Опыт 3. Качественные реакции на галогенид-ионы

Тема занятия № 16-17
Элементы VIIА – VIIIА групп
Цель занятия: сформировать понятие о классификации биогенных элементов и значении биогенных
элементов, как основы электролитного фона организма; познакомиться с медико- биологическим
значением элементов и качественными реакциями с их участием. Научиться применять учебный
материал в своей будущей профессии.
Сделайте записи в рабочей тетради по плану:

дата

номер занятия

тема занятия

цель занятия

основные вопросы темы

краткий конспект лабораторных работ по литературе
Учебные вопросы занятия:
1. Общая характеристика группы.
2. Галогены.
3. р-элементы группы VIII. Физические и химические свойства инертных (благородных) газов.
4. Лабораторная работа №7.
Рекомендуемая литература:
Основная
1. Жолнин, А. В. Общая химия [Текст] : учеб. / А. В. Жолнин ; под ред. В. А. Попкова, А. В.
Жолнина. - М. : ГЭОТАР-Медиа, 2012. - 400 с. (51 экз.)
2. Жолнин, А. В. Общая химия [Электронный ресурс]: учебник / А. В. Жолнин; под ред. В. А.
Попкова. - М. : ГЭОТАР-Медиа, 2012. - 400 с.: ил. – Режим доступа:
http://www.studentlibrary.ru/book/ISBN9785970421086.html
3. Попков, В. А. Общая химия [Электронный ресурс] : учеб. / В.А. Попков, С.А. Пузаков. - М. :
ГЭОТАРМедиа,
2010.
976
с.
–
Режим
доступа:
http://www.studentlibrary.ru/book/ISBN9785970415702.html
Дополнительная
1. Попков, В. А. Общая химия [Текст] : учеб. / В.А. Попков, С.А. Пузаков. - М. : ГЭОТАР-Медиа,
2007. - 976 с. (6 экз.)
2. Практикум по общей и биоорганической химии : учеб. пособие / под ред. проф. В. А. Попкова. - 4е изд., перераб. и доп. - М. : Академия, 2013. - 256 с. (5 экз.)
3. Химия: основы химии живого [Текст] : учеб. для студ. вузов / В. И. Слесарев. - 5-е изд., испр. СПб. : Химиздат, 2009. - 784 с. (1 экз.)
4. Пузаков, С. А. Химия [Электронный ресурс]: учебник / С.А. Пузаков. - 2-е изд., испр. и доп. - М. :
ГЭОТАР-Медиа,
2006.
640
с.
–
Режим
доступа
http://www.studentlibrary.ru/book/ISBN5970401986.html
5.
Общая химия [Текст] : учеб. для бакалавров / Н. Л. Глинка ; под ред. В. А. Попкова, А. В.
Бабкова. - 18-е изд., перераб. и доп. - М. : Юрайт, 2012. - 899 с. (1 экз)
При подготовке к данному занятию
Повторите материал довузовской подготовки по общей химии и химии элементов. Это очень важно,
т.к. этот материал является базовой основой для получения новых знаний, и на нем строится
программа занятия.
Обратите внимание на:

обозначение химических элементов, их порядковый номер, атомную массу согласно
периодической системе;

формулы сложных веществ, образованных этими элементами;

составление уравнений реакций;

образование осадков, изменение цвета растворов
планируемым лабораторным работам;

