Тема 8. р-елементи VI групи

Основні теоретичні відомості

До головної підгрупи шостої групи належать: Оксиген О, Сульфур S, Селен Se, Телур Те і радіоактивний елемент Полоній Ро.

Атоми елементів головної підгрупи у зовнішньому електронному шарі містять s²р⁴-електрони. Атом Оксигену відрізняється від атомів інших елементів цієї підгрупи відсутністю d-підрівня на останньому енергетичному рівні, тому він, як правило, може виявляти ковалентність, що дорівнює двом, за винятком таких сполук, наприклад як О₃, CO тощо. На відміну від Оксигену, Сульфур, Селен, Телур, Полоній можуть виявляти ковалентність не тільки два, а й чотири і шість. Це пояснюється тим, що число неспарених електронів в атомах цих елементів може збільшуватись за рахунок розпаровування s- і р-електронів з переходом їх на d-орбіталі зовнішнього електронного шару.

У разі переходу від Оксигену до Полонію радіуси їхніх атомів збільшуються, а енергія йонізації та відносна електронегативність — зменшуються. Тому найближче до металів слід розміщувати Полоній. Всі інші елементи цієї групи — неметали. Активність їх як неметалів від Оксигену до Телуру послаблюється. Одночасно від Сульфуру до Полонію послаблюється здатність виявляти негативний ступінь окиснення, який у сполуках з металами і гідрогеном, як правило, дорівнює -2.

Оксисен найпоширеніший елемент у земній корі і його вміст становить 47 мас %. Кисень – проста речовина, утворена оксисеном, міститься в атмосферному повітрі. У зв’язаному стані оксисен входить до складу води, кварцу, силікатів, алюмосилікатів, сполук тваринного та рослинного походження.

В промисловості кисень одержують фракціонною перегонкою рідкого повітря та електролізом води. У лабораторії кисень одержують за рахунок термічного або каталітичного розкладу сполук, багатих на оксисен:

2KMnO₄ K₂MnО₄ + MnO₂ + O₂↑.

2KСlO₃ 2KСl + 3O₂↑.

Оксиген виявляє широкий діапазон ступенів окиснення в сполуках. У зв’язку з тим, що атому Оксигену не вистачає двох електронів до завершення зовнішнього енергетичного рівня, він легко може приймати їх від менш електронегативних елементів, виявляючи мінімальний ступінь окиснення -2 (Н₂О, КОН, Н₂SО₄). У пероксидах Оксиген має ступінь окиснення -1 (Н₂О₂, Nа₂О₂), в над пероксидах - (КО₂), а в озонідах -(КО₃). Крім негативних, Оксиген утворює сполуки з флором із позитивними ступенями окиснення: +1(О₂F₂), +2(ОF₂), +4(О₃).

Молекула О₂ досить стійка. Як і для інших р-елементів 2-го періоду, максимальна ковалентність оксигену дорівнює чотирьом.

За хімічною активністю кисень поступається лише галогенам. Він утворює сполуки з усіма елементами, за винятком легких інертних газів Не, Nе, Аr. За звичайних умов кисень не є сильним окисником. Інакше ми б не змогли спостерігати за розмаїтістю квітів та кольорів, які нас оточують. Лише при підвищеній температурі зв'язок у молекулі О₂ руйнується (D 494 кДж/моль), і тоді кисень починає реагувати з усіма простими речовинами, за виключенням галогенів, інертних газів та благородних металів Аg, Аu, Рt, Rh.

4Fe + 3О₂ = 2Fe₂O₃;

4Р + 5О₂ = Р₄О₁₀;

S + О₂ = SO₂.

Реакції окиснення відбуваються з різною швидкістю. Повільне окиснення органічних речовин називається гниттям.

Окиснення, що відбувається з інтенсивним виділенням теплової та світлової енергії, називається горінням.

Існує не лише молекулярний Оксиген О₂, а ще й озон О₃, його друга алотропна форма. Озон добувають у спеціальних приладах – озонаторах:

3О₂ = 2О₃

У природі озон утворюється з кисню повітря під час грози, а також у розрідженній атмосфері на висоті 20 – 30 кілометрів під дією ультрафіолетових променів. Озоновий шар має неоціненне значення для розвитку життя на Землі: поглинаючи ультрафіолетові промені, він захищає все живе від згубної дії зовнішнього гамма-випромінення, а також поглинає інфрачервоні промені, що йдуть від Землі, таким чином перешкоджаючи її охолодженню.

Озон – важкий газ синього кольору, з різким запахом, отруйний. О₃ – один з дуже сильних окисників, окислює золото та платину. При дії на метали утворює пероксидні сполуки. Навіть така стійка до окиснення речовина, як срібло, під дією озону перетворюється на пероксид аргентуму:

2Аg + 3О₃ = Аg₂О₂ + 2О₂.

Озон окиснює всі метали (крім золота і платинових металів) і більшість неметалів. Внаслідок взаємодії озону з лужними металами утворюються озоніди:

К + О₃ = КО₃.

Озон іди – сполуки до складу молекул яких входять катіони металів та озонід–йони О₃^-. Наявністю в йоні О₃^- неспареного електрона зумовлює парамагнетизм озонідів. Озон іди забарвлені в червоний колір.

Озон використовують для знезараження питної води. На відміну від обробленої хлором води, яка містить шкідливі неорганічні та органічні сполуки, озонована вода абсолютно нешкідлива для використання в народному господарстві та побуті.

Приєднуючи два електрони, молекула кисню перетворюється на пероксид-йон О₂^2-, в якому атоми Оксигену зв’язані одним двохелектронним зв’язком. Похідні О₂^2- називаються пероксидами.

Найбільше практичне значення з усіх пероксидів має пероксид гідрогену Н₂О₂. У лабораторії та медицині використовують 3%- і 30%-і розчини Н₂О₂ (останній називають пергідролем).

Пероксид гідрогену добувають кількома способами. Наприклад:

H₂S₂O₈ + 2Н₂О = 2H₂SO₄ + Н₂О₂.

Пероксид гідрогену відганяють від сульфатної кислоти за зниженого тиску. Пероксид гідрогену легко розкладається за реакцією самоокиснення-самовідновлення:

2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂.

Отже, з точки зору окисно-відновних перетворень пероксид гідрогену може виявляти властивості як окисника, так і відновника. Наприклад, у реакції:

2КІ + Na₂O₂ + 2H₂SO₄ = І₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2Н₂О

пероксид гідрогену виявляє окиснювальні властивості, а під час взаємодії з дуже сильними окисниками — відновні:

2КМnО₄ + 5Н₂О₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5О₂↑ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Окисні властивості пероксидів виражені значно сильніше, ніж відновні. Водний розчин Н₂О₂ виявляє властивості слабкої кислоти:

Н₂О₂ + Н₂О ↔ Н₃О⁺+ НО₂^-.

Оскільки під час взаємодії Н₂О₂ з лугами відбувається реакція:

Н₂О₂ + 2NaOH = Na₂O₂ + 2Н₂О,

пероксиди металів (Na₂O₂, BaO₂ тощо), що утворюються, можна розглядати як солі пероксиду гідрогену.

Атом Cульфуру, як і Оксигену, в зовнішньому електронному шарі містить шість електронів, два з яких є неспареними (1s²2s²2p⁶3s²3p⁴3d°). В атомі Сульфуру валентними можуть бути не лише 3s- і 3р-, а й 3d-орбіталі. Тому в разі збудження атомів Сульфуру вони можуть містити до шести неспарених електронів. Максимальна ковалентність Сульфуру дорівнює шести, найстійкішими є sр³-гібридизований стан, а також sp³d -стан.

Для Сульфуру характерні такі ступені окиснення: -2 (Н₂S, Nа₂S, СS₂); +4 (SО₂, Н₂SО₃, NаНSО₃); +6 (SО₃, Н₂SО₄, Nа₂SО₄).

Важливим джерелом добування сірки є залізний колчедан, або пірит, FeS₂. Під час нагрівання піриту без доступу повітря відбувається реакція розкладу:

FeS₂ = FeS + S.

Сірка є типовим активним неметалом. Вона здатна сполучатися з лужними металами за кімнатної температури, а з іншими — у разі нагрівання. Такі метали, як мідь, срібло, свинець, бісмут, кадмій, ртуть тощо, мають підвищену спорідненість до сірки, тому всі вони трапляються у природі переважно у вигляді сульфідних мінералів.

У разі сполучення різних металів з сіркою утворюються сульфіди:

Ca + S = CaS;

2Cu + S = Cu₂S.

Сірка за кімнатної температури активно взаємодіє з фтором. У разі слабкого нагрівання сірка здатна окиснювати багато простих і складних речовин, і водночас вона сама досить легко окиснюється киснем і галогенами. Вона може бути як окисником:

Zn + S = ZnS,

так і відновником:

S + О₂ = SO₂,

а також брати участь у реакціях диспропорціонування:

3S° + 6NaOH = 2Na₂S^2- + Na₂S⁴⁺O₃ + 3Н₂О.

Найбільша подібність властивостей Оксигену і Сульфуру виявляється у сполуках, в яких їхні атоми мають ступені окиснення -2.

Однією з найважливіших сполук Сульфуру є гідроген сульфід Н₂S (сірководень). Він утворюється при взаємодії сірки з воднем при високій температурі:

Н₂ + S Н₂S

У лабораторіях Сірководень добувають в апаратах Кіппа, діючи розбавленими розчинами кислот на сульфіди металів:

FeS + 2НС1 = FeCl₂ + H₂S↑.

Сірководень — безбарвний газ з неприємним запахом тухлих яєць. Він дуже токсичний. Сірководень легко зріджується у безбарвну рідину за температури -60,3°С. H₂S горить на повітрі голубуватим полум'ям. Сірководень — сильний відновник. На повітрі він горить з утворенням оксиду сульфуру (ІV) і води:

2H₂S^2- + 3О₂° = 2S⁴⁺O₂ + 2Н₂О^2-.

У водному розчині H₂S повільно окиснюється киснем повітря:

2H₂S^2- + О₂° = 2Н₂О^2- + 2S°↓.

Сірководень здатний реагувати також з іншими окисниками, наприклад:

3H₂S^2- + К₂Сr₂⁶⁺О₇ + 4H₂SO₄ = 3S°↓ + K₂SO₄ + Cr₂³⁺(SO₄)₃ + 7Н₂О;

6H₂S^2- + 8НСl⁵⁺O₃ = 6H₂S⁶⁺O₄ + 8НС1^-.

У воді H₂S добре розчинний. Йонізація H₂S, що перебуває у рідкому стані, мізерно мала. Значно краще він піддається йонізації у воді:

Н₂О...H₂S ↔ H₃O⁺ + HS^-.

Водний розчин H₂S (сульфідна кислота) є слабкою двохосновною кислотою, яка дисоціює за двома ступенями:

H₂S ↔ H⁺ + HS^-, К₁ = 6·10^-8;

HS^- ↔ H⁺ + S^2-, К₂= 10^-14.

Солі сульфідної кислоти називаються сульфідами. Водний розчин H₂S утворює два ряди солей: середні – сульфіди (Nа₂S) та кислі – гідроген сульфіди (NаНS). У воді розчинні лише сульфіди лужних та лужноземельних металів, а також амонію.

У розчині сульфіди гідролізуються як солі, утворені сильною основою та слабкою двохосновною кислотою з утворенням лужного середовища:

Na₂S + Н₂О NаНS + NaOН.

Сульфіди неметалічних елементів гідролізуються незворотньо, утворюючи відповідні кислоти:

SіS₂ + 3Н₂О = Н₂SіО₃↓+ 2H₂S↑.

Деякі сульфіди (Аl₂S₃, Сr₂S₃, Fе₂S₃) також гідролізуються незворотньо з утворенням слабкої нерозчинної у воді основи та слабкої, нестійкої у водному розчині кислоти:

Аl₂S₃ + 6Н₂О = 2Аl(ОН)₃↓+ 3H₂S↑.

Такі сульфіди можна одержати лише «сухим» шляхом при сплавленні металічних ошурок із сіркою, утворення їх у водному розчині неможливе.

Більшість сульфідів металів – малорозчинні сполуки, добуток розчинності яких знаходиться у межах 10^-10 – 10^-52. Низьку розчинність та характерне індивідуальне забарвлення, а також різну розчинність у кислотах використовують у хімічному аналізі.

Сульфіди, як похідні найнижчого ступеня окиснення Сульфуру виявляють лише відновні властивості. Продуктами їх окиснення в залежності від умов можуть бути S, SО₂, Н₂SО₄.

Для визначення продуктів окиснення сульфідів слід пам’ятати такі закономірності:

Дією на Н₂S водних розчинів більшості окисників (КMnO₄, К₂Сr₂О₇, Н₂SО_4(к), НNО_3(к)) він окислює до вільної сірки:

5Н₂S^2- + 2КMn⁷⁺O₄ + 3H₂SO₄ = 5S°↓ + 2Mn²⁺SO₄ + К₂SО₄ + 8H₂O.

Спалюванням сірководню в надлишку кисню утворюється SО₂:

2H₂S^2- + 3О₂° = 2S⁴⁺O₂ + 2Н₂О^2-.

Дуже сильні окисники (Сl₂, Вr₂, РbО₂, NаСlО, НNО_3(дим)) окислюють сульфід гідрогену до сульфатної кислоти:

H₂S^2- + 4С1₂ + 4Н₂О = H₂S⁶⁺O₄ + 8НС1.

Залежно від природи електропозитивного елемента сульфіди можуть виявляти основні, кислотні або амфотерні властивості, що яскраво простежується на прикладі реакцій гідролізу і комплексоутворення.

Основні і кислотні сульфіди взаємодіють між собою з утворенням так званих тіосолей:

Na₂S + CS₂ = Na₂CS₃.

Тіокислоти є нестійкими сполуками і розкладаються на сірководень і відповідний сульфід:

Na₂CS₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂CS₃;

H₂CS₃ = H₂S↑ + CS₂↑.

Відомі кілька сполук Сульфуру з Оксигеном. Практичне значення мають дві з них: сульфур (ІV) оксид та сульфур (VІ) оксид.

Оксид сульфуру (ІV) SO₂ утворюється при спалюванні сірки у повітрі:

S + O₂ = SO₂.

У лабораторії SO₂ одержують дією концентрованої сульфатної кислоти на мідь:

Сu + 2H₂SO_4(к) = СuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O.

або дією хлоридної кислоти на сульфіти:

Na₂SO₃ + 2HСl = 2NaСl + SO₂↑ + H₂O.

У процесі промислового виробництва сульфатної кислоти SO₂ одержують випалюванням піриту:

4FеS₂ + 11O₂ = 2Fе₂О₃ + 8SO₂↑

SO₂ – безбарвний газ з різким запахом, отруйний, легко конденсується у рідину, що кипить за температури – 10 °С.

Сульфур (ІV) оксид добре розчиняється у воді, при цьому утворюється сульфітна кислота H₂SO₃.

SO₂ + Н₂О ↔ H₂SO₃.

Сульфітна кислота H₂SO₃ — двохосновна кислота середньої сили, дуже нестійка сполука, вона існує тільки у водних розчинах. Спроби виділити кислоту у чистому вигляді або сконцентрувати її розбавлені розчини завершуються розкладанням H₂SO₃ на SO₂ і Н₂О:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SО₂↑ + Н₂О.

Солі сульфітної кислоти – сульфіти та гідроген сульфіти – одержують взаємодією SO₂ з розчинами лугів або розчинними карбонатами:

SO₂ + NaОН = NaHSO₃,

SO₂ + 2NaОН = Na₂SO₃ + Н₂О,

2SO₂ + Na₂СО₃ + Н₂О = 2NaHSO₃ + СО₂↑.

Оскільки Сульфур в SO₂ та сульфітах знаходиться у проміжному ступені окиснення (+4), ці сполуки виявляють окисно-відновну двоїстість з більш вираженими відновними властивостями.

Якщо пропускати SO₂ через йодну воду, то вона миттєво знебарвлюється внаслідок відновлення І₂ до І^-:

SO₂ + І₂ + 2Н₂О = H₂SO₄ + 2НІ.

Під час взаємодії з галогенами H₂SO₃, як і SO₂, виявляє відновні властивості:

H₂SO₃ + С1₂ + Н₂О = H₂SO₄ + 2НС1.

Гідроген сульфіт натрію під назвою «антихлор» використовують для видалення залишків хлору після використання його як відбілювача:

NaHSO₃ + С1₂ + Н₂О = NaHSO₄ + 2НС1.

З сильними відновниками сульфітна кислота виступає окисником і відновлюється до елементарної сірки:

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S↓ + 3Н₂О.

Під час нагрівання сульфіти піддаються диспропорціонуванню:

4Na₂S⁴⁺O₃ = Na₂S^2- + 3Na₂S⁶⁺O₄.

Сульфіти здатні відновлювати також вільну сірку:

Na₂SO₃+ S = Na₂SSO₃.

Na₂S₂O₃ — сіль тіосульфатної кислоти H₂S₂O₃ (сильна кислота) за кімнатної температури вона нестійка і розкладається на Н₂О, SO₂ і S. У разі підкислювання розчину Na₂S₂O₃ відбувається реакція:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SО₂↑ + S↓ + H₂O.

Натрій тіосульфат — сильний відновник; він взаємодіє з хлором за реакцією:

Na₂SSO₃ + 4С1₂ + 5Н₂О = 2H₂SO₄ + 6НС1 + 2NaCl,

а з йодом за реакцією:

2Na₂S₂O₃ + І₂ = 2NaI + Na₂S₄O₆.

При підвищенній температурі в присутності каталізатора V₂О₅ оксид сульфуру (ІV) окислюється киснем до оксиду сульфуру (VІ):

2SO₂ + О₂ = 2SO₃.

Оксид сульфуру (VІ) активно реагує з водою, утворюючи сульфатну кислоту:

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄.

Промисловий спосіб одержання H₂SO₄ базується на поглинанні SO₃ концентрованою сульфатною кислотою (ні в якому разі не водою), при цьому утворюється суміш полі сульфатних кислот, яку називають олеум. Склад олеуму можна представити формулою H₂SO₄·nSO₃ (n=1-6). Олеум у перекладі з латинської «масло».

Селен Sе, Телур Те, Полоній Ро належать до р-елементів, що мають конфігурацію зовнішнього електронного шару s²р⁴. Селен і Телур – розсіяні, а Полоній – рідкісний елемент.

У ряду О – S – Sе – Те – Ро зменшується енергія іонізації і збільшуються розміри атомів і йонів, що зумовлює послаблення неметалічних і посилення металічних властивостей простих речовин. Так Сірка – це діелектрик, Селен і Телур виявляють як неметалічні, так і напівпровідникові і металічні властивості, а Полоній за своїми фізичними властивостями подібний до свинцю і бісмуту.

Селен і Телур у своїх сполуках виявляють такі ступені окиснення: -2 (Н₂Sе, Н₂Те та їхні солі – селеніди і телуриди); +4 (SеО₂, ТеО₂, кислоти Н₂SеО₃, Н₂ТеО₃ та їхні солі); +6 (Н₂SеО₄, Н₂ТеО₄ та їхні солі – селенати і телурати).

У ряду S – Sе – Те – Ро посилюються відновні і послаблюються окисні властивості, що підтверджується реакцією:

S° + Н₂Sе^2- = Н₂S^2- + 2Sе°.

Сірка сильніший окисник, ніж селен.

Селен з водою і розбавленими розчинами кислот не взаємодіє, а телур окислюється водою за температури 100 – 160 °С.

Те° + 2Н₂¹⁺О = Те⁴⁺О₂ + 2Н₂°↑.

Полоній взаємодіє з НСl як типовий метал:

Ро° + 2Н¹⁺Сl = РоСl₂ + 2Н₂°↑.

Концентрована нітратна кислота окислює Sе і Те до кислот, тобто телур і селен в цих реакціях ведуть себе як типові неметали:

Sе° + 4НN⁵⁺О₃ = Н₂Sе⁴⁺О₃ + 4N⁴⁺О₂ + Н₂О.

Полоній за цих умов утворює солеподібні сполуки:

Ро° + 8НN⁵⁺О₃ = Ро(NО₃)₄ + 4N⁴⁺О₂ + 4Н₂О.

Під час кип’ятіння в лужних розчинах селен і телур, подібно до сірки, диспропорціонують:

3Sе° + 6КОН = 2К₂Sе^2- + К₂Sе⁴⁺О₃ + 3Н₂О.

Селен, телур і полоній активно взаємодіють з киснем і галогенами, під час сплавляння взаємодіють з металами.

Селен і телур з воднем утворюють відповідно селен оводень Н₂Sе і телуроводень Н₂Те. Це надзвичайно отруйні речовини з неприємним запахом.

Відновна активність речовин у ряду Н₂S - Н₂Sе - Н₂Те посилюється. У водних розчинах Н₂Sе і Н₂Те швидко окислюється киснем повітря:

2Н₂Sе + О₂ = 2Sе↓ + 2Н₂О.

У воді Н₂Sе і Н₂Те розчиняються краще, ніж Н₂S, і їх розчини – сильніші кислоти, ніж Н₂S.

Для Н₂Sе відомі як кислі (гідрогенселеніди), так і середні (селеніди) солі, для Н₂Те – тільки середні солі (телуриди).

Під час нагрівання Sе і Те з киснем утворюються кристалічні оксиди SеО₂ і ТеО₂. Кристалічний характер оксидів у SО₂ - SеО₂- ТеО₂ послаблюється.

У разі взаємодії SеО₂ з водою утворюється селенітна кислота Н₂SеО₃. ТеО₂ у воді не розчиняється, в лугах розчиняється з утворенням телуридів.

На відміну від SО₂ оксид селену (ІV) й оксид телуру (ІV) виявляють переважно окислювальні властивості. Так, SеО₂ і ТеО₂ можна відновити навіть оксидом сульфуру (ІV):

Sе⁴⁺О₂ + 2S⁴⁺О₂ + Н₂О = Sе° + Н₂S⁶⁺О₄.

Н₂SеО₃, Н₂ТеО₃, Н₂РоО₃ як кислоти значно стійкіші, ніж Н₂SО₃, яка існує тільки у розчині. Всі ці кислоти утворюють два типи солей: кислі і середні. Селенітна кислота добре розчиняється у воді, Н₂ТеО₃ і Н₂РоО₃ – погано. Перевести у розчин ТеО₂ і РоО₂ можна під дією лугів:

ТеО₂ + 2NаОН = Nа₂ТеО₃ + Н₂О.

Солі селенітної кислоти Н₂SеО₃ називають селенітами, солі телуричної кислоти Н₂ТеО₃ – телуритами.

У ряду Н₂SО₃ - Н₂SеО₃ - Н₂ТеО₃ сила кислот зменшується. Телуритна кислота амфотерна.

Селенатну Н₂SеО₄ і телуратну Н₂ТеО₄ (ортотелуратну Н₆ТеО₆) кислоти можна добути дією сильних окисників на сполуки Sе (ІV), Те (ІV) або на прості речовини Sе і Те:

Н₂Sе⁴⁺О₃ + Н₂О₂^1- = Н₂Sе⁶⁺О₄ + Н₂О,

Те° + НСl⁵⁺О₃ + Н₂О = Н₂Те⁶⁺О₄ + НСl^1-.

Подібно до сульфатної кислоти, селенатна кислота Н₂SеО₄ сильна, малолетка, є сильним окисником. Селенати (солі Н₂SеО₄) за властивостями подібні до сульфатів. Солі РbSеО₄, ВаSеО₄ у воді не розчиняються.

