Вопрос №8 Можно ли фильтрованием выделить из раствора поваренную соль. Почему?
Вопрос №9 Дана смесь поваренной соли с песком и водой. Как из нее выделить поваренную соль и песок? К кие свойств веществ, составляющих смесь, при этом учитываются?
Вопрос № 1 Что изучает химия? Каковы ее важнейшие задачи и значение? Назовите, какие продукты химической промышленности вы используете в повседневной жизни
Вопрос № 2 Чем отличаются понятия «вещество» и «тело»? Приведите примеры.
Вопрос № 3 Из следующего перечня выпишите отдельно названия веществ и предметов: железо, микрометр, медь, капрон, ртуть, напильник, нож, сахар
Вопрос № 4 Какими сходными и отличительными свойствами обладают следующие вещества: а) поваренная соль и сахар; б) уксусная кислота и вода?
Вопрос № 5 На основе жизненного опыта и используя дополнительную литературу, заполните приведенную ниже таблицу и сравните свойств меди и серы
Вопрос № 6 Охарактеризуйте важнейшие способы разделения смесей и получения чистых веществ.
Вопрос № 7 Даны смеси: а) спирта и воды; б) речного песка и сахара; в) медных и железных опилок; г) воды и бензина. Как разделить эти смеси? Поясните, на каких свойствах компонентов смеси основано их разделение.
Вопрос № 10 Составьте в тетради таблицу и заполните ее примерами на основе вашего жизненного опыта.
Вопрос № 11 Какие из перечисленных явлений относятся к физическим, а какие — к химическим: а) ржавление железа; б) замерзание воды; в) горение бензина; г) плавление алюминия? Поясните.
Вопрос № 6 Пользуясь данными таблицы 3 (с. 30), составьте химические формулы соединений с кислородом следующих химических элементов: Zn, В, Be, Со, Pb, Ni. Назовите их.
Вопрос № 1 Что такое валентность химических элементов? Поясните это на конкретных примерах.
Вопрос № 2 Почему валентность водорода принята за единицу?
Вопрос № 3 В реакции железа с соляной кислотой один атом металла вытесняет два атома водорода. Как это можно объяснить, пользуясь понятием о валентности?
Вопрос № 4 Определите валентность элементов по формулам: HgO, K2S, B2O3, ZnO, MnO2, NiO, Cu2O, SnO2, Ni2O3, SO3, As2O5, Cl2O7.
Вопрос № 5 Даны химические символы элементов и указана их валентность. Составьте соответствующие химические формулы:
Вопрос № 7 Составьте формулы оксидов: меди (I), железа (III), вольфрама (VI), железа (II), углерода (IV), серы (VI), олова (IV), марганца (VII).
Вопрос № 8 Изложите сущность основных положений атомно-молекулярного учения.
Вопрос № 9 Какие явления подтверждают: а) движение молекул; б) наличие между молекулами промежутков?
Вопрос №10 Чем отличается движение молекул в газах, жидкостях, твердых веществах?
Вопрос №11 Чем отличаются по своим физическим свойствам твердые веществ с молекулярным и немолекулярным строением?
Вопрос № 1 Кем, когда и как был открыт закон сохранения массы? Приведите формулировку закона и объясните его с точки зрения атомно-молекулярного учения.
Вопрос № 4 Придерживаясь последовательности, ранее приведенной (см. с. 35 или 39-40), и учитывая валентность элементов, составьте уравнения реакций по следующим схемам.
Вопрос № 8 Почему в химии применяют физическую величину «количество вещества» и в каких единицах она измеряется? Ответ поясните примерами.
Вопрос № 2 В реторту (рис. 35) насыпали порошок цинка, закрыли газоотводную трубку зажимом, реторту взвесили и содержимое прок лили. Когда реторта остыла, ее вновь взвесили. Изменилась ли ее масса и почему? Затем открыли зажим. Остались ли чашки весов в
Вопрос № 5 Напишите по два уравнения реакций каждого из известных вам типов и объясните их сущность с точки зрения атомномолекулярного учения.
Вопрос №6 Даны металлы: кальций Са, алюминий Al, литий Li. Составьте уравнения химических реакций этих металлов с кислородом, хлором и серой, если известно, что сера в соединениях с металлами и водородом двувалентна.
Вопрос №7 Перепишите приведенные ниже схемы уравнений реакций, вместо знаков вопроса напишите формулы соответствующих веществ, расставьте коэффициенты и поясните, к какому типу относится каждая из указанных реакций:
Вопрос № 9 Составьте 2-3 уравнения известных вам химических реак-ций и поясните, в каких массовых и количественных отношениях реагируют вещества.
Вопрос № 10 Что означает физическая величина «молярная масса» и чем она отличается от физических величин «молекулярная масса», «масса атома», «относительная молекулярная масса» и «относительная масса&r
Вопрос № 11 Что означают следующие записи: m(Н2О) —18 а.е.м; Mr(H2O)=18; М(Н2О)=18 г/моль;
Вопрос №12 Дано уравнение реакции 2Mg+O2 → 2MgO. Согласно этому уравнению составьте таблицу, показывающую соотношения между массой реагирующих веществ в граммах, числом атомов и количеством вещества, по аналогии с данными таблицы 5 (с.39 учебник
Вопрос № 5 Как учение о молекулах объясняет физические явления? Приведите примеры.
Вопрос № 7 На основе представлений об атомах и молекулах объясните процесс разложения воды.
Вопрос № 8 Как с позиции атомно-молекулярного учения объяснить: а) испарение воды; б) разложение воды под действием постоянного электрического тока?
Вопрос № 16 Что называется массой атома ив каких единицах она измеряется? Определите, во сколько раз масса атома серы больше массы атома водорода и массы атома кислорода.
Вопрос № 17 Могут ли в состав какой-либо молекулы входить следующие массы кислорода и серы: а) 8 а.е.м.; б) 16 а.е.м.; в) 64 а.е.м.; г) 24 а.е.м.? Дайте объяснения.
Вопрос № 1 Охарактеризуйте роль М.В. Ломоносова и Д.Дальтона в создании атомно-молекулярного учения
Вопрос № 2 Какие опыты вам известны (из курсов физики и химии), подтверждающие следующие положения: а) вещества состоят из молекул; б) молекулы образованы атомами?
Вопрос №3 Из курса физики вам известно явление диффузии. Приведите примеры и объясните это явление в свете учения о молекулах.
Вопрос № 4 Чем отличаются понятия «атом» и «молекула»?
Вопрос № 6 Почему для объяснения химических превращений следует использовать понятие не только о молекулах, но и об атомах?
Вопрос № 9 Приведите примеры веществ с молекулярным и немолекулярным строением. К к эти веществ отличаются по свойствам?
Вопрос №10 Один из оксидов углерода (известный вам углекислый газ) переходит в твердое состояние при температуре около — 78°С, а один из оксидов кремния плавится при температуре около 1610°С. Какие выводы о строение этих веществ в твер-дом состоян
Вопрос № 11 Какие вещества называются простыми и какие — сложными? Из ниже перечисленных названий выпишите отдельно названия простых и сложных веществ: кислород, вода, ртуть, оксид меди, железо, водород, сульфит железа, оксид ртути.
Вопрос 12 Как можно доказать, что кислород, ртуть и водород — простые вещества, вода и оксид ртути — сложные вещест ва? Как опытным путем можно доказать, что сульфид железа — сложное вещество? Каковы условия возникновения и течения реакций образования сул
Вопрос 13 Чем отличаются по составу и свойствам смеси от химических соединений? Приведите примеры.
Вопрос № 14 Что называется химическим элементом? Почему нельзя отождествлять понятия «химический элемент», «простое вещество», «атом»?
Вопрос № 15 При разложении одного сложного вещества образуются оксид меди и вода. Какие химические элементы входят в состав этого вещества?
Вопрос № 18 Что обозначает химический знак или символ? Что называ-ется коэффициентом? Начертите в тетрадях таблицу и впи-шите в нее по указанному ниже образцу следующие записи: 5С, 5Н, О, 2Н, 3Си, 4S, 3Fe.
Вопрос № 19 Напишите химические знаки следующих элементов: алюминия, кальция, кремния и фосфора. Поясните, что они обозначают.
Вопрос № 2 Как получают кислород в лаборатории ив промышленности? Напишите уравнения соответствующих реакций. Чем отличаются эти способы друг от друга?
Вопрос № 4 Охарактеризуйте физические и химические свойства кислорода. Составьте уравнения соответствующих химических реакций. Под формулами веществ напишите их названия, над формулами проставьте валентность элементов в соединениях.
Вопрос № 1 Назовите химический элемент, наиболее распространенный в земной коре. В состав каких соединений входит этот элемент и каково его содержание в природе?
Вопрос № 3 Что такое катализаторы и каково их значение в химических процессах? Какие выводы вы можете сделать о значении катализаторов в каталитических процессах в производстве некоторых продуктов химической промышленности?
Вопрос № 5 Какие процессы относятся к процессам окисления? Какие вещества называются оксидами? Напишите уравнения химических реакций, в результате которых образуются оксиды следующих химических элементов: а) кремния; б) цинка; в) бария; г) водорода; д) ал
Вопрос № 6 При разложении основного карбоната меди (минерала малахита) Cu2CO3(OH2) образуются три оксида. Напишите уравнения реакции.
Вопрос № 7 Составьте уравнения реакций, протекающих: а) при горении фосфора; б) алюминия.
Вопрос № 9 На конкретных примерах поясните, как происходит круговорот кислород в природе.
Вопрос 12 Какое значение имеет кислород в жизни растений и жи-вотных? В живых организмах при окислении глюкозы С6Н1206 выделяется необходим я для их жизнедеятельности энергия. Напишите уравнения этой реакции, если известно, что в итоге образуются оксид уг
Вопрос № 4 При открывании бутылки с лимонадом наблюдается бурное выделение газа. Чем это можно объяснить?
Вопрос № 1 Что такое растворы и чем они отличаются от суспензий и эмульсий? Ответ подтвердите примерами.
Задача № 1 В 500 г раствора, насыщенного при 20°С, содержится 120 г нитрата калия. Определите растворимость этой соли.
Задача №2 В 513 г дистиллированной воды растворили 27 г соли. Вычислите содержание растворенного вещества в полученном растворе в процентах.
Вопрос № 3 Что такое растворимость? Какая существует зависимость между изменением температуры и растворимостью твердых и газообразных веществ?
Задача № 3 При выпаривании 25 г раствора получили 0,25 г соли. Определите массовую долю растворенного вещества и выразите ее в процентах.
Вопрос № 4 Дано 500 г раствора с массовой долей гидроксида натрия 0,2. Вычислите массу вещества, которое получается при выпаривании этого раствора.
Вопрос №5 Как можно приготовить раствор с заданной массовой долей растворенного вещества? Поясните примерами.
Вопрос №6 Чем отличаются понятия «насыщенный» и «концентрированный» раствор?
Вопрос № 3 В каком виде водород встречается в природе и какова его распространенность? Вычислите, в каком веществе содержание водорода больше: вводе Н20 или в метане СН4.
Вопрос № 4 Составьте уравнения реакций, в результате которых можно получить водород. Поясните, к какому типу относятся эти реакции.
Вопрос № 7 Как перелить из одного сосуда в другой: а) водород; б) кислород?
Вопрос № 9 Составьте уравнения химических реакций водорода со следующими оксидами: а) оксидом ртути (II); б) железной окалиной Fe3O4; в) оксидом вольфрама (VI). Объясните, какова роль водорода в этих реакциях, что происходит с металлом и водородом в резу
Вопрос № 1 Дайте общую характеристику элемента водорода. Приведите примеры соединений, содержащих водород, и напишите их формулы.
Вопрос № 2 Поясните, что означают записи: 5H, 2H2, 6H и 3H2.
Вопрос № 5 Водород можно получить при взаимодействии алюминия с растворами соляной и серной кислот. Составьте уравнения этих реакций. (При расстановке коэффициентов см. с. 35 учебника).
Вопрос № 6 Один цилиндр заполнен водородом, другой — кислородом. Как определить, в каком цилиндре находится каждый из газов?
Вопрос № 8 Напишите уравнения реакций, характеризующих химические свойств водород.
Вопрос № 2 В эвдиометре взорвали смесь, состоящую из 1 мл водород и 6 мл кислорода. Какой газ и в каком количестве остался после взрыва?
Задача К 200 г раствора, массовая доля вещества в котором 0,3, добавили 100 г воды. Вычислите массовую долю растворенного вещества в полученном растворе.
Вопрос № 5 Приведите примеры реакций разложения, соединения и замещения с участием воды. Составьте уравнения этих реакций и под формулами веществ напишите их названия.
Вопрос № 6 При взаимодействии воды с другими веществами могут образоваться, например: а) кислоты; б) щелочи; в) щелочи и во-дород. Приведите по два примера на каждый случай. Под формулами вещества напишите их названия.
Вопрос № 1 Охарактеризуйте способы получения галогенов в свободном состоянии. Какие из галогенов труднее, а какие легче выделить в свободном состоянии?
Вопрос (задача) Какой из газов тяжелее — фтор или хлор — и во сколько раз?
Вопрос № 2 Охарактеризуйте изменение физических и химических свойств галогенов в зависимости от изменения их относительных атомных масс.
Вопрос № 4 Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: Сl → СиСl2 → Си(ОН)2 → СиО → СиСl2 → Cu.
Вопрос № 6 Составьте уравнения реакций к схеме 22 (стр. 151 учебника).
Задача № 1 В закрытом прочном сосуде смешали 8 л хлора с 12 л водорода и смесь взорвали. Какой объем хлороводорода получился? Какой газ и в каком объеме остался в избытке?
Задача № 2 Какой объем (масса и количество вещества) хлора при нормальных условиях выделится при взаимодействии оксида марганца (IV) MnO2 массой 17,4 г с соляной кислотой, взятой в избытке?
Вопрос № 6 Охарактеризуйте химические свойств хлора. Составьте уравнения химических реакций, показывающие: а) взаимодействие лития с хлором; б) сгорание порошка железа в хлоре; в) горение водорода в хлоре; г) взаимодействие хлора с водой. Проставьте ст
Вопрос № 1 Начертите схемы распределения электронов в атомах галогенов по энергетическим уровням. Поясните, какой из них и почему должен быть самым сильным окислителем.
Вопрос № 2 Изобразите строение молекул фтора и фтороводорода посредством их электронных формул. Укажите вид химической связи в молекулах этих веществ.
Вопрос № 3 Чем отличаются вещества фтор, фтороводород, фторид натрия: а) по виду химической связи; б) по строению кристаллической решетки; в) по химическим свойствам?
Вопрос № 4 В каких наиболее важных соединениях хлор встречается в природе? Почему хлор в природе не встречается в свободном состоянии?
Вопрос № 5 На двух конкретных примерах объясните химическую сущность получения хлора в свободном состоянии. Составьте уравнения соответствующих химических реакций.
Вопрос № 8 К схеме 20 (с. 141 учебника) составьте по два-три примера уравнений химических реакций для каждого приведенного случая.
Вопрос № 9 На каких химических свойствах хлора основано его использование на практике? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Вопрос № 3 Как в лабораторных условиях ив промышленности получают соляную кислоту? Составьте уравнения соответствующих химических реакций.
Задача № 5 Рассчитайте, хватит ли 140 мл раствора соляной кислоты (р)=1,1 г/см3), чтобы с ней полностью прореагировало 13 г цинка.
Вопрос № 1 Какими двумя способами можно получить хлороводород? Составьте уравнения соответствующих химических реакций.
Задача № 1 Через раствор иодида калия пропустили 100 мл газовой см си, предназначенной для синтеза хлороводорода. В резуль-тате выделилось 0,508 г йода. Каков был состав газовой смеси в процентах (по объему)?
Вопрос № 2 Охарактеризуйте физические и химические свойства хлоро-водорода и поясните, для каких целей этот газ используется.
Задача № 2 Хлороводород, который получили при взаимодействии избытка концентрированной серной кислоты с 58,5 г хлорида натрия, растворили в 146 г воды. Определить массовую долю хлороводорода в процентах в полученном растворе.
Задача № 3 В одном объеме воды при комнатной температуре растворяется примерно 400 объемов хлороводорода. Вычислите массовую долю хлороводорода в процентах в полученном растворе.
Вопрос № 4 Даны формулы следующих веществ: Zn, Cu, АL, CaO, SiO2, Fe2O3, NaOH, Al(OH)3, Fe2(SO4)3, CaCO3, Fe(NO3)3. Какие из указанных веществ реагируют с соляной кислотой? Составьте уравнения соответствующих реакций.
Задача № 4 Какое количество алюминия потребуется для реакции с соляной кислотой, взятой в избытке, чтобы получить 5,6 л водорода (н.у.)?
Вопрос № 2 Какие вещества называют основаниями и как их классифицируют? Напишите формулы оснований и назовите их.
Задача № 3 Расположите соединения, формулы которых даны ниже, в порядке возрастания содержания в них железа: а) Fe3O4; б) Fe(0H)3; в) FeSO4; г) FeO; д) Fe2O3.
Вопрос № 6 Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения: Са + Ca0 + Са(ОН)2 + CаСl2; Zn + ZnCl2 + Zn(OH)2 + ZnO;Cu +Cu + CuО + CuCl₂ + Cu + CuS0₄
Вопрос № 1 Заполните таблицу, записав в ней по 2-3 формулы веществ, относящихся к каждому классу веществ.
Задача № 1 Вычислите массу серной кислоты, которая потребуется, чтобы нейтрализовать раствор, содержащий 10 г гидроксида натрия.
Задача № 2 К раствору, содержащему избыток хлорида железа (III), прилили раствор, содержащий 240 г гидроксид натрия. Определите массу и количество образовавшегося гидроксида железа (III).
Вопрос № 3 Приведите по три уравнения реакций, при помощи которых можно получить: а) растворимые и б) практически нерастворимые основания. Напишите их названия.
Вопрос № 4 Пользуясь таблицей 13 (пп. 1,4 и 5 учебника), составьте по три уравнения соответствующих реакций, в которых участвуют щелочи.
Задача № 4 В 1000 г воды при 20°С растворяется: а) 1,56 гидроксида кальция; б) 38 г гидроксида бария. Определите массовые доли веществ в этих растворах и выразите их в процентах.
Вопрос № 5 Какие из веществ, формулы которых приведены, реагируют с раствором гидроксида натрия:? Напишите уравнения практически осуществимых реакций.
Вопрос № 7 Напишите уравнения реакций разложения при нагревании: а) гидроксида меди (II); б) гидроксида железа (III); в) гидроксида алюминия.
Вопрос № 3 Напишите названия солей, формулы которых даны: NaCl, NaNO3, CaCl2, KHSO4, Al(NO3)3, К3РO4, Na2SO4, Ca(HS)2, FeSO4, Na2SO3, Cr2(SO4)3, Na2CO, AgNO3, Fe2(SO4)3, NaHCO3, Са(HCO3)2, Na2S.
Вопрос № 4 Напишите формулы важнейших солей следующих кислот: а) соляной; б) серной; в) азотной; г) ортофосфорной; д) угольной. Назовите эти соли.
Вопрос № 5 Перечислите способы получения солей и напишите по два уравнения соответствующих химических реакций. При необходимости используйте таблицу 15 учебника.
Вопрос № 2 Напишите химические формулы следующих солей: карбонат магния, гидрокарбонат железа (II), сульфат железа (III), гидроортофосфат кальция, основного хлорид магния, дигид-роортофосфат кальция.
Задача № 2 Рассчитайте, в каких массовый отношениях следует смешать гидроксид кальция с ортофосфорной кислотой, чтобы произошла реакция нейтрализации.
Вопрос № 7 С какими веществами реагируют хлорид кальция, если получается: а) сульфат кальция; б) карбонат кальция; в) ортофосфат кальция; г) гидроксид кальция; д) хлороводород? Напишите уравнения реакций и поясните, почему они идут до конца.
Вопрос № 8 Какими двумя способами из оксида кальция можно получить: а) сульфат кальция; б) ортофосфат кальция? Составьте уравнения реакций.
Вопрос № 9 Напишите уравнения реакций нейтрализации, в результате которых образуются соли, формулы которых следующие: а) АlСl3; б) BaSO4; в) Ва(NO3)2 г) Na3PO4; д) NaNO; е) NaHSO4; ж) КН2РO4; з) К2НРO4. Под соответствующими формулами веществ напишите их н
Вопрос № 10 Составьте уравнения реакций, схемы которых даны ниже.
Вопрос № 1. Что такое оксиды и как их классифицировать? Начертите в тетрадях таблицу и в соответствующих графах запишите перечисленные ниже формулы оксидов: Na2O, N2O5, SiO2, CaO, CrO, CrO3, CuO, Mn2O7, FeO, SO2. Дайте им названия.
Вопрос № 6 Напишите уравнения химических реакций, схемы которых даны ниже: Са + СаО + Са(ОН)2; SO3+... + K2SO4+...; Cu + CuO + CuSO4; N2O5+2LiOH + ...Р + P2O5 + H3PO4; P2O5+... →^t Са3(Р04)2+...
Задача № 1 Выведите химическую формулу оксид, если известно, что 2,3 мас.ч. натрия соединяются с 0,8 мас.ч. кислорода.
Вопрос № 2 Составьте уравнения реакций, схемы которых приведены ниже:
Задача № 2 Напишите уравнение реакции оксида фосфора (V) с водой, протекающей при нагревании, и вычислите соотношение масс элементов в реагирующих веществах.
Вопрос № 3 Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно получить следующие оксиды: СO2, Аl2O3, Li2O, CaO, MgO, Р2O5, CuО.
Вопрос № 4 Какие из перечисленный оксидов реагируют с водой: BaO, Li2O, СиО, SO3, CaO, SiO2, Р2O5, Fe2O3, Аl2O3, Na2O, Mn2O7? Напишите уравнения реакций.
Вопрос № 5 Напишите формулы оксидов, гидратами которых являются следующие кислоты: H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, HMnO4, H3BO3.
Вопрос № 3 Химический элемент галлий Ga сходен с элементом алюминием Al, а селен Se — с серой. Напишите формулы оксидов, ги-дроксидов и солей, в состав которых входят эти элементы. Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства...
Задача. На 4,05 г оксида цинка подействовали при повышенной температуре раствором гидроксида натрия, взятым в избыт-ке. Определите массу и количество образовавшегося вещества — соли.
Вопрос №2 Приведите примеры, подтверждающие, что химические элементы можно распределить по отдельным группам.
Вопрос № 3 Что такое изотопы? На конкретных примерах поясните, почему относительные атомные массы элементов выражаются дробными числами.
Вопрос № 1 Приведите примеры в доказательство того, что атомы имеют сложное строение.
Вопрос № 2 Чем отличаются ядерные реакции от химических?
Вопрос № 4 Поясните, что называется энергетическим уровнем, и изо-бразите схему строения атома натрия Na, азота N, кальция Ca, фосфора Р и хлора Cl.
Вопрос № 5 На основе теории строения атомов объясните сущность явления периодичности в изменении химических свойств элементов.
Вопрос № 6 Химические элементы малых периодов подразделяются на s- и р-элементы. Чем это объяснить?
Вопрос № 2 Чем отличаются температуры плавления веществ с различными кристаллическими решетками: а) ионной; б) атомной; в) молекулярной? Дайте объяснение.
Вопрос № 1 Чем отличаются аморфные вещества от кристаллических?
Задача № 1 При взаимодействии водорода с оксидом меди (II) образовалось 0,1 моль меди. Вычислите: а) массу образовавшейся меди; б) массу и количество вещества оксида меди (II), вступившего в реакцию.
Задача № 2 В реакции образовалось 4 г оксида меди (II). Вычислите: а) массу и количество вещества меди, вступившей в реакцию; б) массу и количество вещества израсходованного кислорода.
Вопрос № 3 Какой тип кристаллической решетки характерен для веществ, формулы которых приведены: а) LiF; б) Na2SO4; в) NH3; г) H2; д) Ca3(PO4)2; е) H2S,
Вопрос № 5 Что такое степень окисления? В чем проявляется ее сходство и отличие сравнительно с понятием «валентность»?
Вопрос № 6 Определите степень окисления марганца в соединениях: K2MnO4, KMnO4.
Вопрос № 7 Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций: а) алюминия с кислородом; б) железа с хлором; в) натрия с серой (образец записи см. на с. 131 учебника).
№5. Ознакомление с образцами простых и сложных веществ, минералов и горных пород, металлов и неметаллов
№1 Рассмотрение веществ с различными физическими свойствами
№2. Разделение смесей
№3 Примеры физических явлений
№4 Примеры химических явлений
№6. Разложение основного карбоната меди (II)
№7. Реакция замещения меди железом
№8. Ознакомление с образцами оксидов
№9. Получение и свойства водорода
№10. Взаимодействие водорода с оксидом меди (III)
№11. Действие кислот на индикаторы
№12. Отношение кислот к металлам
№13. Взаимодействие кислот с оксидами металлов
№14. Свойства растворимых и нерастворимых оснований
№15. Взаимодействие щелочей с кислотами
№16. Взаимодействие нерастворимых оснований с кислотами
№17. Разложение гидроксида меди (II) при нагревании
Вопрос № 1 Объясните реакцию соединения железа с серой в свете учения об атомах. Почему эти элементы соединяются в массовых отношениях 7:4?
Вопрос № 2 Известно вещество, в котором на 2 атома меди приходится 1 том серы. В каких массовых отношениях нужно взять медь и серу, чтобы оба вещества полностью вступили в реакцию?
Вопрос № 3 Кем и когда был открыт закон постоянства состава? Дайте определение и поясните сущность этого закона с точки зрения учения об атомах.
Вопрос № 4 Водород соединяется с серой в массовых отношениях 1:16. Используя данные об относительных атомных массах этих элементов, выведите химическую формулу сероводорода. Какое значение имеет закон постоянства состава вещества для выведения химических
Вопрос № 5 Применяя сведения об относительных атомных массах химических элементов, составьте химическую формулу сульфата меди, если массовые отношения в ней меди, серы и кислоро-да соответственно равны 2:1:2.
Вопрос № 6 Какое практическое значение имеет закон постоянства состава вещества?
Вопрос № 7 Что показывает химическая формула? Приведите примеры.
Вопрос № 8 Можно ли выразить массы сульфида железа (в а.е.м.) следующими числами: а) 44; б) 176; в) 150; г) 264? Почему?
Вопрос № 9 Напишите химические формулы веществ, если известно, что в состав их входят: а) атом железа и три атома хлора; б) два атома алюминия и три атома кислорода; в) атом кальция, атом углерода и три атома кислорода. Вычислите относительные молекулярны
Вопрос № 10 Вычислите массовые доли элементов в процентах по формулам: 1) CuSO4 — сульфат меди; 2) Fe2O3 — оксид железа; 3) HNO3 — азотная кислота.
Вопрос № 11 По образцу, приведенному на с. 25 учебника, поясните, что обозначают химические формулы: HgO, O2, Н2, H2SO4, CuO.
Вопрос № 1 Каково содержание в воздухе газов по объему и по массе? Подумайте, почему в воздухе кислорода по массе больше, чем по объему, а у азота обратная зависимость.
Задача № 1 Вычислите, к кое количество теплоты выделится при сжигании 100 л водорода, взятого при нормальных условиях. Термохимическое уравнение реакции: 2H2+O2=2H2O+572 кДж. (Масса 1 л водорода равна 0,09 г.)
Вопрос № 2 Какими опытами можно определить содержание кислорода и азота в воздухе?
Вопрос № 3 Как опытным путем А.Лавуазье доказал состав воздуха?
Вопрос № 4 Какие вы знаете благородные газы? Перечислите области их применения.
Вопрос № 5 Чем отличается горение веществ в кислороде от их горения в воздухе?
Вопрос № 6 В чем сходство и различие горения простых и сложных веществ? Поясните на примерах.
Вопрос № 7 Пользуясь вышеприведенными указаниями (см. с. 56 учебника), составьте уравнения реакций горения следующих веществ: а) бария; б) алюминия; в) лития; г) фосфора; д) водорода; е) сероводорода H2S; ж) этана С2Н6; з) ацетилена С2Н2.
Вопрос № 8 Каковы условия возникновения и прекращения горения? Какие средства тушения пожара нужно использовать в следующих случаях: а) загорелась одежда на человеке; б) воспламенился бензин; в) возник пожар на складе лесоматериалов; г) загорелась нефть н
Вопрос № 10 Приведите примеры, в каких случаях процессы медленного окисления приносят пользу, а в каких — вред.
Вопрос № 11 Приведите примеры экзотермических и эндотермических реакций. Напишите уравнения соответствующих реакций и дайте пояснения.
Вопрос № 12 Чем отличаются химические уравнения от термохимических уравнений? Поясните на конкретных примерах.
Вопрос № 13 Приведите три пример термохимических реакций. Напишите уравнения этих реакций.
Вопрос № 1 Какие вещества называют кислотами? Начертите в тетради приведенную ниже таблицу и в соответствующих графах запишите химические формулы известных вам кислот, подчеркните кислотные остатки и отметьте их валентность.
Задача №1 Какая из кислот богаче фосфором — ортофосфорная Н3Р04 или метафосфорная НР03?
Вопрос № 2 Составьте структурные формулы следующих кислот: а) угольной; б) бромоводородной; в) сернистой; г) хлорной HClO4.
Задача № 2 Выведите химическую формулу соединения, в состав которого входят 3,95 мас.ч. химического элемента селена (Ar(Se)=79) и 0,1 мас.ч. водорода.
Вопрос № 3 Какими способами получают кислоты? Составьте уравнения реакций.
Вопрос № 4 Какими двумя способами можно получить: а) ортофосфор-ную кислоту; б) сероводородную кислоту? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Вопрос № 5 Начертите в тетради нижеприведенную таблицу. Реакции разложения, соединения, замещения, обмена.
Вопрос № 6 Приведите по три уравнения химических реакций, характеризующих химические свойства кислот. Отметьте, к какому типу реакций они относятся.
Вопрос №7 Какие из веществ, формулы которых приведены, реагируют с соляной кислотой: а) CuO; б) Cu; в) Cu(OH)2; г) Ag; д) Al(OH)3.
Вопрос № 8 Напишите уравнения реакций, которые осуществимы.
Вопрос № 1 Что называется периодом? Что общего и чем отличаются большие периоды от маленьких?
Вопрос № 3 Как изменяются свойства химических элементов в периодах и главных подгруппах? Объясните эти закономерности с точки зрения теории строения том.
Вопрос № 1 Что такое электроотрицательность? Используя таблицу 20 учебника и периодическую таблицу, расположите химические знаки перечисленных ниже элементов в порядке возрастания значений электроотрицательности: фосфор, магний, бор, цезий, кислород, крем
Вопрос № 2 Почему числовые значения электроотрицательностей атомов элементов позволяют судить о типе химической связи, возникающей между атомами? Поясните на конкретных примерах.
Вопрос № 3 В тетрадях напишите по три формулы соединений с: а) ионной; б) ковалентной; в) ковалентной неполярной связью. Изобразите их электронные формулы.
Вопрос № 4 Даны вещества: CaF2, F2, H2S, LiCl, NH3, N2. Поясните, какой тип связи существует между атомами в каждом отдельном соединении. Почему?
Вопрос № 5 Учитывая значения электроотрицательностей элементов (табл. 20 учебника), составьте химические формулы и укажите сдвиг общих связывающих электронных пар в следующих соединениях: а) кальция с водородом; б) лития с азотом; в) кислород с фтором; г
Вопрос № 7 Какое соединение является более прочным и почему: а) иодид натрия или иодид калия; б) фторид натрия или хлорид натрия; в)фторид кальция или хлорид калия?
Задача № 1 Определите плотность и относительную плотность оксида азота (II) по воздуху.
Задача № 2 При взаимодействии хлора с водородом образовалось 0,25 моль хлороводорода. Вычислите объем хлора, вступившего в реакцию (н.у.).
Задача № 3 Сгорело 6 кг угля С. Вычислите объем образовавшегося оксида углерода (IV) (н.у.).
Задача № 4 Вычислите, какой объем кислорода потребуется для сжигания 10 м3 этана C2H6 (н.у.).

