CrO4

NH4CI насыщ. AgNO3

AI2(SO4)3 бензол (на стол преподавателя)

KMnO4 крахмал

Фенолфталеин металлы AI, Fe, Cu,Zn

Пробирки спиртовки

NaOH Na2S2O3·5H2O

Na3PO4 KCI

Экспериментальная часть

АЗОТ

Опыт 1.Равновесие в водном растворе аммиака

Приготовте две пробирки с раствором аммиака, добавьте в обе по 1-2 капли фенолфталеина. Отметить окраску раствора, затем добавить в первую пробирку насыщенный раствор NH4CI.Как изменилась интенсивность окраски раствора? Во вторую пробирку добавить раствор AI2(SO4)3. Отметить исчезновение запаха аммиака.Записать уравнение и указать на смещение равновесия:

NH4 ОН↔ NH3 Н2О

Опыт 2. Восстановительные свойства NH3

В пробирку с раствором KMnO4.Добавить 3-4 капли 25 % раствора аммиака.. Раствор слегка подогреть до исчезновения окраски. Написать уравнение реакции, учитывая, что NH3 окисляется до N2, а KMnO4.восстанавливается до MnO2.

Опыт 3. Качественная реакция на NH4

В пробирку с растворомNH4CIдобавитьКОН, по запаху обнаружить выделяющийся аммиак. Проверить, смоченной в воде индикаторной бумагой.

Опыт 4. Восстановительные и окислительные свойства нитритов.

В две пробирки внести по 3-4 капли:: в первую KI, во вторую — KMnO4, добавить в каждую 3-4 капли раствора KNO2 и H2SO4. Отметить изменение окраски, расставить коэффициенты, учитывая, что в первой пробирке нитрит проявляет окислительные свойства и восстанавливается до NO, а во второй

KMnO4 переходит в Mn2 .

KI KNO2 H2SO4 → I2 NO2 K2SO4

KMnO4 KNO2 H2SO4 → MnSO4 KNO3 H2O K2SO4

Опыт 5. Окислительные свойства нитратов

Металлический AI в щелочной среде восстанавливает NO3 до NH3. В пробирку с раствором KNO3 добавить NaOH и AI, нагреть и образовавшийся аммиак обнаружить индикаторной бумагой. Записать уравнение реакции:

KNO3 AI NaOH H2O → Na[AI(OH)4] NH3

Опыт 6. Характерная реакция на PO43-.Осаждение магнийаммоний фосфата.

В пробирку с несколькими каплями Na3PO4 добавить MgCI2 и NH4OH. Отметить выпавший осадок и записать реакцию:

MgCI2 NH4OH. Na3PO4→MgNH4PO4↓ …

СЕРА

Опыт 7. Взаимодействие H2SO4 с металлами.

В три пробирки внести по 5-8 капель 2э раствора H2SO4 и по кусочку металлов: в первую –Zn, во вторую Fe, в третью –Cu. В каком случае реакция не идет, почему? Привести уравнения реакций.


Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

Химические свойства серы

Сера как химический элемент может существовать в нескольких аллотропных модификациях. Различают ромбическую, моноклинную и пластическую серу. Моноклинная сера может быть получена при медленном охлаждении расплава ромбической серы , а пластическая напротив получается при резком охлаждении расплава серы, предварительно доведенного до кипения.

Пластическая сера обладает редким для неорганических веществ свойством эластичности – она способна обратимо растягиваться под действием внешнего усилия, возвращаясь в исходную форму при прекращении этого воздействия. Наиболее устойчива в обычных условиях ромбическая сера и все иные аллотропные модификации со временем переходят в нее.

Молекулы ромбической серы состоят из восьми атомов, т.е. ее формулу можно записать как S8. Однако, поскольку химические свойства всех модификаций достаточно схожи, чтобы не затруднять запись уравнений реакций любую серу обозначают просто символом S.

Сера может взаимодействовать и с простыми и со сложными веществами. В химических реакциях проявлет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства серы проявляются при ее взаимодействии с металлами, а также неметаллами, образованными атомами менее электроотрицательного элемента (водород, углерод, фосфор):

***

Как восстановитель сера выступает при взаимодействии с неметаллами, образованными более электроотрицательными элементами (кислород, галогены), а также сложными веществами с ярко выраженной окислительной функцией, например, серной и азотной концентрированной кислотами:

****

Сера взаимодействует при кипячении с концентрированными водными растворами щелочей. Взаимодействие протекает по типу диспропорционирования, т.е. сера одновременно и понижает, и повышает свою степень окисления:

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий