Дослід 6 Порівняння активності галогенів

Лабораторна робота № 1

Тема: «ВИВЧЕННЯ ВЛАСТИВОСТЕЙ ГАЛОГЕНІВ

ТА ЇХ СПОЛУК»

Мета роботи: здобути в лабораторних умовах хлор, бром, йод; вивчити їх деякі властивості, якісні реакції.

Обладнання та реактиви: спиртівки, держаки, газовідвідні трубки, шпатель, штативи з пробірками, сірники, крохмаль, ”хлорна вода”, C₆H₆, H₂S_{(розчин)}, Br₂, I₂, KI, MnO₂, KMnO₄,H₂SO_4(к.), HCl. NH₄Cl_сух., AgNO₃, KBr, KCl, колба, газовідвідна трубка, H₂SO_4конц., скляна пластина, циліндр, лійка крапельна, кристалізатор, синій лакмус.

Дослід 1 Одержання хлору та хлорної води

Виконання досліду

Зібрати прилад для отримання газів по схемі:

На сухий KMnO₄ (1) подіяти HCl (2) і через газовідвідну трубку (3) пропустити одержаний газ (Cl₂) у склянку з водою до насичування (одержали хлорну воду).

Фізичні властивості хлору: газ жовто-зеленого кольору, майже в 2,5 рази важчий за повітря. За кімнатної температури під тиском (приблизно 607,950Па) перетворюється на рідину. За звичайних умов в одному об’ємі Н₂О розчиняється приблизно 2,5 об’ємів Cl₂. Розчин хлору у воді називається хлорною водою (має зеленуватий колір і запах хлору).

Cl₂+ H₂O ↔ HCl + HClO

При взаємодії хлору з водою відбувається оборотна реакція, яка не проходить до кінця. Рівновага встановлюється тоді, коли прореагує 1/3 частина розчину хлору. Слабка кислота, що утворилася, розпадається по рівнянню:

2HClO ↔ 2HCl+O₂, K_д(HClO) = 3,7∙10^-8

По мірі розкладу НСlО рівновага зміщується у бік утворення продуктів реакції і в кінці процесу весь Cl₂ прореагує з водою і в розчині залишається тільки НСl. Світло прискорює цю реакцію, тому хлорну воду рекомендується зберігати в темному місті.

HClO – сильний окисник.

Реакція гідролізу Cl₂ є реакцією диспропорціювання:

Cl⁰ +1e → Cl^-

ок-к процес відновлення,

Cl⁰ – 1e → Cl⁺

в -к процес окиснення,

тобто, один з атомів хлору відновлюється, а другий – окиснюється.

Дослід 2 Дослідження властивостей хлорної води

Виконання досліду

1 Виконати реакції, які показують наявність у хлорній воді Cl^- та ClO^-

а) показати наявність у хлорній воді Cl^- можна за допомогою реакції з AgNO₃(якісна реакція на Cl^-):

Cl^- + Ag^- → AgCl ↓

б) показати наявність у хлорній воді ClO^- можна за допомогою реакції взаємодії з розчинами фуксину (або чорнил).

Спостерігаємо знебарвлення розчинів. (ClO^- – сильний окисник).

2 До розчину синього лакмусу прилити рівний об’єм хлорної води. Спостерігаємо перехід синього кольору в червоний, а потім – повне знебарвлення.

Висновок: HClO – сильний окисник. Її утворенням пояснюється здібність знебарвлювати барвники та вбивати мікроорганізми. Сухий хлор не діє на барвники, але в присутності вологи відбувається знебарвлення забарвлених речовин атомарним киснем, який утворюється при розкладі HClO.

Дослід 3 Властивості брому

Виконання досліду

а) Нагріваємо у пробірці бромну воду та спостерігаємо її знебарвлення.

б) Вилучення брому розчинниками (бензол, хлороформ) з бромної води.