Одной из важнейших задач учителя является развитие мыслительных спо­собностей учащихся (что не менее важ­но, чем простое приобретение знаний и навыков), которое возможно только в процессе самостоятельного творческого поиска новых знаний и способов дея­тельности, т. е. при решении проблем, возникающих в ходе исследования, I организованного учителем.

Как показывает опыт, учебно-иссле­довательская деятельность способствует:

расширению и актуализации у учащихся знаний по предметам школь­ной программы, развитию у них интере­са к изучаемым дисциплинам, а также представлений о межпредметных связях;

развитию интеллектуальной ини­циативы школьников в процессе освое­ния основных и дополнительных обра­зовательных программ;

созданию предпосылок для развития у учащихся научного образа мышления;

освоению ими творческого подхо­да к любому виду деятельности;

обучению использовать в своей дея­тельности информационные технологии, а также другие средства коммуникации;

формированию в учреждении об­разования развивающей образователь­ной среды для ребёнка;

профессиональному самоопределе­нию учащихся;

получению ими предпрофеесиональной подготовки;

содержательной организации сво­бодного времени детей.

При осуществлении исследователь­ской деятельности на основании экспериментапредполагаютсяследующие этапы общенаучной деятельности:

постановка цели эксперимента, определяющая, какой результат наме­рен получить экспериментатор в ходе исследования;

формулировка и обоснование гипо­тезы, которую можно положить в осно­ву эксперимента. Гипотеза - это сово­купность теоретических положений, ис­тинность которых подлежит проверке;

планирование эксперимента, ко­торое проходит в следующей последо­вательности: 1) составление плана про­ведения эксперимента и при необходи­мости изображение конструкции при­бора; продумывание работы после оконча­ния эксперимента (утилизация реакти­вов, особенности мытья посуды и т. д.); 2) отбор лабораторного оборудования и реактивов; 3) выявление источника опасности (описание мер предосторож­ности при выполнении эксперимента); 4) выбор формы оформления результа­тов эксперимента;

осуществление эксперимента, фиксация наблюдений и измерений;

анализ, обработка и объяснение результатов эксперимента, которые пре­дусматривают: 1) математическую обра­ботку результатов эксперимента (при необходимости); 2) сравнение результа­тов эксперимента с гипотезой; 3) объяс­нение протекающих процессов в экспе­рименте; 4) формулировку выводов;

рефлексия - осознание и оценка эксперимента на основе сопоставления цели и результатов, в ходе которого не­обходимо выяснить, все ли операции по выполнениюэкспериментабылиус­пешными.

Особую группу составляют задания эвристического и исследовательского характера. Выполняя их, учащиеся ис­пользуют рассуждения как средство по­лучения субъективно нового знания о веществах и химических реакциях. При этом школьники осуществляют теорети­ческие исследования, на основе которых они формулируют определения, находят взаимосвязи между строением и свой­ствами, генетическую взаимосвязь ве­ществ, систематизируют факты и уста­навливаютзакономерности,проводят эксперимент с целью разрешения про­блемы, сформированной учителем или поставленной самостоятельно.

Например, при изучении свойств амфотерных гидроксидов можно предложить такое задание: «Будет ли оди­наков результат взаимодействия раство­ров гидроксида натрия и хлорида алю­миния при добавлении первого ко вто­рому и наоборот?»

При изучении темы «Обобщение свойств основных классов неорганичес­ких веществ» можно предложить уча­щимся ответить на вопрос: «Что про­изойдёт, если к раствору сульфата меди(П) добавить раствор гидроксида на­трия, а к раствору карбоната натрия - гидроксид калия?»

По теме «Галогены» интерес могут вызвать вопросы:

1. Какой цвет приобретёт индика­торная бумажка в свежеприготовлен­ном растворе хлора в воде?

2. Какой цвет будет иметь индикатор­ная бумажка в растворе хлора, который некоторое время находился на свету?

Ответы на эти вопросы подтвержда­ются опытным путём.

Практика показывает, что использо­вание творческих заданий, которые заключаются в прогнозировании свойств веществ, способствует формированию исследовательских умений, стимулиру­ет интерес, позволяет познакомить уча­щихся с достижениями учёных, уви­деть красивые, изящные яркие примеры работы творческой мысли.

При изучении темы «Углеводы» уче­ники могут выполнить следующие за­дания:

1. Немецкий химик Христиан Шёнбейн нечаянно пролил на пол смесь серной и азотной кислот. Он маши­нально вытер пол хлопчатобумажным фартуком своей жены. «Кислота может поджечь фартук», - подумал Шёнбейн, прополоскал фартук в воде и по­весил сушить над печкой. Фартук под­сох, но затем раздался негромкий взрыв и... фартук исчез. Почему про­изошёл взрыв?

2. Что произойдёт, если долго же­вать хлебный мякиш?

В результате выполнения лаборатор­ного опыта № 3 (7 класс)«Изучение признаков протекания химической реак­ции (выделение газа)» учащиеся долж­ны убедиться, что главным признаком при взаимодействии мела и уксусной кислоты является выделение газа. Одна­ко более наблюдательные ученики мо­гут отметить и другой признак: раство­рение твёрдого вещества мела в уксус­ной кислоте. Для закрепления результа­тов опыта учащимся можно предложить ответить на вопросы:

1. Где в домашних условиях мы встречаемся с подобным признаком ре­акции?

2. Какое вещество можно использо­вать вместо уксуса при приготовлении шипучих напитков?

В лабораторном опыте № 6 (7 класс) «Взаимодействие кислот с металлами» ученики получают экспериментальное подтверждение ряда активности метал­лов и лабораторного способа получения водорода. Можно предложить им найти ответы на следующие вопросы:

1. Какие ещё металлы можно ис­пользовать для получения водорода из кислот?

2. Почему для получения водорода нельзя использовать ртуть?

При изучении темы «Белки» уча­щимся можно поставить следующий вопрос: «Почему нельзя сушить обувь из натуральной кожи на батарее цент­рального отопления?»

Чтобы ответить на вопрос, ученики составляют план поиска ответа:

а)белковый состав кожи;

б) структура молекулы белка;

в)влияние температуры на структу­ру белка.

