Când găsiți o eroare pe pagină, selectați-o și apăsați Ctrl + Enter

În forma sa pură, oxigenul a fost obținut pentru prima dată de Scheele în 1772, apoi în 1774 Priestley l-a izolat din oxidul de mercur.

Numele latin pentru oxigen „oxygenium” provine din cuvântul grecesc antic „oxys”, care înseamnă „acru”, și „gennao” – „eu nasc”; de unde latinescul „oxygenium” înseamnă „producător de acid”.

În starea liberă oxigenul se găsește în aer și apă. În aer (atmosferă) conține 20,9% în volum sau 23,2% în greutate; conţinutul său în apă în stare dizolvată este de 7-10 mg/l.

Sub formă legată, oxigenul este inclus în compoziția apei (88,9%), diferite minerale (sub formă de diverși compuși ai oxigenului). Oxigenul face parte din țesuturile fiecărei plante. Este esențială pentru respirația animalelor.

Oxigenul se găsește în natură în stare liberă în amestec cu alte gaze și sub formă de compuși și, prin urmare, se folosesc atât metode fizice, cât și chimice de obținere a acestuia.

Metoda generală de obținere a oxigenului din compuși se bazează pe oxidarea unui ion bivalent încărcat negativ conform schemei:

2O 2- - 4e - \u003d O 2.
Deoarece oxidarea poate fi efectuată în diferite moduri, există multe metode diferite (de laborator și industriale) pentru obținerea oxigenului.

1. METODE USCATE DE OBȚINEREA OXIGENULUI PRIN DISOCIERE TERMICĂ

Disocierea termică a diferitelor substanțe poate fi realizată în eprubete, tuburi, baloane și retorte din sticlă refractară sau în retorte de fier.

OBȚINEREA OXIGENULUI PRIN DESCOMPUNEREA TERMICĂ A UNOR OXIZI METALICI (HgO, Ag 2 O, Au 2 O 3, IrO 2 etc.)

O experienta. Descompunerea termică a oxidului de mercur roșu.

2HgO \u003d 2Hg + O 2 - 2x25 kcal.
Din 10 g de oxid de mercur roșu se obțin 500 ml de oxigen.

Pentru experiment, se folosește o eprubetă din sticlă refractară de 17 cm lungime și 1,5 cm în diametru, cu capătul inferior îndoit de 3-4 cm lungime, așa cum se arată în .. În partea inferioară se toarnă 3-5 g de oxid de mercur roșu. Sfârșit. Un dop de cauciuc cu tub de scurgere este introdus într-o eprubetă fixată într-un suport în poziție înclinată, prin care oxigenul eliberat în timpul încălzirii este îndepărtat în cristalizator cu apă.

Când oxidul de mercur roșu este încălzit la 500°, oxigenul este eliberat din tubul de evacuare și picături de mercur metalic apar pe pereții eprubetei.

Oxigenul este slab solubil în apă și, prin urmare, este colectat folosind metoda de deplasare a apei după îndepărtarea completă a aerului din dispozitiv.

La sfârșitul experimentului, tubul de ieșire este scos mai întâi din cristalizator cu apă, apoi arzătorul este stins și, ținând cont de toxicitatea vaporilor de mercur, dopul se deschide numai după ce tubul s-a răcit complet.

În loc de o eprubetă, puteți folosi o retortă cu un receptor pentru mercur.

O experienta. Descompunerea termică a oxidului de argint. Ecuația reacției:

2Ag 2 O \u003d 4Ag + O 2 - 13 kcal.

Când pulberea neagră de oxid de argint este încălzită într-o eprubetă cu un tub de evacuare, se eliberează oxigen, care este colectat peste apă, iar pe pereții eprubetei rămâne un strat strălucitor de argint sub forma unei oglinzi.

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN DESCOMPUNEREA TERMICA A OXIZILOR CARE, LA RECUPERARE, TRANZIȚIE LA OXIZI CU VALENȚĂ INFERIORĂ, Eliberează O PARTE DE OXIGEN

O experienta. Descompunerea termică a oxizilor de plumb. Ca rezultat al reacțiilor redox intermoleculare, oxigenul este eliberat:

A) 2PbO 2 \u003d 2PbO + O 2;
b) 2Pb 3 O 4 \u003d 6PbO + O 2;
PbO2 290-320°→ Pb 2 O 3 390-420°→ Pb 3 O 4 530-550°→PbO.

Plumb roșu (Pb 3 O 4 sau 2PbO PbO 2)

Plumb roșu

Oxid de plumb (IV) PbO2

Oxid de plumb (IV) PbO2

În timpul descompunerii termice se obțin aproximativ 460 ml de oxigen din 10 g dioxid de plumb și aproximativ 160 ml oxigen din 10 g Pb 3 O 4.

Obținerea oxigenului din oxizii de plumb necesită o încălzire mai intensă.

La încălzirea puternică a pulberii maro închis PbO 2 sau portocaliu Pb 3 O 4, în eprubetă se formează o pulbere galbenă de oxid de plumb PbO; cu ajutorul unei așchii care mocnește, te poți asigura că se eliberează oxigen.

Tubul de testare după acest experiment nu este potrivit pentru utilizare ulterioară, deoarece. când este încălzit puternic, oxidul de plumb se combină cu sticla.

O experienta. Descompunerea termică a dioxidului de mangan.

3MnO 2 \u003d Mn 3 O 4 + O 2 - 48 kcal.
Din 10 g de dioxid de mangan (piroluzit) se obțin aproximativ 420 ml de oxigen. În acest caz, eprubeta este încălzită la o căldură roșie deschisă.

Pentru a obține o cantitate mare de oxigen, procesul de descompunere a piroluzitului se efectuează într-un tub de fier de 20 cm lungime închis la un capăt, al doilea capăt se închide cu un dop cu un tub prin care se scoate oxigenul.

Tubul de fier este încălzit folosind un cuptor de incinerare sau un arzător cu gaz Teklu cu o duză în coadă de rândunică.

O experienta. Descompunerea termică a anhidridei cromice. Oxigenul se formează ca urmare a unei reacții redox intramoleculare:

4CrO 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 3O 2 - 12,2 kcal.

Oxid de crom (VI) CrO 3 [anhidridă cromică]

Oxid de crom (III) Cr 2 O 3

Oxid de crom (III) Cr 2 O 3

Descompunerea termică a anhidridei cromice (un solid higroscopic, roșu închis) eliberează oxigen și formează o pulbere verde de oxid de crom, Cr 2 O 3 .

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN DESCOMPUNEREA TERMICA A PEROXIZILOR

O experienta. Descompunerea termică a peroxidului de bariu BaO 2 . Reacția reversibilă se desfășoară după cum urmează:

2ВаO 2 + 38 kcal ← 500° 700°→ 2ВаО + O 2 .
La încălzirea puternică a peroxidului de bariu BaO 2, legătura de peroxid este ruptă odată cu formarea oxidului de bariu și eliberarea de oxigen.

Din 10 g de peroxid de bariu se obțin aproximativ 660 ml de oxigen.

În loc de peroxid de bariu, se poate folosi și peroxid de sodiu. Apoi expansiunea merge conform ecuației

2Na 2 O 2 \u003d 2Na 2 O + O 2.
Experimentul se desfășoară într-o eprubetă cu tub de evacuare.

O experienta. Descompunerea termică a cloratului de potasiu. Cloratul de potasiu se descompune diferit în funcție de temperatură. Când este încălzit la 356°, se topește, iar la 400° se descompune conform ecuației

2KSlO 3 \u003d KClO 4 + KCl + O 2.

În acest caz, doar o treime din oxigenul conținut în compus este eliberată și topitura se solidifică. Acest fenomen se explică prin faptul că compusul rezultat KClO 4 este mai stabil și mai refractar.

Când cloratul de potasiu este încălzit la 500°, formarea percloratului de potasiu este o reacție intermediară. Expansiunea în acest caz are loc conform ecuațiilor:

A) 4KS103 = 3KS104 + KCI + 71 kcal;
b) 3KSlO 4 = 3KSl + 6O 2 - 24 kcal;
4KSlO 3 \u003d 4KSl + 6O 2 + 52 kcal.
Descompunerea termică a cloratului de potasiu se realizează într-o retortă mică, care este conectată printr-un tub de scurgere cu un tub de siguranță la un cristalizator umplut cu apă (sau o baie pneumatică). Aparatul este asamblat în conformitate cu. Pentru a evita o explozie, în retortă se toarnă KClO 3 pur, fără amestec de substanțe organice.

Pentru a evita descompunerea violentă, care poate provoca spargerea retortei, încălzirea se efectuează cu atenție.

Oxigenul eliberat este colectat în diferite vase deasupra apei. Când vor să obțină un flux lent de oxigen, cloratul de potasiu este diluat amestecându-l cu sare uscată de masă.

O experienta. Descompunerea termică a cloratului de potasiu în prezența unui catalizator.În prezența catalizatorilor (MnO 2 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 și CuO), cloratul de potasiu se descompune ușor și complet la o temperatură mai scăzută (fără formarea unui compus intermediar, perclorat de potasiu) conform ecuației:

2KSlO 3 \u003d 2KSl + 3O 2 + 19,6 kcal.
Când se adaugă dioxid de mangan, KClO3 se descompune deja la 150-200 °; Procesul are următorii pași intermediari:

2KSlO 3 + 6MnO 2 → 2KSl + 6MnO 3 → 2KSl + 6MnO 2 + 3O 2 + 19,6 kcal.
Proporția de dioxid de mangan adăugat (piroluzit) este de la 5 la 100% în greutate clorat de potasiu.

Eprubeta cu clorat de potasiu se inchide cu un dop, prin care se trec doua tuburi de sticla. Un tub servește la îndepărtarea oxigenului în cristalizator cu apă, al doilea, un tub foarte scurt, îndoit în unghi drept cu capătul exterior închis, conține o pulbere fină de dioxid de mangan negru MnO 2 .

Aparatul este asamblat în conformitate cu. Când eprubeta este încălzită la aproximativ 200°, nu se eliberează bule de oxigen în cristalizatorul cu apă. Dar de îndată ce ridicați tubul scurt cu dioxid de mangan și loviți ușor în el, o cantitate mică de dioxid de mangan va intra în eprubetă și va începe imediat o evoluție rapidă a oxigenului.

După încheierea experimentului și răcirea aparatului, amestecul de dioxid de mangan și clorură de potasiu este turnat în apă. După dizolvarea clorurii de potasiu, dioxidul de mangan greu solubil este filtrat, spălat bine pe filtru, uscat într-un cuptor și depozitat pentru utilizare ulterioară ca catalizator. Dacă este necesară obținerea unei cantități mari de oxigen, procesul de descompunere se realizează în retorte din sticlă refractară sau în retorte din fontă.

Descompunerea termică a cloratului de potasiu în prezența dioxidului de mangan este cea mai convenabilă dintre metodele uscate de obținere a oxigenului.

Acest experiment se face cu alți catalizatori - Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 și CuO.

O experienta. Obținerea oxigenului prin încălzirea cloratului de potasiu, un amestec de clorat de potasiu cu dioxid de mangan și dioxid de mangan. Pentru experiment sunt necesare următoarele instrumente: trei eprubete din sticlă refractară cu tuburi de evacuare, trei cilindri cu o capacitate de 100 ml fiecare, trei arzătoare cu gaz, trei cristalizatoare și trei suporturi cu cleme.

Instalația este asamblată în conformitate cu. Cristalizatoarele și cilindrii sunt umplute cu apă, ușor colorate cu permanganat de potasiu sau fuchsin S.

Se toarnă 1 g de KClO 3 pur în primul tub, 0,5 g de KClO 3 și 0,5 g de MnO 2 în al doilea și 1 g de MnO 2 în al treilea. O atenție deosebită este acordată pentru a se asigura că eprubetele sunt curate și că nu pătrund boabe de plută în ele.

Arzatoarele pe gaz reglate cu grija, care aprind cu aceeasi flacara, nu foarte puternica, neluminoasa si emitand aceeasi cantitate de caldura, se pun sub eprubete astfel incat sa incalzeasca substanta din eprubeta cu varful flacarii.

În curând, oxigenul începe să fie eliberat din tubul care conține amestecul de clorat de potasiu și dioxid de mangan, iar reacția se termină înainte de a începe să fie eliberat în alte tuburi.

Creșterea încălzirii celor două eprubete rămase. De îndată ce cloratul de potasiu se topește și oxigenul începe să fie eliberat, reduceți flacăra, astfel încât să nu existe o degajare violentă. Într-o eprubetă cu dioxid de mangan, oxigenul începe să fie eliberat numai după ce conținutul eprubetei este încălzit la căldură roșie. Oxigenul eliberat din fiecare tub este colectat în cristalizatoare prin deplasarea apei colorate din cilindri.

La sfârșitul experimentului, arzătoarele sunt stinse, tuburile de evacuare sunt îndepărtate, apoi dioxidul de mangan este izolat din eprubeta din mijloc în modul descris mai sus.

Experimentul efectuat arată clar caracteristicile acestor trei metode diferite de obținere a oxigenului.

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN DESCOMPUNEREA TERMICĂ A BROMAȚILOR ȘI IODAȚILOR

Comportamentul acestor săruri în timpul încălzirii a fost luat în considerare la studierea proprietăților bromaților și iodaților. Descompunerea lor se realizează în eprubete cu tuburi de evacuare; oxigenul eliberat este colectat peste apă.

OBȚINEREA OXIGENULUI PRIN DESCOMPUNEREA TERMICĂ A NITRAȚILOR

În funcție de modul în care nitrații se descompun atunci când sunt încălziți, aceștia pot fi împărțiți în trei grupuri:

1. Nitrații care se descompun ca urmare a reacțiilor redox intramoleculare la nitriți și oxigen. Această grupă include nitrații de metale alcaline. Reacțiile se desfășoară conform ecuațiilor:

2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2,
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2.
2. Nitrații care se descompun ca urmare a reacțiilor redox intramoleculare în oxid de metal, dioxid de azot și oxigen. Această grupă include nitrații tuturor metalelor, cu excepția metalelor alcaline și prețioase. De exemplu:

2Pb (NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2,
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2,
2Hg (NO 3) 2 \u003d 2HgO + 4NO 2 + O 2.
3. Nitrații care se descompun ca urmare a reacțiilor redox intramoleculare în metal, dioxid de azot și oxigen. Această grupă include nitrați de metale nobile:

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2.
Descompunerea inegală a nitraților în timpul încălzirii se explică prin stabilitatea diferită a nitriților și oxizilor corespunzători.

Nitriții de metale alcaline sunt stabili, nitriții de plumb (sau de cupru) sunt instabili, dar oxizii lor sunt stabili, iar în ceea ce privește argintul, atât nitriții, cât și oxizii sunt instabili; prin urmare, atunci când nitrații din acest grup sunt încălziți, se eliberează metale libere.

O experienta. Descompunerea termică a nitratului de sodiu sau de potasiu. Nitratul de sodiu sau de potasiu este încălzit într-o eprubetă sau retortă cu un tub de evacuare. La 314° azotat de sodiu se topește, iar la 339° azotat de potasiu; numai după ce conținutul din eprubetă sau retortă devine roșie, începe descompunerea nitratului conform ecuațiilor date mai sus.

Descompunerea are loc mult mai ușor dacă topirea nitraților este împiedicată prin amestecarea acestora cu dioxid de mangan sau var sodic, care este un amestec de NaOH și CaO.

Descompunerea termică a nitraților de plumb și argint este luată în considerare în experimentele privind producerea de dioxid de azot.

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN DESCOMPUNEREA TERMICĂ A PERMANGANAȚILOR

O experienta. Descompunerea termică a permanganatului de potasiu. Ecuația reacției:

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
Această reacție redox intramoleculară are loc la aproximativ 240°. Descompunerea termică se efectuează într-o eprubetă uscată (sau retortă) cu un tub de evacuare a gazului. Dacă doriți să obțineți oxigen pur fără urme de praf, care se formează în timpul descompunerii termice, se introduce un tampon de vată de sticlă în gâtul eprubetei (sau retortă).

Aceasta este o modalitate convenabilă de a obține oxigen, dar este costisitoare.

După încheierea experimentului și răcirea eprubetei (sau a retortei), în ea se toarnă câțiva mililitri de apă, conținutul este bine agitat și se observă culoarea substanțelor formate (K 2 MnO 4 este verde și MnO 2 este maro închis).

Datorită proprietății permanganatului de potasiu de a elibera oxigen atunci când este încălzit, acesta este utilizat împreună cu sulf, cărbune și fosfor în diferite amestecuri explozive.

Obținerea oxigenului prin descompunerea termică a permanganatului de potasiu

Na2MnO4

Dioxid de mangan МnO2

Dioxid de mangan МnO2

Dioxid de mangan МnO2

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN DESCOMPUNEREA TERMICĂ A PERSUFAȚILOR

O experienta. Pentru experiment, se folosește persulfat de amoniu proaspăt preparat, deoarece își schimbă compoziția în timpul depozitării. Persulfatul de amoniu (solid) se descompune la încălzire conform următoarei ecuații:

(NH 4) 2 S 2 O 8 \u003d (NH 4) 2 SO 4 + SO 2 + O 2.
Pentru a elibera oxigenul de impuritățile de dioxid de sulf, amestecul de gaz este trecut printr-o soluție de NaOH, care leagă dioxidul de sulf sub formă de sulfit de sodiu. Descompunerea termică se efectuează într-o eprubetă cu tub de evacuare.

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN DESCOMPUNEREA TERMICĂ A PERCLORAȚILOR

Această metodă este luată în considerare atunci când se descrie experiența de obținere a oxigenului prin descompunerea termică a cloratului de potasiu fără catalizator; în acest caz percloratul este intermediarul.

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN DESCOMPUNEREA TERMICĂ A PERCARBONAȚILOR

O experienta. Percarbonatul de sodiu, atunci când este încălzit, se descompune conform ecuației:

2K 2 C 2 O 6 \u003d 2K 2 CO 3 + 2CO 2 + O 2.
Pentru a elibera oxigenul de impuritățile de dioxid de carbon, amestecul de gaz este trecut printr-o soluție de hidroxid de calciu sau de bariu.

Oxigenul poate fi obținut și prin ardere oxigenat. Oxigenitul se numește amestec subțire de 100 gr. inclusiv KCl03, 15 gr. inclusiv MnO 2 şi o cantitate mică de praf de cărbune.

Oxigenul obținut prin această metodă este contaminat cu un amestec de dioxid de carbon.

Alături de substanțele care se descompun odată cu eliberarea de oxigen când sunt încălzite, există multe substanțe care nu eliberează oxigen când sunt încălzite. Pentru a verifica acest lucru, ei fac experimente cu încălzirea CuO, CaO, Na 2 SO 4 etc.

II. METODE UMIDE DE OBȚINEREA OXIGENULUI

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN DESCOMPUNEREA PEROXIZILOR DE METAL ALCALI CU APA

Reacția se desfășoară conform ecuației:

2Na 2 O 2 + 4H 2 O \u003d 4NaOH + 2H 2 O + O 2.
Aceasta este o reacție extrem de exotermă care are loc la rece și este accelerată de catalizatori - săruri de cupru, nichel, cobalt (de exemplu, CuSO 4 .5H 2 O, NiSO 4 .7H 2 O și CoSO 4 .7H 2 O).

Convenabil pentru obținerea oxigenului este oxilitul - un amestec de peroxid de sodiu Na 2 O 2, potasiu K 2 O 2 și sulfat de cupru anhidru. Acest amestec este depozitat în cutii de fier bine închise, ferit de umiditatea atmosferică (care îl descompune, vezi ecuația reacției anterioare) și de dioxid de carbon, cu care reacționează conform ecuației:

Na 2 O 2 + 2СO 2 = 2Na 2 СO 3 + O 2 + 113 kcal.
O experienta. Un vârf de peroxid de sodiu (sau oxilit) se toarnă într-o eprubetă (sticlă sau balon) cu o cantitate mică de apă rece; în acest caz, se observă o eliberare rapidă de oxigen și vasul este încălzit.

Dacă experimentul este efectuat într-un vas cu un tub de evacuare, atunci oxigenul eliberat poate fi colectat.

PRODUCEREA OXIGENULUI PRIN DESCOMPUNEREA PEROXIZILOR CU ACIZI ÎN PREZENȚA CATALISATELOR, DE EXEMPLU MnO 2 SAU PbO 2

O experienta. Se adaugă HCI diluat într-o eprubetă cu peroxid de bariu și dioxid de mangan;în acest caz, oxigenul este eliberat ca rezultat al reacției:

2ВаO 2 + 4НCl = 2ВаСl 2 + 2Н 2 O + O 2.
Când Pb02 este utilizat ca catalizator, la amestec se adaugă HNO3 diluat.

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN DESCOMPUNEREA CALITICĂ A PEROXIDULUI DE HIDROGEN

Ecuația reacției:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2.
Când se studiază proprietățile peroxidului de hidrogen, se observă factorii care favorizează descompunerea acestuia și se efectuează experimente cu privire la descompunerea acestuia sub influența dioxidului de mangan și a soluției de argint coloidal.

O experienta. Într-un cilindru de sticlă cu 50 ml apă și 10-15 ml perhidrol(soluție 30% de H 2 O 2) se adaugă niște pulbere fin divizată de dioxid de mangan; are loc o eliberare rapidă de oxigen cu formarea de spumă (acest fenomen este foarte asemănător cu fierberea).

Experimentul se poate face și într-o eprubetă, iar în loc de perhidrol se poate folosi o soluție de peroxid de hidrogen 3%.

În loc de MnO 2, puteți folosi o soluție coloidală de argint.

PRODUCEREA DE OXIGEN PRIN ACȚIA PERMANGANAT DE POTASIU ASUPRA PEROXIDULUI DE HIDROGEN (ÎN MEDII ACIDE, NEUTRE ȘI ALCALINE)

Reacția se desfășoară conform ecuațiilor de mai jos; peroxidul de hidrogen este agentul reducător:

2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 \u003d 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O + 5O 2,
2KMnO 4 + 2H 2 O + 3H 2 O 2 \u003d 2MnO 2 + 2KOH + 4H 2 O + 3O 2,
2KMnO 4 + 2KOH + H 2 O 2 \u003d 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O + O 2.
O experienta. Obținerea unui curent continuu ușor de reglat de oxigen prin oxidarea peroxidului de hidrogen la rece permanganat de potasiu în mediu alcalin. Într-un balon Bunsen se toarnă o soluție 3-5% de peroxid de hidrogen acidifiată cu o soluție 15% de H2S04, iar o soluție 10% de permanganat de potasiu se toarnă într-o pâlnie de picurare fixată în gâtul balonului.

Cu ajutorul unui robinet de pâlnie cu picurare, pot fi controlate atât fluxul de soluție de permanganat în balon, cât și fluxul de oxigen. În timpul experimentului, în balon se introduce picătură cu picătură o soluție de KMnO4.

Balonul Bunsen din experiment poate fi înlocuit cu un balon Wurtz sau un balon cu două gâturi.

O experienta. Producția de oxigen prin oxidarea peroxidului de hidrogen cu dioxid de mangan într-un mediu acid. Ecuația reacției:

MnO 2 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 \u003d MnSO 4 + 2H 2 O + O 2.
Reacția se desfășoară la rece; de aceea, pentru experiment, se poate folosi orice dispozitiv care permite interactiunea la frig intre o substanta solida si una lichida pentru a obtine un debit constant de gaz (aparat Kipp sau un balon Wurtz, un balon Bunsen sau un balon cu doua gâturi cu o pâlnie de picurare).

În timpul experimentului, se utilizează dioxid de mangan în bucăți, 15% H2SO4 și soluție de peroxid de hidrogen 3-5%.

O experienta. Obținerea oxigenului prin oxidarea peroxidului de hidrogen cu fericianura de potasiu în mediu alcalin. Ecuația reacției:

2K 3 + H 2 O 2 + 2KOH \u003d 2K 4 + 2H 2 O + O 2.
Reacția se desfășoară la rece; pentru a obtine un curent continuu de oxigen se folosesc aparatele indicate in experimentul anterior, fericianura de potasiu solida, o solutie de oxid de potasiu hidrat 6-10% si o solutie de peroxid de hidrogen 3-5%.

O experienta. Obținerea oxigenului prin încălzirea cromatului (bicromat sau anhidridă cromică) cu acid sulfuric concentrat. Datorită reacției reversibile care se desfășoară conform ecuației:

2CrO 4 2- + 2H + ↔ Cr 2 O 7 2- + H 2 O,
într-un mediu acid, dicromatul este întotdeauna prezent, nu cromatul.

Următoarele reacții au loc între acidul sulfuric concentrat și bicromat:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O,
(reacție de dublu schimb și deshidratare)
4CrO 3 + 6H 2 SO 4 \u003d 2Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3O 2.
(reactie redox)
Când se efectuează un experiment într-o eprubetă, se eliberează oxigen și culoarea portocalie (caracteristică dicromatului) se schimbă în verde (caracteristică sărurilor de crom trivalente).

III. OBȚINEREA OXIGENULUI DIN AERUL LICHID

Pentru a lichefia aerul se folosește principiul conform căruia, atunci când un gaz se extinde fără lucru extern, are loc o scădere semnificativă a temperaturii (efectul Joule-Thomson).

Majoritatea gazelor se încălzesc atunci când sunt comprimate și se răcesc atunci când sunt expandate. Este prezentată o diagramă schematică a funcționării unei mașini Linde utilizate pentru lichefierea aerului.

Compresorul B cu ajutorul unui piston comprimă până la 200 atm aerul furnizat prin supapa A, purificat de dioxid de carbon, umiditate și urme de praf. Căldura generată în timpul compresiei este absorbită în răcitorul D răcit de apă curentă. După aceea, supapa C este deschisă și aerul intră în vasul E, unde se extinde la o presiune de 20 atm. Datorită acestei expansiuni, aerul este răcit la aproximativ -30°. Din vasul E, aerul se întoarce la compresorul B; trecând prin tubul exterior al serpentinei G, se răcește pe parcurs o nouă porțiune de aer comprimat, care merge spre ea de-a lungul tubului interior al serpentinei. A doua porțiune de aer este astfel răcită la aproximativ -60°. Acest proces se repetă până când aerul este răcit la -180°; această temperatură este suficientă pentru a-l lichefia la 20 atm în vasul E. Aerul lichid care se acumulează în vasul E este drenat într-un cilindru prin vana 1. Instalația descrisă funcționează continuu. Detaliile acestei mașini nu sunt prezentate în diagramă. Această mașină a fost îmbunătățită de J. Claude, după care a devenit mai productivă.

În compoziția sa, aerul lichid diferă de aerul atmosferic obișnuit; conține 54% în greutate oxigen lichid, 44% azot și 2% argon.

O experienta. Pentru a arăta cum se modifică proprietățile substanțelor organice sub influența condițiilor în schimbare (temperatura și concentrația de oxigen), plantele cu frunze și flori sau un tub subțire de cauciuc sunt scufundate într-un termos cu aer lichid folosind clești metalici.

Oxigenul se obține din aerul lichid în următoarele moduri:

a) distilare fracționată (metoda cea mai comună);

b) dizolvarea aerului în lichide (de exemplu, 33% oxigen și 67% azot se dizolvă în apă) și extragerea lui sub vid;

c) absorbtie selectiva (carbunele absoarbe 92,5% in volum de oxigen si 7,5% in volum de azot);

d) pe baza diferenței de viteze de difuzie a oxigenului și azotului prin membrana de cauciuc.

Oxigenul obţinut prin descompunerea termică a KClO 3 conţine uneori urme de clor; obținut din nitrați de metale grele și nobile - dioxid de azot; derivate din persulfați - dioxid de sulf; derivat din percarbonați - dioxid de carbon; obtinut prin electroliza apei acidulate – ozon. Oxigenul produs prin procesele umede conține vapori de apă.

Pentru purificarea oxigenului se trece printr-o sticla de spalat cu alcali, care retine toti compusii volatili acizi care il insotesc, printr-o solutie de KI (pentru a-l elibera de ozon) si prin H 2 SO 4 concentrat, care retine vaporii de apa.

PROPRIETATI ALE OXIGENULUI

PROPRIETĂȚI FIZICE

Oxigenul este un gaz incolor, inodor și fără gust.

Densitatea sa relativă la aer este de 1,10563; prin urmare, poate fi colectat în vase folosind metoda deplasării aerului.

În condiții normale, un litru de oxigen cântărește 1,43 g, iar un litru de aer cântărește 1,29 g. Punctul de fierbere este -183°, punctul de topire este -218.88°.

Oxigenul lichid într-un strat subțire este incolor, straturile groase sunt albastre; greutatea specifică a oxigenului lichid este 1,134.

Oxigenul solid este albastru și arată ca zăpada; greutatea sa specifică este 1,426.

Temperatura critică a oxigenului este de -118°; presiune critica 49,7 atm. (Oxigenul este stocat în butelii de oțel cu o capacitate de 50 de litri, la o presiune de 150 atm. Metodele de stocare a diferitelor gaze în butelii de oțel sunt descrise în primul capitol.)

În apă, oxigenul se dizolvă într-o cantitate foarte mică: într-un litru de apă la 20 ° și o presiune de 760 mm Hg. Artă. Se dizolvă 31,1 ml de oxigen. Prin urmare, poate fi colectat în eprubete, cilindri sau gazometre folosind metoda deplasării apei. Oxigenul se dizolvă mai bine în alcool decât în ​​apă.

Pentru a utiliza un gazometru (), trebuie să îl puteți umple cu apă și gaz sub presiunea atmosferică, precum și peste și sub presiunea atmosferică; să poată elibera gaz din gazometru.

În primul rând, gazometrul A este umplut cu apă prin pâlnia B, cu robinetele C și D deschise și orificiul E închis. Apa, care intră în gazometru din pâlnia B prin robinetul C, deplasează aerul din acesta prin robinetul D.

Pentru a umple gazometrul cu gaz la o anumită presiune, închideți supapa C și B și deschideți orificiul E: dacă ambele supape superioare sunt bine montate, apa nu curge din gazometru. Capătul tubului este introdus prin orificiul E, prin care curge gazul sub presiune care depășește presiunea atmosferică. Gazul se acumulează în partea superioară a gazometrului, deplasând apa din acesta, care se revarsă prin orificiul E. După ce gazul este aproape complet umplut cu gazometru, orificiul E este închis. La umplerea gazometrului cu gaz sub presiune atmosferică sau redusă, tubul prin care intră gazul este conectat la o supapă deschisă B, apoi se deschide orificiul E și se lasă închisă robinetul C. Apa care curge din orificiul E aspiră gazul în gazometru. După ce gazometrul este aproape complet umplut cu gaz, închideți orificiul E și supapa B.

Pentru a elibera gaz, umpleți pâlnia B cu apă, deschideți robinetul C; Apa, care intră în gazometru, înlocuiește gazul din acesta, care iese prin robinetul deschis E).

În stare topită, unele metale, precum platina, aurul, mercurul, iridul și argintul, dizolvă aproximativ 22 de volume de oxigen, care este eliberat atunci când se solidifică cu un sunet specific, caracteristic în special argintului.

Molecula de oxigen este foarte stabilă, este formată din doi atomi; la 3000° doar 0,85% din moleculele de oxigen se disociază în atomi.

Gazometrele nu sunt doar de laborator. Fotografia prezintă Gazometrele Viena - acestea sunt 4 structuri mari situate în Viena (Austria) și construite în 1896-1899. Sunt situate în Simmering, al unsprezecelea district al orașului. În 1969-1978, orașul a abandonat utilizarea gazului de cocs în favoarea gazului natural, iar contoarele de gaz au fost închise. În 1999-2001 au fost reconstruite și au devenit complexe multifuncționale (Wikipedia).

PROPRIETĂȚI CHIMICE

Conform activității sale chimice, oxigenul este al doilea după fluor.

Se combină cu alte elemente direct sau formează compuși indirect. Conexiunea directă a oxigenului poate decurge viguros și lent. Combinația de oxigen cu elemente sau substanțe complexe se numește oxidare sau ardere. Continuă întotdeauna cu eliberarea de căldură și, uneori, de lumină. Temperatura la care are loc oxidarea poate varia. Unele elemente se combină cu oxigenul la frig, altele doar când sunt încălzite.

În cazul în care în timpul unei reacții chimice cantitatea de căldură eliberată depășește pierderile acesteia ca urmare a radiației, conductibilității termice etc., are loc o oxidare viguroasă (de exemplu, arderea metalelor și a nemetalelor în oxigen), în caz contrar are loc o oxidare lentă. (de exemplu, fosfor, cărbune, fier, țesut animal, pirită etc.).

Dacă oxidarea lentă are loc fără pierderi de căldură, are loc o creștere a temperaturii, ceea ce duce la o accelerare a reacției, iar reacția lentă poate deveni viguroasă ca urmare a autoaccelerării.

O experienta. Un exemplu de autoaccelerare a unei reacții lente. Luați două bucăți mici de fosfor alb. Unul dintre ele este învelit cu hârtie de filtru. După un timp, o bucată de fosfor învelită în hârtie se aprinde, în timp ce una neambalată continuă să se oxideze încet.

Nu există o linie clară între oxidarea viguroasă și cea lentă. Oxidarea viguroasă este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură și lumină; oxidarea lentă este uneori însoțită de luminiscență rece.

Arderea se desfășoară și ea diferit. Substanțele care, în timpul arderii, se transformă în stare de vapori (sodiu, fosfor, sulf etc.), ard cu formarea unei flăcări; substanțele care nu formează gaze și vapori în timpul arderii ard fără flacără; arderea unor metale (calciu, magneziu, toriu etc.) este însoțită de degajarea unei cantități mari de căldură, iar oxizii fierbinți formați în acest caz au capacitatea de a emite multă lumină în regiunea vizibilă a spectru.

Substanțele care eliberează o cantitate mare de căldură în timpul oxidării (calciu, magneziu, aluminiu) sunt capabile să înlocuiască alte metale din oxizii lor (aluminotermia se bazează pe această proprietate).

Arderea în oxigen pur este mult mai viguroasă decât în ​​aer, în care încetinește datorită faptului că conține aproximativ 80% azot, care nu susține arderea.

ARDEREA DIVERSELOR SUBSTANȚE ÎN OXIGEN

Experimentele care ilustrează arderea în oxigen sunt efectuate în baloane cu pereți groși și cu gură lată, cu o capacitate de 2,5-3 l (), pe fundul cărora trebuie turnat un strat subțire de nisip (dacă nu se face acest lucru, atunci când o picătură de metal topit lovește fundul vasului, vasul poate să spargă).

Pentru arderea în oxigen, substanța se pune într-o lingură specială dintr-un fir gros de fier (sau cupru) turtit la capăt, sau se atașează la capătul firului o probă de ars.

O experienta. Aprinderea și arderea în oxigen a unei așchii (sau lumânări) care mocnește. Când o așchie mocnitoare (sau lumânare) este introdusă într-un vas cu oxigen, așchia se aprinde și arde cu o flacără strălucitoare. Uneori, o așchie se aprinde cu o mică explozie. Experiența descrisă este întotdeauna folosită pentru a descoperi oxigenul liber ( * Protoxidul de azot dă o reacție similară).

O experienta. Arderea cărbunelui în oxigen. Ecuația reacției:

C + O 2 \u003d CO 2 + 94,3 kcal.
Dacă o bucată de cărbune mocnit, fixată la capătul unui fir de fier, este introdusă într-un vas cu oxigen, cărbunele arde cu degajarea unei cantități mari de căldură și lumină. Dioxidul de carbon format în timpul arderii este descoperit folosind hârtie de turnesol albastră umezită cu apă sau prin trecerea produșilor gazoși de ardere printr-o soluție de hidroxid de calciu.

Experiența arderii cărbunelui în oxigenul eliberat în timpul descompunerii termice a KClO 3 a fost deja realizată în studiul proprietăților cloratului de potasiu.

O experienta. Arderea sulfului în oxigen. Ecuația reacției:

S + O 2 \u003d SO 2 + 71 kcal.
Când o culoare de sulf aprinsă este introdusă într-un vas cu oxigen, se observă o ardere mai intensă a sulfului în oxigen și se simte un miros ascuțit de dioxid de sulf. Pentru a preveni răspândirea acestui gaz otrăvitor în laborator, vasul este închis ermetic la sfârșitul experimentului.

Arderea sulfului în oxigen eliberat în timpul descompunerii termice a cloratului de potasiu a fost descrisă în studiul proprietăților KClO 3 .

O experienta. Arderea fosforului alb și roșu în oxigen. Reacția se desfășoară conform ecuației:

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 + 2x358,4 kcal.
Gâtul scurt și larg al unui balon (sau borcan) cu o capacitate de 0,5-2 litri, așezat pe o tavă cu nisip, se închide cu un dop cu o lingură de metal și prin el se trece un tub de sticlă, a cărui axă trebuie trece prin mijlocul lingurii ().

Concomitent cu umplerea balonului cu oxigen (prin deplasarea aerului), o bucată de fosfor alb de mărimea unui bob de mazăre se taie într-un mojar sub apă, se stoarce ușor cu hârtie de filtru pentru a îndepărta urmele de apă și se pune într-o lingură de metal cu clește metalic. . Lingura se coboară în balon, se închide, iar fosforul se atinge cu o tijă de sticlă (sau sârmă) încălzită la 60-80°C, care se introduce printr-un tub de sticlă.

Fosforul se aprinde și arde cu o flacără strălucitoare pentru a forma pentoxid de fosfor sub formă de fum alb (care provoacă tuse).

Uneori, fosforul alb se aprinde în oxigen fără a fi atins de o tijă de sticlă sau sârmă încălzită. De aceea, se recomanda folosirea fosforului depozitat in apa foarte rece; ar trebui să fie stors cu hârtie de filtru fără frecare și, în general, toate pregătirile pentru introducerea într-un vas cu oxigen trebuie efectuate cât mai repede posibil. Dacă fosfor După arderea fosforului, scoateți dopul cu o lingură, turnați o cantitate mică de apă în balon și testați-l cu hârtie de turnesol albastră.

Dacă o parte din fosfor rămâne neoxidată, lingura este coborâtă în cristalizator cu apă. Dacă tot fosforul s-a ars, atunci lingura se calcinează sub curent, se spală cu apă și se usucă pe flacără.

În realizarea acestui experiment, fosforul alb topit nu este niciodată introdus în vasul cu oxigen. Acest lucru nu se poate face, în primul rând, pentru că fosforul poate fi vărsat cu ușurință și, în al doilea rând, pentru că în acest caz fosforul arde în oxigen prea violent, împrăștiind stropi în toate direcțiile care pot cădea asupra experimentatorului; stropii de fosfor au spart un vas, fragmente din care pot răni pe alții.

Prin urmare, pe masă ar trebui să existe un cristalizator cu apă, în care să se arunce fosfor în cazul în care ia foc atunci când este stors cu hârtie de filtru; este necesar si o solutie concentrata de KMnO 4 sau AgNO 3 (1:10) pentru primul ajutor in cazul arsurilor cu fosfor.

Fosforul roșu uscat poate fi folosit în locul fosforului alb. Pentru a face acest lucru, fosforul roșu este pre-purificat, spălat bine cu apă și uscat.

Fosforul roșu se aprinde la o temperatură mai ridicată, așa că se dă foc cu un fir foarte fierbinte.

După ardere, și în acest caz, se toarnă puțină apă în balon, se testează soluția rezultată cu turnesol și se aprinde lingura la curent.

În ambele experimente, ar trebui folosiți ochelari de protecție din sticlă închisă la culoare.

O experienta. Arderea în oxigen a sodiului metalic. Reacția se desfășoară conform ecuației:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 + 119,8 kcal.
Sodiul se arde într-un creuzet mic din oxid de calciu pur, cretă sau carton de azbest, dar nu într-o lingură de metal, care, din căldura degajată atunci când sodiul este ars în oxigen, se poate topi și arde.

Se aprinde sodiul și se aduce într-un vas cu oxigen, în care arde cu o flacără foarte strălucitoare; arderea acestuia trebuie observată prin ochelari de protecție întunecați.

Un creuzet preparat din cretă (sau CaO) este atașat cu două sau trei fire subțiri de o sârmă groasă de fier (sau cupru) () și se pune în el o bucată de sodiu metalic de mărimea unui bob de mazăre, curățată de oxid.

Creta, azbestul, oxidul de calciu sunt conductoare slabe de căldură și, prin urmare, aprind sodiul, îndreptând flacăra arzătorului de sus cu o suflantă. Pentru a vă proteja de stropii de sodiu care arde, se pune un tub de cauciuc pe țeavă.

Încălzirea, topirea și aprinderea sodiului în aer se efectuează peste un vas cu oxigen.

Dacă sodiul nu se aprinde, atunci o crustă formată pe suprafața metalului este îndepărtată cu o suflantă, dar acest lucru trebuie făcut cu precauție extremă din cauza posibilei stropi de sodiu topit.

O experienta. Arderea în oxigen a calciului metalic. Ecuația reacției:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO + 2x152,1 kcal.
Se pune un chibrit într-un creuzet mic din carton de azbest, iar deasupra se pun așchii de calciu.

Aprindeți un chibrit și aduceți creuzetul cu așchii de calciu într-un vas cu oxigen. Prin ochelari de protecție se observă aprinderea și arderea calciului metalic cu o flacără strălucitoare.

De asemenea, calciul aprins poate fi adăugat într-un vas cu oxigen (cum a fost făcut în experimentul anterior cu sodiu).

O experienta. Arderea magneziului în oxigen. Reacția se desfășoară conform ecuației:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO + 2x143,84 kcal.
O bucată de tinder este atașată la un capăt al unei benzi de magneziu lungă de 20-25 cm, răsucită sub formă de spirală, iar un fir de fier este atașat de celălalt. Se ia sarma in mana si, tinand panglica de magneziu in pozitie verticala, se aprinde tinder si se introduce panglica de magneziu intr-un vas cu oxigen. Magneziul se aprinde și arde prin ochelari pentru a forma oxid de magneziu.

La sfârșitul experimentului, se toarnă puțină apă în vas și, cu ajutorul unui indicator, se convinge de natura alcalină a soluției de hidroxid de magneziu format.

Experimentul se poate face cu pulbere de magneziu. Pentru a face acest lucru, luați o lingură de pudră de magneziu și introduceți în ea jumătate de chibrit cu cap. Aprindeți un chibrit și puneți o lingură într-un vas cu oxigen.

Cu toate acestea, magneziul arde cu o flacără orbitoare în aer, deși aici reacțiile oxidative ale oxigenului sunt slăbite semnificativ datorită faptului că aerul conține un procent mare de azot.

Un vas în care este ars magneziu poate să spargă dacă magneziul care arde nu este introdus suficient de repede în el sau dacă magneziul care arde îi atinge pereții.

Lumina strălucitoare a magneziului care arde și-a găsit aplicație pentru iluminarea obiectelor fotografiate și, de asemenea, ca inițiator al unor reacții care apar sub influența undelor luminoase scurte, de exemplu, sinteza HCl din elemente.

Luând în considerare proprietățile cloratului de potasiu, a fost descrisă experiența arderii amestecului său cu magneziu.

O experienta. Arderea în oxigen a piliturii mari de zinc. Ecuația reacției:

2Zn + O 2 \u003d 2ZnO + 2x83,17 kcal.
Pilitura mare de zinc se toarna intr-un tub de sticla refractara de 15 cm lungime si un diametru interior de 0,8-1 cm (in lipsa acestora se poate folosi si pulbere, dar in asa fel incat oxigenul sa treaca prin ea) si o intaresc. la un capăt în poziţie orizontală în clema trepiedului.

Capătul tubului fixat într-un trepied este conectat la o sursă de oxigen, iar capătul opus este încălzit cu un arzător cu gaz.

Când oxigenul este trecut printr-un tub, zincul se aprinde și arde cu o flacără strălucitoare pentru a forma oxid de zinc (un solid alb). Experimentul se desfășoară sub presiune.

O experienta. Determinarea cantității de oxigen consumată în timpul arderii cuprului.

2Cu + O 2 \u003d 2CuO + 2x37,1 kcal.
Dispozitivul pentru experiment este prezentat în. O barcă de porțelan cu 1 g de pulbere fină de cupru metalic este introdusă într-un tub refractar de 20 cm lungime și 1,5 cm în diametrul interior. Sticla de spălat cu apă este conectată la o sursă de oxigen (gazometru sau butelie).

