Свойства галогенов

Размещено на http://www.allbest.ru/

Галогены - элементы главной подгруппы VII группы. Астат - редкий и радиоактивный элемент, его свойства плохо изучены, и обычно, говоря о галогенах, его не рассматривают.

Фтор среди галогенов стоит особняком. Он - самый электроотрицательный элемент, и атом фтора способен ТОЛЬКО принимать электрон. Поэтому фтор проявляет в соединениях ВСЕГДА степень окисления -1.

Хлор, бром и йод похожи друг на друга. Кроме степени окисления -1, они могут проявлять и положительные степени окисления: максимальная +7 (номер группы), а также +5, +3, +1 (все нечетные).

Физические свойства галогенов:

-фтор F₂ - желтый ядовитый газ с резким запахом. Химически очень активен.

-хлор Cl₂ - желто-зеленый ядовитый газ с резким запахом.

-бром Br₂ - темно-красная ядовитая жидкость, легко превращающаяся в оранжевые пары с резким запахом.

-йод I₂ - серые кристаллы, легко превращающиеся в фиолетовые пары с резким запахом. То, что йод - якобы коричневая жидкость, - заблуждение, впитанное из детского опыта лечения ссадин. Коричневая жидкость - это раствор йода в спирте.

Все галогены имеют молекулярное строение, молекула двухатомна и неполярна. Поэтому галогены хорошо растворимы в неполярных и малополярных растворителях, таких как CCl₄, гексан С₆Н₁₄, сероуглерод CS₂ и т.п. Растворимы ли галогены в воде? Да, но плохо (малорастворимы). Растворение в воде сопровождается обратимой химической реакцией.



ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ГАЗООБРАЗНОГО ХЛОРА

1.1 Получение и идентификация Cl₂.

Собрать установку. Поместить в колбу хорошо перемешанную смесь 4,8 г MnO₂ и KMnO4 , добавить 40 мл H₂SO₄ (1:1)³. Приготовить две конические колбы, вату и чашки Петри для закрывания колб. Наполнить сосуд водой. В пробирку налить 2 мл иодид-крахмальной воды и опустить в нее газоотводную трубку почти до дна пробирки (пробирку вставить в штатив). В колбу всыпать 2 г хлорида натрия и закрыть ее пробкой. Если хлор выделяется слабо, осторожно подогревать реакционную смесь. По мере снижения тока хлора подсыпать в колбу по 2 г хлорида натрия. Пропускать хлор через раствор в пробирке до появления явной синей окраски (не дольше) - объяснить ее появление. Раствор сохранить. А в трубку опустить в сосуд до дна, заткнуть ее ватой, а сзади поместить белый экран. После наполнения колбы хлором накрыть ее чашкой Петри. Наблюдали появление синей окраски. Хлор имеет темно-зеленый цвет.

MnO₂ + 2NaCl + 2H₂SO₄ > MnSO₄ + Na₂SO4 + 2H₂O + Cl₂

2KJ + Cl₂ > 2KCl₂

16HCl + 2MnO₄ > 5Cl₂ + 2KCl + 2MnCl₂ + 5H₂O

4HCl + MnO₂ > MnCl₂ + Cl₂ +2H₂O

1.2 Окисление органического вещества

При направлении струи хлора из газоотводной трубки на бумагу, смоченную скипидаром мы наблюдаем

С₁₀H₁₆ + 8Cl₂ > 10C + 16HCl

Вывод: окисление органических веществ является экзотермической реакцией. В ходе опыта мы наблюдали, что бумага чернела и образовавывался углерод.

1.3 Получение хлорной воды

Газоотводную трубку погрузить в колбу с водой для получения хлорной воды. Хлорная вода считается готовой, если она приобретает желто-зеленую окраску газообразного хлора, собранного в сосуде.

Cl₂ + H₂O > HCl + HClO

Вывод: свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ, состоящий из двухатомных молекул. Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Образующийся раствор часто называют «хлорной водой».

1.4 Окисление фосфора

Ковшик для сжигания заполнить наполовину порошком красного фосфора. Поджечь фосфор спичкой и опустить в колбу с газообразным хлором. Фосфор загорелся. Горит ярким пламенем.

2P + 3Cl > 2PCl₃

Вывод: красный фосфор, внесенный в хлор, горит слабым зеленоватым пламенем. При возгорании образовывался белый дым и оставался белый налет.



ОПЫТ 2. Изучение свойств хлорной воды

2.1 Определение кислотности

С помощью иономера определить рН хлорной воды. pH = 2

Cl₂ + H₂O > HCl + HClO

2.2 Смещение равновесия

Отобрать в пробирку 1 мл хлорной воды. Отметим, что запах резкий, а цвет зелено-желтый. Добавить к ней по каплям 1М щелочи до обесцвечивания раствора. Прилить по каплям в ту же пробирку 1М серной кислоты до создания кислой среды. Отметим, что запах остался резким. Раствор обесцветился.