Затем находят ответ: «Высокая тем­пература, вызывая денатурацию и деструктурирование белка, приводит к из­менению прочности и размера обуви».В работе также можно использовать проблемный демонтрационный экспери­мент, например: испытание веществ и их растворов на электропроводимость; реакция солей аммония со щелочами; нейтрализация кислот аммиаком («дым без огня»); взаимодействие металлов с растворами солей; отношение алюминия к азотной концентрированной кислоте; реакция этилена с бромной водой и ра­створом перманганата калия; амфотер-ностй гидроксида алюминия; реакция глицерина с гидроксидом меди(П) и др.

Эксперимент можно включать либо на этапе формулировки, либо на этапе реше­ния проблемы. В последнем случае опыт подтверждает (или не подтверждает) вы­двинутую учащимися гипотезу, а пробле­ма определяется с помощью других спо­собов и методов. В этом случае особую роль играет мысленный эксперимент, ко­торый развивает абстрактное мышление. К ним относятся задания, в которых не­обходимо получить конкретное вещество из предложенных; получить его несколь­кими способами; мысленно перебрать все характерные и качественные реакции, свойственные данному классу веществ; выявить генетическую связь между клас­сами неорганических веществ. Пренебре­гать мысленным экспериментом нельзя, его можно проводить на всех этапах уро­ка в форме групповой, фронтальной или индивидуальной работы.

Например, на уроке по теме «Галоге­ны и их соли» на этапе закрепления ма­териала вместо репродуктивного вопроса о цветах галогенидов серебра можно предложить мысленный эксперимент на распознавание растворов галогенидов.

При изучении темы «Электролити­ческая диссоциация» традиционное эк­спериментальное определение электрической проводимости веществ с помощью прибора начинается с мысленного! эксперимента. После этого проводится"

демонстрационный эксперимент. Уча­щиеся сравнивают и анализируют ре­зультаты, выполняют в тетрадях рисун­ки и схемы, записывают уравнения ре­акции электролитической диссоциации. Примеры заданий мысленного экс­перимента:

1. В реторту насыпали порошок цинка, перекрыли газоотводную трубку зажимом, реторту взвесили и содержи­мое прокалили. Когда реторта остыла, её снова взвесили. Изменилась ли её масса и почему?

2. Затем зажим открыли. Измени­лась ли масса и почему?

3. На чашках весов уравновешены стаканчики с растворами гидроксида и хлорида натрия. Изменит ли положе­ние стрелка весов через некоторое вре­мя и почему?

4. Предложите способы получения этилового спирта, используя в качестве исходного сырья природный газ и воду.

5. Составьте уравнения реакций получения уксусной кислоты исходя из известняка, каменного угля, воды, воздуха.

6. Как можно получить анилин, если в качестве исходного сырья исполь­зовать природный газ, воздух и воду?

7. Натуральный мёд содержит глюкозу и фруктозу. Предложите спо­собы получения искусственного мёда.

8. Предложите свои способы реше­ния проблемы превращения жидких жиров в твёрдые. Какое экономически выгодное для Беларуси сырьё можно для этого использовать?

9. Выберите и обоснуйте наиболее экономически выгодные способы полу­чения глицерина для смягчения кожи зимних сапог.

10. Предложите способы обнаруже­ния в природной воде или воде, про­шедшей систему промышленной водо­очистки: а) избыточной кислотности или щёлочности; б) катионов аммония; в) нитрат-анионов.

11. У вас возникло подозрение, что работники автозаправочной станции,

где постоянно заправляет машину ваш отец, добавляют в бензин воду. В ва­шем распоряжении имеется негашёная известь. Молено ли с её помощью про­верить свои подозрения?

При изучении качественных реакций на ионы учащиеся приобретают умение составлять план распознавания веществ. Класс делится на группы по четыре че­ловека и каждой из них даётся задание составить план определения растворов сульфата, карбоната и хлорида натрия, которые находятся в трёх пронумерован­ных пробирках. Обязательные условия: наглядность. Желаемые условия: быстро­та и минимум затраченных реактивов. Каждая группа защищает свой план, ис­пользуя ранее полученные знания, запи­сывает молекулярные и ионные уравне­ния реакций. В заключение учащиеся проводят лабораторный опыт, реализуя свой план на практике.

Особое место в учебном процессе за­нимают упражнения, формирующие у школьников представления о таком ме­тоде научного исследования, как моде­лирование. В этом им может помочь вы­полнение следующих заданий:

1. Изготовьте модели атомов кисло­рода, серы, селена, теллура. Сравните их свойства.

2. Исходя из строения атомов опре­делите вид химической связи в соеди­нениях H 2 S , Н 2 O, H 2 Se . Как изменяет­ся поляризация химической связи с ро­стом радиуса элементов VI группы?

3.Что такое экологический дом? Предложите его модель.

4.При приготовлении пищи на кухне возникает специфический запах альдегида акролеина. Составьте структурную
формулу этого вещества, если известно, что его молекулярная формула С 3 Н 4 0 и
альдегид является непредельным. Как можно избавиться от этого запаха?

Задания на нахождение и объяснение причинно-следственных связей также играют важную роль в формировании у учащихся представлений о методах на­учного исследования, поскольку причин­ность - одна из форм общей взаимосвя­зи явлений объективного мира. Для мно­гих школьников выполнение заданий на определение следствии из теории являет­ся достаточно сложным, однако доступ­ным видом работы. Не зря учёные отме­чают, что «сила науки не только в том, что она объясняет наблюдаемые явления, но и в том, что она может предсказать ход того или иного процесса». Поэтому суть таких заданий составляют вопросы типа: «Чем это обусловлено?», «Как это можно объяснить?», «Почему это про­изошло?», «От чего это зависит?», «Чтобы изменилось, если бы...?» Примеры:

1. В городе, где начал действовать завод по производству фосфорных удоб­рений из фторапатитового концентра­та, жители заметили, что оконные стёкла постепенно тускнеют. Каковы возможные причины этого явления?

2. Каковы причины появления кис­лотных дождей? Какое воздействие они.оказывают: а) на сооружения из металла и бетона; б) технику; в) почву; г) произ­ведения искусства из металла, мрамора, известняка?

Одной из форм реализации исследо­вательского метода обучения является составление рассказов-задач, сказок, поэтических произведений. Этот вид деятельности предполагает написание учащимися небольшого литературного произведения, которое описывает заву­алированное в тексте явление или ве­щество. В кабинете собран архив из та­ких ученических работ.

Так всё-таки нужны ли современ­ным школьникам навыки исследова­ния? На мой взгляд, исчерпывающим ответом на этот вопрос могут стать сло­ва Нобелевского лауреата, нашего зем­ляка Ж. И. Алфёрова, чьё мнение, безусловно, достойно внимания: «Для всякой уважающей себя страны есть три привилегированные статьи. На первое место я ставлю здравоохранение, потому что прежде всего человек дол­жен быть физически здоров. На вто­рое - образование, потому что необра­зованному человеку не то что в XXI веке, но и в прошлом веке делать было нечего. И на третье место я поставлю науку, потому что именно наука опре­деляет будущее человечества...».

В статье представлены цели и задачи исследовательского обучения, типология и роль исследовательских задач по химии в становлении соответствующей компетенции. Приведены примеры разного типа исследовательских задач для работы на уроках или дома. Сделаны выводы об эффективности их использования для получения запланированных предметных, метапредметных и личностных результатов.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Исследовательские задачи по химии как средство формирования соответствующей компетенции в пространстве урока.

Реализация ФГОС подразумевает практику по формированию метапредметных умений и навыков, которые являются результатом образовательной формы, выстраиваемой поверх традиционных предметных знаний, умений и навыков, и в основе которой лежит мыслительно - деятельностный тип интеграции учебного материала с принципом рефлексивного мышления.

Примером метапредметной компетенции может служить исследовательская, включающая в себя целый комплекс образовательных компетенций, напрямую связанных с мыслительными, поисковыми, логическими, творческими процессами познания обучающихся.

Химия - одна из наиболее практически ориентированных дисциплин, изучаемых в условиях общеобразовательной школы. Ее преподавание напрямую связано с процессом формирования исследовательской компетенции, поскольку методы, на которых основывается химическая наука (анализ, синтез, моделирование и пр), во многом совпадают с основными компонентами исследовательской компетенции.

Наиболее полно формирование последней реализуется посредством дополнительной внеурочной проектно-исследовательской деятельности, о чем сказано достаточно.

Приоритет в моей работе - включение заданий исследовательского характера в содержание уроков и домашних заданий.

Здесь следует оговорить, что спонтанное привитие обучающимся ряда навыков исследовательской деятельности в ходе уроков и даже средствами внеурочной работы не может служить достаточной базой для реализации целей исследовательского обучения.

Только системное использование возможностей современных педагогических технологий (исследовательской, проектной, информационно-коммуникационной, критического мышления, ТРИЗ и др.) и систематическое обращение к исследовательским заданиям способно обеспечить решение поставленной задачи.

Требования к исследовательскому заданию по химии совпадают с таковыми для любой учебной дисциплины. Это наличие проблемы, решение которой требует теоретического анализа, применения методов научного исследования (теоретических, эмпирических), с помощью которых учащиеся должны открыть ранее неизвестное для них знание.

Главная цель его введения - формирование у учащихся способности самостоятельно, творчески осваивать новые способы деятельности, активизировать обучение, передавать учащимся инициативу в организации познавательной деятельности

Наиболее важными видами исследований учащихся в пространстве урока химии являются следующие:

• Решение качественных химических задач на основе мысленного и реального эксперимента.
• Самостоятельное прогнозирование и моделирование химических процессов и реакций.
• Решение химических, физико-химических и химико-бытовых проблем.
• Критический анализ имеющихся или предоставленных фактов и формирование на их основе значимой информации.

Приведем примеры исследовательских задач.

Так, на первых уроках химии в 8 классе может быть проведено совместное исследование по теме «Роль химии в жизни человека». Или «Химия - хорошо это или плохо» На уроке используются методический прием опоры на уже имеющийся бытовой опыт учащихся, электронная презентация, содержащая дополнительный материал по данному вопросу. В качестве домашнего задания предлагается написание рассказа «Жизнь без химии».

Или другая задача. Каковы последствия недостатка калия в организме человека?

Используя данные таблицы, рассчитайте, сколько каждого продукта нужно съесть, чтобы удовлетворить суточную потребность в калии (2-3 г).

Решение любой исследовательской задачи подразумевает прохождение следующих основных этапов:

Определение цели и задач исследования, его предмета;

Анализ и систематизация имеющейся информации, поиск новой;

Выдвижение гипотез, проведение в соответствии с ними теоретического и/или практического исследования с классификаций материала;

Описание результатов исследования, формулировка выводов и обобщений.

Особое значение в формировании исследовательских умений имеют задания, предусматривающие проведение мысленного эксперимента , способствующие развитию умения рассуждать. Это задания, в которых требуется получить конкретное вещество из предложенных; получить вещество несколькими способами; провести все характерные и качественные реакции, свойственные данному классу веществ; выявить генетическую связь между классами неорганических или органических веществ.

Например: в реторту насыпали порошок цинка, перекрыли газоотводную трубку зажимом, реторту взвесили и содержимое прокалили. Когда реторта остыла, ее снова взвесили. Изменилась ли масса и почему? Затем открыли зажим. Изменилась ли масса и почему?

Или: на чашках весов уравновешены стаканчики с растворами гидроксида натрия и хлорида натрия. Изменит ли положение стрелка весов через некоторое время и почему? Почему в этой связи щелочные растворы средств бытовой химии (средства для устранения засоров водопровода, антипригарные смеси) рекомендуют хранить плотно закрытыми?

По результатам выполнения заданий учитель может судить о готовности ученика к практическому проведению работы и уровне освоения пройденного программного материала.

Другой пример. При изучении качественных реакций на ионы учащиеся приобретают умение составлять план распознавания веществ. Класс разделяется на группы каждой группе дается задание составить план определения в трех - пяти веществ в пронумерованных пробирках. например, растворов сульфата, карбоната и хлорида натрия. с заведомо избыточным количеством реактивов для определения. Обязательные условия: наглядность, желаемые условия: быстрота и минимум затраченных реактивов. Каждая группа защищает свой план, используя ранее полученные знания, записывает молекулярные и ионные уравнения реакций. В заключении учащиеся проводят лабораторный опыт, реализуя свой план на практике.

Особую группу составляют задания эвристического характера . Выполняя их, учащиеся используют рассуждения как средство, получить субъективно новое знание о веществах и химических реакциях и их месте в том числе в нашей повседневной жизни. При этом школьники осуществляют теоретические исследования, на основе которых, например, формируют определения, находят взаимосвязи между строением и свойствами, генетическую взаимосвязь веществ, систематизируют факты и устанавливают закономерности, проводят эксперимент с целью разрешения проблемы, сформированной учителем или поставленной самостоятельно .

Так, при изучении амфотерных гидроксидов можно предложить такое задание:

Будет ли одинаков результат взаимодействия растворов гидроксида натрия и хлорида алюминия при добавлении 1 раствора ко 2 и наоборот?

По теме “Галогены” интерес вызывают вопросы:

1.Какого цвета будет индикаторная бумажка в свежеприготовленном растворе хлора в воде?

2. Какого цвета будет индикаторная бумажка в растворе хлора, который некоторое время находился на свету?

Ответы на данные вопросы подтверждаются опытным путем и уравнениями происходящих процессов.

Практика показывает, что использование подобных заданий способствует формированию исследовательских умений, стимулирует интерес, позволяет познакомить учащихся с достижениями ученых, увидеть красивые, изящные яркие примеры работы творческой мысли.

Анализ собственного опыта и знакомство с опытом работы в этом направлении позволяет сделать следующие выводы:

1. В исследовательскую деятельность на уроке с удовольствием и интересом включаются учащиеся разного уровня подготовки и разного возраста, т.е. неверно утверждение о том, что этот вид деятельности под силу только одаренным детям. Просто педагоги, вовлекающие в исследовательскую деятельность таких учащихся, должны учитывать возможности ребенка, прогнозировать уровень результата, темп реализации программы исследования.

2. Решение исследовательской задачи будет эффективнее, если

Если тема и предмет исследовательской деятельности соответствуют потребностям ребенка;

Если ее содержание опирается на его субъективный опыт.

Как говорили в старину, ум хорошо устроенный, лучше, чем ум, хорошо заполненный. Образованный человек в современном обществе – это не только и не столько человек, вооруженный знаниями, но человек, умеющий добывать, приобретать знания самостоятельно, применять их в любой ситуации, чему во многом способствует использование приемов, методов и технологий исследовательской деятельности.

Обнаружив ошибку на странице, выделите ее и нажмите Ctrl + Enter

В чистом виде кислород впервые был получен Шееле в 1772 г., затем в 1774 г. Пристли выделил его из окиси ртути.

Латинское название кислорода "оксигениум" происходит от древнегреческого слова "оксис", что значит "кислый", и "геннао" - "рождаю"; отсюда латинское "оксигениум" означает "рождающий кислоты".

В свободном состоянии кислород находится в воздухе и воде. В воздухе (атмосфере) его содержится 20,9% по объему или 23,2% по весу; содержание его в воде в растворенном состоянии составляет 7-10 мг/л.

В связанном виде кислород входит в состав воды (88,9%), различных минералов (в виде различных кислородных соединений). Кислород входит в состав тканей каждого растения. Он необходим для дыхания животных.

Кислород в природе встречается в свободном состоянии в смеси с другими газами и в виде соединений, а поэтому применяются как физические, так и химические методы его получения.

Общий метод получения кислорода из соединений основан на окислении двухвалентного отрицательно заряженного иона по схеме:

2О 2- - 4е - = О 2 .
Поскольку окисление может быть осуществлено различным образом, существует и множество различных (лабораторных и промышленных) способов получения кислорода.

1. СУХИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ КИСЛОРОДА ПУТЕМ ТЕРМИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Термическую диссоциацию различных веществ можно проводить в пробирках, трубках, колбах и ретортах из тугоплавкого стекла или в железных ретортах.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ТЕРМИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ ОКИСЛОВ НЕКОТОРЫХ МЕТАЛЛОВ (НgO, Аg 2 O, Аu 2 O 3 , IrO 2 И ДР.)

Опыт. Термическое разложение красной окиси ртути.

2HgO = 2Hg + O 2 - 2x25 ккал.
Из 10 г красной окиси ртути получают 500 мл кислорода.

Для опыта пользуются пробиркой из тугоплавкого стекла длиной 17 см и диаметром 1,5 см с согнутым, как показано на , нижним концом длиной 3-4 см. В нижний конец насыпают 3-5 г красной окиси ртути. В пробирку, укрепленную в штативе в наклонном положении, вставляют резиновую пробку с отводной трубкой, по которой выделяющийся при нагревании кислород отводят в кристаллизатор с водой.

При нагревании красной окиси ртути до 500° наблюдается выделение кислорода из отводной трубки и появление капелек металлической ртути на стенках пробирки.

Кислород плохо растворяется в воде, и поэтому его собирают, применяя способ вытеснения воды после полного удаления воздуха, из прибора.

По окончании опыта сначала вынимают отводную трубку из кристаллизатора с водой, затем гасят горелку и, учитывая ядовитость паров ртути, открывают пробку только после полного остывания пробирки.

Вместо пробирки можно пользоваться ретортой с приемником для ртути.

Опыт. Термическое разложение окиси серебра. Уравнение реакции:

2Ag 2 О = 4Ag + О 2 - 13 ккал.

При нагревании черного порошка окиси серебра в пробирке с отводной трубкой выделяется кислород, который собирают над водой, а на стенках пробирки остается в виде зеркала блестящий слой серебра.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ТЕРМИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ ОКИСЛОВ, КОТОРЫЕ, ВОССТАНАВЛИВАЯСЬ, ПЕРЕХОДЯТ В ОКИСЛЫ НИЗШЕЙ ВАЛЕНТНОСТИ, ОСВОБОЖДАЯ ЧАСТЬ КИСЛОРОДА

Опыт. Термическое разложение окислов свинца. В результате межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций выделяется кислород:

А) 2PbO 2 = 2PbO + O 2 ;
б) 2Pb 3 O 4 = 6PbO + O 2 ;
PbO 2 290-320° → Pb 2 O 3 390-420° → Pb 3 O 4 530-550° → PbO.

Свинцовый сурик (Pb 3 O 4 или 2PbO·PbO 2)

Свинцовый сурик

Оксид свинца (IV) PbO 2

Оксид свинца (IV) PbO 2

При термическом разложении из 10 г двуокиси свинца получают около 460 мл кислорода, а из 10 г Рb 3 O 4 - около 160 мл кислорода.

Получение кислорода из окислов свинца требует более сильного нагревания.

При сильном нагревании темно-бурого порошка РbO 2 или оранжевого Рb 3 O 4 в пробирке образуется желтый порошок окиси свинца РbО; при помощи тлеющей лучинки можно убедиться в том, что происходит выделение кислорода.

Пробирка после этого опыта не годится для дальнейшего употребления, так как. при сильном нагревании окись свинца соединяется со стеклом.

Опыт. Термическое разложение двуокиси марганца.

3МnO 2 = Мn 3 O 4 + O 2 - 48 ккал.
Из 10 г двуокиси марганца (пиролюзита) получают около 420 мл кислорода. Пробирку в этом случае нагревают до светло-красного каления.