Gazometrul cu clopot, situat în dreapta, este umplut cu apă, colorat cu o soluție de indigo sau magenta. Supapa gazometrului este deschisă astfel încât oxigenul care trece prin dispozitiv să poată curge sub clopot.

Deschideți clema dintre sticla de spălat și tubul refractar și lăsați să intre aproximativ 250 ml de oxigen sub clopot. Închideți clema și notați volumul exact de oxigen.

Cu ajutorul unui arzător cu coadă de rândunică Teklu se încălzește partea tubului în care se află barca de porțelan. După câteva minute, cuprul se aprinde și nivelul apei din clopot crește imediat.

Încălzirea se continuă timp de 35-40 de minute până când volumul de gaz din gazometru încetează să se mai schimbe.

Lăsați dispozitivul să se răcească. aceasta stabilește un volum constant de gaz. Apoi apa este adusă la același nivel și se determină volumul de oxigen nereacționat din diviziunile gazometrului.

Experimentul face posibilă determinarea cu precizie a cantității de oxigen consumată pentru oxidarea cuprului cântărit înainte de începerea experimentului.

Nu utilizați acest aparat pentru a arde zinc, magneziu sau pulbere de calciu.

O experienta. Confirmarea legii constanței compoziției. Cu precizie, la sutimi de gram, se cântărește un creuzet de porțelan gol, cu capac, care anterior fusese curățat temeinic, calcinat și răcit într-un esicator. Apoi se toarnă aproximativ 3-4 g de pulbere fină de cupru în creuzet și creuzetul cu cupru este cântărit cu precizie.

Așezați creuzetul în poziție înclinată pe un triunghi de porțelan și încălziți-l la foc mic timp de 15-20 de minute. Capacul este apoi îndepărtat și încălzit puternic cu o flacără de arzător oxidant. După 20-25 de minute, se acoperă creuzetul cu un capac și se continuă încălzirea. După oprirea încălzirii, creuzetul este răcit într-un esicator și cântărit cu precizie.

g 1 = greutatea unui creuzet gol cu ​​capac;

g 2 = greutatea creuzetului gol cu ​​capac și cupru;

g 3 = greutatea creuzetului gol cu ​​capac și oxid de cupru.

Datele obținute ar trebui să arate că greutatea oxigenului atașat la un atom-gram de cupru este aproape de greutatea atomică a oxigenului.

Repetând experimentul cu cuprul metalic și alte metale, ei constată că în toate cazurile oxigenul se combină cu diverse elemente într-un raport cantitativ constant, iar în practică sunt convinși că raportul dintre greutatea substanțelor care intră într-un compus chimic este întotdeauna constant.

O experienta. Arderea fierului în oxigen. Ecuația reacției:

4Fe + 3O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 2x196,5 kcal.
Pentru experiment, se folosește o sârmă subțire din oțel călit cu diametrul de 7-8 mm, dintre care un capăt este înfipt într-un dop de plută, iar o bucată de tinder este atașată la celălalt capăt sau înfășurată cu fir și scufundată. în sulf topit (fitil de sulf). Când o spirală de oțel cu o tinder aprinsă (sau fitil cu sulf) este introdusă într-un vas cu oxigen (în fundul căruia ar trebui să existe un strat de nisip), spirala arde, împrăștiind scântei.

angelo.edu

O experienta. Arderea pulberilor metalice în aer. Deasupra flăcării unui arzător cu gaz instalat sub tiraj, se toarnă un vârf de pulbere de cupru, zinc, fier, magneziu, aluminiu, antimoniu.

O experienta. Oxidarea metalelor într-un vas închis. Experiența ne permite să demonstrăm că în timpul transformării metalelor în oxizi o parte din aer este consumată și că creșterea greutății metalelor în timpul oxidării lor este egală cu pierderea în greutate a aerului.

O eprubetă cu pulbere fină de fier este închisă etanș cu un dop de cauciuc, prin care trebuie trecut un tub de sticlă cu un tub de cauciuc pus pe el cu o clemă cu șurub (). Opritorul și clema trebuie să etanșeze tubul ermetic.

După cântărirea aparatului asamblat, eprubeta este încălzită cu o flacără a unui arzător cu gaz cu agitare continuă până când se formează scântei în pulbere. După ce tubul s-a răcit, se verifică prin cântărire pe o balanță dacă greutatea tubului s-a modificat. Apoi, un tub de sticlă este introdus în tubul de cauciuc, al cărui capăt este coborât într-un pahar cu apă.

Când deschideți clema, urmăriți cum se ridică apa prin tub. Acest lucru se datorează faptului că oxigenul din aer a fost consumat pentru oxidarea fierului și, prin urmare, presiunea din dispozitiv a scăzut.

Detectarea unei mici diferențe între greutatea fierului și greutatea oxidului de fier este posibilă numai cu ajutorul unor balanțe suficient de sensibile.

În loc de eprubetă, poți folosi o retortă sau un balon cu fund rotund, iar în loc de dop de cauciuc poți folosi un dop de plută cerat.

Experimente similare au fost efectuate de Lomonosov și Lavoisier pentru a demonstra legea conservării materiei.

O experienta. Oxidarea lentă a fierului umed. Experiența ne permite să stabilim că căldura este eliberată în timpul oxidării pulberii umede de fier.

Aparatul constă dintr-un termoscop conectat la un manometru (). Două tuburi sunt introduse în spațiul de reacție al termoscopului printr-un dop de cauciuc bine montat. Primul tub este conectat la o butelie de gaz și servește la furnizarea de oxigen. Al doilea tub servește la îndepărtarea gazului; este conectat la o sticlă de spălat Müncke, în care se toarnă apă, colorată cu indigo sau magenta.

În balonul de spălare se toarnă o asemenea cantitate de apă încât, atunci când este aspirată în tubul interior și umplută, mai rămâne apă în balon, care ar închide orificiul de evacuare al tubului.

Pentru fabricarea unui termoscop, puteți utiliza partea exterioară a sticlei de spălare Drexel de 300 ml cu un tub lateral. În vas se introduce o eprubetă de 23 cm lungime și 2,5 cm în diametru cu gâtul ușor îngustat. Partea superioară exterioară a tubului trebuie să fie măcinată până la gâtul vasului. În absența părților de mai sus, termoscopul poate fi realizat dintr-un balon Bunsen, în gâtul căruia se introduce o eprubetă mare folosind un inel de cauciuc. Termoscopul este conectat la un manometru în formă de U, în care se toarnă apă colorată cu magenta.

Manometrul are un robinet în T cu robinet, care facilitează reglarea acestuia.

Într-un balon conic, 100 g de pulbere de fier se amestecă cu benzen, se filtrează printr-un filtru pliat, se spală cu eter și se usucă rapid (pulberea de fier oxidată nu este potrivită pentru experiment) pe o țiglă de material ceramic poros.

Pulberea de fier, umezită bine cu 18 ml apă distilată, este împrăștiată peste vată de sticlă și umplută cu ea în spațiul de reacție al termoscopului.

Pentru a elimina aerul din dispozitiv, prin el este suflat un jet puternic de oxigen. Prezența oxigenului pur în aparat este determinată prin aducerea unei așchii care mocnește la ieșirea sticlei de spălare. Apoi opriți fluxul de oxigen și egalizați lichidul în ambele tuburi ale manometrului (în spatele manometrului este hârtie milimetrică întărită).

În vasul de reacție, oxigenul este parțial combinat cu fierul, iar după câteva minute se observă absorbția lichidului în tubul interior al sticlei de spălare. În acest caz, mai mult oxigen este trecut în termoscop pentru a egaliza nivelurile de lichid din tuburile interioare și exterioare ale sticlei de spălat. Această operație se repetă de două sau de trei ori. Modificarea presiunii indicată de manometru indică degajarea de căldură în timpul oxidării.

Secțiunea despre fosfor descrie experimente care arată oxidarea lentă a fosforului alb.

O experienta. Oxidarea catalitică a alcoolului metilic la formaldehidă. Reacția se desfășoară conform ecuației:

H 3 C-OH + 0,5O 2 → H 2 C \u003d O + H 2 O + 36 kcal.
Aparatul este asamblat în conformitate cu. 50 ml de alcool metilic pur se toarnă într-un balon Wurtz de 150 ml cu capătul tubului lateral extins până la un diametru de 1 mm. Într-un tub refractar de 25-30 cm lungime și 1 cm diametru se introduce o rolă de plasă de cupru de 10 cm lungime înfășurată pe o sârmă groasă de cupru. În balonul din stânga se toarnă apă și se toarnă în balonul din dreapta o soluție incoloră de acid sulfuros H2SO3 cu fucsină chiar înainte de începerea experimentului. Paharul în care este coborât balonul Wurtz trebuie să conțină apă încălzită la 30-40 °.

Pentru a efectua experimentul, apa este încălzită într-un pahar la 45-48 °, un curent puternic de aer este aspirat prin dispozitiv folosind o pompă cu jet de apă și o rolă de cupru este încălzită cu un arzător Teklu, mai întâi cu o flacără slabă. , apoi adus la foc roșu.

Curentul de aer este reglat în așa fel încât, după scoaterea arzătorului, rola de grilă de cupru să rămână roșie, fără încălzire din exterior.

După ceva timp, amestecul de acid sulfuros cu fucsină din sticla de spălare din dreapta se transformă într-o culoare roșu-violet intensă.

În paralel, se arată că reacția unei soluții de formaldehidă cu o soluție incoloră de acid sulfuros și fucsină este caracteristică aldehidei.

Pentru a obține o soluție incoloră de acid sulfuros cu fucsină, se dizolvă 0,1 g fucsină în 300 ml apă distilată și se trece dioxid de sulf prin soluția rezultată până când culoarea fuchsinului dispare. Reactivul rezultat este depozitat într-o fiolă cu dop măcinat. Întreaga experiență durează aproximativ cinci minute. La sfârșitul experimentului, lăsați aparatul să se răcească într-un curent slab de aer.

Când se utilizează alcool etilic, se formează acetaldehida conform ecuației:

CH3CH2-OH + 0,5O2 → CH3CH \u003d O + H2O.
Reducerea unei role oxidate dintr-o rețea de cupru cu alcool metilic este descrisă în secțiunea despre azot (o metodă de obținere a azotului prin legarea oxigenului atmosferic cu cupru fierbinte).

O experienta. Oxidare anodica, efect de albire al oxigenului in momentul eliberarii acestuia. Un pahar cu o soluție de sulfat de sodiu este acoperit cu un cerc de plută, prin care trec doi electrozi de carbon cu diametrul de 5-6 mm.

Anodul este învelit de mai multe ori cu o cârpă de bumbac vopsită în albastru, iar electrozii sunt conectați la trei baterii conectate în serie.

După 2-3 minute de trecere a curentului, primele două straturi de țesut, direct adiacente anodului, devin decolorate de oxigenul atomic eliberat în timpul electrolizei. Al doilea și straturile ulterioare de țesut, prin care trec moleculele de oxigen diatomic deja stabile, rămân colorate.

O experienta. oxidare anodica.Într-un pahar se toarnă o soluție 25% de H 2 SO 4 și se coboară în el doi electrozi de plumb sub formă de plăci. Electrozii sunt conectați la o sursă de curent electric continuu cu o tensiune de 10 V. Când circuitul este închis, la anod apare o culoare maro.

Electroliza este continuată până când dioxidul de plumb brun PbO2 format pe anod devine vizibil.

Dacă utilizați un anod de argint, atunci pe anod se eliberează oxid negru de argint Ag 2 O.

Stingând focul.Știind ce este arderea, este ușor de înțeles pe ce se bazează stingerea incendiilor.

Incendiul poate fi stins cu solide, gaze si vapori, lichide si spume. Pentru a stinge focul, este necesar să-l izolați de aer (oxigen), pentru care este aruncat cu nisip, sare, pământ sau acoperit cu o pătură groasă.

Stingătoarele de incendiu sunt adesea folosite pentru stingerea incendiilor, care sunt descrise în secțiunea privind dioxidul de carbon.

La stingerea depozitelor de lemn care arde, paie, textile, hârtie se folosesc așa-numitele stingătoare uscate, care emit dioxid de carbon solid având o temperatură de -80°C. În acest caz, flacăra se stinge din cauza scăderii puternice a temperaturii și a diluării oxigenului din aer cu dioxid de carbon, care nu susține arderea. Aceste stingătoare sunt la îndemână pentru incendii în centrale electrice, centrale telefonice, fabrici de ulei și lacuri, distilerii etc.

Un exemplu de utilizare a gazelor pentru stingerea incendiilor este utilizarea dioxidului de sulf, care se formează în timpul arderii sulfului aruncat într-un cuptor sau coș, pentru a stinge funinginea care s-a aprins într-un coș de fum.

Cel mai comun și mai ieftin lichid de stingere a incendiilor este apa. Scade temperatura flacarii, iar vaporii ei impiedica aerul sa ajunga la obiectele care arde. Cu toate acestea, apa nu este folosită pentru a stinge uleiul care arde, benzina, benzenul, uleiul și alte lichide inflamabile mai ușoare decât apa, deoarece plutesc la suprafața apei și continuă să ardă; folosirea apei în acest caz ar contribui doar la răspândirea incendiului.

Extinctoarele cu spumă sunt folosite pentru stingerea benzinei și uleiurilor; spuma pe care o aruncă rămâne pe suprafața lichidului și o izolează de oxigenul din aer.

APLICAȚII DE OXIGEN

Oxigenul este folosit ca agent oxidant în producerea acizilor azotic, sulfuric și acetic, în procesul de furnal, pentru gazeificarea cărbunelui subteran, pentru sudarea și tăierea cu gaze a metalelor (flacără de hidrogen sau acetilen-oxigen), pentru topirea metalelor, cuarțului. , pentru a obtine temperaturi ridicate in laboratoare, pentru respiratie cu folosirea diverselor aparate folosite de piloti, scafandri si pompieri.

Fără oxigen, niciun animal nu poate exista.

Cărbunele, uleiul, parafina, naftalina și o serie de alte substanțe impregnate cu oxigen lichid sunt folosite pentru prepararea unor explozivi.

Amestecuri de oxigen lichid cu pulbere de cărbune, făină de lemn, ulei și alte substanțe combustibile se numesc oxiliquite. Au proprietăți explozive foarte puternice și sunt utilizate în lucrări de demolare.

OZON O 3

Ozonul este o formă alotropă a oxigenului. Numele provine de la cuvântul grecesc „osein”, care înseamnă „miroase”. Ozonul a fost descoperit în 1840 de către Shenbein.

Ozonul se găsește în cantități foarte mici în atmosferă: la suprafața pământului, concentrația sa este de 10 -7%, iar la o înălțime de 22 km de suprafața pământului - 10 -6%. La suprafața pământului, ozonul se găsește mai ales în apropierea cascadelor, pe malul mării (unde, ca și oxigenul atomic, se formează sub influența razelor ultraviolete), în pădurile de conifere (aici se formează ca urmare a oxidării terpene și alte substanțe organice); ozonul se formează în timpul descărcărilor fulgerelor. La o altitudine de aproximativ 22 km de suprafața pământului, se formează din oxigen sub influența razelor ultraviolete ale soarelui.