Cl₂ + H₂O - HCl + HClO

2NaOH + HClO + HCl > NaCl + NaClO + 2H₂O

NaCl + NaClO + H₂SO₄ > Na₂SO₄ + Cl₂ + H₂O

Вывод: в реакции со щелочью равновесие системы смещается в сторону продуктов реакции, а в той, что с кислотой в сторону исходных веществ.

2.3 Редокс-свойства

Налить в стаканчик 10 мл хлорной воды и прокипятить на плитке под тягой в течение 15 мин. После охлаждения отобрать 1 мл этого раствора в пробирку, в две другие поместить по 1 мл исходной хлорной воды, а затем только в третью пробирку прилить 1 мл 2М щелочи. Далее ко всем трем жидкостям одновременно добавлять по одной 1 капле раствора индиго до получения различающихся результатов.

HClO > HCl + O2 - голубой цвет

HClO > обесцвечивание

HClO + KOH > светло-синий цвет

3Cl₂ + 6KOH > KClO₃ + 5KCl + 3H₂O

2.4 Обесцвечивание ткани

Поместить в пробирку кусочек окрашенной хлопчатобумажной ткани и прилить 1 мл хлорной воды.

СlO^- + H2O + CO2 > HCO3

Вывод: при обычной температуре до 50% растворённого в хлорной воде хлора подвергается гидролизу образующаяся HClO разлагается на свету на O2 и HCl.

Хлорная вода -- сильный окислитель, применяется для обеззараживания вод и отбелки тканей.



ОПЫТ 3. ПОЛУЧЕНИЕ ЙОДА И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО ФИЗИЧЕСКИХ СВОЙСТВ

3.1 Получение кристаллического йода

Собрать установку. На асбестированную сетку поставить стакан, в который поместить по 0,5 г измельченных иодида калия и оксида марганца и хорошо перемешать. Затем добавить 7-8 капель концентрированной серной кислоты и накрыть стакан колбой с холодной водой. Подогревать реакционную смесь в течение 20 мин. Образование кристаллов йода.

2KJ + MnO₂ + 2H₂SO₄ > J₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O

KJ + J2 > K[JJ2]

Вывод: пары йода кристаллизуются образовывая кристаллы.

3.2 Получение жидкого йода

Поместить в пробирку 0,3 г кристаллического иода , заткнуть пробирку ватой и нагревать ее в пламени спиртовки.

J_2(к) > J_2(ж)

Вывод: переход кристаллов йода в жидкость достигается нагреванием большого количества кристаллов йода в колбе с узким горлом.

3.3 Изучение растворимости йода

Налить в три пробирки по 1 мл воды и опустить в них по кристаллику йода. Взбалтывать содержимое пробирок в течение минуты. Йод растворился в воде. В одну из пробирок с раствором йода всыпать 6-7 кристаллов иодида калия, наблюдали раствор коричневого цвета. Во вторую добавить 1 мл этилового спирта, наблюдали раствор желтого цвета. А в третью - 1 мл воды, изменение цвета не произошло. Хорошо перемешать содержимое пробирок. В третью пробирку (с йодной водой) прилить 0,5 мл бензина и, закрыв пробирку пробкой, резко встряхивать ее до полного растворения кристаллов йода. Раствор фиолетового цвета.

3H₂O + 3J₂ > HKJ₃ + 5HJ

6HJO3 + 8KJ > 2K[J(J)₂] + 5KJO₃ + 3H₂O

J₂ + KJ > KJ₃

C₂H₅OH + J₂ > CHJ₃ + HCO₂ + J₂ + H₂O

3.4 Сравнение свойств «связанного» и «свободного» иода

Разбавить раствор «синего» крахмала до голубого цвета.

Вывод: йод хорошо растворяется в органических соединениях, но практически не растворим в воде.



ОПЫТ 4. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ЙОДА

4.1 Химическое травление металла йодом

Медную или железную пластинку отшлифовать наждачной бумагой до блеска и, используя зажженную свечу, покрыть ее парафином. Иголкой нарисовать на парафине любой рисунок (канавки должны доходить до металла). Затем нанести слой аптечного иода на царапины с помощью капельницы. Когда иод побледнеет, его удалить, а на царапины нанести свежую порцию J₂ . Через час снять слой парафина с пластинки. После всего выше изложенного мы наблюдали, что на пластинке отображался рисунок.