Для получения большого количества кислорода процесс разложения пиролюзита осуществляют в закрытой с одного конца железной трубке длиной 20 см. Второй конец ее закрывают пробкой с трубкой, по которой отводится кислород.

Железную трубку нагревают при помощи печи для сжигания или газовой горелки Теклу с насадкой "ласточкин хвост".

Опыт. Термическое разложение хромового ангидрида. Кислород образуется в результате внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции:

4СrO 3 = 2Сr 2 O 3 + 3O 2 - 12,2 ккал.

Оксид хрома (VI) СrO 3 [хромовый ангидрид]

Оксид хрома (III) Сr 2 O 3

Оксид хрома (III) Сr 2 O 3

При термическом разложении хромового ангидрида (гигроскопического, твердого вещества темно-красного цвета) выделяется кислород и образуется зеленый порошок окиси хрома Сr 2 O 3 .

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ТЕРМИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ ПЕРЕКИСЕЙ

Опыт. Термическое разложение перекиси бария ВаO 2 . Обратимая реакция протекает следующим образом:

2ВаO 2 + 38 ккал ← 500° 700° → 2ВаО + O 2 .
При сильном нагревании перекиси бария ВаO 2 перекисная связь разрывается с образованием окиси бария и выделением кислорода.

Из 10 г перекиси бария получают около 660 мл кислорода.

Вместо перекиси бария можно пользоваться также перекисью натрия. Тогда разложение идет по уравнению

2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2 .
Опыт проводят в пробирке с отводной трубкой.

Опыт. Термическое разложение хлората калия. В зависимости от температуры хлорат калия разлагается по-разному. При нагревании его до 356° он плавится, а при 400° разлагается по уравнению

2КСlO 3 = КСlO 4 + КСl + O 2 .

В этом случае выделяется только одна треть содержащегося в соединении кислорода и наблюдается затвердение расплава. Такое явление объясняется тем, что образовавшееся соединение КСlO 4 более стойкое и тугоплавкое.

При нагревании хлората калия до 500° образование перхлората калия является промежуточной реакцией. Разложение в этом случае протекает по уравнениям:

А) 4КСlO 3 = 3КСlO 4 + КСl + 71 ккал;
б) 3КСlO 4 = 3КСl + 6O 2 - 24 ккал;
4КСlO 3 = 4КСl + 6O 2 + 52 ккал.
Термическое разложение хлората калия проводят в небольшой реторте, которая при помощи отводной трубки с предохранительной трубкой соединена с кристаллизатором, наполненным водой (или пневматической ванной). Прибор собирают в соответствии с . Во избежание взрыва в реторту насыпают чистый КСlO 3 , без примеси органических веществ.

Чтобы избежать бурного разложения, из-за которого может лопнуть реторта, нагревание ведут осторожно.

Выделяющийся кислород собирают в различные сосуды над водой. Когда хотят получить медленный ток кислорода, хлорат калия разбавляют, смешивая его с сухой поваренной солью.

Опыт. Термическое разложение хлората калия в присутствии катализатора. В присутствии катализаторов (MnO 2 , Fe 2 O 3 , Сr 2 О 3 и СuО) хлорат калия легко и полностью разлагается при более низкой температуре (без образования промежуточного соединения, перхлората калия) по уравнению:

2КСlO 3 = 2КСl + 3O 2 + 19,6 ккал.
При добавлении двуокиси марганца КClO 3 разлагается уже при 150-200°; процесс имеет следующие промежуточные стадии:

2КСlO 3 + 6MnO 2 → 2КСl + 6МnO 3 → 2КСl + 6MnO 2 + 3O 2 + 19,6 ккал.
Доля добавляемой двуокиси марганца (пиролюзита) составляет от 5 до 100% от веса хлората калия.

Пробирку с хлоратом калия закрывают пробкой, сквозь которую пропускают две стеклянные трубки. Одна трубка служит для отвода кислорода в кристаллизатор с водой, вторая, очень короткая трубка, согнутая под прямым углом с закрытым внешним концом, содержит мелкий порошок черной двуокиси марганца MnO 2 .

Прибор собирают в соответствии с. При нагревании пробирки приблизительно до 200° пузырьки кислорода в кристаллизаторе с водой еще не выделяются. Но стоит повернуть вверх коротенькую трубку с двуокисью марганца и слегка постучать по ней, в пробирку попадет небольшое количество двуокиси марганца и сразу же начнется бурное выделение кислорода.

После окончания опыта и охлаждения прибора смесь двуокиси марганца и хлорида калия высыпают в воду. После растворения хлорида калия отфильтровывают трудно растворимую двуокись марганца, тщательно промывают на фильтре, высушивают в сушильном шкафу и хранят для дальнейшего ее использования в качестве катализатора. Если необходимо получить большое количество кислорода, процесс разложения ведут в ретортах из тугоплавкого стекла либо в чугунных ретортах.

Термическое разложение хлората калия в присутствии двуокиси марганца является наиболее удобным из сухих способов получения кислорода.

Этот опыт проделывают и с другими катализаторами - Fe 2 O 3 , Сr 2 О 3 и СuО.

Опыт. Получение кислорода путем нагревания хлората калия, смеси хлората калия с двуокисью марганца и двуокиси марганца. Для проведения опыта необходимы следующие приборы: три пробирки из тугоплавкого стекла с отводными трубками, три цилиндра емкостью по 100 мл каждый, три газовые горелки, три кристаллизатора и три штатива с зажимами.

Установку собирают в соответствии с . Кристаллизаторы и цилиндры наполняют водой, слегка подкрашенной перманганатом калия или фуксином S.

В первую пробирку насыпают 1 г чистого КСlO 3 , во вторую - 0,5 г КСlO 3 и 0,5 г MnO 2 и в третью - 1 г MnO 2 . Особое внимание обращают на то, чтобы пробирки были чистыми и в них не попали крупинки пробки.

Тщательно отрегулированные газовые горелки, горящие одинаковым, не очень сильным несветящимся пламенем и выделяющие одинаковое количество тепла, подставляют под пробирки так, чтобы они верхушкой пламени нагревали находящееся в пробирке вещество.

Вскоре из пробирки со смесью хлората калия и двуокиси марганца начинает выделяться кислород, и реакция заканчивается еще до того, как он начнет выделяться в других пробирках.

Усиливают нагревание остальных двух пробирок. Как только хлорат калия расплавится и начнет выделяться кислород, уменьшают пламя, чтобы не происходило бурного выделения газа. В пробирке с двуокисью марганца кислород начинает выделяться только после того, как содержимое пробирки нагреется до красного каления. Выделяющийся из каждой пробирки кислород собирают в кристаллизаторах путем вытеснения подкрашенной воды из цилиндров.

По окончании опыта гасят горелки, удаляют отводные трубки, затем описанным выше способом выделяют двуокись марганца из средней пробирки.

Проведенный опыт наглядно показывает особенности этих трех различных способов получения кислорода.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ТЕРМИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ БРОМАТОВ И ИОДАТОВ

Поведение этих солей при нагревании рассматривалось при изучении свойств броматов и иодатов. Разложение их проводят в пробирках с отводными трубками; выделяющийся кислород собирают над водой.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ТЕРМИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ НИТРАТОВ

По тому, как разлагаются нитраты при нагревании, их можно разделить на три группы:

1. Нитраты, разлагающиеся в результате внутримолекулярных окислительно-восстановительных реакций на нитриты и кислород. К этой группе относятся нитраты щелочных металлов. Реакции протекают по уравнениям:

2NaNО 3 = 2NaNО 2 + О 2 ,
2KNО 3 = 2KNО 2 + О 2 .
2. Нитраты, разлагающиеся в результате внутримолекулярных окислительно-восстановительных реакций на окись металла, двуокись азота и кислород. К этой группе относятся нитраты всех металлов, за исключением щелочных и благородных металлов. Например:

2Pb(NО 3) 2 = 2РbО + 4NO 2 + O 2 ,
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2 ,
2Hg(NO 3) 2 = 2HgO + 4NO 2 + O 2 .
3. Нитраты, разлагающиеся в результате внутримолекулярных окислительно-восстановительных реакций на металл, двуокись азота и кислород. К этой группе относятся нитраты благородных металлов:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 .
Неодинаковое разложение нитратов при нагревании объясняется различной устойчивостью соответствующих нитритов и окислов.

Нитриты щелочных металлов устойчивы, нитриты свинца (или меди) неустойчивы, но устойчивы их окислы, а что касается серебра, то здесь неустойчивыми являются и нитриты, и окислы; поэтому при нагревании нитратов этой группы выделяются свободные металлы.

Опыт. Термическое разложение нитрата натрия или калия. Нитрат натрия или калия нагревают в пробирке или реторте с отводной трубкой. При 314° плавится нитрат натрия, а при 339° - нитрат калия; лишь после того как содержимое в пробирке или реторте накалится докрасна, начинается разложение нитрата по уравнениям, которые приводились выше.

Разложение протекает гораздо легче, если предупредить расплавление нитратов, смешав их с двуокисью марганца или натронной известью, представляющей собою смесь NaOН и СаО.

Термическое разложение нитратов свинца и серебра рассматривается в опытах получения двуокиси азота.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ТЕРМИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ ПЕРМАНГАНАТОВ

Опыт. Термическое разложение перманганата калия. Уравнение реакции:

2КМnO 4 = К 2 МnO 4 + МnO 2 + O 2 .
Эта внутримолекулярная окислительно-восстановительная реакция протекает приблизительно при 240°. Термическое разложение проводят в сухой пробирке (или реторте) с газоотводной трубкой. Если хотят получить чистый кислород без следов пыли, которая образуется при термическом разложении, в шейку пробирки (или реторты) вставляют тампон стеклянной ваты.

Это удобный способ получения кислорода, но он дорог.

После окончания опыта и охлаждения пробирки (или реторты) в нее наливают несколько миллилитров воды, тщательно взбалтывают содержимое и наблюдают цвет образовавшихся веществ (К 2 МnO 4 - зеленого цвета и МnO 2 темно-бурого).

Благодаря свойству перманганата калия выделять кислород при нагревании, его наравне с серой, углем и фосфором применяют в различных взрывчатых смесях.

Получение кислорода термическим разложением перманганата калия

Na 2 MnO 4

Диоксид марганца МnO 2

Диоксид марганца МnO 2

Диоксид марганца МnO 2

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ТЕРМИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ ПЕРСУЛЬФАТОВ

Опыт. Для опыта пользуются свежеприготовленным персульфатом аммония, так как при хранении он меняет свой состав. Персульфат аммония (твердое вещество) при нагревании разлагается по следующему уравнению:

(NН 4) 2 S 2 O 8 = (NН 4) 2 SO 4 + SO 2 + O 2 .
Для освобождения кислорода от примеси двуокиси серы газовую смесь пропускают через раствор NaOН, который связывает двуокись серы в виде сульфита натрия. Термическое разложение проводят в пробирке с отводной трубкой.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ТЕРМИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ ПЕРХЛОРАТОВ

Этот способ рассмотрен при описании опыта получения кислорода термическим разложением хлората калия без катализатора; в этом случае перхлорат является промежуточным соединением.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ТЕРМИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ ПЕРКАРБОНАТОВ

Опыт. Перкарбонат натрия при нагревании разлагается по уравнению:

2К 2 С 2 O 6 = 2К 2 СO 3 + 2СO 2 + O 2 .
Для освобождения кислорода от примеси углекислого газа газовую смесь пропускают через раствор гидрата окиси кальция или бария.

Кислород можно также получать сжиганием оксигенита . Оксигенитом называют тонкую смесь 100 вес. ч. КСlO 3 , 15 вес. ч. МnO 2 и небольшого количества угольной пыли.

Получаемый этим способом кислород загрязнен примесью углекислого газа.

Наряду с веществами, которые при нагревании разлагаются с выделением кислорода, имеется много веществ, не выделяющих кислорода при нагревании. Чтобы убедиться в этом, проделывают опыты с нагреванием СuО, СаО, Na 2 SO 4 и др.

II. МОКРЫЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ КИСЛОРОДА

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА РАЗЛОЖЕНИЕМ ПЕРЕКИСЕЙ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ ВОДОЙ

Реакция протекает по уравнению:

2Na 2 O 2 + 4Н 2 O = 4NaOH + 2Н 2 O + O 2 .
Это сильно экзотермическая реакция, протекающая на холоду и ускоряющаяся катализаторами - солями меди, никеля, кобальта (например, СuSO 4 .5Н 2 O, NiSO 4 .7Н 2 O и СoSO 4 .7Н 2 O).

Удобным для получения кислорода является оксилит - смесь перекиси натрия Na 2 O 2 , калия К 2 O 2 и безводного сульфата меди. Эту смесь хранят в плотно укупоренных железных ящиках, предохраняя ее от атмосферной влаги (которая разлагает ее, см. уравнение предыдущей реакции) и углекислого газа, с которым она вступает в реакцию по уравнению:

Na 2 O 2 + 2СO 2 = 2Na 2 СO 3 + O 2 + 113 ккал.
Опыт. В пробирку (стакан или склянку) с небольшим количеством холодной воды насыпают щепотку перекиси натрия (или оксилита); при этом наблюдается бурное выделение кислорода и сосуд разогревается.

Если опыт проводить в сосуде с отводной трубкой, то выделяющийся кислород можно собрать.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА РАЗЛОЖЕНИЕМ ПЕРЕКИСЕЙ КИСЛОТАМИ В ПРИСУТСТВИИ КАТАЛИЗАТОРОВ, НАПРИМЕР МnO 2 ИЛИ РbO 2

Опыт. В пробирку с перекисью бария и двуокисью марганца добавляют разбавленной HCl; при этом происходит выделение кислорода в результате реакции:

2ВаO 2 + 4НСl = 2ВаСl 2 + 2Н 2 O + O 2 .
При использовании РbO 2 в качестве катализатора к смеси добавляют разбавленную HNO 3 .

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА КАТАЛИТИЧЕСКИМ РАЗЛОЖЕНИЕМ ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА

Уравнение реакции:

2Н 2 O 2 = 2Н 2 O + O 2 .
При изучении свойств перекиси водорода отмечаются факторы, благоприятствующие ее разложению, и проводятся опыты ее разложения под влиянием двуокиси марганца и коллоидного раствора серебра.

Опыт. В стеклянный цилиндр с 50 мл воды и 10-15 мл пергидроля (30%-ный раствор Н 2 O 2) добавляют немного тонко измельченного порошка двуокиси марганца; наблюдается бурное выделение кислорода с образованием пены (это явление очень похоже на кипение).

Опыт можно проделать и в пробирке, а вместо пергидроля использовать 3%-ный раствор перекиси водорода.

Вместо МnO 2 можно пользоваться коллоидным раствором серебра.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ДЕЙСТВИЕМ ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ НА ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА (В КИСЛОЙ, НЕЙТРАЛЬНОЙ И ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДАХ)

Реакция протекает по приведенным ниже уравнениям; перекись водорода является при этом восстановителем:

2КМnO 4 + 3Н 2 SO 4 + 5Н 2 O 2 = 2МnSO 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 O + 5O 2 ,
2КМnO 4 + 2Н 2 O + 3Н 2 O 2 = 2МnO 2 + 2КОН + 4Н 2 O + 3O 2 ,
2КМnO 4 + 2КОН + Н 2 O 2 = 2К 2 МnO 4 + 2Н 2 O + O 2 .
Опыт. Получение легко регулируемого постоянного тока кислорода окислением перекиси водорода на холоду перманганатом калия в щелочной среде. В колбу Бунзена наливают 3-5%-ный раствор перекиси водорода, подкисленный 15%-ным раствором Н 2 SO 4 , а в укрепленную в горлышке колбы капельную воронку - 10%-ный раствор перманганата калия.

При помощи крана капельной воронки можно регулировать как поступление раствора перманганата в колбу, так и ток кислорода. При проведении опыта раствор КМnO 4 вводят в колбу по каплям.

Колбу Бунзена в опыте можно заменить колбой Вюрца или двугорлой склянкой.

Опыт. Получение кислорода окислением перекиси водорода двуокисью марганца в кислой среде. Уравнение реакции:

МnO 2 + Н 2 SO 4 + Н 2 O 2 = МnSO 4 + 2Н 2 O + O 2 .
Реакция протекает на холоду; поэтому для опыта можно пользоваться любым прибором, позволяющим взаимодействием на холоду между твердым и жидким веществом получать постоянный ток газа (аппаратом Киппа или колбой Вюрца, колбой Бунзена или двугорлой склянкой с капельной воронкой).

При проведении опыта пользуются двуокисью марганца в кусках, 15%-ной Н 2 SO 4 и 3-5%-ным раствором перекиси водорода.

Опыт. Получение кислорода окислением перекиси водорода железосинеродистым калием в щелочной среде. Уравнение реакции:

2К 3 + Н 2 O 2 + 2КОН = 2К 4 + 2Н 2 O + O 2 .
Реакция протекает на холоду; для получения постоянного тока кислорода используются приборы, указанные в предыдущем опыте, твердый железосинеродистый калий, 6-10%-ный раствор гидрата окиси калия и 3-5%-ный раствор перекиси водорода.

Опыт. Получение кислорода нагреванием хромата (бихромата или хромового ангидрида) с концентрированной серной кислотой. Благодаря обратимой реакции, протекающей по уравнению:

2CrO 4 2- + 2Н + ↔ Cr 2 O 7 2- + Н 2 O,
в кислой среде всегда содержится бихромат, а не хромат.

Между концентрированной серной кислотой и бихроматом имеют место следующие реакции:

К 2 Сr 2 O 7 + Н 2 SO 4 = 2СrO 3 + К 2 SO 4 + Н 2 O,
(реакция двойного обмена и дегидратации)
4СrO 3 + 6Н 2 SO 4 = 2Сr 2 (SO 4) 3 + 6Н 2 O + 3O 2 .
(окислительно-восстановительная реакция )
При проведении опыта в пробирке происходит выделение кислорода и изменение оранжевого цвета (характерного для бихромата) в зеленый цвет (характерный для солей трехвалентного хрома).

III. ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ИЗ ЖИДКОГО ВОЗДУХА

Для сжижения воздуха используется принцип, согласно которому при расширении газа без совершения внешней работы происходит значительное понижение температуры (эффект Джоуля - Томсона).

Большинство газов при сжатии нагревается, а при расширении охлаждается. На приводится принципиальная схема работы машины Линде, применяемой для сжижения воздуха.

Компрессор В при помощи поршня сжимает до 200 атм поступающий через кран А воздух, очищенный от углекислого газа, влаги и следов пыли. Возникающее при сжатии тепло поглощается в холодильнике D, охлаждаемом проточной водой. После этого открывают кран С и воздух поступает в сосуд Е, где он расширяется до давления 20 атм. Благодаря такому расширению воздух охлаждается приблизительно до -30°. Из сосуда Е воздух снова возвращается в компрессор В; проходя по наружной трубке змеевика G, он охлаждает по пути новую порцию сжатого воздуха, идущую ему навстречу по внутренней трубке змеевика. Вторая порция воздуха охлаждается таким образом приблизительно до -60°. Этот процесс повторяется до тех пор, пока воздух не охладится до -180°; такая температура является достаточной для сжижения его при 20 атм в сосуде Е. Скопляющийся в сосуде Е жидкий воздух сливают в баллон через кран 1. Описанная установка работает непрерывно. Детали этой машины на схеме не показаны. Эту машину усовершенствовал Ж. Клод, после чего она стала более производительной.