Ozonul este produs din oxigen; în acest caz, este necesar să se consume energie externă (termică, electrică, radiații). Reacția se desfășoară conform ecuației:

3O 2 + 69 kcal ↔ 2O 3.

Astfel, conversia oxigenului în ozon este o reacție endotermă în care volumul gazelor scade.

Moleculele de oxigen sub influența energiei termice, luminoase sau electrice se descompun în atomi. Fiind mai reactivi decât moleculele, atomii intră în combinație cu moleculele de oxigen nedisociate și formează ozon.

Cantitatea de ozon formată este cu atât mai mare, cu atât temperatura este mai scăzută și aproape că nu depinde de presiunea la care are loc reacția. Este limitată de ratele de descompunere a moleculelor de ozon rezultate și de formarea lor ca urmare a acțiunii fotochimice (în timpul descărcărilor electrice, sub influența radiațiilor de la lămpile cu cuarț).

Cu toate metodele de obținere a ozonului în condiții apropiate de temperatura obișnuită, randamentul său scăzut (aproximativ 15%) este caracteristic, datorită instabilității acestui compus.

Descompunerea ozonului poate fi parțială (când se desfășoară spontan la temperatura obișnuită; în acest caz este proporțională cu concentrația) și completă (în prezența catalizatorilor).

Stratosfera de la o altitudine de 15-35 km conține stratul de ozon, care protejează Pământul de radiațiile ultraviolete. Mulți au auzit de așa-numita „gaură de ozon”. În realitate, aceasta este doar o scădere parțială a conținutului de ozon, care este semnificativă doar peste polul sudic al planetei. Dar chiar și aici, distrugerea stratului de ozon este doar parțială. Este posibil ca „gaura de ozon” să se fi format cu mult înainte de apariția omenirii. În apropierea suprafeței planetei se formează cantități semnificative de ozon. Una dintre principalele surse este poluarea antropică (mai ales în orașele mari). Acest ozon este departe de a fi inofensiv - prezintă un risc semnificativ pentru sănătatea umană și pentru mediu.- Ed.

Distribuția ozonului în emisfera sudică 21-30 septembrie 2006 Albastru, violet și roșu indică zonele cu conținut scăzut de ozon, zonele verzi și galbene cu conținut mai mare de ozon. Date NASA. (notă ed.)

METODE CHIMICE DE PRODUCERE A OZONULUI

Toate reacțiile de producere a oxigenului au ca rezultat formarea unor cantități mici de ozon.

O experienta. Producerea ozonului prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra permanganatului de potasiu. Ecuații de reacție:

2KMnO 4 + H 2 SO 4 \u003d 2HMnO 4 + K 2 SO 4 (reacție de schimb),

2HMnO 4 + H 2 SO 4 \u003d Mn 2 O 7 + H 2 O + H 2 SO 4 (reacție de deshidratare),

Mn 2 O 7 → 2MnO 2 + 3O,

Mn 2 O 7 → 2MnO + 5O (ambele reacții de descompunere redox pot avea loc simultan; descompunerea mai viguroasă duce la formarea de MnO),

3O + 3O 2 = 3O 3 (reacția de formare a ozonului).

Într-un mortar cu o cantitate mică de KMnO 4, cu grijă, fără a se apleca peste mortar, se toarnă câteva picături de H 2 SO 4 concentrat.

Anhidrida de mangan Mn 2 O 7 formată conform ecuațiilor de mai sus este un lichid uleios greu verzui-maro care se descompune la 40-50 ° în MnO 2, MnO și oxigen atomic, care, atunci când este combinat cu oxigenul molecular din aer, formează ozon. .

În loc de mortar, puteți folosi o cană de porțelan, sticlă de ceas sau plăci de azbest.

Introdus în atmosfera de ozon la vârful firului, un bulgăre de vată înmuiat în eter se aprinde imediat. În loc de eter, vata poate fi umezită cu alcool, benzină sau terebentină.

Hârtia indicatoare de amidon-iodură umezită cu apă devine albastră cu ozon. Acest fenomen se explică prin reacția:

2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2KOH + O 2.
Hârtia cu iodură de amidon se obține prin umezirea benzilor de hârtie de filtru într-un amestec dintr-o soluție concentrată incoloră de iodură de potasiu și o soluție de amidon.

Culoarea albastră a hârtiei cu iod amidon dispare treptat pe măsură ce reacția între iod și hidroxid de potasiu are loc:

3I 2 + 6KOH = KIO 3 + 5KI + 3H 2 O.
În prezența excesului de ozon, iodul liber este oxidat; au loc urmatoarele reactii:

I 2 + 5O 3 + H 2 O \u003d 2HIO 3 + 5O 2,
I 2 + 9O 3 \u003d I (IO 3) 3 + 9O 2.

Interacțiunea Mn 2 O 7 cu lâna

O experienta. Producerea ozonului prin acțiunea acidului azotic concentrat asupra persulfatului de amoniu. Sursa de oxigen atomic din acest experiment este acidul persulfuric, care se formează ca urmare a reacției de schimb dintre persulfatul de amoniu și acidul azotic, iar sursa de oxigen molecular este acidul azotic care se descompune atunci când este încălzit.

Această metodă de producere a ozonului se bazează pe următoarele reacții:

(NH 4) 2 S 2 O 8 + 2HNO 3 \u003d H 2 S 2 O 8 + 2NH 4 NO 3,

2HNO3 → 2NO2 + 0,5O2 + H2O,
O + O 2 \u003d O 3.
Dispozitivul necesar pentru experiment este prezentat în. Un balon mic care conține 2 g de persulfat de amoniu și 10 ml de acid azotic concentrat este conectat printr-o secțiune subțire la un tub de sticlă, al cărui capăt este coborât într-o eprubetă cu o soluție de iodură de potasiu și o cantitate mică de amidon.

La ceva timp după începerea încălzirii balonului la foc mic, soluția din eprubetă devine albastră. Cu toate acestea, ca urmare a interacțiunii iodului cu hidroxidul de potasiu, culoarea albastră dispare curând.

O soluție de 0,5% de indigo carmin sau o soluție de 1% de indigo în H 2 SO 4 concentrat își schimbă culoarea de la albastru la galben pal din cauza oxidării cu ozon a indigo-ului la isatină conform ecuației:

C 16 H 10 O 2 N 2 + 2O 3 ← 2C 8 H 5 O 2 N + 2O 2 + 63,2 kcal.
În loc de con în acest experiment, puteți folosi o eprubetă cu tub de evacuare a gazului.

Fosforul alb, curățat în prealabil de pelicula de suprafață sub apă, se pune cu ajutorul cleștilor metalici într-un cilindru de sticlă cu o capacitate de 1,5-2 litri.

Apa distilată se toarnă în cilindru, astfel încât să acopere 2/3 din bețișoarele de fosfor și se pune într-un cristalizator cu apă încălzită la 25 °.

Cilindrul poate fi înlocuit cu un balon de 500 ml, în care fosforul poate fi încălzit până se topește (aproximativ 44°) cu agitare continuă.

Prezența ozonului este detectată la aproximativ două ore de la începerea experimentului printr-un miros caracteristic care amintește de usturoi și hârtie indicator de amidon iod; ozonul poate fi detectat turnând câteva picături de sulfat de titanil într-o eprubetă cu o soluție luată din cilindru.

Sulfatul de titanil se obține prin încălzirea sub tiraj într-o cană de porțelan a 1 g de dioxid de titan cu un volum dublu de acid sulfuric concentrat până când se eliberează vapori albi. După răcire, conținutul cupei se introduce treptat în 250 ml apă cu gheață. În apă, sulfatul de titan Ті (SO 4) 2 se transformă în sulfat de titanil.

În prezența ozonului, o soluție incoloră de sulfat de titanil se transformă într-o soluție galben-portocalie de acid pertitanic, reacția se desfășoară conform ecuației:

TiOSO 4 + O 3 + 2H 2 O \u003d H 2 TiO 4 + O 2 + H 2 SO 4.

PRODUCEREA OZONULUI PRIN ELECTROLIZA ACIZILOR

O experienta. Obținerea ozonului prin electroliza acidului sulfuric concentrat (aproximativ 50%).În timpul electrolizei H 2 SO 4 concentrat, procesele redox pe electrozi decurg conform următoarei scheme:

H 2 SO 4 → HSO 4 - + H + (ioni de acid sulfuric concentrat),

H 2 O ↔ OH - + H + (ioni de apă),

La catod: 2H + 2e - → 2H → H 2 (se eliberează hidrogen),

La anod: HSO 4 - - 2e - → H 2 S 2 O 8.

Acidul persulfuric se descompune în apă conform ecuației: H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + H 2 O + O (oxigenul este eliberat la anod).

Oxigenul atomic rezultat se combină cu oxigenul molecular pentru a forma ozon:

O + O 2 \u003d O 3.
În funcție de condiții (densitatea curentului și temperatură), la anod se formează acid persulfuric, ozon și oxigen molecular.

În timpul electrolizei apei acidulate, ozonul se formează atunci când anodul este realizat dintr-un metal neoxidant, iar apa nu conține substanțe capabile să absoarbă oxigenul.

Aparatul este asamblat în conformitate cu. Se toarnă 100 ml dintr-o soluție de acid sulfuric 20-50% într-un pahar cu o capacitate de 150 ml, în care un catod format dintr-o placă de plumb (25 x 10 mm) și un anod, care este un fir de platină cu un diametru. de 0,5 mm, lipite într-o placă de sticlă, sunt scufundate.tub de 9 cm lungime și 5 mm diametru. Firul este lipit în așa fel încât capătul său liber să iasă din tub cu 1 cm.Firul de platină se leagă de firul extern cu câteva picături de mercur introduse în tub. Anodul se introduce printr-un dop de plută cerat într-un tub deschis de 9 cm lungime și 1,5 cm diametru, care are un tub lateral în partea superioară.

După închiderea circuitului electric, la o putere de curent de 1,5 A, ozonul poate fi detectat la deschiderea tubului lateral prin miros sau folosind hârtie amidon iod.

Dacă se folosește un anod de platină și celula este răcită la -14°, ozonul poate fi obținut și în cantitate mică prin electroliza H2SO4 diluat.

Ozonul se obține și prin electroliza acizilor cromic, acetic, fosforic și fluorhidric.

PRODUCEREA OZONULUI CU DESCARCARE ELECTRICA IN OXIGEN

O experienta. Obținerea ozonului prin trecerea scânteilor electrice prin oxigenul conținut în eudiometru.Într-un eudiometru Bunsen (vezi secțiunea despre hidrogen) cu electrozi de platină cu o capacitate de 50 ml, umplut cu o soluție de iodură de potasiu care conține amidon, se introduc 5 ml de oxigen. Eudiometrul se fixează cu un trepied în cristalizator cu aceeași soluție.

Când firele eudiometrului sunt conectate la bornele secundare ale bobinei de inducție, scântei sar între firele de platină și soluția amidonată de iodură de potasiu începe să devină albastră. Oxidarea soluției de iodură de către ozon este îmbunătățită prin agitarea acesteia.

In locul eudiometrului Bunsen se poate folosi aparatul indicat pe, din sticla groasa. Acest dispozitiv ar putea ozona tot oxigenul introdus dacă nu ar exista încălzire de la descărcări de scântei, ceea ce accelerează reacția inversă de descompunere a ozonului.

O soluție de iodură de potasiu cu adaos de amidon se prepară astfel: 0,5 g amidon se macină într-un mojar într-o cantitate mică de apă, aluatul rezultat se introduce cu agitare în 100 ml apă clocotită; după ce soluția de amidon s-a răcit, se adaugă la ea 0,5 g de KI, dizolvat anterior într-o cantitate mică de apă.

Când un curent de oxigen pur și uscat (aer) trece prin ozonator sub acțiunea unei descărcări electrice liniștite de descărcări electrice fără scântei), o parte din oxigen (maximum 12-15% în volum) este transformat în ozon.

Aerul umed și praf nu poate fi folosit în acest scop, deoarece în timpul descărcărilor electrice în acest caz se formează o ceață groasă, care se așează pe electrozii și pereții de sticlă ai ozonatorului; ca urmare, în loc de descărcări liniștite, scântei încep să sară în ozonator și se formează oxid nitric; oxidul de azot în prezența oxigenului este oxidat în dioxid de azot, care distruge electrozii.

Sursa de oxigen poate fi un gazometru sau un cilindru de oxigen; oxigenul care intră în ozonator este trecut mai întâi printr-o sticlă de spălare cu H2SO4 concentrat.

Sub acțiunea unor astfel de descărcări electrice în spațiul ocupat de oxigen, se formează ioni și electroni care, la ciocnirea cu moleculele de oxigen, provoacă dezintegrarea acestora.

Prezența ozonului este detectată prin metodele descrise mai sus, precum și prin metodele indicate în descrierea proprietăților ozonului.

Mai jos sunt descrieri ale unor tipuri de ozonizatoare.

Introducând alternativ într-un tub larg un strat de vată de sticlă cu pulbere de mangan sau dioxid de plumb (10 cm) sau un strat de cărbune granular activat, se convinge că ozonul se descompune la trecerea prin ele.

Descompunerea ozonului este însoțită de eliberarea de căldură și creșterea volumului gazului.

APLICAȚII DE OZON

Ca agent oxidant puternic, ozonul ucide microorganismele și, prin urmare, este folosit pentru a dezinfecta apa și aerul, pentru a înălbi paiele, pene, ca agent oxidant în chimia organică, în producerea de ozonide și, de asemenea, ca mijloc de accelerare a îmbătrânirii coniacurilor. si vinuri.

PEROXID DE HIDROGEN H 2 O 2

Peroxidul de hidrogen a fost obținut pentru prima dată în 1818 de Tenard prin reacția peroxidului de bariu cu acid clorhidric.

RĂSPÂNDIRE

În stare liberă, H 2 O 2 se găsește în straturile inferioare ale atmosferei, în precipitații (în timpul descărcărilor fulgerelor, aproximativ 11 mg la 60 kg apă), ca produs al oxidării lente a substanțelor organice și anorganice, ca un produs intermediar al asimilarii si disimilarii, iar in sucurile unor plante.

PRIMIREA

O experienta. Prepararea peroxidului de hidrogen prin reducerea catodica a oxigenului molecular cu hidrogen. Reacția se desfășoară conform ecuației:

O2 + 2H → H2O2 + 138 kcal.
Aparatul este asamblat în conformitate cu. Baia electrolitică este o sticlă cu o capacitate de 250-300 ml, umplută cu acid sulfuric (greutate sp. 1,2-1,25) și acoperită cu o placă de azbest.

Prin placă se trec un anod și un cilindru de sticlă cu diametrul de 3 cm, în interiorul căruia se află catodul, precum și un tub de sticlă prin care se furnizează oxigen pur de la un gazometru sau cilindru. Un tub de alimentare cu oxigen cu vârful retras trece de jos sub cilindru și se termină la catodul însuși.

