Опыт 4. Изучение свойств хлороводородной кислоты.

Практическое занятие № 17.

Тема. Химические свойства хлора, соляной кислоты.

Качественные реакции.

Цели занятия:

- углубление знаний общей характеристики галогенов по их положению в Периодической системе, физических и химических свойств галогенов и их соединений

- приобрести навыки: проведения качественных реакций на галогенид- ионы CI^-, Br^-, I^-.

- совершенствовать навыки получения комплексных соединений галогенов;

- влияния копмлексообразования на растворимость малорастворимых соединений.

Формируемые компетенции.

- ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их выполнение и качество.

- ОК 3. Принимать решения в стандартных и нестандартных ситуациях и нести за них ответственность.

- ПК 1.1.Организовывать прием, хранение лекарственных средств, лекарственного растительного сырья и товаров аптечного ассортимента в соответствии с требованиями нормативно-правовой базы.

- ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности.

- ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения

 

I. Теоретическая часть.

Галогены в периодической таблице расположены слева от благородных газов. Эти пять токсических неметаллических элементов входят в 7 группу периодической таблицы. К ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Хотя астат радиоактивен и имеет только короткоживущие изотопы, он ведет себя, как йод, и его часто причисляют к галогенам.

Фтор – элемент с атомным номером 9, обозначается символом F. Элементарный фтор впервые был обнаружен в 1886 г. путем выделения его из плавиковой кислоты. В свободном состоянии фтор существует в виде двухатомной молекулы (F2) и является наиболее распространенным галогеном в земной коре. Фтор – наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице. При комнатной температуре является бледно-жёлтым газом. Фтор также имеет относительно небольшой атомный радиус. Его СО – -1, за исключением элементарного двухатомного состояния, в котором его степень окисления равна нулю. Фтор чрезвычайно химически активен и непосредственно взаимодействует со всеми элементами, кроме гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar).

Химические свойства.

1. Взаимодействие с металлами, оксидами, гидроксидами уже при обычных условиях:

Ca+ F₂ = CaF_2,

2. С неметаллами (Р, S):

S + 3F₂ = SF_6,

2P + 5F₂ = 2PF_5.

3. С азотом и кислородом напрямую фтор не реагирует.

4. От водородных соединений фтор отнимает протон:

F₂ + H₂O = 2HF + О₂,

5. Фтористый кислород может быть получен по реакции:

2F₂ + 2NaOH = 2NaF + H₂O + F₂O.

6. Взаимодействие с водородом, хлором:

H₂ + F₂ = 2HF (взрыв),

Cl₂ + F₂ = 2ClF.

Плавиковая кислота (фтороводоро́дная кислота́) — водный раствор фтороводорода (HF). Промышленностью выпускается в виде 40 % (чаще), а также 50 % и 72 % растворов.

Физические свойства.

Бесцветная жидкость. Растворение фтористого водорода в воде сопровождается довольно значительным выделением тепла (59,1 кДж/моль).

Химические свойства.

Взаимодействие с SiO₂:

SiO₂+ 4HF = SiF₄+ 2H₂O

Взаимодействует с металлами (кроме золота и платины):

2Al+ 6HF(газ) = 2AlF₃+ 3H₂

Хлор – элемент с атомным номером 17 и химическим символом Cl. Обнаружен в 1774 г. путём выделения его из соляной кислоты. В своём элементарном состоянии он образует двухатомную молекулу Cl₂. Хлор имеет несколько СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При комнатной температуре он является светло-зеленым газом. Так как связь, которая образуется между двумя атомами хлора, является слабой, молекула Cl₂ обладает очень высокой способностью вступать в соединения. {\displaystyle {\mathsf {2Na+Cl_{2}\rightarrow 2NaCl}}}

Химические свойства хлора.{\displaystyle {\mathsf {2Fe+3Cl_{2}\rightarrow 2FeCl_{3}}}}

1. Взаимодействие с металлами. Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

Cl₂ + 2Na → 2NaCl

3Cl₂ + 2Sb → 2SbCl₃

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

2. Взаимодействие с неметаллами. C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованиемхлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

5Cl₂ + 2P → 2PCl₅

2S + Cl₂ → S₂Cl₂

С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl₂ + 3F₂ (изб.) → 2ClF₃

Другие свойства. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl₂ + 2HBr → Br₂ + 2HCl

Cl₂ + 2NaI → I₂ + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl₂ + CO → COCl₂

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaCl(OCl) + H₂O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH₃ + 3Cl₂ → NCl₃ + 3NH₄Cl

Окислительные свойства хлора. Хлор очень сильный окислитель.