По своему составу жидкий воздух отличается от обычного атмосферного; он содержит 54% по весу жидкого кислорода, 44% азота и 2% аргона.

Опыт. Чтобы показать, как изменяются свойства органических веществ под влиянием изменения условий (температуры и концентрации кислорода), в термос с жидким воздухом погружают при помощи металлических щипцов растения с листьями и цветами или тонкую резиновую трубку.

Из жидкого воздуха кислород получают следующими способами:

а) дробной перегонкой (наиболее распространенный способ);

б) растворением воздуха в жидкостях (например, в воде растворяется 33% кислорода и 67% азота) и извлечением его под вакуумом;

в) селективным поглощением (древесный уголь поглощает 92,5% по объему кислорода и 7,5% по объему азота);

г) на основе различия в скоростях диффузии кислорода и азота через резиновую мембрану.

Кислород, полученный термическим разложением КСlO 3 , иногда содержит следы хлора; полученный из нитратов тяжелых и благородных металлов - двуокись азота; полученный из персульфатов - двуокись серы; полученный из перкарбонатов - углекислый газ; полученный при электролизе подкисленной воды - озон. Кислород, полученный мокрыми способами, содержит пары воды.

Для очистки кислорода его пропускают через промывную склянку со щелочью, которая удерживает все сопровождающие его летучие соединения кислотного характера, через раствор КI (для освобождения от озона) и через концентрированную Н 2 SO 4 , которая удерживает пары воды.

СВОЙСТВА КИСЛОРОДА

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Кислород - газ без цвета, запаха и вкуса.

Плотность его относительно воздуха 1,10563; поэтому его можно собирать в сосуды, применяя способ вытеснения воздуха.

В нормальных условиях один литр кислорода весит 1,43 г, а один литр воздуха - 1,29 г. Температура кипения -183°, температура плавления -218,88°.

Жидкий кислород в тонком слое бесцветен, толстые слои имеют голубой цвет; удельный вес жидкого кислорода 1,134.

Твёрдый кислород обладает голубым цветом и по виду похож на снег; удельный вес его 1,426.

Критическая температура кислорода -118°; критическое давление 49,7 атм. (Кислород хранят в стальных баллонах емкостью 50 л, под давлением 150 атм. Способы хранения различных газов в стальных баллонах описаны в первой главе.)

В воде кислород растворяется в очень небольшом количестве: в одном литре воды при 20° и давлении 760 мм рт. ст. растворяется 31,1 мл кислорода. Поэтому его можно собирать в пробирки, цилиндры или газометры, применяя способ вытеснения воды. В спирте кислород растворяется лучше, чем в воде.

Чтобы пользоваться газометром (), необходимо уметь наполнять его водой и газом, находящимся под атмосферным, а также выше и ниже атмосферного давления; уметь выпускать газ из газометра.

Вначале газометр А наполняют водой через воронку В, при открытых кранах С и D и закрытом отверстии Е. Вода, поступая в газометр из воронки В через кран С, вытесняет из него воздух через кран D.

Для наполнения газометра газом, находящимся под некоторым давлением, закрывают кран С и В и открывают отверстие Е: если оба верхних крана плотно пригнаны, вода из газометра не вытекает. Вводят через отверстие Е конец трубки, по которой поступает газ, находящийся под давлением, превышающим атмосферное. Газ скопляется в верхней части газометра, вытесняя из него воду, которая выливается через отверстие Е. После того как газ почти полностью наполнит газометр, отверстие Е закрывают. При наполнении газометра газом, находящимся под атмосферным или пониженным давлением, трубку, по которой поступает газ, присоединяют к открытому крану Б, затем открывают отверстие Е и оставляют закрытым кран С. Вода, вытекая из отверстия Е, всасывает газ в газометр. После того как газометр почти полностью наполнится газом, закрывают отверстие Е и кран В.

Для выпуска газа наполняют воронку В водой, открывают кран С; вода, поступая в газометр, вытесняет из него газ, который выходит через открытый кран Е).

В расплавленном состоянии некоторые металлы, например платина, золото, ртуть, иридий и серебро, растворяют около 22 объемов кислорода, который выделяется при их затвердевании со специфическим звуком, особенно характерным для серебра.

Молекула кислорода очень устойчива, она состоит из двух атомов; при 3000° только 0,85% молекул кислорода диссоциирует на атомы.

Газометры бывают не только лабораторными. На фото изображены Венские газометры - это 4 больших сооружения, расположенных в Вене (Австрия) и построенных в 1896-1899 годах. Они расположены в Зиммеринге, одиннадцатом районе города. В 1969-1978 город отказался от использования коксового газа в пользу природного, и газометры были закрыты. В 1999-2001 они были перестроены и стали многофункциональными комплексами (Википедия).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

По своей химической активности кислород уступает только фтору.

С другими элементами он соединяется непосредственно или образует соединения косвенным путем. Непосредственное соединение кислорода может протекать энергично и медленно. Соединение кислорода с элементами или сложными веществами называют окислением или горением. Оно всегда протекает с выделением тепла, а иногда и света. Температура, при которой происходит окисление, может быть различной. Одни элементы соединяются с кислородом на холоду, другие - только при нагревании.

В том случае, когда при химической реакции количество выделяющегося тепла превышает его потери в результате излучения, теплопроводности и т.д., происходит энергичное окисление (например, горение металлов и неметаллов в кислороде), в противном случае происходит медленное окисление (например, фосфора, угля, железа, тканей животных, пирита и т.д.).

Если медленное окисление протекает без потери тепла, происходит повышение температуры, которое приводит к ускорению реакции, и медленная реакция в результате самоускорения может стать энергичной.

Опыт. Пример самоускорения медленной реакции. Берут два небольших кусочка белого фосфора. Один из них обертывают фильтровальной бумагой. Через некоторое время обернутый бумагой кусочек фосфора загорается, в то время как незавернутый продолжает медленно окисляться.

Четкой грани между энергичным и медленным окислением не существует. Энергичное окисление сопровождается выделением большого количества тепла и света; медленное окисление иногда сопровождается холодной люминесценцией.

Горение также протекает по-разному. Вещества, которые при горении превращаются в парообразное состояние (натрий, фосфор, сера и др.), сгорают с образованием пламени; вещества, не образующие при горении газов и паров, сгорают без пламени; горение некоторых металлов (кальций, магний, торий и др.) сопровождается выделением большого количества тепла, а образующиеся при этом раскаленные окислы обладают способностью выделять много света в видимой области спектра.

Вещества, выделяющие большое количество тепла при окислении (кальций, магний, алюминий), способны вытеснять другие металлы из их окислов (на этом свойстве основана алюминотермия).

Горение в чистом кислороде происходит гораздо энергичнее, чем в воздухе, в котором оно замедляется ввиду того, что в нем содержится около 80% азота, не поддерживающего горения.

ГОРЕНИЕ РАЗЛИЧНЫХ ВЕЩЕСТВ В КИСЛОРОДЕ

Опыты, иллюстрирующие горение в кислороде, производят в толстостенных и широкогорлых склянках емкостью 2,5-3 л (), на дно которых должен быть насыпан тонкий слой песка (если этого не сделать, то при попадании на дно сосуда капли расплавленного металла сосуд может лопнуть).

Для сжигания в кислороде вещество помещают в специальную ложечку, сделанную из расплющенной на конце толстой железной (или медной) проволоки, либо прикрепляют сжигаемый образец к концу проволоки.

Опыт. Воспламенение и горение в кислороде тлеющей лучинки (или свечи). При внесении в сосуд с кислородом тлеющей лучинки (или свечи) лучинка воспламеняется и сгорает ярким пламенем. Иногда лучинка воспламеняется с небольшим взрывом. Описанным опытом пользуются всегда для открытия свободного кислорода (* Аналогичную реакцию дает закись азота ).

Опыт. Горение угля в кислороде. Уравнение реакции:

С + O 2 = СO 2 + 94,3 ккал.
Если внести в сосуд с кислородом кусочек тлеющего угля, укрепленного на конце железной проволоки, уголь сгорает с выделением большого количества тепла и света. Образующийся при горении углекислый газ открывают при помощи смоченной водой синей лакмусовой бумаги или путем пропускания газообразных продуктов горения через раствор гидрата окиси кальция.

Опыт горения угля в кислороде, выделяющемся при термическом разложении КClO 3 , уже проводился при изучении свойств хлората калия.

Опыт. Горение серы в кислороде. Уравнение реакции:

S + O 2 = SO 2 + 71 ккал.
При внесении в сосуд с кислородом зажженного серного цвета наблюдается более интенсивное горение серы в кислороде и ощущается резкий запах сернистого газа. Чтобы не распространялся по лаборатории этот ядовитый газ, сосуд по окончании опыта плотно закрывают.

Горение серы в кислороде, выделяющемся при термическом разложении хлората калия, описывалось при изучении свойств КClO 3 .

Опыт. Горение белого и красного фосфора в кислороде. Реакция протекает по уравнению:

4Р + 5O 2 = 2Р 2 О 5 + 2х358,4 ккал.
Короткое и широкое горлышко колбы (или банки) емкостью 0,5-2 л, помещенной на поднос с песком, закрывают пробкой с пропущенной через нее металлической ложечкой и стеклянной трубкой, ось которой должна проходить через середину ложечки ().

Одновременно с наполнением колбы кислородом (способом вытеснения воздуха) отрезают в ступке под водой кусочек белого фосфора величиной с горошину, слегка обжимают его фильтровальной бумагой для удаления следов воды и при помощи металлических щипцов кладут в металлическую ложечку. Ложечку опускают в колбу, закрывают ее и прикасаются к фосфору нагретой до 60-80° стеклянной палочкой (или проволокой), которую вводят через стеклянную трубку.

Фосфор воспламеняется и сгорает ярким пламенем с образованием пятиокиси фосфора в виде белого дыма (вызывающего кашель).

Иногда белый фосфор загорается в кислороде и без прикосновения к нему нагретой стеклянной палочки или проволоки. Поэтому рекомендуется пользоваться фосфором, хранившимся в очень холодной воде; отжимать его фильтровальной бумагой следует без всякого трения и вообще всю подготовку к введению его в сосуд с кислородом надо проводить как можно быстрее. Если фосфор После сгорания фосфора вынимают пробку с ложечкой, наливают в колбу небольшое количество воды и испытывают ее синей лакмусовой бумагой.

Если часть фосфора осталась неокисленной, ложечку опускают в кристаллизатор с водой. Если же фосфор сгорел весь, то ложечку прокаливают под тягой, промывают водой и высушивают над пламенем горелки.

При проведении этого опыта никогда не вводят в сосуд с кислородом расплавленный белый фосфор. Этого нельзя делать, во-первых, потому, что фосфор легко можно разлить, а, во-вторых, потому, что в этом случае фосфор сгорает в кислороде слишком бурно, разбрасывая во все стороны брызги, которые могут попасть на экспериментатора; от брызг фосфора лопается сосуд, осколки которого могут ранить окружающих.

Поэтому на столе должен быть кристаллизатор с водой, в который можно бросить фосфор в случае, если он загорится при его обжимании фильтровальной бумагой; необходимо также иметь концентрированный раствор КМnO 4 или AgNO 3 (1: 10) для оказания первой помощи в случае ожогов фосфором.

Вместо белого фосфора можно пользоваться сухим красным фосфором. Для этого красный фосфор предварительно очищают, тщательно промывают водой и высушивают.

Красный фосфор воспламеняется при более высокой температуре, поэтому его поджигают сильно нагретой проволокой.

После сжигания и в этом случае наливают в колбу немного воды, испытывают лакмусом полученный раствор и прокаливают ложечку под тягой.

В обоих опытах следует пользоваться защитными очками из темного стекла.

Опыт. Горение в кислороде металлического натрия. Реакция протекает по уравнению:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 + 119,8 ккал.
Натрий сжигают в небольшом тигле из чистой окиси кальция, мела или асбестового картона, но не в металлической ложечке, которая от тепла, выделяющегося при горении натрия в кислороде, может сама расплавиться и сгореть.

Натрий поджигают и вносят в сосуд с кислородом, в котором он сгорает очень ярким пламенем; наблюдать за его горением следует через защитные темные очки.

Приготовленный из мела (или СаО) тигель прикрепляют двумя-тремя тонкими проволочками к толстой железной (или медной) проволоке () и кладут в него очищенный от окиси кусочек металлического натрия размером с горошину.

Мел, асбест, окись кальция являются плохими проводниками тепла, и поэтому поджигают натрий, направляя на него сверху пламя горелки при помощи паяльной трубки. Чтобы обезопасить себя от брызг горящего натрия, на паяльную трубку надевают резиновую трубку.

Нагревание, плавление и поджигание натрия в воздухе производят над сосудом с кислородом.

Если натрий не загорается, то при помощи паяльной трубки удаляют образовавшуюся на поверхности металла корку, но делать это следует крайне осторожно из-за возможного разбрызгивания расплавленного натрия.

Опыт. Горение в кислороде металлического кальция. Уравнение реакции:

2Са + O 2 = 2СаО + 2х152,1 ккал.
В небольшой тигель из асбестового картона кладут спичку, а сверху на нее - стружки кальция.

Зажигают спичку и вносят тигель со стружками кальция в сосуд с кислородом. Через защитные очки наблюдают воспламенение и сгорание металлического кальция ярким пламенем.

В сосуд с кислородом можно внести и зажженный кальций (как это делалось в предыдущем опыте с натрием).

Опыт. Горение магния в кислороде. Реакция протекает по уравнению:

2Mg + O 2 = 2MgO + 2x143,84 ккал.
К одному концу ленты магния длиной 20-25 см, скрученной в виде спирали, прикрепляют кусочек трута, а к другому - железную проволоку. Проволоку берут в руку и, держа ленту магния в вертикальном положении, поджигают трут и вносят ленту магния в сосуд с кислородом. Сквозь защитные очки наблюдают воспламенение и горение магния с образованием окиси магния.

По окончании опыта наливают в сосуд немного воды и при помощи индикатора убеждаются в щелочном характере раствора образовавшейся гидроокиси магния.

Опыт можно проделать и с порошком магния. Для этого берут ложечку порошка магния и вставляют в него половину спички с головкой. Поджигают спичку и вносят ложечку в сосуд с кислородом.

Впрочем, магний горит ослепительным пламенем и на воздухе, хотя здесь окислительные реакции кислорода значительно ослаблены в связи с тем, что в воздухе содержится большой процент азота.

Сосуд, в котором сжигают магний, может лопнуть, если вводить в него горящий магний недостаточно быстро или если горящий магний прикоснется к его стенкам.

Яркий свет горящего магния нашел применение для освещения фотографируемых объектов, а также в качестве инициатора некоторых реакций, протекающих под влиянием коротких световых волн, например синтеза НСl из элементов.

При рассмотрении свойств хлората калия описывался опыт горения его смеси с магнием.

Опыт. Горение в кислороде крупных опилок цинка. Уравнение реакции:

2Zn + O 2 = 2ZnО + 2х83,17 ккал.
В трубку из тугоплавкого стекла длиной 15 см и внутренним диаметром 0,8-1 см насыпают крупных опилок цинка (за отсутствием их можно пользоваться и порошком, но таким образом, чтобы через него мог проходить кислород) и укрепляют ее за один конец в горизонтальном положении в зажиме штатива.

Укрепленный в штативе конец трубки соединяют с источником кислорода, а противоположный конец нагревают газовой горелкой.

При пропускании через трубку кислорода цинк воспламеняется и горит ярким пламенем с образованием окиси цинка (твердое белое вещество). Опыт проводится под тягой.

Опыт. Определение количества кислорода, расходуемого при горении меди.

2Сu + O 2 = 2СuО + 2х37,1 ккал.
Прибор для опыта показан на . В тугоплавкую трубку длиной 20 см и внутренним диаметром 1,5 см вставляют фарфоровую лодочку с 1 г тонкого порошка металлической меди. Промывную склянку с водой соединяют с источником кислорода (газометром или баллоном).

Газометр с колоколом, расположенный справа, наполняют водой, подкрашенной раствором индиго или фуксина. Кран газометра открывают, чтобы проходящий через прибор кислород мог поступать под колокол.

Открывают зажим между промывной склянкой и тугоплавкой трубкой и впускают под колокол около 250 мл кислорода. Закрывают зажим и отмечают точный объем кислорода.

При помощи горелки Теклу с "ласточкиным хвостом" нагревают ту часть трубки, в которой находится фарфоровая лодочка. Через несколько минут медь загорается, и сразу же повышается уровень воды в колоколе.

Нагревание продолжают 35-40 минут, пока объем газа в газометре не перестанет изменяться.

Дают остыть прибору; при этом устанавливается постоянный объем газа. Затем приводят воду к одному уровню и по делениям газометра определяют объем непрореагировавшего кислорода.

Опыт дает возможность точно определить количество кислорода, затраченного на окисление меди, взвешенной перед началом опыта.

Пользоваться этим прибором для сжигания порошка цинка, магния или кальция запрещается.

Опыт. Подтверждение закона постоянства состава. Точно, до сотых долей грамма, взвешивают пустой фарфоровый тигель с крышкой, который перед этим был тщательно очищен, прокален и охлажден в эксикаторе. Затем в тигель насыпают приблизительно 3-4 г тонкого порошка меди и точно взвешивают тигель с медью.

Кладут тигель в наклонном положении на фарфоровый треугольник и нагревают его на слабом огне в течение 15-20 минут. Затем снимают крышку и сильно нагревают окислительным пламенем горелки. Через 20-25 минут накрывают тигель крышкой и продолжают нагревание. После прекращения нагревания тигель охлаждают в эксикаторе и точно взвешивают.

g 1 = вес пустого тигля с крышкой;

g 2 = вес пустого тигля с крышкой и медью;

g 3 = вес пустого тигля с крышкой и окисью меди.

Полученные данные должны показать, что вес кислорода, присоединившийся к одному грамм-атому меди, близок к атомному весу кислорода.

Повторив опыт с металлической медью и другими металлами, находят, что во всех случаях кислород соединяется с различными элементами в постоянном количественном соотношении, и на практике убеждаются, что отношение между весовым количеством веществ, вступающих в химическое соединение, всегда постоянно.

Опыт. Горение железа в кислороде. Уравнение реакции:

4Fе + 3O 2 = 2Fе 2 O 3 + 2х196,5 ккал.
Для опыта пользуются тонкой проволочкой из отпущенной стали диаметром 7-8 мм, один конец которой втыкают в корковую пробку, а к другому ее концу прикрепляют кусочек трута или обматывают нитками и погружают в расплавленную серу (серный фитиль). При введении в сосуд с кислородом (на дне которого должен быть слой песка) стальной спирали с зажженным трутом (или серным фитилем) спираль сгорает, разбрасывая искры.

angelo.edu

Опыт. Сгорание металлических порошков в воздухе. Над пламенем установленной под тягой газовой горелки высыпают по щепотке порошка меди, цинка, железа, магния, алюминия, сурьмы.