În apropierea anodului, se face o altă gaură în placa de azbest pentru a îndepărta oxigenul eliberat din anod.

Anodul este o placă de platină situată la un nivel mai înalt decât catodul. Catodul este realizat dintr-o placă de platină sau paladiu.

Sursa de energie electrică este o baterie de 10 V.

După asamblarea dispozitivului, se iau 10 ml de electrolit din spațiul anodului cu o pipetă, se toarnă într-un pahar și se adaugă câteva picături de soluție de sulfat de titanil. Nu apare nicio colorare în acest caz.

La 5-10 minute de la începerea electrolizei, cu un curent de 4-5 A și un jet puternic de oxigen, curentul este oprit și se prelevează o probă de electrolit. De data aceasta, când se adaugă sulfat de titanil, electrolitul devine galben-portocaliu; acest lucru se datorează formării acidului peroxodisulfatotitanic:

Cu o electroliză mai lungă, probele pentru sulfatul de titanil dau o culoare mai intensă. În acest caz, au loc următoarele reacții:

A) TiOSO 4 + H 2 O 2 + H 2 O \u003d H 2 TiO 4 + H 2 SO 4,
b) TiOSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 \u003d H 2 [TiO 2 (SO 4) 2] + H 2 O.
O experienta. Prepararea peroxidului de hidrogen prin acţiunea acizilor diluaţi asupra peroxizilor alcalini (Na 2 O 2 sau K 2 O 2). Reacția se desfășoară conform ecuațiilor:

Na 2 O 2 + H 2 SO 4 \u003d H 2 O 2 + Na 2 SO 4,
K 2 O 2 + H 2 SO 4 \u003d H 2 O 2 + K 2 SO 4.
Experimentul se desfășoară într-o eprubetă. Obținerea acestei metode de peroxid de hidrogen nu este foarte convenabilă din cauza dificultății separării sale de sulfații alcalini.

De asemenea, este imposibil să se recomande producerea de peroxid de hidrogen prin acțiunea apei asupra peroxizilor alcalini, deoarece în aceste reacții peroxidul de hidrogen este doar un compus intermediar, care se descompune în oxigen și apă în prezența alcaline; prin urmare, reacția de interacțiune dintre peroxizii alcalini și apă stă la baza uneia dintre metodele umede de producere a oxigenului.

O experienta. Obținerea peroxidului de hidrogen din peroxidul de bariu prin acțiunea acidului sulfuric. Ecuația reacției:

BaO 2 + H 2 SO 4 \u003d H 2 O 2 + BaSO 4.
Într-un pahar se toarnă 120 ml apă, se adaugă 5 ml H2SO4 concentrat (greutate sp. 1,84) și se scufundă într-un cristalizator cu un amestec de gheață și sare. Punand putina gheata intr-un pahar la 0°C, treptat cu agitare continua se adauga o suspensie de peroxid de bariu, care se obtine prin macinarea intr-un mojar a 15 g BaO 2 cu 30 ml apa cu gheata. Suspensia este un hidrat de peroxid de bariu BaO28H2O.

După filtrarea sulfatului de bariu, se obține o soluție de peroxid de hidrogen 3-5%. Un exces ușor de acid nu interferează cu producția de peroxid.

Prezența peroxidului de hidrogen se descoperă astfel: se toarnă 2 ml de soluție de testat și 2 ml de H 2 SO 4 într-o eprubetă, se adaugă eter (strat de 0,5 cm grosime) și se adaugă câteva picături de soluție de cromat de potasiu. În prezența peroxidului de hidrogen într-un mediu acid, cromații (precum și dicromații) formează acizi percromici intens colorați, iar reacția continuă:

H 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 O 2 \u003d 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O.
Acid percromic H 2 CrO 6 cu formula structurală

Este colorat în albastru și se descompune deja la temperatura camerei; astfel încât culoarea soluției dispare rapid. Eterul extrage acidul din soluție atunci când este agitat și o face mai stabilă.

Compușii peroxid de crom se reduc la compuși de crom trivalent (verde) cu eliberarea de oxigen.

O experienta. Peroxidul de hidrogen poate fi obținut și din hidroliza perboratului de sodiu și a percarbonatului de bariu.În acest caz, reacția se desfășoară conform ecuațiilor:

NaBO 3 + H 2 O \u003d NaBO 2 + H 2 O 2,
ВаС 2 O 6 + Н 2 O \u003d ВаСО 3 + CO 2 + Н 2 O 2.

PROPRIETATI ALE PEROXIDULUI DE HIDROGEN

În condiții normale, peroxidul de hidrogen este un lichid incolor, inodor, cu un gust metalic neplăcut.

La concentrație maximă, este un lichid siropos cu o greutate specifică de 1,5. Într-un strat gros are o culoare albastră.

Se dizolvă în apă, alcool etilic, eter etilic în orice raport. La vânzare, peroxidul de hidrogen se găsește de obicei sub formă de soluție de 3% și 30% în apă distilată. Acesta din urmă se numește „perhidrol”. Sub presiune 26 mm Hg. Artă. fierbe la 69,7°. Se intareste la -2°.

Mai stabile sunt soluțiile diluate de peroxid de hidrogen; ca si solutiile concentrate, acestea se descompun cu o explozie conform ecuatiei:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 + 47 kcal.
Descompunerea peroxidului de hidrogen este favorizată de lumină, căldură, anumite substanțe anorganice și organice, rugozitatea sticlei și urme de praf.

Din substanțe anorganice, peroxidul de hidrogen descompune oxizi (MnO 2, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3), hidrați alcalini de NaOH, KOH, oxizi de Ba (OH) 2 în prezența impurităților, săruri hidratate de Cu 2+, Co 3+, ioni Pb 2+, Mn 2+ etc., ioni ai metalelor trivalente Fe 3+, Al 3+, metale în stare puternic zdrobită, în special în stare coloidală (Au, Ag, Pt), compuși de siliciu, inclusiv cele care fac parte din sticla .

Substanțele organice care descompun peroxidul de hidrogen includ sângele, care activează descompunerea datorită enzimei catalaze conținute în acesta, în timp ce cealaltă enzimă a acesteia, peroxidaza, favorizează eliminarea peroxidului de oxigen în prezența substanțelor oxidante.

Descompunerea catalitică a H 2 O 2 în prezența alcalinelor, a dioxidului de mangan și a soluției de argint coloidal este descrisă în secțiunea „Producerea oxigenului prin metode umede”.

O experienta. Descompunerea peroxidului de hidrogen sub influența căldurii. Un balon cu o capacitate de 200-250 ml este umplut aproape complet cu o soluție de peroxid de hidrogen; se închide cu un dop cu un tub de evacuare a gazului, al cărui vârf este coborât într-un cristalizator cu apă (). După îndepărtarea aerului din dispozitiv, balonul este încălzit și oxigenul eliberat este colectat într-un cilindru umplut cu apă.

Debitul de oxigen este reglat prin creșterea sau scăderea încălzirii balonului.

Prezența oxigenului este descoperită cu o așchie care mocnește.

O experienta. Descompunerea catalitică a peroxidului de hidrogen. Aproximativ aceeași cantitate de perhidrol (soluție de peroxid de hidrogen 30%) este turnată în trei pahare. La primul pahar se adaugă dioxid de mangan, la al doilea negru de platină și la al treilea câteva picături de sânge.

Descompunerea are loc cel mai bine în al treilea pahar, unde a fost adăugat sânge. Dacă în sânge se adaugă cianura de sodiu și apoi perhidrol, oxigenul este eliberat slab.

S-a stabilit experimental că platina coloidală și catalaza sunt otrăvite de aceleași substanțe, de exemplu, HCN, KCN, NaCN, CO, I 2 , H 2 S, CS 2 etc. Otrăvirea catalizatorilor se explică prin faptul că suprafata lor mare adsorb o cantitate semnificativa de substante toxice . În acest caz, substanțele otrăvitoare izolează suprafața activă a catalizatorului de substanța care reacţionează, iar catalizatorul își pierde capacitatea de a accelera reacția.

O experienta. Descompunerea catalitică a peroxidului de hidrogen într-un mediu alcalin. Pentru a obține strălucirea în apă întunecată, se prepară patru soluții:

1) se dizolvă 1 g de pulbere de pirogalol C 6 H 3 (OH) 3 în 10 ml apă distilată;

2) se dizolvă 5 g de K 2 CO 3 în aceeaşi cantitate de apă distilată;

3) se iau 10 ml soluţie 35-40% de formaldehidă CH 2 O;

4) luați 15 ml dintr-o soluție 30% de peroxid de hidrogen (perhidrol).

Scurgeți primele trei soluții într-un pahar și puneți-l într-un loc întunecat pe o tavă metalică.

Când ochii se adaptează la întuneric, turnați perhidrolul în pahar cu amestecare continuă. Lichidul începe să fiarbă, parcă, spumează și strălucește cu o lumină galben-portocalie, strălucind cu spumă strălucitoare.

Eliberarea de lumină în timpul reacțiilor chimice care au loc fără eliberare apreciabilă de căldură se numește chemiluminiscență. Lumina emisă de chemiluminiscență este cel mai adesea roșie sau galbenă. În experimentul de față, chemiluminiscența este explicată prin oxidarea pirogalolului cu peroxid de hidrogen într-un mediu alcalin. Energia eliberată în timpul oxidării este transformată aproape în întregime în lumină, deși o cantitate mică din ea este eliberată și sub formă de energie termică, care încălzește conținutul sticlei și provoacă evaporarea parțială a formaldehidei (se răspândește un miros înțepător).

În loc de pirogalol, pot fi utilizați hidrochinonă, resorcinol sau dezvoltatori fotografici.

Peroxidul de hidrogen poate fi făcut mai stabil prin adăugarea unei cantități mici din una dintre următoarele substanțe (stabilizatori): acid barbituric, acid uric, acid fosforic, acid sulfuric, fosfat de sodiu, uree, fenacetină etc.

Peroxidul de hidrogen este un acid foarte slab (mai slab decât acidul carbonic). Proprietățile sale acide pot fi determinate folosind o soluție neutră de turnesol.

Două tipuri de săruri corespund peroxidului de hidrogen: hidroperoxizi (NaHO 2, KNO 2) și peroxizi (Na 2 O 2, K 2 O 2, BaO 2).

În reacțiile chimice, peroxidul de hidrogen poate acționa atât ca agent oxidant, cât și ca agent reducător.

Uneori, o modificare foarte ușoară a pH-ului duce la o schimbare radicală a funcției redox a peroxidului de hidrogen. Următoarele reacții sunt exemple:

I2 + 5H2O2 → 2HIO3 + 4H20; la pH 1 H 2 O 2 agent de oxidare,
2НIO 3 + 5Н 2 O 2 → I 2 + 6Н 2 O + 5O 2; la pH2 agent reducător H2O2.
Ca agent oxidant, peroxidul de hidrogen se descompune după cum urmează:

H-O-O-H → H-O-H + O.
(atomii de oxigen eliberați reacţionează cu agentul reducător, transformându-se în oxigen divalent încărcat negativ).

OXIDARE CU PEROXID DE HIDROGEN ÎN MEDIU ACID

Oxidarea unui ion de iod încărcat negativ cu peroxid de hidrogen este descrisă în secțiunea privind obținerea iodului liber. (Această reacție este folosită pentru a determina urme de peroxid de hidrogen.)

O experienta. Oxidarea unui ion feros cu peroxid de hidrogen la un ion feric. Ecuația reacției:

2FeS04 + H2SO4 + H2O2 = Fe2(SO4)3 + 2H2O.

FeSO4

Fe2 (SO4) 3

Într-o eprubetă cu o soluție verde proaspăt preparată de FeSO4, se toarnă acid sulfuric diluat și o soluție de peroxid de hidrogen 3%. Datorită oxidării ionului de fier divalent la culoarea trivalentă a soluției se schimbă și devine galbenă. Prezența ionului feric poate fi determinată folosind ionul tiocianat, deoarece tiocianatul feric are o culoare intens roșu sânge (reacția este foarte sensibilă).

O experienta. Oxidarea acidului sulfuros (sulfiți) cu peroxid de hidrogen la acid sulfuric (sulfați). Reacția se desfășoară conform ecuației:

H 2 SO 3 + H 2 O 2 \u003d H 2 SO 4 + H 2 O.
Dacă se adaugă peroxid de hidrogen la o soluție apoasă de dioxid de sulf (acid sulfuros), atunci acidul sulfuros este oxidat la acid sulfuric.

Pentru a verifica formarea acidului sulfuric, puteți folosi faptul că BaSO 3 este solubil în acizi minerali, în timp ce BaSO 4 este ușor solubil în aceștia.

O experienta. Oxidarea fericianurii de potasiu cu peroxid de hidrogen. Ecuația reacției:

2K 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 \u003d 2K 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4.
Dacă într-o eprubetă se adaugă o soluție de H 2 SO 4 ușor diluată și o soluție de 3% de H 2 O 2 cu o soluție galbenă de fericianură de potasiu, atunci soluția din eprubetă devine maro-roșu, caracteristică fericianurii de potasiu.

O experienta. Oxidarea sulfurei de plumb cu peroxid de hidrogen. Reacția se desfășoară conform ecuației:

PbS + 4H 2 O 2 \u003d PbSO 4 + 4H 2 O.
La o soluţie de Rb(NO3)2 [sau Rb(CH3COO)2] se adaugă o soluţie apoasă de hidrogen sulfurat; un precipitat negru de sulfură de plumb precipită. Reacția decurge conform ecuației:

Pb (NO 3) 2 + H 2 S \u003d PbS + 2HNO 3.
La precipitatul de sulfură de plumb se adaugă o soluție de peroxid de hidrogen 3%, spălat bine prin decantare; oxidat la sulfat de plumb, precipitatul devine alb.

Această reacție se bazează pe reînnoirea picturilor înnegrite de timp (datorită formării pe acestea a sulfurei de plumb).

O experienta. Oxidarea indigo-ului cu peroxid de hidrogen. Când se fierb într-o eprubetă 5-6 ml dintr-o soluție diluată de indigo și 10-12 ml dintr-o soluție de 3% sau mai puternică de peroxid de hidrogen, se observă o decolorare a soluției de indigo.

OXIDARE CU PEROXID DE HIDROGEN ÎN MEDIU ALCALIN

O experienta. Oxidarea cromitelor la cromați cu peroxid de hidrogen. Reacția se desfășoară conform ecuației:

2KCrO 2 + 2KOH + 3H 2 O 2 \u003d 2K 2 CrO 4 + 4H 2 O.
La o soluție verde de cromit de metal alcalin se adaugă peroxid de hidrogen; cromitul este oxidat la cromat și soluția devine galbenă.

Cromitul de metal alcalin se obține prin acțiunea alcaline (în exces) asupra unei soluții dintr-un compus de crom trivalent (vezi oxidarea cu apă brom în mediu alcalin).

