Завдання та запитання для самопідготовки

1. Написати електронні формули атомів Сульфуру, Селену, Телуру.

2. Як пояснити зміну потенціалів іонізації та спорідненості до електрона у ряду елементів S, Se, Te, Po?

3. У якому ступені окиснення Сульфур може бути. а) тільки окисником, б) тільки відновником? Записати відповідні електронні формули. Навести приклади реакцій.

4. У якому ступені окиснення Сульфур може бути окисником і відновником? Навести приклади відповідних реакцій.

5. Навести формули кислот Сульфуру з одним атомом Сульфуру. Як отримують їх та їхні солі? Які характерні кислотно-основні і окисно-відновні властивості вони мають (приклади рівнянь). Особливості поведінки сульфатної кислоти різної концентрації.

6. Навести формули кислот Сульфуру з двома або більше атомами Сульфуру. Як їх отримують або їхні солі? Навести графічні формули цих кислот та описати їх стійкість, кислотно-основні та окисно-відновні властивості (на прикладі реакцій) . Де використовують дітіоніти, тіосульфати, полісульфіди?

7. Сполуки Сульфуру, Селену, Телуру з Гідрогеном їх отримання та властивості.

8. Оксиди Селену та Телуру, отримання, властивості. Кислоти Селену та Телуру: отримання, особливості поведінки.

9. Пероксидні кислоти Сульфуру: отримання, властивості , солі. Записати графічні формули кислот.

10. Закінчити рівняння реакцій:

Na₂S₂O₄+O₂+H₂O→ H₂SO₃ + H₂S →

Na₂S₄O₆+(NH₄)₂S₂O₈+NaOH→ H₂S₂O₈ + H₂O →

Zn + SO₂ →(H₂O) → SeO₂ +SO₂ →

H₂SO₄ +H₂O_2(конц)→ Na₂SO₃+S→

TeO₂ +CI₂ +NaOH→ Na₂SO₃ +K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ →

K₂S₃ + HCl → Na₂S₂O₃ + J₂ →

H₂S +O₂ → Na₂S₂O₃ + Cl₂ +H₂O →

Na₂S + KMnO₄ + H₂O→ Au + H₂SeO₄→

H₂S + J₂ → H₂SeO₄ +HJ →

Na₂S + SiS₂ → (NH₄)₂S₂O₈ + Cr₂O₃ + KOH→

FeS + HNO₃ → Se + HNO_3(конц) →

FeS₂ +O₂ → S + KOH_(конц) →

SO₂ + H₂S→ Mg + H₂SO_4(конц) →

Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O→ Fe + H₂SO_4(конц) →

Властивості елементів VI-в групи та їхніх властивостей

Мета роботи: Ознайомитись з властивостями Хрому, Молібдену, Вольфраму та їхніх оксиді, гідроксидів, найважливіших солей різних умовах. Визначити сфери використання цих елементів та їхніх сполук в технологічних та біохімічних системах.

Дослід 1. Взаємодія Хрому з кислотами.

У дві пробірки внести по кусочку Хрому або ферохрому. В першу пробірку добавити HCl, у другу – HNO₃. Простежити виділення газу (якого?) у першій пробірці і появу там розчину синього кольору, характерного для іона Cr²⁺ . Чи пройде реакція у другій пробірці? Злити азотну кислоту, промити метал дистильованою водою і добавити в пробірку концентровану HCl. Чи відбудеться реакція в цьому випадку? Як діє концентрована HNO₃ на Хром?

Дослід 2. Добування і властивості Хром (III) оксиду.

Добути у двох пробірках Хрому (III) гідроксид взаємодією солі хрому (III) з 2 н розчином лугу. Луг добавляти по краплинах до появи брудно зеленого осаду хром (III) гідроксиду. Дослідити відношення хром (III) гідроксиду до кислоти і лугу. Для цього до Cr(OH)₂, добутого в першій пробірці, добавити кілька краплин 2 н розчину HCl, а до осаду Cr(OH)₃, який міститься у другій пробірці , добавити 2 н розчин лугу до розчинення осаду. Пояснити ці властивості Cr(OH)₃ і написати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 3. Окиснення сполук Хрому (III).

У пробірку внести 5-10 крапель розчину Хрому (III) на папірець універсального індикатора. Для цього на стрічку папірця нанести кілька краплин розчину сульфату хрому і зафіксувати зміну кольору. За цією зміною кольору визначити по шкалі pH розчину. Виходячи із pH розчину написати рівняння реакцій гідролізу в іонній і молекулярній формах.

Дослід 4. Перехід хромату в біхромат і навпаки.

До розчину дихромату калію (5-10 краплин) додати по краплях розчин лугу до зміни кольору із жовтогарячого на жовтий, а потім до цього розчину добавляти по краплинах 2 н розчин H₂SO₄ до зміни кольору із жовтого знову на жовтогарячий. Записати відповідні рівняння реакцій. Як зміщується ріновага Cr₂O₇^2- + H₂O  2 CrO₄^2- + 2H⁺, якщо добавляти : а) луг; б) кислоту?

Дослід 5. Добування малорозчинних хроматів.

У три пробірки з розчином калій хромату (по 5-10 краплин) добавити по 5 краплин розчинів: в першу пробірку – барій хлориду , в другу пробірку плюмбум нітрату, в третю арґентум нітрату. Відмітити колір осадів. Записати відповідні рівняння реакцій у молекулярній та іонній формах.

Дослід 6. Окисні ластивості сполук Хрому (VI).

У дві пробірки налити по 4-5 крапель розчину калій дихромату і добавити кілька краплин (3-4) 2 н H₂SO₄ . У першу пробірку нести по краплинах H₂S до помутніння, у другу – 4-5 краплин розчину калій йодиду. У обох пробірках зміниться колір. Пояснити зміни, які відбулися в пробірках, і написати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 7. Добування і властивості молібденової кислоти.

У дві пробірки налити по 4-5 крапель розчину амонію молібдату (NH₄)₂MoO₄ І прилити туди по краплинах концентровану HCl до випадіння осаду молібденової кислоти. У одну із пробірок з осадом прилиати по краплинах луг, у другу – концентровану H₂SO₄ . Чи розчиняються осади? Записати рівняння реакцій: а) добування молібденової кислоти H₂MoO₄ ; б) взаємодії молібденової кислоти з лугом; в) взаємодії молібденової кислоти з концентрованою H₂SO₄ з утворенням солі молібденової кислоти MoO₂SO₄ . Який хімічний характер має молібдену (˅I) гідроксид?

Дослід 8. Добування гетерополісполук молібдену (VI).

До 0,5 н розчину амонію молібдату (5-6 краплин) добавити 2-3 краплини концентрованої HNO₃ і 2-3 краплини розчину натрію гідрофосфату. Суміш трохи підігрівати на пальнику до появи жовтого осаду. Утворюється (NH₄)₃ |P(Mo₃O₁₀)| . Рівняння реакції буде

12 (NH₄)₂MoO₄ + Na₂HPO₄ + 23 HNO₃ = (NH₄)₃ |P(Mo₃O₁₀)| + 2 NaNO₃ + 21 NH₄NO₃ + 12 H₂O

Дослід 9. Відновлення молібдату амонію.

У пробірку внести 3-4 краплини 0, 5 н розчину молібдату амонію, підкислити 2-3 краплини HCl і добавити по краплинах 0,5 н розчин хлориду олова (II) до зміни кольору. Утворюється так звана молібденова синька- суміш сполук Mo(˅I), Mo(˅) , а також інших низьких ступенів окиснення молібдену.