Опыт. Окисление металлов в закрытом сосуде. Опыт позволяет доказать, что при превращении металлов в окислы расходуется часть воздуха и что увеличение веса металлов при их окислении равно потере веса воздуха.

Пробирку с тонким порошком железа плотно закрывают резиновой пробкой, сквозь которую должна быть пропущена стеклянная трубка с надетой на нее резиновой трубкой, имеющей винтовой зажим (). Пробка и зажим должны закрывать пробирку герметически.

После взвешивания собранного прибора пробирку нагревают пламенем газовой горелки при непрерывном потряхивании до тех пор, пока в порошке не образуются искры. После охлаждения пробирки взвешиванием на весах проверяют, изменился ли вес пробирки. Затем в резиновую трубку вставляют стеклянную трубку, конец которой опускают в стакан с водой.

При открывании зажима наблюдают, как поднимается по трубке вода. Это происходит вследствие того, что кислород воздуха израсходовался на окисление железа и поэтому в приборе понизилось давление.

Выявить небольшую разницу между весом железа и весом окиси железа можно только с помощью достаточно чувствительных весов.

Вместо пробирки можно пользоваться ретортой или кругло-донной колбочкой, а вместо резиновой пробки - парафинированной корковой пробкой.

Аналогичные опыты были проделаны Ломоносовым и Лавуазье для доказательства закона сохранения материи.

Опыт. Медленное окисление влажного железа. Опыт позволяет установить, что при окислении влажного порошка железа выделяется тепло.

Прибор состоит из термоскопа, соединенного с манометром (). В реакционное пространство термоскопа через плотно подогнанную резиновую пробку вводят две трубки. Первая трубка соединена с газовым баллоном и служит для подачи кислорода. Вторая трубка служит для удаления газа; она соединена с промывной склянкой Мюнке, в которую налита вода, подкрашенная индиго или фуксином.

В промывную склянку наливают такое количество воды, чтобы при всасывании во внутреннюю трубку и наполнении ее в склянке еще оставалась вода, которая закрывала бы выходное отверстие трубки.

Для изготовления термоскопа можно пользоваться внешней частью промывной склянки Дрекселя емкостью 300 мл с боковым тубусом. В сосуд вставляют пробирку длиной 23 см и диаметром 2,5 см с несколько суженной шейкой. Верхняя внешняя часть пробирки должна быть притерта к шейке сосуда. При отсутствии указанных выше деталей термоскоп можно изготовить из колбы Бунзена, в шейку которой при помощи резинового кольца вставляют большую пробирку. Термоскоп соединяют с U-образным манометром, в который наливают подкрашенную фуксином воду.

Манометр имеет Т-образный отвод с краном, который облегчает его регулирование.

В конической колбе смешивают 100 г железного порошка с бензолом, фильтруют его через складчатый фильтр, промывают эфиром и быстро (окисленный железный порошок не годится для опыта) просушивают на плитке из пористого керамического материала.

Железный порошок, тщательно смоченный 18 мл дистиллированной воды, рассеивают по стеклянной вате и заполняют ею все реакционное пространство термоскопа.

Для удаления из прибора воздуха через него продувают сильную струю кислорода. Наличие в приборе чистого кислорода устанавливают тем, что подносят тлеющую лучинку к выходному отверстию промывной склянки. Затем прекращают поступление кислорода и уравнивают жидкость в обеих трубках манометра (за манометром укрепляется миллиметровая бумага).

В реакционном сосуде кислород частично соединяется с железом, и уже через несколько минут наблюдают всасывание жидкости во внутреннюю трубку промывной склянки. В таком случае пропускают в термоскоп еще некоторое количество кислорода, чтобы выровнять уровни жидкости во внутренней и внешней трубках промывной склянки. Эту операцию повторяют два-три раза. Изменение давления, отмечаемое манометром, указывает на выделение тепла при окислении.

В разделе, посвященном фосфору, описаны опыты, показывающие медленное окисление белого фосфора.

Опыт. Каталитическое окисление метилового спирта в формальдегид. Реакция протекает по уравнению:

Н 3 С-ОН + 0.5O 2 → Н 2 С=O + Н 2 O + 36 ккал.
Прибор собирают в соответствии с . В колбу Вюрца емкостью 150 мл с оттянутым до диаметра 1 мм концом боковой трубки наливают 50 мл чистого метилового спирта. В тугоплавкую трубку длиной 25-30 см и диаметром 1 см вкладывают валик из медной сетки длиной 10 см, намотанной на толстую медную проволоку. В промывную склянку слева наливают воды, а в склянку справа перед самым началом опыта наливают бесцветный раствор сернистой кислоты Н 2 SO 3 с фуксином. Стакан, в который опускают колбу Вюрца, должен содержать нагретую до 30-40° воду.

Для проведения опыта нагревают воду в стакане до 45-48°, при помощи водоструйного насоса просасывают через прибор сильный ток воздуха и нагревают валик из медной сетки горелкой Теклу, сначала слабым пламенем, затем доводят до красного каления.

Ток воздуха регулируют таким образом, чтобы после того, как уберут горелку, валик из медной сетки оставался раскаленным без подогревания извне.

Через некоторое время смесь сернистой кислоты с фуксином в правой промывной склянке окрашивается в интенсивный красно-фиолетовый цвет.

Параллельно показывают, что реакция раствора формальдегида с бесцветным раствором сернистой кислоты и фуксина является характерной для альдегида.

Для получения бесцветного раствора сернистой кислоты с фуксином растворяют 0,1 г фуксина в 300 мл дистиллированной воды и через полученный раствор пропускают сернистый газ до исчезновения окраски фуксина. Полученный реактив хранят в сосуде с притертой пробкой. Весь опыт длится около пяти минут. По окончании опыта дают прибору остыть в слабом токе воздуха.

При пользовании этиловым спиртом образуется ацетальдегид по уравнению:

CH 3 CH 2 -OH + 0.5O 2 → CH 3 CH=O + H 2 O.
Восстановление окисленного валика из медной сетки метиловым спиртом описано в разделе, посвященном азоту (способ получения азота связыванием кислорода воздуха раскаленной медью).

Опыт. Анодное окисление, обесцвечивающее действие кислорода в момент его выделения. Стакан с раствором сульфата натрия накрывают пробочным кружком, сквозь который пропускают два угольных электрода диаметром 5-6 мм.

Анод обертывают несколько раз окрашенной в синий цвет хлопчатобумажной тканью и электроды соединяют с тремя последовательно включенными аккумуляторами.

После 2-3 минут пропускания тока первые два слоя ткани, непосредственно прилегающие к аноду, обесцвечиваются выделяющимся при электролизе атомарным кислородом. Второй и последующие слои ткани, через которые проходят уже устойчивые двухатомные молекулы кислорода, остаются окрашенными.

Опыт. Анодное окисление. Наливают в стакан 25%-ный раствор Н 2 SO 4 и опускают в него два свинцовых электрода в виде пластин. Электроды соединяют с источником постоянного электрического тока напряжением 10 В. При замыкании цепи у анода появляется бурое окрашивание.

Электролиз продолжают до тех пор, пока станет видимой образовавшаяся на аноде двуокись свинца РbO 2 бурого цвета.

Если пользоваться серебряным анодом, то на аноде выделяется черная окись серебра Ag 2 O.

Тушение огня. Зная, что собой представляет горение, легко понять, на чем основано тушение огня.

Огонь можно гасить твердыми веществами, газами и парами, жидкостью и пеной. Чтобы погасить очаг огня, следует изолировать его от воздуха (кислорода), для чего его и забрасывают песком, солью, землей или накрывают плотным покрывалом.

Часто при тушении пожаров пользуются огнетушителями, описание которых приводится в разделе, посвященном углекислому газу.

При тушении горящих дровяных складов, соломы, текстиля, бумаги пользуются так называемыми сухими огнетушителями, выбрасывающими твердый углекислый газ, имеющий температуру -80°C. В этом случае пламя гаснет из-за сильного снижения температуры и разбавления кислорода воздуха углекислым газом, не поддерживающим горения. Эти огнетушители удобны при пожарах на электростанциях, телефонных узлах, заводах по производству масел и лаков, спиртовых заводах и т.д.

Примером применения газов для тушения пожаров может служить использование сернистого газа, образующегося при сгорании бросаемой в печь или дымоход серы, для гашения загоревшейся в печном дымоходе сажи.

Наиболее распространенной и дешевой жидкостью для тушения пожаров является вода. Она понижает температуру пламени, а пары ее препятствуют доступу воздуха к горящим предметам. Однако водой не пользуются для гашения горящего масла, бензина, бензола, нефти и других горючих жидкостей легче воды, так как они всплывают на поверхность воды и продолжают гореть; применение воды в этом случае лишь способствовало бы распространению огня.

Для тушения бензина и масел пользуются пенообразующими огнетушителями; выбрасываемая ими пена остается на поверхности жидкости и изолирует ее от кислорода воздуха.

ПРИМЕНЕНИЕ КИСЛОРОДА

Кислород применяют в качестве окислителя в производстве азотной, серной и уксусной кислот, в доменном процессе, для подземной газификации углей, для газовой сварки и резки металлов (водородно- или ацетиленово-кислородное пламя), для плавки металлов, кварца, для получения высоких температур в лабораториях, для дыхания с применением различных приборов, используемых летчиками, водолазами и пожарниками.

Без кислорода ни одно животное не может существовать.

Пропитанные жидким кислородом уголь, нефть, парафин, нафталин и ряд других веществ применяются для приготовления некоторых взрывчатых веществ.

Смеси жидкого кислорода с угольным порошком, древесной мукой, маслом и другими горючими веществами получили название оксиликвитов. Они обладают очень сильными взрывчатыми свойствами и применяются в подрывных работах.

ОЗОН O 3

Озон - аллотропическая форма кислорода. Название произошло от греческого слова «озеин», что означает «пахучий». Озон открыт в 1840 г. Шенбейном.

В очень малых количествах озон содержится в атмосфере: у поверхности земли концентрация его составляет 10 -7 %, а на высоте 22 км от земной поверхности - 10 -6 %. На поверхности земли озон встречается главным образом у водопадов, на берегу моря (где он, как и атомарный кислород, образуется под влиянием ультрафиолетовых лучей), в хвойных лесах (здесь он образуется в результате окисления терпенов и других органических веществ); озон образуется при грозовых разрядах. На высоте около 22 км от земной поверхности он образуется из кислорода под влиянием ультрафиолетовых лучей солнца.

Озон получают из кислорода; при этом необходимо затратить внешнюю энергию (тепловую, электрическую, излучение). Реакция протекает по уравнению:

3О 2 + 69 ккал ↔ 2O 3 .

Таким образом, превращение кислорода в озон является эндотермической реакцией, при которой происходит уменьшение объема газов.

Молекулы кислорода под влиянием тепловой, световой или электрической энергии распадаются на атомы. Являясь более реакционноспособными, чем молекулы, атомы вступают в соединение с недиссоциированными молекулами кислорода и образуют озон.

Количество образующегося озона тем больше, чем ниже температура, и почти не зависит от давления, при котором протекает реакция. Оно ограничено скоростями распада получившихся молекул озона и их образования в результате фотохимического действия (при электрических разрядах, под влиянием излучения кварцевых ламп).

При всех способах получения озона в условиях, близких к обычной температуре, характерным является низкий его выход (около 15%), объясняющийся неустойчивостью этого соединения.

Разложение озона может быть частичным (когда оно протекает самопроизвольно при обычной температуре; в этом случае оно пропорционально концентрации) и полным (в присутствии катализаторов).

В стратосфере на высоте 15-35 км содержится озоновый слой, который защищает Землю от ультрафиолетового излучения. Многие слышали о так называемой "озоновой дыре". В реальности это лишь частичное уменьшение содержания озона, которое является существенным только над южным полюсом планеты. Но даже здесь разрушение озонового слоя является лишь частичным. Вполне возможно, что "озоновая дыра" образовалась еще задолго до возникновения человечества. Заметные количества озона также образуются вблизи поверхности планеты. Одним из основных источников является антропогенные загрязнения (особенно в больших городах). Этот озон далеко не безвреден – он представляет значительную опасность для здоровья людей и окружающей среды (прим. ред.)

Распределение озона над южным полушарием 21-30 сентября 2006 г. Синим, фиолетовым и красным обозначены участки с пониженным содержанием озона, зеленым и желтым – области с более высоким содержанием озона. Данные NASA. (прим. ред.)

ХИМИЧЕСКИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОЗОНА

Все реакции получения кислорода приводят к образованию небольших количеств озона.

Опыт. Получение озона действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия. Уравнения реакций:

2KMnO 4 + H 2 SO 4 = 2НMnO 4 + К 2 SO 4 (реакция обмена),

2НMnO 4 + Н 2 SO 4 = Мn 2 O 7 + Н 2 O + Н 2 SO 4 (реакция дегидратации),

Мn 2 O 7 → 2МnO 2 + 3O,

Мn 2 O 7 → 2МnО + 5O (обе реакции окислительно-восстановительного разложения могут протекать одновременно; более энергичное разложение приводит к образованию МnО),

3O + 3O 2 = 3O 3 (реакция образования озона).

В ступку с небольшим количеством КMnO 4 осторожно, не наклоняясь над ступкой, приливают несколько капель концентрированной Н 2 SO 4 .

Образовавшийся согласно приведенным выше уравнениям марганцевый ангидрид Мn 2 O 7 представляет собой тяжелую маслянистую жидкость зеленовато-бурого цвета, разлагающуюся при 40-50° на МnO 2 , МnO и атомарный кислород, который, соединяясь с молекулярным кислородом воздуха, образует озон.

Вместо ступки можно пользоваться фарфоровой чашкой, часовым стеклом или асбестовой плиткой.

Внесенный в атмосферу озона на кончике проволоки комок ваты, смоченный в эфире, немедленно воспламеняется. Вместо эфира вату можно смочить спиртом, бензином или скипидаром.

Смоченная водой иодкрахмальная индикаторная бумага окрашивается озоном в синий цвет. Это явление объясняется реакцией:

2КI + О 3 + Н 2 О = I 2 + 2КOН + О 2 .
Иодкрахмальную бумагу получают смачиванием полосок фильтровальной бумаги в смеси бесцветного концентрированного раствора иодида калия и крахмального раствора.

Синяя окраска иодкрахмальной бумаги постепенно исчезает, поскольку между иодом и гидратом окиси калия протекает реакция:

3I 2 + 6КОН = КIO 3 + 5KI + 3H 2 O.
В присутствии избытка озона свободный иод окисляется; при этом протекают реакции:

I 2 + 5O 3 + Н 2 O = 2НIO 3 + 5О 2 ,
I 2 + 9O 3 = I(IO 3) 3 + 9O 2 .

Взаимодействие Мn 2 O 7 с шерстью

Опыт. Получение озона действием концентрированной азотной кислоты на персульфат аммония. Источником атомарного кислорода в этом опыте является надсерная кислота, образующаяся в результате реакции обмена между персульфатом аммония и азотной кислотой, а источником молекулярного кислорода - разлагающаяся при нагревании азотная кислота.

В основе этого способа получения озона лежат следующие реакции:

(NH 4) 2 S 2 O 8 + 2HNO 3 = H 2 S 2 O 8 + 2NH 4 NO 3 ,

2HNO 3 → 2NO 2 + 0.5O 2 + H 2 O,
O + O 2 = O 3 .
Необходимый для опыта прибор показан на . Небольшую колбочку, содержащую 2 г персульфата аммония и 10 мл концентрированной азотной кислоты, посредством шлифа соединяют со стеклянной трубкой, конец которой опускают в пробирку с раствором иодида калия и небольшим количеством крахмала.

Через некоторое время после начала нагревания колбы на слабом огне раствор в пробирке окрашивается в синий цвет. Однако в результате взаимодействия иода с гидратом окиси калия синий цвет вскоре исчезает.

0,5%-ный раствор индигокармина или 1%-ный раствор индиго в концентрированной Н 2 SO 4 изменяет цвет от синего до бледно-желтого из-за окисления озоном индиго в изатин по уравнению:

С 16 Н 10 О 2 N 2 + 2O 3 ← 2С 8 Н 5 O 2 N + 2O 2 + 63,2 ккал.
Вместо колбочки в этом опыте можно пользоваться пробиркой с газоотводной трубкой.

Предварительно очищенный под водой от поверхностной пленки белый фосфор кладут при помощи металлических щипцов в стеклянный цилиндр емкостью 1,5-2 л.

Наливают в цилиндр дистиллированной воды столько, чтобы она на 2/3 покрывала фосфорные палочки, и ставят его в кристаллизатор с водой, нагретой до 25°.

Место цилиндра можно воспользоваться колбой емкостью 500 мл, в которой фосфор можно нагреть до его плавления (приблизительно до 44°) при непрерывном взбалтывании.

Присутствие озона обнаруживают приблизительно через два часа после начала опыта по характерному, напоминающему чеснок запаху и индикаторной иодкрахмальной бумагой; обнаружить озон можно приливанием в пробирку с взятым из цилиндра раствором нескольких капель сульфата титанила.

Сульфат титанила получают нагреванием под тягой в фарфоровой чашке 1 г двуокиси титана с двойным объемом концентрированной серной кислоты до начала выделения белых паров. После охлаждения содержимое чашки постепенно вводят в 250 мл ледяной воды. В воде сульфат титана Ті(SO 4) 2 переходит в сульфат титанила.

В присутствии озона бесцветный раствор сульфата титанила переходит в желто-оранжевый раствор пертитановой кислоты, реакция протекает по уравнению:

ТіOSO 4 + O 3 + 2Н 2 O = Н 2 ТiO 4 + O 2 + Н 2 SO 4 .

ПОЛУЧЕНИЕ ОЗОНА ЭЛЕКТРОЛИЗОМ КИСЛОТ

Опыт. Получение озона электролизом концентрированной (приблизительно 50%-ной) серной кислоты. При электролизе концентрированной H 2 SO 4 окислительно-восстановительные процессы на электродах протекают по следующей схеме:

Н 2 SO 4 → НSO 4 - + Н + (ионы концентрированной серной кислоты),

Н 2 O ↔ ОН - + Н + (ионы воды),

На катоде: 2Н + 2e - → 2Н → Н 2 (выделяется водород),

На аноде: НSO 4 - - 2е - → Н 2 S 2 O 8 .

Надсерная кислота разлагается в воде по уравнению: Н 2 S 2 O 8 + 2Н 2 O = 2Н 2 SO 4 + Н 2 O + O (на аноде выделяется кислород).

Образовавшийся атомарный кислород, соединяясь с молекулярным кислородом, образует озон:

O + O 2 = O 3 .
В зависимости от условий (плотности тока и температуры) на аноде образуются надсерная кислота, озон и молекулярный кислород.

При электролизе подкисленной воды озон образуется в том случае, когда анод сделан из неокисляющегося металла, а вода не содержит веществ, способных поглощать кислород.