O experienta. Oxidarea sărurilor bivalente de mangan cu peroxid de hidrogen. Ecuația reacției:

MnSO 4 + 2NaOH + H 2 O 2 \u003d H 2 MnO 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O.
Alcalii se adaugă la o soluție incoloră (sau ușor roz) din orice compus de mangan divalent. Precipită un precipitat alb de hidroxid de mangan, care, chiar și în prezența urmelor de oxigen, se oxidează la dioxid de mangan hidrat, iar precipitatul devine maro.

Protoxidul de azot în prezența hidratului de dioxid de mangan formează oxid de mangan.

Reacțiile descrise mai sus decurg după cum urmează:

MnSO 4 + 2NaOH \u003d Mn (OH) 2 + Na 2 SO 4,
Mn (OH) 2 + 1 / 2O 2 \u003d H 2 MnO 3 sau MnO (OH) 2,

În prezența peroxidului de hidrogen, oxidarea protoxidului de azot în dioxid de mangan hidrat are loc foarte rapid.

Când este încălzită, oxidarea sărurilor divalente de mangan cu peroxid de hidrogen duce la formarea dioxidului de mangan conform ecuației:

MnS04 + H2O2 + 2KOH = MnO2 + K2SO4 + 2H2O.
Într-o serie de reacții, peroxidul de hidrogen servește ca agent reducător atât în ​​mediile alcaline, cât și în cele acide.

Ca agent reducător, peroxidul de hidrogen se descompune după cum urmează:

H-O-O-H → 2H + O=O.
Deoarece peroxizii pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori, electronii peroxidului se pot muta de la o moleculă la alta:

H 2 O 2 + H 2 O 2 \u003d O 2 + 2H 2 O.
Reducerea cu peroxid de hidrogen a KMnO4 și Mn02 într-un mediu acid și K3 într-un mediu alcalin este descrisă în secțiunea de producere a oxigenului umed.

O experienta. Reducerea oxidului de argint maro închis la argint metalic cu peroxid de hidrogen. Reacția se desfășoară conform ecuației:

Ag 2 O + H 2 O 2 \u003d 2Ag + H 2 O + O 2.
Se toarnă într-o eprubetă 2 ml dintr-o soluție diluată de AgNO 3, 4-6 ml dintr-o soluție 3% H 2 O 2 și 2-3 ml dintr-o soluție diluată de NaOH. Un precipitat negru de argint metalic se formează conform ecuației generale a reacției:

2AgNO 3 + 2NaOH + H 2 O 2 \u003d 2Ag + 2NaNO 3 + 2H 2 O + O 2.
Sub acțiunea alcalinelor asupra soluțiilor de săruri de argint, în locul unui hidrat instabil de oxid de argint, precipită un precipitat maro închis de oxid de argint (această proprietate este caracteristică și hidraților oxizilor altor metale nobile).

În exces de alcalii, oxidul de argint este insolubil.

O experienta. Recuperarea compușilor de aur cu peroxid de hidrogen. Recuperarea poate avea loc atât în ​​medii acide, cât și în medii alcaline.

Într-o eprubetă cu o cantitate mică de soluție de clorură de aur, adăugați puțină soluție alcalină și o soluție de peroxid de hidrogen 3%. Există o reducere instantanee a ionului de aur trivalent la aur liber:

2AuCl 3 + 3H 2 O 2 + 6KOH = 2Au + 6H 2 O + 3O 2 + 6KCl.
O experienta. Reducerea hipocloriților și hipobromiților cu peroxid de hidrogen. Ecuații de reacție:

KClO + H 2 O 2 \u003d KCl + H 2 O + O 2,
NaClO + H 2 O 2 \u003d NaCl + H 2 O + O 2,
NaBrO + H 2 O 2 \u003d NaBr + H 2 O + O 2,
CaOCl 2 + H 2 O 2 \u003d CaCl 2 + H 2 O + O 2.
Aceste reacții formează baza experimentelor în eprubetă pentru producerea de oxigen.

Produși de adiție ai peroxidului de hidrogen. O astfel de substanță este perhidrolul - produsul adăugării peroxidului de hidrogen la uree:

Acest compus în stare cristalină este stabilizat de urme de acid citric. Când este pur și simplu dizolvat în apă, se formează peroxid de hidrogen.

Depozitarea peroxidului de hidrogen. Peroxidul de hidrogen este depozitat într-un loc întunecat și rece în vase de parafină (sau de sticlă ceară în interior) sigilate cu un dop de parafină.

UTILIZAREA PEROXIDULUI DE HIDROGEN

O soluție de peroxid de hidrogen 3% este folosită în medicină ca dezinfectant, pentru gargară și spălarea rănilor; în industrie se folosesc pentru albirea paielor, penelor, lipiciului, fildeșului, blănurilor, pielea, fibrelor textile, lână, bumbac, natural și raion. O soluție de 60% este folosită pentru albirea grăsimilor și uleiurilor.

În comparație cu clorul, peroxidul de hidrogen are mari avantaje ca agent de albire. Este utilizat pentru producerea de perborați (de exemplu, perboratul de sodiu, care este ingredientul activ în preparatele de înălbitor).

Pentru a produce amestecuri explozive se folosesc soluții foarte concentrate de peroxid de hidrogen (85-90%) amestecate cu unele substanțe combustibile.

APA H2O

Cavendish a fost primul care a sintetizat apa prin arderea hidrogenului in 1781; compoziția sa în greutate a fost stabilită cu precizie de Lavoisier în 1783, iar compoziția sa volumetrică - în 1805 de Gay-Lussac.

RĂSPÂNDIRE

Apa este cel mai comun compus cu hidrogen; acoperă două treimi din suprafața pământului, umplând oceanele, mările, lacurile, râurile. O mulțime de apă se află în scoarța terestră și sub formă de vapori - în atmosferă.

Cea mai pura apa naturala este apa precipitatiilor atmosferice, cea mai poluata cu impuritati este apa marilor si oceanelor. Prin natura lor, impuritățile pot fi anorganice și organice. În apă, pot fi în stare dizolvată și suspendată.

Impuritățile apei sunt: ​​dioxid de carbon liber, azot, oxigen, CaCO 3 , Ca(HCO 3) 2 , MgCO 3 , CaSO 4 , MgSO 4 , cloruri de metale alcaline, acid silicic și sărurile sale ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase, oxizi de fier , aluminiu , mangan, săruri ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase ale acizilor nitric, azot și fosforic, microorganisme și diverse substanțe organice în stare coloidală.

Apele minerale, pe lângă aceste impurități, conțin hidrogen sulfurat, sulfați, săruri de acizi boric, arsenic, fluorhidric, bromhidric, iodhidric și alți acizi.

O experienta. Folosind ionul Ba 2+ se stabilește prezența ionilor SO 4 2- în orice apă naturală, folosind ionul Ag +, prezența ionului Cl -, iar prin evaporarea a 500 ml apă într-o cană, prezența un reziduu uscat.

PRIMIREA

Producția de apă este descrisă în secțiunea privind proprietățile chimice ale hidrogenului (combustie hidrogenului). Apa se formează atunci când hidrogenul se combină cu oxigenul sub acțiunea unei descărcări electrice; producerea apei este descrisă și în secțiunile privind construcția de eudiometre și reducerea oxizilor cu hidrogen.

Apa poate fi obţinută prin încălzirea unor substanţe care conţin apă de cristalizare, de exemplu: CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, Na 2 B 4 O 7 10H 2 O, Na 2 SO 4 10H 2 O, FeSO 4 7H2O; ca produs secundar, se formează în timpul reacțiilor de neutralizare, redox și alte reacții.

Pentru a obține cantități mari de apă pură din punct de vedere chimic, nu se folosește nici una dintre metodele descrise mai sus pentru obținerea acesteia, ci se recurge la purificarea apei naturale foarte comune în diverse moduri.

PURIFICAREA APEI NATURALE

Impuritățile fizice sunt separate prin filtrare printr-un filtru obișnuit sau pliat, o placă ceramică sau de sticlă poroasă sau prin vată de sticlă.

Pentru a reține impuritățile care conferă duritate apei, apa este trecută prin filtre de permutitate, iar pentru a scăpa de substanțele colorante, prin cărbune activ.

Îndepărtarea impurităților dizolvate în apă se realizează în procesul de distilare. Este prezentat cel mai simplu aparat de distilare, constând dintr-un balon Wurtz, un frigider și un recipient.

Pentru a nu dezasambla dispozitivul de fiecare dată și pentru a evita conexiunile cu mufe, se recomandă utilizarea unui dispozitiv din sticlă Jena ().

Fierberea uniformă în timpul distilării se realizează datorită faptului că mai întâi se pune puțin porțelan poros în balon.

Apa astfel obtinuta contine gaze in stare dizolvata, de exemplu CO 2, si o cantitate foarte mica de silicati (formati in urma dizolvarii sticlei frigiderului prin condens de apa).

Pentru a elimina gazele (de exemplu, CO 2), turnați 750 ml de apă distilată într-un balon de 1000 ml, aruncați câteva bucăți de tuburi capilare în el și fierbeți timp de 30-40 de minute. La sfârșitul fierberii, se închide balonul cu un dop, în care se introduce un tub cu var sodic (un amestec de CaO și NaOH). Varul sodic absoarbe dioxidul de carbon din aer, care poate ajunge în apa distilată după ce s-a răcit.

Deoarece în laboratorul chimic se consumă o cantitate mare de apă distilată pentru prepararea soluțiilor și spălarea precipitatelor, mai jos sunt descrise mai multe aparate de distilare continuă.

Aparat de distilare Kaleshchinsky() constă dintr-o retortă cu un tub lateral și un gât curbat conectat la un răcitor în spirală.

Un nivel constant al apei în retortă și răcitor este menținut printr-un sifon.

Înainte de începerea experimentului, apa este aspirată în sifon prin tubul lateral, pe care urmează să fie pus tubul de cauciuc, iar tubul de cauciuc este închis cu o clemă sau o tijă de sticlă este introdusă strâns în el.

Pentru a asigura o fierbere uniformă, în retortă se pun mai multe bucăți de porțelan poros înainte de a începe distilarea, iar la capătul tubului lateral al sifonului se atașează un balon, în care se vor aduna bulele de aer care intră în sifon când apa este încălzită. (bulele de aer din sifon pot perturba alimentarea normală cu apă a retortei) .

Acest aparat mic poate funcționa continuu pentru o perioadă destul de lungă de timp, fără a necesita îngrijire specială.

Aparat de distilare Verkhovsky(). Descrierea dispozitivului: tub larg DAR servește la colectarea bulelor de aer eliberate din apă când aceasta este încălzită. Ea la umplerea sifonului B, C, D aproape complet umplut cu apă. Sticla F cu fundul tăiat se închide cu un dop prin care trece un tub E(pentru a elimina excesul de apă din sticlă). Toate părțile aparatului sunt interconectate prin intermediul dopurilor și tuburilor de cauciuc. Apa de la robinet intră în frigider, de acolo - în sticlă F, apoi - în sifon B, C, D la balonul de distilare. Același nivel de apă în balon și balon este menținut prin intermediul unui sifon B, C, D. Functionarea normala a acestuia, ca si precedenta, este asigurata de fluxul continuu de apa de la robinet.

Pe lângă cele descrise, există o serie de alte dispozitive, mai complexe. Se preferă dispozitivele din sticlă Jena, în care părțile individuale sunt conectate nu prin mufe, ci pe secțiuni. Puteți folosi și aparate metalice încălzite cu electricitate sau gaz.

Apa distilată poate fi distilare simplă, dublă și multiplă.

PROPRIETĂȚI ALE APEI

Apa poate fi în stare solidă, lichidă și gazoasă. Trecerea de la o stare la alta este determinată de temperatură și presiune.

O experienta. Diferența dintre abur și ceață. O cantitate mică de apă se toarnă într-un balon de 100 ml; în gâtul balonului se introduce un tub de sticlă de 5 cm lungime și 6 mm în diametru cu capătul exterior ușor tras. După ce așezat balonul pe un trepied acoperit cu o plasă de azbest, se încălzește la un fierbere intens de apă. Vaporii de apă rezultați sunt invizibili atât în ​​balon, cât și la deschiderea tubului, dar deasupra balonului se formează nori de ceață (picături de vapori condensați). Pentru fierberea uniformă a apei, în interiorul balonului se pun câteva bucăți de porțelan poros sau mărgele de sticlă.

Nu este necesar să trageți cu putere capătul tubului, deoarece aceasta poate crea presiune ridicată și apoi balonul va sparge.

Apa pură în toate stările de agregare este incoloră. Vaporii de apă sunt invizibili.

O experienta. Perechi, vizibile și invizibile. Pe masă sunt așezate patru sticle mari. Se toarnă puțină apă în primul, brom în al doilea, alcool în al treilea și benzină în al patrulea.

După ceva timp, aerul din fiecare balon este saturat cu vaporii lichidului corespunzător. Într-un balon cu brom, vaporii sunt vizibili, în baloanele cu apă, alcool și benzină sunt invizibili; în sticle cu alcool și benzină, pot fi detectate prin miros.

Densitatea apei pure la +4°C și o presiune de 760 mm Hg. Artă. luată ca unitate.

O experienta. Confirmarea faptului că densitatea apei calde este mai mică decât cea a apei la +4°C. Pentru experiment, ei folosesc un tub de sticlă îndoit sub formă de pătrat, cu fiecare latură de aproximativ 25 cm lungime (). Ambele capete ale tubului sunt conectate cu două bucăți de tub de cauciuc la un tub în T de sticlă. Întregul dispozitiv este umplut cu apă rece, din care aerul trebuie îndepărtat prin fierbere, și fixat într-un trepied în poziția indicată în figură. Câteva picături de cerneală, soluție de KMnO4, albastru de metilen sau fluoresceină sunt adăugate în tubul T și se observă că colorantul difuzează în ambele direcții. Apoi încălzesc dispozitivul la unul dintre colțuri și observă cum apa încălzită, devenind mai ușoară, începe să se ridice și tot lichidul din tub începe să se miște în direcția indicată de săgețile din figură. Colorantul din tubul în formă de T începe să se miște în direcția opusă încălzirii. Dacă mutăm acum arzătorul pe gaz în colțul din stânga, apa colorată începe să se miște de la stânga la dreapta. Acest aparat servește ca model de încălzire centrală.

Gheața este mai puțin densă decât apa la +4°C, așa că plutește pe apa lichidă.

O experienta. Verificarea conductibilității termice slabe a apei. Luând o eprubetă de capătul inferior, încălziți apă în ea. Apa de la deschiderea eprubetei începe să fiarbă, rămânând rece la capătul inferior, pentru care eprubeta este ținută cu mâna.

Conductivitatea electrică a apei pure este foarte scăzută; apa pură este un slab conductor de electricitate.

O experienta. Pentru a studia conductivitatea electrică a apei pure și a soluțiilor diverșilor electroliți și neelectroliți, se folosește un dispozitiv special.