Телурат на кислота – слабка. З розчину вона виділяється у вигляді кристалів ортотелуратної кислоти Н₆ТеО₆. Телурати – солі Н₂ТеО₄ і Н₆ТеО₆ кислот. Під час нагрівання Н₆ТеО₆ від її молекули відщеплюються дві молекули води і кислота перетворюється на Н₂ТеО₄, що є досить сильним окисником, але слабкішим, ніж Н₂SеО₄.

Лабораторна робота

Дослід 1. Одержання кисню

У суху пробірку насипати приблизно 0,5 г кристаличного . Закріпити пробірку вертикально в лапці штатива. Газ, який при цьому виділяється, випробувати тліючою скіпкою. Написати рівняння реакції розкладу . До якого типу реакцій відноситься ця реакція?

Дослід 2. Окисні властивості пероксиду водню

У пробірку внести 3-4 краплі розчину калій йодиду і 2 краплі розчину сульфатної кислоти. Потім додати краплями розчин пероксиду водню. Відмітити зміну забарвлення розчину. Випробувати розчин на наявність йоду за допомогою 1-2 крапель розчину крохмалю. Написати рівняння реакції.

Дослід 3. Відновні властивості пероксиду водню

У пробірку внести 1-2 краплі концентрованого і 3-4 краплі розчину сульфатної кислоти. Потім додати краплями розчин пероксиду водню до зникнення фіолетового забарвлення розчину. Газ, який виділяється випробувати тліючою скіпкою. Написати рівняння реакції.

Дослід 4. Відновні властивості сульфітної кислоти та її солей

У пробірку налити 2-3 краплі розчину і 4-5 крапель розчину сульфатної кислоти. Потім додати краплями розчин натрій сульфіту Відмітити перехід оранжевого забарвлення в зелене. Написати рівняння реакції.

Дослід 5. Окисні властивості сульфітної кислоти та її солей

У пробірку налити 3-4 краплі розчину сульфатної кислоти та додати такий же об’єм сульфідної кислоти. Спостерігати виділення сірки.

Написати рівняння реакції.

Дослід 6. Нестійкість тіосульфатної кислоти

Внести у пробірку 5-6 крапель розчину тіосульфату натрію та додати 3-4 краплі розчину сульфатної кислоти. Відмітити утворення осаду сірки та виділення газу. Написати рівняння реакцій та графічну формулу тіосульфатної кислоти.

Дослід 7. Відновні властивості тіосульфату натрію. (Тяга!)

Внести в пробірку 5-6 крапель розчину натрію тіосульфату та додати 3-5 крапель йодної води і спостерігати за знебарвленням розчину йоду. Написати рівняння реакції, враховуючи, що йод окислює до натрій тетратіонату .

Дослід 8. Дегідратуючі властивості сульфатної кислоти

Скляною паличкою, яка змочена розчином сульфатної кислоти (1:1) зробити напис на листку фільтровального паперу, а потім підсушити папір над полум’ям пальника. Поясніть спостережувані явища, маючи на увазі, що загальна формула клітковини .

Дослід 9. Окислювальні властивості концентрованої сульфатної кислоти. (Тяга!)

У пробірці нагріти до кипіння 1-2 мл концентрованої сульфатної кислоти, в яку вміщено жеврюючу деревну вуглинку. Дослідити газ, що виділяється, для чого до отвору пробірки піднести зволожений синій лакмусовий папірець. Записати рівняння реакції.

Дослід 10. Дія концетрованого і розведеного розчинів сульфатної кислоти на метали (Тяга!)

У дві пробірки внести потрохи мідних стружок, в одну з них долити 1 мл концентрованої сульфатної кислоти, у другу – стільки ж розведеного її розчину. Вміст кожної пробірки злегка нагріти, і в їх отвори внести вологий лакмусовий папірець і папірець, змочений розчином плюмбум (II) ацетату.

Записати рівняння відповідних реакцій.

Аналогічно виконати досліди з взаємодії концентрованого і розведеного розчинів сульфатної кислоти з цинком.

Дата добавления: 2014-10-31