Прибор собирают в соответствии с. В стакан емкостью 150 мл наливают 100 мл 20-50%-ного раствора серной кислоты, в которую погружают катод, сделанный из свинцовой пластинки (25 х 10 мм), и анод, которым служит платиновая проволока диаметром 0,5 мм, впаянная в стеклянную трубку длиной 9 см и диаметром 5 мм. Проволоку впаивают таким образом, чтобы свободный конец ее выходил из трубки на 1 см. Платиновую проволоку соединяют с внешним проводом при помощи нескольких капель ртути, вводимых в трубку. Анод сквозь парафинированную корковую пробку вводят в открытую трубку длиной 9 см и диаметром 1,5 см, которая в верхней части имеет боковую трубочку.

После замыкания электрической цепи, при силе тока в 1,5 А, у отверстия боковой трубочки по запаху или при помощи иодкрахмальной бумаги можно обнаружить озон.

Если пользоваться платиновым анодом и применять охлаждение электролизера до -14°, озон в небольшом количестве можно получить и при электролизе разбавленной Н 2 SO 4 .

Озон получают также и электролизом хромовой, уксусной, фосфорной и фтористоводородной кислот.

ПОЛУЧЕНИЕ ОЗОНА ПРИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОМ РАЗРЯДЕ В КИСЛОРОДЕ

Опыт. Получение озона пропусканием электрических искр через содержащийся в эвдиометре кислород. В эвдиометр Бунзена (см. раздел, посвященный водороду) с платиновыми электродами емкостью 50 мл, наполненный раствором иодида калия, содержащим крахмал, вводят 5 мл кислорода. Эвдиометр при помощи штатива укрепляют в кристаллизаторе с тем же раствором.

При соединении проводов эвдиометра с вторичными клеммами индукционной катушки между платиновыми проволочками проскакивают искры и подкрахмаленный раствор иодида калия начинает окрашиваться в синий цвет. Окисление озоном раствора иодида усиливается при его взбалтывании.

Вместо эвдиометра Бунзена можно пользоваться прибором, указанным на , изготовленным из толстого стекла. Этот прибор мог бы озонировать весь введенный кислород, если бы не происходило нагревания при искровых разрядах, ускоряющего обратную реакцию разложения озона.

Раствор иодида калия с добавкой крахмала готовят следующим образом: растирают в ступке 0,5 г крахмала в небольшом количестве воды, полученное тесто вводят при помешивании в 100 мл кипящей воды; после остывания крахмального раствора в него добавляют предварительно растворенные в небольшом количестве воды 0,5 г КI.

При пропускании тока чистого и сухого кислорода (воздуха) через озонатор под действием тихого электрического разряда электрических разрядов без искр) некоторая часть кислорода {максимум 12-15% по объему) превращается в озон.

Влажным и пыльным воздухом для этой цели пользоваться нельзя, так как при электрических разрядах в этом случае образуется густой туман, оседающий на электродах и стеклянных стенках озонатора; в результате вместо тихих разрядов в озонаторе начинают проскакивать искры, и образуется окись азота; окись азота в присутствии кислорода окисляется до двуокиси азота, разрушающей электроды.

Источником кислорода может быть газометр или кислородный баллон; поступающий в озонатор кислород предварительно пропускают через промывную склянку с концентрированной Н 2 SO 4 .

Под действием таких электрических разрядов в пространстве, занятом кислородом, образуются ионы и электроны, вызывающие при столкновении с молекулами кислорода их распад.

Присутствие озона обнаруживают описанными выше способами, а также способами, указанными при описании свойств озона.

Ниже приводятся описания некоторых типов озонаторов.

Вводя в широкую трубку попеременно слой стеклянной ваты с порошком двуокиси марганца или свинца (10 см) или слой активированного гранулированного угля, убеждаются, что, проходя через них, озон разлагается.

Разложение озона сопровождается выделением тепла и увеличением объема газа.

ПРИМЕНЕНИЕ ОЗОНА

Как сильный окислитель, озон убивает микроорганизмы и поэтому применяется для обеззараживания воды и воздуха, для отбеливания соломы, перьев, в качестве окислителя в органической химии, при получении озонидов, а также как средство, ускоряющее старение коньяков и вин.

ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА Н 2 O 2

Впервые перекись водорода была получена в 1818 г. Тенаром при взаимодействии перекиси бария с соляной кислотой.

РАСПРОСТРАНЕНИЕ

В свободном состоянии Н 2 O 2 встречается в нижних слоях атмосферы, в атмосферных осадках (при грозовых разрядах около 11 мг на 60 кг воды), как продукт медленного окисления органических и неорганических веществ, как промежуточный продукт ассимиляции и диссимиляции и в соках некоторых растений.

ПОЛУЧЕНИЕ

Опыт. Получение перекиси водорода катодным восстановлением молекулярного кислорода водородом. Реакция протекает по уравнению:

O 2 + 2Н → Н 2 O 2 + 138 ккал.
Прибор собирают в соответствии с . Электролитической ванной служит стакан емкостью 250-300 мл, заполненный серной кислотой (уд. вес 1,2-1,25) и накрытый асбестовой пластинкой.

Сквозь пластинку пропускают анод и стеклянный цилиндр диаметром 3 см, внутри которого находится катод, а также стеклянную трубку, по которой из газометра или баллона поступает чистый кислород. Подающая кислород трубка с оттянутым кончиком проходит снизу под цилиндр и заканчивается у самого катода.

Вблизи анода в асбестовой пластинке проделывают еще одно отверстие для удаления кислорода, выделяющегося у анода.

Анодом служит платиновая пластинка, расположенная на более высоком уровне по сравнению с катодом. Катод изготовляется из платиновой или палладиевой пластинки.

Источником электрической энергии является батарея аккумуляторов напряжением 10 В.

После сборки прибора берут пипеткой из анодного пространства 10 мл электролита, выливают его в стакан и добавляют несколько капель раствора сульфата титанила. Никакого окрашивания в этом случае не происходит.

Через 5-10 минут после начала электролиза при силе тока 4-5 А и пропускании сильной струи кислорода выключают ток и берут пробу электролита. На этот раз при добавлении сульфата титанила электролит окрашивается в желто-оранжевый цвет; это объясняется образованием пероксодисульфатотитановой кислоты:

При более длительном электролизе пробы на сульфат титанила дают более интенсивное окрашивание. При этом имеют место следующие реакции:

А) TiОSO 4 + Н 2 O 2 + Н 2 O = Н 2 ТiO 4 + Н 2 SO 4 ,
б) TiОSO 4 + Н 2 O 2 + Н 2 SO 4 = Н 2 [ТiО 2 (SO 4) 2 ] + Н 2 O.
Опыт. Получение перекиси водорода действием на щелочные перекиси (Na 2 O 2 или К 2 O 2) разбавленных кислот. Реакция протекает по уравнениям:

Na 2 O 2 + Н 2 SO 4 = Н 2 O 2 + Nа 2 SO 4 ,
К 2 O 2 + Н 2 SO 4 = Н 2 O 2 + К 2 SO 4 .
Опыт проводят в пробирке. Получение этим способом перекиси водорода не очень удобно из-за трудности ее отделения от щелочных сульфатов.

Нельзя также рекомендовать получение перекиси водорода действием воды на щелочные перекиси, так как в этих реакциях перекись водорода является только промежуточным соединением, которое в присутствии щелочей разлагается на кислород и воду; поэтому реакция взаимодействия щелочных перекисей и воды лежит в основе одного из мокрых способов получения кислорода.

Опыт. Получение перекиси водорода из перекиси бария действием серной кислоты. Уравнение реакции:

ВаO 2 + Н 2 SO 4 = Н 2 O 2 + ВаSO 4 .
В стакан наливают 120 мл воды, добавляют 5 мл концентрированной Н 2 SO 4 (уд. вес 1,84) и погружают его в кристаллизатор со смесью льда и соли. Положив в стакан немного льда при 0°С, постепенно при непрерывном помешивании добавляют суспензию перекиси бария, которую получают растиранием в ступке 15 г ВаO 2 с 30 мл ледяной воды. Суспензия является гидратом перекиси бария ВаO 2 8Н 2 O.

После отфильтрования сульфата бария получают 3-5%-ный раствор перекиси водорода. Небольшой избыток кислоты не мешает получению перекиси.

Присутствие перекиси водорода открывают следующим образом: наливают в пробирку 2 мл испытываемого раствора и 2 мл Н 2 SO 4 , приливают эфира (слой толщиной 0,5 см) и добавляют несколько капель раствора хромата калия. В присутствии перекиси водорода в кислой среде хроматы (а также и бихроматы) образуют интенсивно окрашенные надхромовые кислоты, при этом протекает реакция:

Н 2 Сr 2 O 7 + 4Н 2 O 2 = 2Н 2 CrO 6 + 3Н 2 O.
Надхромовая кислота Н 2 CrO 6 со структурной формулой

Окрашена в синий цвет и разлагается уже при комнатной температуре; поэтому окраска раствора быстро исчезает. Эфир экстрагирует кислоту из раствора при встряхивании и делает ее более устойчивой.

Перекисные соединения хрома восстанавливаются до соединений трехвалентного хрома (зеленого цвета) с выделением кислорода.

Опыт. Перекись водорода можно также получить при гидролизе пербората натрия и перкарбоната бария. При этом реакция протекает по уравнениям:

NaBO 3 + Н 2 O = NaBO 2 + Н 2 O 2 ,
ВаС 2 O 6 + Н 2 O = ВаСO 3 + СO 2 + Н 2 O 2 .

СВОЙСТВА ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА

В обычных условиях перекись водорода представляет собой бесцветную жидкость, без запаха, с неприятным металлическим вкусом.

В максимальной концентрации - это сиропообразная жидкость с удельным весом 1,5. В толстом слое имеет голубой цвет.

В воде, этиловом спирте, этиловом эфире растворяется в любых соотношениях. В продаже перекись водорода обычно встречается в виде 3%-ного и 30%-ного раствора в дистиллированной воде. Последний носит название «пергидроль». Под давлением 26 мм рт. ст. кипит при 69,7°. Затвердевает при -2°.

Более устойчивыми являются разбавленные растворы перекиси водорода; что касается концентрированных растворов, то они разлагаются со взрывом по уравнению:

2Н 2 O 2 = 2Н 2 O + O 2 + 47 ккал.
Разложению перекиси водорода благоприятствуют свет, тепло, некоторые неорганические и органические вещества, шероховатость стекла и следы пыли.

Из неорганических веществ перекись водорода разлагают окислы (MnO 2 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3), щелочные гидраты окислов NaOH, КОН, Ва(ОН) 2 в присутствии примесей, гидратированные соли ионов Cu 2+ , Со 3+ , Pb 2+ , Mn 2+ и др., ионы трехвалентных металлов Fe 3+ , Al 3+ , металлы в сильно измельченном, особенно в коллоидальном, состоянии (Au, Ag, Pt), соединения кремния, в том числе и входящие в состав стекла.

К органическим веществам, разлагающим перекись водорода, относится кровь, активизирующая разложение благодаря содержащемуся в ней ферменту каталазе, тогда как другой ее фермент, пероксидаза, содействует отщеплению от перекиси кислорода в присутствии окисляющихся веществ.

Каталитическое разложение Н 2 O 2 в присутствии щелочей, двуокиси марганца и коллоидного раствора серебра описано в разделе «Получение кислорода мокрыми способами».

Опыт. Разложение перекиси водорода под влиянием тепла. Колбу емкостью 200-250 мл наполняют почти полностью раствором перекиси водорода; закрывают пробкой с газоотводной трубкой, кончик которой опускают в кристаллизатор с водой (). После удаления из прибора воздуха нагревают колбу и собирают в наполненный водой цилиндр выделяющийся кислород.

Ток кислорода регулируют усилением или ослаблением нагревания колбы.

Присутствие кислорода открывают с помощью тлеющей лучинки.

Опыт. Каталитическое разложение перекиси водорода. В три рюмки наливают примерно одинаковое количество пергидроля (30%-ного раствора перекиси водорода). В первую рюмку добавляют двуокиси марганца, во вторую - платиновой черни, а в третью - несколько капель крови.

Лучше всего идет разложение в третьей рюмке, куда была добавлена кровь. Если к крови добавить цианистого натрия, а затем пергидроля, кислород выделяется слабо.

Экспериментально установлено, что коллоидная платина и каталаза отравляются одними и теми же веществами, например HCN, KCN, NaCN, СО, I 2 , Н 2 S, СS 2 и др. Отравление катализаторов объясняется тем, что их большая поверхность адсорбирует значительное количество отравляющих веществ. В этом случае отравляющие вещества изолируют активную поверхность катализатора от реагирующего вещества и катализатор теряет способность ускорять реакцию.

Опыт. Каталитическое разложение перекиси водорода в щелочной среде. Для получения светящейся в темноте воды готовят четыре раствора:

1) растворяют 1 г порошка пирогаллола С 6 Н 3 (ОН) 3 в 10 мл дистиллированной воды;

2) растворяют 5 г К 2 СO 3 в таком же количестве дистиллированной воды;

3) берут 10 мл 35-40%-ного раствора формальдегида CH 2 O;

4) берут 15 мл 30%-ного раствора перекиси водорода (пергидроля).

Сливают первые три раствора в один стакан и помещают его в темное место на металлический поднос.

Когда глаза приспособятся к темноте, вливают в стакан пергидроль при непрерывном помешивании. Жидкость начинает как бы кипеть, пенится и светится желто-оранжевым светом, переливаясь блестящей пеной.

Выделение света при химических реакциях, протекающих без заметного выделения тепла, называется хемилюминесценцией. Выделяющийся при хемилюминесценции свет чаще всего бывает красного или желтого цвета. В настоящем опыте хемилюминесценция объясняется окислением пирогаллола перекисью водорода в щелочной среде. Выделяемая при окислении энергия почти целиком преобразуется в световую, хотя небольшое ее количество выделяется и в виде тепловой энергии, которая нагревает содержимое стакана и вызывает частичное испарение формальдегида (распространяется резкий запах).

Вместо пирогаллола можно пользоваться гидрохиноном, резорцином или фотографическими проявителями.

Перекись водорода можно сделать более устойчивой, если добавить к ней небольшое количество одного из следующих веществ (стабилизаторов): барбитуровой, мочевой, фосфорной, серной кислот, фосфата натрия, мочевины, фенацетина и др.

Перекись водорода - очень слабая кислота (слабее угольной). Кислотные свойства ее можно установить при помощи нейтрального раствора лакмуса.

Перекиси водорода соответствуют два вида солей: гидроперекиси (NaHO 2 , КНO 2) и перекиси (Na 2 O 2 , К 2 O 2 , ВаO 2).

В химических реакциях перекись водорода может выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя.

Иногда очень незначительное изменение рН приводит к радикальному изменению окислительно-восстановительной функции перекиси водорода. В качестве примера можно привести следующие реакции:

I 2 + 5Н 2 O 2 → 2НIO 3 + 4Н 2 O; при рН1 Н 2 O 2 окислитель,
2НIO 3 + 5Н 2 O 2 → I 2 + 6Н 2 O + 5O 2 ; при рН2 Н 2 O 2 восстановитель.
Как окислитель перекись водорода распадается следующим образом:

H-O-O-H → H-O-H + O.
(выделяющиеся атомы кислорода реагируют с восстановителем, переходя в отрицательно заряженный двухвалентный кислород).

ОКИСЛЕНИЕ ПЕРЕКИСЬЮ ВОДОРОДА В КИСЛОЙ СРЕДЕ

Окисление отрицательно заряженного иона иода перекисью водорода описано в разделе, посвященном получению свободного иода. (Этой реакцией пользуются для определения следов перекиси водорода.)

Опыт. Окисление перекисью водорода иона двухвалентного железа в ион трехвалентного железа. Уравнение реакции:

2FeSO 4 + Н 2 SO 4 + Н 2 O 2 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2Н 2 O.

FeSO 4

Fe 2 (SO 4) 3

В пробирку со свежеприготовленным зеленым раствором FeSO 4 приливают разбавленной серной кислоты и 3%-ного раствора перекиси водорода. Благодаря окислению двухвалентного иона железа в трехвалентный цвет раствора изменяется и становится желтым. Присутствие трехвалентного иона железа можно установить с помощью иона роданида, так как роданид трехвалентного железа интенсивно окрашен в кроваво-красный цвет (реакция очень чувствительна).

Опыт. Окисление перекисью водорода сернистой кислоты (сульфитов) в серную кислоту (сульфаты). Реакция протекает по уравнению:

H 2 SO 3 + Н 2 O 2 = Н 2 SO 4 + Н 2 O.
Если к водному раствору сернистого газа (сернистой кислоты) добавить перекиси водорода, то сернистая кислота окисляется в серную.

Для того чтобы убедиться в образовании серной кислоты, можно воспользоваться тем, что ВаSО 3 растворяется в минеральных кислотах, в то время как ВаSO 4 в них мало растворим.

Опыт. Окисление перекисью водорода железистосинеродистого калия. Уравнение реакции:

2К 4 + Н 2 O 2 + Н 2 SO 4 = 2К 3 + 2Н 2 O + К 2 SO 4 .
Если в пробирку с желтым раствором железистосинеродистого калия добавить немного разбавленной Н 2 SO 4 и 3%-ного раствора Н 2 O 2 , то раствор в пробирке окрашивается в буро-красный цвет, характерный для железосинеродистого калия.

Опыт. Окисление перекисью водорода сернистого свинца. Реакция протекает по уравнению:

PbS + 4Н 2 O 2 = РbSO 4 + 4Н 2 O.
К раствору Рb(NО 3) 2 [или Рb(СН 3 СОО) 2 ] добавляют водного раствора сероводорода; выпадает черный осадок сернистого свинца. Реакция идет по уравнению:

Pb(NO 3) 2 + Н 2 S = РbS + 2HNO 3 .
К тщательно промытому декантацией осадку сернистого свинца добавляют 3%-ного раствора перекиси водорода; окисляясь в сульфат свинца, осадок становится белым.

На этой реакции основано обновление почерневших от времени картин (из-за образования на них сернистого свинца).

Опыт. Окисление перекисью водорода индиго. При кипячении в пробирке 5-6 мл разбавленного раствора индиго и 10-12 мл 3%-ного или более крепкого раствора перекиси водорода наблюдается обесцвечивание раствора индиго.

ОКИСЛЕНИЕ ПЕРЕКИСЬЮ ВОДОРОДА В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ

Опыт. Окисление перекисью водорода хромитов в хроматы. Реакция протекает по уравнению:

2KCrO 2 + 2КОН + 3Н 2 O 2 = 2К 2 СrO 4 + 4Н 2 O.
К зеленому раствору хромита щелочного металла приливают перекиси водорода; происходит окисление хромита в хромат, и раствор становится желтым.

Хромит щелочного металла получают действием щелочи (в избытке) на раствор соединения трехвалентного хрома (см. окисление бромной водой в щелочной среде).

Опыт. Окисление перекисью водорода солей двухвалентного марганца. Уравнение реакции:

МnSO 4 + 2NaОН + Н 2 О 2 = Н 2 МnO 3 + Nа 2 SO 4 + Н 2 O.
К бесцветному (или слабо розовому) раствору какого-либо соединения двухвалентного марганца приливают щелочь. Выпадает белый осадок гидрата закиси марганца, который даже в присутствии следов кислорода окисляется в гидрат двуокиси марганца, и осадок становится бурым.

Гидрат закиси в присутствии гидрата двуокиси марганца образует окись марганца.