Cl₂ + H₂S → 2HCl + S

Химические свойства соляной кислоты.

- химическая реакция с металлами:
2HCl + Zn =ZnCl₂ + H₂ - образуется соль (в данном случае прозрачный раствор хлорид цинка) и водород
- химическая реакция с оксидами металлов:
2HCl + CuO = CuCl₂ + H₂O - образуется соль (в данном случае раствор соли зёленого хлорида меди) и вода
- химическая реакция с основаниями и щелочами (или реакция нейтрализации)
HCl + NaOH = NaCl + H₂O - реакция нейтрализации, -образуется соль (в данном случае прозрачный раствор хлорид натрия) и вода.
- химическая реакция с солями (например, c мелом СaCO₃):
HCl + СaCO₃ = CaCl₂ + CO₂ + H₂O - образуется углекислый газ, вода и прозрачный раствор хлорида кальция CaCl₂.

 

 

Контрольные вопросы и задачи:

1.Написать электронные формулы атомов галогенов в нормальном и возбужден­ном состояниях. Почему хлор, бром и йод могут проявлять степени окисления -1,+1, +3, +5, +7, а фтор только -1?

2. Как изменяется энергия ионизации и сродство к электрону в ряду СI, Вг, I. Чем это объясняется?

3. Действием, какого реактива можно разделить AgIи AgCI, находящиесяв смеси?

1) H₂SО₄; 2) HNО₃; 3) NH₃-раствор; 4) КВг; 5) КОН.

4.Соляная кислота с массовой долей HCI 36% имеет плотность 1,18 г (см³). Рассчитать молярную концентрацию хлороводорода.

5. Какой объем хлора получится при реакции 8,82 г. хлората калия с 600мл соляной кислоты с концентрацией 0,94 моль/л?

 

II. Практическая часть.

 

Опыт 1. Растворение йода в различных растворителях (демонстра­ционный опыт).

В три пробирки поместить 0,05 г йода, добавить в первую пробир­ку 10 мл воды, во вторую — 5 мл этилового спирта, в третью-5 мл хлороформа. Какой цвет имеет раствор иода в каждом растворителе? Сделать вывод о растворении йода в воде, спирте, хлороформе. Опишите физические свойства йода.

Опыт 2. Обнаружение йода (испытание на подлинность).

На предметное стекло поместить 1 каплю водного раствора йода, (полученного в опыте 1) добавить 1 каплю крахмального клейстера. Отметить наблюдения. Сделать вывод, составить уравнение реакции.

Опыт 3. Качественные реакции на галогенид- ионы CI^-, Br^-, I^-.

а) В три пробирки поместить по 0,5 мл растворов: в первую — хлори­да натрия, во вторую — бромида натрия, в третью — иодида натрия. В каждую пробирку добавить по 0,5 мл раствора нитрата серебра.

Отметить цвет и характер осадков. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения протекающих реакций

б) В каждую пробирку прилить к полученным осадкам 1 мл раствора аммиака. Отметить: -в какой пробирке осадок растворился;-как изменяется растворимость осадков в растворе аммиака в ряду: AgI- AgBr- AgCI. Сделать вывод, как обнаружить в растворе СI^-, Вr^-, I^- ионы. Составить уравнение реакции образования ионного комплекса хлорида диамминсеребра, полученного при взаимодействии осадка AgCI с водным раствором аммиака.

Опыт 4. Изучение свойств хлороводородной кислоты.

а) Взаимодействие хлороводородной кислоты с металлами.

Поместить в одну пробирку 1 гранулу цинка, в другую — 1 гра­нулу меди. Добавить в каждую из пробирок по 1 мл хлороводородной кислоты. Что наблюдаете? Почему в пробирке с цинком выделяются пузырьки газа? Сделать вывод. Написать уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной форме.

б) Взаимодействие хлороводородной кислоты с основными и амфотерными оксидами. Поместить в одну пробирку 0,01 г оксида меди (II), в другую — 0,01 г оксида цинка. В каждую про­бирку добавить 1 мл хлороводородной кислоты. Содержимое пробирок нагргеть, не допуская кипячения. Отметить цвет по­лученных растворов. Сделать вывод. Написать уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной форме.