наличие специальной терминологии и ее расшифровку.
реагирующих
веществ,
согласно
Проработайте рекомендованную литературу по нашей дисциплине.
При необходимости обратитесь к дополнительной литературе, информационно-справочным
материалам и поисковым системам в интернете, которые отвечают теме занятия.
При отработке 1-го учебного вопроса обратите внимание на общую характеристику
группы; на особые свойства фтора как наиболее электроотрицательного элемента; на
простые вещества, их химическую активность.
При отработке 2-го учебного вопроса обратите внимание на соединения галогенов с
водородом. Растворимость в воде; КО и ОВ свойства. Ионные и ковалентные галиды,
их отношение к действию воды, окислителей и восстановителей. Способность фторидиона замещать кислород (например, в соединениях кремния). Галогенид-ионы как
лиганды в комплексных соединениях. Галогены в положительных степенях окисления.
Соединения с кислородом и друг с другом. Взаимодействие галогенов с водой и
водными растворами щелочей. Кислородные кислоты хлора и их соли, стереохимия и
природа связей. Устойчивость в свободном состоянии и в растворах, изменение
кислотных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от степени
окисления галогена. Хлорная известь. Хлораты, броматы и иодаты и их свойства.
Биологическая роль соединений фтора, хлора, брома и йода. Применение в медицине,
санитарии и фармации хлорной извести, хлорной воды, препаратов активного хлора,
йода, а также соляной кислоты, фторидов, хлоридов, бромидов и иодидов.
Аналитические реакции р-элементов VIIA группы
При отработке 3-го учебного вопроса обратите внимание на соединения p-элементов
группы VIII; общую характеристику, физические и химические свойства инертных
(благородных) газов, соединения инертных газов, применение инертных газов в
медицине.
При отработке 4-го учебного вопроса обратите внимание на методику выполнения
лабораторной работы.
Лабораторная работа №7
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ VIIA ГРУППЫ
Цель работы: ознакомиться с лабораторными методами получения галогенов и их соединений с
водородом; изучить окислительно-восстановительные свойства галогенов и их важнейших
соединений; провести качественные реакции на галогены и галогенид-ионы.
Опыт 1. Получение галогенов
В три сухие пробирки внести по одному микрошпателю KCl, KBr и KI (или NaCl, NaBr, NaI) и по
одному микрошпателю любого окислителя: KMnO4, MnO2 или K2Cr2O7. Вещества в пробирках
перемешать встряхиванием. Во все пробирки добавить по 2–3 капли концентрированной серной
кислоты и наблюдать выделение газообразного хлора, брома и йода, отличающихся окраской.
Галогены являются ядовитыми веществами, поэтому опыт следует проводить в вытяжном
шкафу.
Убедившись в протекании реакции, в пробирки внести по 5–6 капель тиосульфата натрия, который
подавляет выделение галогенов, восстанавливая их до безвредных галогенидов.
В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и указать окраску галогенов. Все реакции
уравнять методом полуреакций.
В выводе сформулировать сущность лабораторного метода получения галогенов и объяснить,
почему этот метод неприменим для получения фтора.
Опыт 2. Получение галогеноводородов и изучение их свойств
1.
Получение хлороводорода. В сухую пробирку внести один микрошпатель кристаллического
хлорида натрия и добавить 4–5 капель концентрированной серной кислоты. Вспучивание хлорида
натрия и выделение газа свидетельствуют о протекании реакции. Поднести к пробирке смоченную
водой универсальную индикаторную бумагу и наблюдать изменение её окраски. В отчете описать
опыт, написать уравнение реакции и объяснить изменение окраски индикатора. Объяснить, почему в
опыте используется твердый хлорид натрия и концентрированная кислота, а не раствор соли и не
разбавленная кислота.
2. Восстановительные свойства галогенидов. а) Сравнить восстановительную способность ионов
Br – и I– по значениям стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Убедится в
различной восстановительной способности галогенид-ионов по взаимодействию их с
концентрированным раствором серной кислоты. Для этого в две пробирки поместите по 1
микрошпателю кристаллов бромида калия КВr и иодида калия КI и добавить несколько капель
концентрированного раствора H2SO4. О ходе реакции судить по изменению окраски растворов и по
запаху выделяющихся газов (сернистого газа и сероводорода). Написать уравнения реакций и
сделать вывод об изменении восстановительной активности галогенид-ионов.
б) В три пробирки внести по 4–5 капель раствора FeCl3 и по 2–3 капли разбавленного
(одномолярного) раствора серной кислоты. Добавить по 3–4 капли растворов KI (первая пробирка),
KBr (вторая) и KCl (третья пробирка). По изменению окраски раствора определить, в какой пробирке
произошло восстановление FeCl3 до FeCl2 и окисление галогенид-иона. Написать уравнение реакции,
сравнивая окислительно-восстановительные потенциалы галогенид-ионов с потенциалом
полуреакции
Fe3+ + ē = Fe2+,
φ0 = 0,77 B,
объяснить результаты опыта.
Опыт 3. Качественные реакции на галогенид-ионы
Образование осадков AgCl, AgBr, AgI является характерной реакцией на галогенид-ионы. Получить
указанные вещества реакциями ионного обмена. Растворы соответствующих солей брать объёмом 4–
5 капель. Обратить внимание на вид и цвет осадков. Написать уравнения реакций в молекулярной и
ионной формах. Учитывая небольшое отличие осадков галогенидов серебра друг от друга,
предложить реакции, с помощью которых их можно отличить более достоверно и однозначно.
Опыт 4. Исследование окислительных свойств хлората калия
1. Взаимодействие KClO3 c йодидом калия. В пробирку внести 4–5 капель раствора KI, прибавить 2–
3 капли раствора хлората калия или несколько кристалликов сухой соли. Происходит ли реакция?
Добавить в пробирку 3–4 капли разбавленной серной кислоты. Наблюдать появление бурой окраски
раствора. Объяснить опыт, написать уравнение реакции, учитывая, что окислительными свойствами
в растворе обладает кислота НClO3, а не ее анион ClO31-.
2. Окисление соляной кислоты. В пробирку поместить 1/3 микрошпателя кристаллического хлората
калия и прибавить 2–3 капли концентрированной соляной кислоты. Наблюдать выделение газа,
обратить внимание на его окраску. Написать уравнение реакции.