Описанные выше реакции протекают следующим образом:

МnSO 4 + 2NaОН = Мn(ОН) 2 + Nа 2 SO 4 ,
Мn(ОН) 2 + 1/2O 2 = Н 2 МnO 3 или МnО(ОН) 2 ,

В присутствии перекиси водорода окисление гидрата закиси в гидрат двуокиси марганца протекает очень быстро.

При нагревании окисление солей двухвалентного марганца перекисью водорода идет до образования двуокиси марганца по уравнению:

МnSO 4 + Н 2 O 2 + 2КОН = МnO 2 + К 2 SO 4 + 2Н 2 O.
В целом ряде реакций перекись водорода служит восстановителем как в щелочной, так и в кислой среде.

Как восстановитель перекись водорода разлагается следующим образом:

H-O-O-H → 2H + O=O.
Так как перекиси могут быть как окислителями, так и восстановителями, электроны перекисей могут переходить от одной молекулы к другой:

Н 2 O 2 + Н 2 O 2 = O 2 + 2Н 2 O.
Восстановление перекисью водорода КМnO 4 и МnO 2 в кислой среде и К 3 в щелочной среде описано в разделе получения кислорода мокрым способом.

Опыт. Восстановление перекисью водорода темно-бурой окиси серебра до металлического серебра. Реакция протекает по уравнению:

Ag 2 O + Н 2 O 2 = 2Ag + Н 2 O + O 2 .
Наливают в пробирку 2 мл разбавленного раствора АgNO 3 , 4-6 мл 3%-ного раствора Н 2 O 2 и 2-3 мл разбавленного раствора NaОН. Образуется черный осадок металлического серебра по суммарному уравнению реакции:

2AgNO 3 + 2NaОН + Н 2 O 2 = 2Ag + 2NаNО 3 + 2Н 2 O + O 2 .
При действии щелочей на растворы солей серебра вместо неустойчивого гидрата окиси серебра выпадает темно-коричневый осадок окиси серебра (это свойство характерно и для гидратов окисей других благородных металлов).

В избытке щелочей окись серебра нерастворима.

Опыт. Восстановление перекисью водорода соединений золота. Восстановление может протекать как в кислой, так и в щелочной среде.

В пробирку с небольшим количеством раствора хлорного золота добавляют немного раствора щелочи и 3%-ного раствора перекиси водорода. Происходит мгновенное восстановление иона трехвалентного золота до свободного золота:

2АuСl 3 + 3Н 2 O 2 + 6КОН = 2Аu + 6Н 2 O + 3O 2 + 6КСl.
Опыт. Восстановление перекисью водорода гипохлоритов и гипобромитов. Уравнения реакций:

КСlO + Н 2 O 2 = КСl + H 2 O + O 2 ,
NaСlO + Н 2 O 2 = NаСl + Н 2 O + O 2 ,
NaBrO + Н 2 O 2 = NаВr + Н 2 O + O 2 ,
СаОСl 2 + Н 2 O 2 = СаСl 2 + Н 2 O + O 2 .
Эти реакции лежат в основе пробирочных опытов получения кислорода.

Продукты присоединения перекиси водорода. Таким веществом является пергидроль - продукт присоединения перекиси водорода к мочевине :

Это соединение в кристаллическом состоянии стабилизируется следами лимонной кислоты. При простом растворении в воде образуется перекись водорода.

Хранение перекиси водорода. Перекись водорода хранят в темном и холодном месте в парафиновых (или стеклянных парафинированных внутри) сосудах, закупоренных парафиновой пробкой.

ПРИМЕНЕНИЕ ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА

3%-ный раствор перекиси водорода применяют в медицине в качестве дезинфицирующего средства, для полоскания горла и промывания ран; в промышленности применяют для отбеливания соломы, перьев, клея, слоновой кости, мехов, кожи, текстильных волокон, шерсти, хлопка, натурального и искусственного шелка. 60%-ный раствор применяют для отбеливания жиров и масел.

По сравнению с хлором перекись водорода как отбеливающее средство обладает большими преимуществами. Она применяется для производства перборатов (например, пербората натрия, являющегося активно действующим веществом в отбеливающих препаратах).

Сильно концентрированные растворы перекиси водорода (85-90%) в смеси с некоторыми горючими веществами применяются для получения взрывчатых смесей.

ВОДА Н 2 O

Первым синтезировал воду при сжигании водорода Кавендиш в 1781 г.; ее весовой состав был точно установлен Лавуазье в 1783 г., а объемный состав - в 1805 г. Гей-Люссаком.

РАСПРОСТРАНЕНИЕ

Вода является самым распространенным соединением водорода; она покрывает две трети поверхности земного шара, заполняя океаны, моря, озера, реки. Много воды находится в земной коре, а в виде паров - в атмосфере.

Самой чистой природной водой является вода атмосферных осадков, самой загрязненной примесями является вода морей и океанов. По своей природе примеси могут быть неорганическими и органическими. В воде они могут находиться в растворенном и во взвешенном состоянии.

Примесями воды, являются: свободный углекислый газ, азот, кислород, СаСО 3 , Ca(HCO 3) 2 , MgCO 3 , CaSO 4 , MgSO 4 , хлориды щелочных металлов, кремневая кислота и ее соли щелочных и щелочноземельных металлов, окислы железа, алюминия, марганца, соли щелочных и щелочноземельных металлов азотной, азотистой и фосфорной кислот, микроорганизмы и различные органические вещества в коллоидном состоянии.

Минеральные воды, кроме этих примесей, содержат сероводород, сульфаты, соли борной, мышьяковой, фтористоводородной, бромистоводородной, иодистоводородной и других кислот.

Опыт. При помощи иона Ва 2+ устанавливают в любой природной воде присутствие ионов SO 4 2- , при помощи иона Ag + - присутствие иона Cl - , а выпариванием в чашке 500 мл воды - наличие сухого остатка.

ПОЛУЧЕНИЕ

Получение воды описано в разделе, посвященном химическим свойствам водорода (горение водорода). Вода образуется при соединении водорода с кислородом под действием электрического разряда; получение воды описано также в разделах, посвященных устройству эвдиометров и восстановлению окислов водородом.

Воду можно получить при нагревании веществ, содержащих кристаллизационную воду, например: СuSO 4 5Н 2 O, Nа 2 СO 3 10Н 2 О, Nа 2 В 4 О 7 10Н 2 О, Na 2 SО 4 10Н 2 О, FеSO 4 7Н2O; в качестве побочного продукта она образуется при реакциях нейтрализации, окислительно-восстановительных и других реакциях.

Для получения больших количеств химически чистой воды не пользуются ни одним из описанных выше способов ее получения, а прибегают к очистке различными способами очень распространенной природной воды.

ОЧИСТКА ПРИРОДНОЙ ВОДЫ

Физические примеси отделяют фильтрованием через обычный или складчатый фильтр, пористую керамическую или стеклянную пластинку или через стеклянную вату.

Для удержания примесей, сообщающих воде жесткость, воду пропускают через пермутитовые фильтры, а для освобождения от красящих веществ - через активированный уголь.

Удаление растворенных в воде примесей достигается в процессе дистилляции. На изображен простейший прибор для дистилляции, состоящий из колбы Вюрца, холодильника и приемника.

Чтобы не разбирать каждый раз прибор и избежать соединений при помощи пробок, рекомендуется пользоваться прибором, изготовляемым из иенского стекла ().

Равномерное кипение при дистилляции достигается благодаря тому, что в колбу предварительно помещают немного пористого фарфора.

Полученная таким способом вода содержит в растворенном состоянии газы, например СО 2 , и очень небольшое количество силикатов (образующихся в результате растворения стекла холодильника конденсатом воды).

Для удаления газов (например, СО 2) наливают 750 мл дистиллированной воды в колбу емкостью 1000 мл, бросают в нее несколько кусочков капиллярных трубок и кипятят в течение 30-40 минут. По окончании кипячения закрывают колбу пробкой, в которую вставляют трубку с натронной известью (смесью СаО и NaОН). Натронная известь поглощает углекислый газ из воздуха, который может попасть в дистиллированную воду после ее охлаждения.

Поскольку в химической лаборатории на приготовление растворов и промывку осадков расходуется большое количество дистиллированной воды, ниже описываются несколько аппаратов непрерывной дистилляции.

Перегонный аппарат Калещинского () состоит из реторты с боковым тубусом и изогнутой шейкой, соединенной со спиральным холодильником.

Постоянный уровень воды в реторте и холодильнике поддерживается при помощи сифона.

Перед началом опыта через боковую трубку, на которую должна быть надета резиновая трубка, засасывают в сифон воду и закрывают резиновую трубку зажимом или плотно вставляют в нее стеклянную палочку.

Чтобы обеспечить равномерное кипение, перед началом перегонки в реторту кладут несколько кусочков пористого фарфора, а к концу боковой трубки сифона присоединяют колбу, в которую будут собираться пузырьки воздуха, попавшие в сифон при нагревании воды (пузырьки воздуха в сифоне могут нарушить нормальное питание реторты водой).

Этот небольшой аппарат может действовать непрерывно довольно длительное время, не требуя специального ухода.

Перегонный аппарат Верховского (). Описание прибора: широкая трубка А служит для собирания пузырьков воздуха, выделяющихся из воды при ее нагревании. Она при наполнении сифона В, С, D почти полностью наполняется водой. Склянка F с отрезанным дном закрыта пробкой с пропущенной через нее трубкой Е (для удаления из склянки излишней воды). Все части аппарата соединяются между собой при помощи резиновых пробок и трубок. Вода из водопроводного крана попадает в холодильник, оттуда - в склянку F , затем - в сифон В, С, D к перегонную колбу. Одинаковый уровень воды в колбе и склянке поддерживается при помощи сифона В, С, D . Нормальное функционирование этого, как и предыдущего, аппарата обеспечивается непрерывным поступлением воды из водопроводного крана.

Кроме описанных, существует еще целый ряд других, более сложных аппаратов. Предпочтение отдается аппаратам, сделанным из иенского стекла, в которых отдельные части соединены не пробками, а шлифами. Можно пользоваться также металлическими аппаратами, нагреваемыми электричеством или газом.

Дистиллированная вода может быть однократной, двойной и многократной дистилляции.

СВОЙСТВА ВОДЫ

Вода может находиться в твердом, жидком и газообразном состоянии. Переход из одного состояния в другое обусловливается температурой и давлением.

Опыт. Различие между паром и туманом. В колбу емкостью 100 мл наливают небольшое количество воды; в шейку колбы вставляют стеклянную трубку длиной 5 см и диаметром 6 мм со слегка оттянутым внешним концом. Установив колбу на треножник, покрытый асбестовой сеткой, нагревают ее до интенсивного кипения воды. Образующиеся пары воды незаметны как в колбе, так и у отверстия трубки, но над колбой образуются клубы тумана (капелек конденсированного пара). Для равномерного кипения воды внутрь колбы помещают несколько кусочков пористого фарфора или стеклянных бусинок.

Конец трубки сильно оттягивать не надо, так как при этом может создаться высокое давление и тогда колба лопнет.

Чистая вода во всех агрегатных состояниях бесцветна. Водяные пары невидимы.

Опыт. Пары, видимые и невидимые. На столе устанавливают четыре большие склянки. В первую наливают немного воды, во вторую - брома, в третью - спирта и в четвертую - бензина.

Через некоторое время воздух в каждой склянке насыщается парами соответствующей жидкости. В склянке с бромом пары видимы, в склянках с водой, спиртом и бензином они невидимы; в склянках со спиртом и бензином их можно обнаружить по запаху.

Плотность чистой воды при +4°С и давлении 760 мм рт. ст. принимают за единицу.

Опыт. Подтверждение того, что плотность теплой воды меньше, чем воды при +4°С. Для опыта пользуются стеклянной трубкой, согнутой в виде квадрата, с длиной каждой стороны около 25 см (). Оба конца трубки соединяют при помощи двух кусочков резиновой трубки со стеклянной Т-образной трубкой. Весь прибор наполняют холодной водой, из которой предварительно кипячением должен быть удален воздух, и закрепляют в штативе в указанном на рисунке положении. В Т-образную трубку добавляют несколько капель чернил, раствора КМnO 4 , метиленовой сини или флуоресцеина и наблюдают, как диффундирует краситель в обе стороны. Затем нагревают прибор у одного из углов и замечают, как нагретая вода, став более легкой, начинает подниматься вверх и вся жидкость в трубке начинает перемещаться в направлении, обозначенном на рисунке стрелками. Краситель из Т-образной трубки начинает перемещаться в сторону, противоположную нагреванию. Если теперь перенести газовую горелку к левому углу, окрашенная вода начинает перемещаться слева направо. Этот прибор служит моделью центрального отопления.

Плотность льда меньше, чем воды при +4°С, поэтому он плавает на жидкой воде.

Опыт. Проверка слабой теплопроводности воды. Взяв пробирку за нижний конец, нагревают в ней воду. Вода у отверстия пробирки начинает кипеть, оставаясь холодной в нижнем ее конце, за который держат пробирку рукой.

Электропроводность чистой воды очень низкая, т.е. чистая вода - плохой проводник электричества.

Опыт. Для изучения электропроводности чистой воды и растворов различных электролитов и неэлектролитов пользуются специальным прибором.

Основными частями прибора для определения электропроводности жидкостей являются: два электрода, ламповый цоколь с электрической лампой, штепсельная розетка, штепсельная вилка, прерыватель, источник электрического тока и электропровод.

Электроды могут быть платиновыми, угольными или медными; лампы могут быть разной мощности, но предпочитают пользоваться лампами, применяемыми для карманных фонарей; источником тока могут быть 1-2 аккумулятора или выпрямители, а также трансформаторы, соединенные с электрической сетью и дающие напряжение 3-4 В.

Электроды включают при помощи штепсельной вилки. Вместо цоколя с электрической лампой можно использовать электрический звонок. Обычно прибор (цоколь с электрической лампой, штепсельную розетку и прерыватель) монтируют на одной доске по схеме, показанной на .

На нижнем конце электродов делают метку, до которой необходимо наливать в сосуд жидкость при погружении в нее электродов.

Медные электроды. Две медные проволоки длиной 10-12 см и диаметром 0,5-0,8 см.

Оба электрода, как и предыдущие, укрепляют в пробковый кружок, в который вставляют также и капельную воронку.

Для определения электропроводности жидкость можно налить в пробирку, стакан, цилиндр, склянку или банку в зависимости от размеров применяемых электродов.

Для проведения опыта электроды погружают в жидкость и включают в электрическую цепь, соединенную последовательно с электрической лампой (звонком) и через выключатель с источником электрической энергии.

Если при включении тока лампочка загорается (или звонит звонок), значит жидкость является хорошим проводником электричества.

Всякий раз перед испытанием электропроводности новой жидкости электроды, сосуд, в который наливают испытываемую жидкость, и воронку тщательно промывают дистиллированной водой, спиртом, эфиром, хлороформом, толуолом или иным растворителем и протирают фильтровальной бумагой.

Обычно в лаборатории проверяют электропроводность следующих жидкостей: дистиллированной воды, разбавленных растворов HCl, H 2 SO 4 , NaOH, Ва(ОН) 2 , NаСl и сахара.

Чтобы показать, что электропроводность связана с присутствием ионов, достаточно продемонстрировать следующее:

раствор Ва(ОН) 2 + фенолфталеин проводит электрический ток;

раствор H 2 SO 4 проводит электрический ток.

Если теперь к раствору Ва(ОН) 2 с фенолфталеином, находящемуся в сосуде для измерения электропроводности, приливать через капельную воронку разбавленный раствор Н 2 SO 4 , начинает выпадать осадок, свет лампочки постепенно тускнеет и наконец совсем гаснет; красная окраска раствора, обусловленная фенолфталеином, исчезает. Если после этого продолжать прибавлять по каплям серную кислоту, лампочка вновь загорается.

При атмосферном давлении (760 мм рт. ст.) вода кипит при 100°. Если изменяется давление, изменяется и температура кипения воды.

Опыт. Кипение воды при пониженном давлении. Прибор собирают в соответствии с . Он состоит из холодильника Либиха с внутренней трубкой из толстого и прочного стекла, заканчивающейся внизу небольшой колбочкой. В противоположном от колбочки конце трубки должен быть крючок для подвешивания термометра.

В колбочку холодильника наливают немного воды, подвешивают термометр таким образом, чтобы его шарик с ртутью находился в воде колбочки, и укрепляют холодильник в вертикальном положении на штативе.

Внутреннюю трубку холодильника через предохранительный сосуд и манометр соединяют с водоструйным насосом.

В начале опыта пропускают через холодильник воду и слегка нагревают колбочку, внимательно наблюдая за температурой и давлением, при которых начнет кипеть вода. Очень сильного вакуума в этом опыте допускать не следует во избежание растрескивания трубок.

Упрощенный вариант опыта: нагреваем воду в колбе до кипения, снимаем колбу с плитки и герметично закрываем ее пробкой – кипение прекращается, помещаем колбу под струю холодной воды – возобновляется бурное кипение.

Опыт. Кипение воды при давлении выше атмосферного. Прибор собирают в соответствии с .

Колбу для прибора берут широкогорлую, круглодонную, из толстого и высококачественного стекла емкостью 500 мл.

В колбу наливают 250 мл предварительно прокипяченной воды. Колбу закрепляют в штативе и закрывают резиновой пробкой, через которую пропускают две стеклянные трубки. Одна трубка, диаметром 6-7 мм, заканчивается пузырьком такого размера, чтобы он прошел через горло колбы. Вторая трубка, диаметром 6 мм начинается у нижнего обреза пробки; снаружи она согнута под углом 90° и при помощи толстостенной резиновой трубки соединена с другой, согнутой под прямым углом стеклянной трубкой, опущенной почти до дна в цилиндр со ртутью высотой 90-100 см и диаметром 1,5-2 см.

В пузырек помещают несколько кусочков пористого фарфора и наполняют до половины водой.

При указанном количестве ртути воздух в колбе находится под давлением более двух атмосфер.

Чтобы трубку, опущенную в цилиндр со ртутью, не выбросило, ее закрепляют в зажиме штатива.

После сборки прибора нагревают колбу с водой. В начале закипает вода в пузырьке, находящаяся под атмосферным давлением, и гораздо позднее закипает вода в колбе, находящаяся под давлением более двух атмосфер.

Для опыта пользуются круглодонными колбами, так как они более устойчивы к повышенному давлению.

При проведении опыта работают осторожно, ведя наблюдение на некотором расстоянии, так как при давлении 2-3 атм колба может лопнуть.

Вода участвует в следующих химических реакциях: в реакциях, в которых она проявляет окислительные свойства, в реакциях гидролиза, гидратации, присоединения, замещения и в реакциях, в которых вода играет роль катализатора.

В опытах получения водорода рассматривалось окислительное действие воды на натрий, калий, кальций, магний, алюминий, железо и углерод.

В разделах, посвященных брому и иоду, описаны опыты получения бромистого и йодистого водорода путем гидролиза галогенидов фосфора.

При рассмотрении свойств хлора, брома и хлористого водорода говорилось о гидратации, которая протекает как реакция присоединения.

В опытах, иллюстрирующих соединение водорода с хлором или иода с цинком, показаны каталитические свойства воды.

Химические реакции, протекающие с участием воды, встречаются во многих из описанных опытов.