2Cu + J₂ > 2CuJ

4.2 Вытеснение брома йодом

К 5 каплям насыщенного раствора бромата калия добавить 6 капель 1М серной кислоты и кристаллик йода, а после его полного растворения еще и 6 капель бензина, резко встряхнуть пробирку и дождаться расслоения жидкостей. опыт галоген хлор йод

2KBrO₃ + J₂ > KJO₃ + Br₂

4.3 Взаимодействие йода с активными металлами

На асбестированной сетке тщательно смешать 1 г мелкорастертого иода и 0,3 г алюминиевой пыли. Насыпать в виде холмика и добавить 6 капель воды.



2Al + 3J₂ > AlJ₃



ОПЫТ 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ХЛОРА И ЙОДА

5.1 Окисление сахара хлоратом калия

На двух кафельных плитках смешать по лопаточке растертого сахара и бертолетовой соли. Поднести к одной смеси горящую лучину, а другую смочить из пипетки тремя каплями концентрированной H₂SO₄

C₁₂H₂₂O₁₁ + KClO₃ +O₂ > 12CO₂ + 8KCl + 11H₂O

C₁₂H₂₂O₁1 + 3KClO₃ + 4H₂SO₄ > KClO₄ + 2ClO₂ + 4K₂SO₄ + H₂O

5.2 Окисление иодида калия

Поместить в пробирку 4 капли иодида калия и 1 мл 1M серной кислоты. Затем прибавлять по каплям 0,01М перманганат калия и, сильно встряхивая пробирку после добавления каждой капли, следить за изменением окраски раствора. Желтеет постепенно. К 2 каплям полученного раствора прилить 1 мл 1M серной кислоты и 0,5 мл бензина. Происходит расслоение.

10KJ + 8H₂SO₄ + 2KMnO₄ > 2MnSO₄ + 8H₂O + 5J₂ + 6K₂SO₄

KJ + H₂SO₄ > J₂ + K₂SO₄ + H₂S + H₂O

5.3 Восстановление йодата калия

Несколько кристалликов иодата калия растворить в 2 мл 1М хлороводородной кислоты, разлить полученный раствор в 3 пробирки. Одну оставить для сравнения, в другую поместить 3 кристаллика сульфата железа(II). Наблюдаем молочный слой. В третью, по крупинкам добавлять сульфит натрия до появления окраски, а затем к 3 каплям полученного раствора - до исчезновения окраски.

KJO3 + Na2SO3 + H2SO4 > J2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

KJO3 + HCl + Na2SO3 > KJ + H2SO4 + H2O + KCl



ОПЫТ 6. ФТОРОВОДОРОД, ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА

Смешать в медном или свинцовом тигле 0,5 г фторида кальция и 0,1 г гипса (сульфата кальция), прилить 1 мл концентрированной серной кислоты и быстро закрыть тигель стеклянной пластинкой (полностью!). Слегка нагревать тигель в сосуде с горячей водой в течение 20-30 мин. После окончания опыта рассмотреть пластинку, предварительно промыв ее в струе воды. На стенке образуется матовая пленка.

CaF₂ + H₂SO₄ > 2HF + CaSO₄

4HF + SiO₂ > SiF₄ + 2H₂O



ОПЫТ 7. АНАЛИЗ ГАЛИДОВ

Получить у препаратора три соли щелочных металлов и определить, какая из них является хлоридом, бромидом и иодидом с помощью реакции с концентрированной серной кислотой. Добавлять лишь несколько капель кислоты, чтобы только смочить соль.

2КCl + H2SO4 > K2SO4 + 2HCl (Белый)

2KBr + H2SO4 > Br2 + K2SO4 + SO2 + H2O (Желтый)

2KJ + H2SO4 > J2 + H2S + K2SO4 + H2O (Черный)

	Свинцовая	Лакмус
KCl	-	Розовая
KBr	Желтая	Розовая
KJ	Желтая	Розовая

Вывод: зная цвет, можно отличить соли одну от другой, ведь в ходе реакций выделяется истинный галоген.



ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ ОПЫТ. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ

Приготовить в двух отдельных стаканчиках раствор 0,72 г иодата калия в 8 мл 2%-ной хлорной кислоты и раствор 0,3 г малоновой кислоты, 0,1 г сульфата марганца(II) и 0,5 мл крахмальной жидкости в 5 мл воды. Затем в присутствии группы налить в стакан на 100 мл 5 мл 30%-ного H₂O₂ и добавить (одновременно!) приготовленные ранее растворы, размешать палочкой и поставить на белый лист бумаги.

Вывод: йодат калия окисляет малоновую кислоту, восстанавливаясь до йодоводорода. Йодоводород в свою очередь окисляется пероксидом водорода до свободного йода. Бесцветный раствор сначала желтеет от образующегося йода, затем становится темно-синим за счет взаимодействия Йода с крахмалом. Изменение цвета происходит многократно и связано с периодическими превращениями йодата.

Размещено на Allbest.ru