У пробірку налити бромну воду та додати бензол. Суміш енергійно перемішати. Бензольне кільце забарвлюється у жовтий колір. Ця реакція є якісною реакцією на Br₂.

Фізичні властивості брому: бром – червоно-бура рідина, легко випаровується, утворюючи червоно-буру пару. Потрапляючи на шкіру людини, бром викликає тяжкі опіки. Він малорозчинний у воді, краще розчиняється в органічних речовинах: спирті, ефірі, бензолі, хлороформі.

в) Окиснювальні властивості брому.

До розчину H₂S по краплям додавати бромну воду, перемішати:

H₂S + Br₂ = 2HBr + S↓

Br₂° + 2е → 2Br^-

↑о-к процес відновлення

S^2- – 2е → S°

↑ в-к процес окиснення

Спостерігаємо знебарвлення розчину та утворення осаду сірки.

Br₂ при взаємодії з сильним відновником (H₂S) виявляє окисні властивості.

Дослід 4 Одержання йоду

Виконання досліду

У пробірку внести декілька кристалів йоду, MnO₂ і перемішати. До суміші додати концентровану H₂SO₄ і нагріти:

KI+MnO₂ + H₂SO₄ = MnSO₄ +I₂ +K₂SO₄ + H₂O

__________________________________________________________________________________________________________________________________________

Спостерігаємо утворення фіолетових парів йоду.

Дослід 5 Властивості йоду

Виконання досліду

1 Сублімація йоду

В суху і чисту пробірку внести декілька кристалів йоду, підігріти.

Спостерігаємо: пробірка заповнюється фіолетовими парами I₂.

Це явище - сублімація - перехід йоду з твердого стану в газоподібний, не перетворюючись на рідину.

2 Розчинність йоду

У пробірку з водою внести кристали йоду, перемішати. Помітного розчинення при цьому не спостерігаємо. Додати в цю ж пробірку декілька кристалів KI та через хвилину розчин перемішати. Спостерігаємо помітне розчинення йоду у розчині KI. Прилити до цього розчину бензол, перемішати. Спостерігаємо: бензольне кільце набуває малинового кольору. (Реакція може бути якісною на вільний йод.)

3 Аналітична реакція на йод

До розчину йоду прилити крохмаль. Спостерігаємо синє забарвлення розчину, утворюється комплексно - адсорбційна сполука йоду з крохмалем. Ця реакція є якісною на вільний йод (I₂).

До розчину KI додати крохмаль. Змін не спостерігаємо, тобто KI містить йон I^-.

Фізичні властивості йоду: йод - тверда кристалічна речовина темно-сірого кольору із слабким металічним блиском.

Дослід 6 Порівняння активності галогенів

Виконання досліду

У пробірку з розчинами KCl та KBr прилити хлорну воду, а потім додати бензол і перемішати:

KI + Cl₂ = _______________________________________________

KBr + Cl₂ = ______________________________________________

Висновок: В ряду F-Cl-Br-I хімічна активність послідовно зменшується. Так, фтор витісняє із сполук хлор, бром; хлор – бром і йод; бром – тільки йод:

Br₂ + KI = I₂ + 2KBr.

Усі галогени мають різкий запах, викликають подразнення дихальних шляхів, токсичні речовини.

Дослід 7 Синтез HСl↑

Виконання досліду

У колбу Вюрца насипати сухого NH₄Cl і через краплинну лійку прилити H₂SO_4конц. в такій кількості, щоб вона покрила собою сіль. Бокову трубку колби з’єднати з промивною склянкою, в якій знаходяться H₂SO_4конц.

Зігнену під прямим кутом скляну трубку, яка з’єднана з промивною склянкою, опустити до дна циліндра для збирання газу. Коли реакція закінчиться (при нормальних умовах), її необхідно продовжити при нагріванні. Інтенсивність процесу залежить від температури.

Рівняння реакції:

NH₄Cl + H₂SO₄ → ________________________ (на холоду).

NH₄Cl → ______________________________(при t°).