Principalele părți ale dispozitivului pentru determinarea conductivității electrice a lichidelor sunt: ​​doi electrozi, o bază de lampă cu o lampă electrică, o priză, o priză, un întrerupător, o sursă de curent electric și un fir electric.

Electrozii pot fi din platină, carbon sau cupru; lămpile pot fi de diferite puteri, dar preferă să folosească lămpi folosite pentru lanterne; sursa de curent poate fi 1-2 baterii sau redresoare, precum si transformatoare conectate la reteaua electrica si care dau o tensiune de 3-4 V.

Electrozii sunt porniți cu un ștecher. În loc de o bază cu lampă electrică, poți folosi un sonerie electrică. De regulă, dispozitivul (bază cu lampă electrică, priză și întrerupător) se montează pe aceeași placă conform schemei prezentate în.

La capătul inferior al electrozilor, se face un semn la care este necesar să se toarne lichid în vas atunci când electrozii sunt scufundați în el.

electrozi de cupru. Două fire de cupru de 10-12 cm lungime și 0,5-0,8 cm în diametru.

Ambii electrozi, ca și cei anteriori, sunt fixați într-un cerc de plută, în care se introduce și o pâlnie de picurare.

Pentru a determina conductivitatea electrică, lichidul poate fi turnat într-o eprubetă, sticlă, cilindru, balon sau borcan, în funcție de dimensiunea electrozilor utilizați.

Pentru a efectua experimentul, electrozii sunt scufundați într-un lichid și conectați la un circuit electric conectat în serie cu o lampă electrică (clopot) și printr-un întrerupător cu o sursă de energie electrică.

Dacă lumina se aprinde (sau sună soneria) când curentul este pornit, atunci lichidul este un bun conductor de electricitate.

De fiecare dată înainte de testarea conductivității electrice a unui nou lichid, electrozii, vasul în care este turnat lichidul de testat și pâlnia sunt bine spălate cu apă distilată, alcool, eter, cloroform, toluen sau alt solvent și șters cu hârtie de filtru. .

De obicei, în laborator se verifică conductivitatea electrică a următoarelor lichide: apă distilată, soluții diluate de HCl, H 2 SO 4, NaOH, Ba (OH) 2, NaCl și zahăr.

Pentru a arăta că conductivitatea electrică se datorează prezenței ionilor, este suficient să demonstrăm următoarele:

o soluție de Ba (OH) 2 + fenolftaleină conduce un curent electric;

Soluția de H 2 SO 4 conduce electricitatea.

Dacă acum o soluție diluată de H 2 SO 4 se toarnă printr-o pâlnie cu picurare într-o soluție de Ba (OH) 2 cu fenolftaleină într-un vas pentru măsurarea conductivității electrice, un precipitat începe să precipite, lumina becului se diminuează treptat și în final se stinge complet; culoarea roșie a soluției din cauza fenolftaleinei dispare. Dacă după aceea continuați să adăugați acid sulfuric picătură cu picătură, becul se aprinde din nou.

La presiunea atmosferică (760 mm Hg), apa fierbe la 100°. Dacă presiunea se modifică, se modifică și punctul de fierbere al apei.

O experienta. Apa clocotita la presiune redusa. Aparatul este asamblat în conformitate cu. Este alcătuit dintr-un frigider Liebig cu tub interior din sticlă groasă și rezistentă, care se termină în partea de jos cu un mic con. La capătul opus al tubului față de con, ar trebui să existe un cârlig pentru agățarea termometrului.

Se toarnă puțină apă în balonul frigiderului, termometrul este suspendat astfel încât becul său cu mercur să fie în apa balonului, iar frigiderul este fixat în poziție verticală pe un trepied.

Tubul interior al frigiderului este conectat printr-un vas de siguranță și un manometru la o pompă cu jet de apă.

La începutul experimentului, apa este trecută prin frigider și balonul este ușor încălzit, observând cu atenție temperatura și presiunea la care apa începe să fiarbă. Un vid foarte puternic în acest experiment nu ar trebui permis pentru a evita crăparea tuburilor.

O versiune simplificată a experimentului: încălzim apa din balon până la fierbere, scoatem balonul de pe aragaz și îl închidem ermetic cu un dop - fierberea se oprește, punem balonul sub un jet de apă rece - fierberea rapidă se reia.

O experienta. Apa clocotita la o presiune peste presiunea atmosferica. Aparatul este asamblat în conformitate cu.

Balonul pentru aparat se ia cu gura lata, cu fund rotund, din sticla groasa si de calitate, cu o capacitate de 500 ml.

Se toarnă 250 ml de apă prefiertă în balon. Balonul se fixează într-un trepied și se închide cu un dop de cauciuc prin care se trec două tuburi de sticlă. Un tub, cu diametrul de 6-7 mm, se termină cu o bulă de asemenea dimensiuni încât să treacă prin gâtul balonului. Al doilea tub, de 6 mm în diametru, începe de la marginea inferioară a dopului; în exterior, este îndoit la un unghi de 90 ° și, folosind un tub de cauciuc cu pereți groși, este conectat la un alt tub de sticlă îndoit în unghi drept, coborât aproape până în jos într-un cilindru cu mercur de 90-100 cm înălțime și 1,5 -2 cm diametru.

Mai multe bucăți de porțelan poros sunt plasate într-o fiolă și umplute până la jumătate cu apă.

Cu cantitatea indicată de mercur, aerul din balon este sub o presiune mai mare de două atmosfere.

Pentru ca tubul coborât în ​​cilindru cu mercur să nu fie aruncat afară, acesta este fixat în clema trepiedului.

După asamblarea dispozitivului, încălziți balonul cu apă. La început, apa într-un balon fierbe sub presiunea atmosferică, iar mult mai târziu apa într-un balon fierbe sub o presiune mai mare de două atmosfere.

Pentru experiment sunt folosite baloane cu fund rotund, deoarece sunt mai rezistente la presiunea ridicată.

În timpul experimentului, aceștia lucrează cu atenție, observând la o anumită distanță, deoarece la o presiune de 2-3 atm balonul poate sparge.

Apa este implicată în următoarele reacții chimice:în reacții în care prezintă proprietăți oxidante, în reacții de hidroliză, hidratare, adiție, substituție și în reacții în care apa joacă rolul de catalizator.

În experimentele de producere a hidrogenului s-a luat în considerare efectul oxidativ al apei asupra sodiului, potasiului, calciului, magneziului, aluminiului, fierului și carbonului.

Secțiunile dedicate bromului și iodului descriu experimente privind producerea de bromură și iodură de hidrogen prin hidroliza halogenurilor de fosfor.

Luând în considerare proprietățile clorului, bromului și clorurii de hidrogen, s-a discutat hidratarea, care are loc ca o reacție de adiție.

În experimentele care ilustrează combinația de hidrogen cu clor sau iod cu zinc, sunt prezentate proprietățile catalitice ale apei.

Reacțiile chimice care implică apă apar în multe dintre experimentele descrise.

Scurta descriere

Descoperirea de sine a celui mai mic sâmbure de cunoștințe de către un student îi oferă o mare plăcere, îi permite să-și simtă abilitățile, îl înalță în propriii ochi. Elevul se afirmă ca persoană. Elevul păstrează această gamă pozitivă de emoții în memorie, se străduiește să o experimenteze din nou și din nou. Deci există un interes nu doar pentru subiect, ci și pentru ceea ce este mai valoros - în chiar procesul de cunoaștere - interes cognitiv.

Introducere………………………………………………………………………………………………………………………………. .3
Despre desfășurarea activităților de cercetare ale studenților la lecțiile de chimie și după orele de școală…………………………………………………………………………………………… ………… ………………………………… 4
Organizarea activităților de cercetare……………………………………………………………………………….6
Literatură………………………………………………………………………………………………………………………………. 10

Fișiere atașate: 1 fișier

Voi da exemple de sarcini ale unui experiment de gândire.

1. Pulbere de zinc a fost turnată în retortă, tubul de ieșire a gazului a fost închis cu o clemă, retorta a fost cântărită și conținutul a fost calcinat. Când replica s-a răcit, a fost cântărită din nou. S-a schimbat masa și de ce? Apoi clema a fost deschisă. S-a schimbat masa și de ce?

2. Pe cântar se echilibrează cupele cu soluții de hidroxid de sodiu și clorură de sodiu. Se va schimba poziția săgeții cântarilor după ceva timp și de ce?

Pe baza rezultatelor temelor, profesorul poate judeca pregătirea elevului pentru lucrări practice.

Când studiază reacțiile calitative la ioni, elevii dobândesc capacitatea de a elabora un plan de recunoaștere a substanțelor.

Un grup special este format din sarcini euristice și de cercetare. Procedând astfel, elevii folosesc raționamentul ca mijloc de a dobândi cunoștințe subiective noi despre substanțe și reacții chimice. În același timp, școlarii efectuează cercetări teoretice, pe baza cărora formează definiții, găsesc relații între structură și proprietăți, relația genetică a substanțelor, sistematizează fapte și stabilesc tipare, efectuează un experiment pentru a rezolva problema formată. de către profesor sau setat independent.

De exemplu, atunci când studiați hidroxizii amfoteri, puteți oferi următoarea sarcină:

Rezultatul interacțiunii soluțiilor de hidroxid de sodiu și clorură de aluminiu va fi același atunci când se adaugă 1 la 2 și invers?

Când studiem subiectul „Generalizarea principalelor clase de substanțe anorganice”, ne propunem să răspundem la întrebarea: ce se întâmplă dacă la o soluție de sulfat de cupru (II) se adaugă o soluție de hidroxid de sodiu și la o soluție se adaugă hidroxid de potasiu de carbonat de sodiu.

Practica arată că utilizarea sarcinilor creative pentru a prezice proprietățile substanțelor. Astfel de sarcini contribuie la formarea abilităților de cercetare, stimulează interesul, permit studenților să se familiarizeze cu realizările oamenilor de știință, să vadă exemple vii frumoase și elegante ale activității gândirii creative.

Când studiază subiectul „Carbohidrați”, elevilor li se pun întrebări:

1. Chimistul german Christian Shenbein a vărsat accidental un amestec de acizi sulfuric și acizi azotic pe podea. A șters automat podeaua cu șorțul de bumbac al soției sale. „Acidul poate da foc șorțului”, s-a gândit Shenbein, a clătit șorțul cu apă și l-a agățat să se usuce deasupra aragazului. Sorțul s-a uscat, dar apoi a avut loc o explozie liniștită și... șorțul a dispărut. De ce a avut loc explozia?

2. Ce se întâmplă dacă mesteci pesmet mult timp?

Lecțiile de cercetare necesită multă pregătire, care, după cum arată practica, se justifică. Astfel de lecții sunt construite în conformitate cu logica abordării activității și cuprind următoarele etape: motivațional-orientare, operațional-executiv (analiza, previziune și experiment), evaluativ-reflexiv.

Astfel, cercetarea educațională este o modalitate de învățare creativă, care, concepută în conformitate cu modelul cercetării științifice, vă permite să construiți un proces educațional pe bază de activitate, și eventual atunci când proiectați lecții de chimie.

Literatură

1.Bataeva E.N. Formarea deprinderilor de cercetare. Zh, Chimie: metode de predare. 8.2003-1.2004

2.Emelyanova E.O., Iodko A.G. Organizarea activității cognitive a elevilor la lecțiile de chimie din clasele 8-9. Moscova: School Press, 2002.

3. Reviste metodice „Chimie la școală”, „Biologie la școală”

4. Stepin B.D. Sarcini distractive și experimente eficiente în chimie. M.: Dropia, 2002.

5. Lumea fascinantă a transformărilor chimice: Probleme originale cu soluții / A.S. Suvorov și colab. Chimie, 1998

§ 14. Legea conservării masei substanţelor
Substanțele intră în reacții chimice, în urma cărora se formează alte substanțe. Există modificări în masa substanței ca urmare a reacției? Oamenii de știință au formulat diverse teorii pe această temă.
Celebrul chimist englez R. Boyle, calcinând diferite metale într-o retortă deschisă și cântărindu-le înainte și după încălzire, a constatat că masa metalelor devine mai mare. Pe baza acestor experimente, el nu a ținut cont de rolul aerului și a ajuns la concluzia greșită că masa substanțelor se modifică ca urmare a reacțiilor chimice. R. Boyle a susținut că există un fel de „materie de foc”, care, atunci când metalul este încălzit, se combină cu metalul, crescând masa.

M. V. Lomonosov, spre deosebire de R. Boyle, a calcinat metalele nu în aer liber, ci în retorte sigilate și le-a cântărit înainte și după calcinare. (O retortă cu brazier este prezentată în Fig. 35, vezi p. 54.) El a demonstrat că masa substanțelor înainte și după reacție rămâne neschimbată și că atunci când este calcinată, se adaugă puțin aer în metal. (Oxigenul nu fusese încă descoperit la acel moment.) El a formulat rezultatele acestor experimente sub forma unei legi: „Toate schimbările care au loc în natură sunt atât de mult încât cât se ia dintr-un corp, atât de mult. va fi adăugat la altul.” Această lege este formulată în prezent după cum urmează:
Masa substanțelor care au intrat într-o reacție chimică este egală cu masa substanțelor formate.
Mult mai târziu (1789), legea conservării masei a fost stabilită independent de M. V. Lomonosov de către chimistul francez A. Lavoisier (p. 55).

Este posibil să se confirme corectitudinea legii conservării masei substanțelor printr-un simplu experiment. În balon se pune puțin fosfor roșu (Fig. 16), se închide cu un dop și se cântărește pe o balanță (a). Balonul cu fosfor (b) este apoi încălzit ușor. Faptul că a avut loc o reacție chimică se apreciază după apariția fumului alb în balon, format din particule de oxid de fosfor (V). În timpul celei de-a doua cântăriri, ei sunt convinși că în urma reacției masa substanțelor nu s-a modificat (c).

Din punctul de vedere al teoriei atomice și moleculare, legea conservării masei se explică astfel: ca urmare a reacțiilor chimice, atomii nu dispar și nu apar, dar are loc rearanjarea lor. Deoarece numărul de atomi înainte și după reacție rămâne neschimbat, masa lor totală nu se modifică.
Sensul legii conservării masei substanțelor.

1. Descoperirea legii conservării masei de substanțe a contribuit la dezvoltarea în continuare a chimiei ca știință.

2. Pe baza legii conservării masei substanţelor se fac calcule practic importante. De exemplu, puteți calcula câte materii prime sunt necesare pentru a obține sulfură de fier (II) cu o greutate de 44 kg dacă fierul și sulful reacționează într-un raport de masă de 7:4. Conform legii conservării masei substanțelor, interacțiunea fierului cu o greutate de 7 kg și a sulfului cu o greutate de 4 kg produce sulfură de fier (II) cu o greutate de 11 kg. Și întrucât este necesar să se obțină sulfură de fier (II) cu o greutate de 44 kg, adică de 4 ori mai mult, atunci vor fi necesare și de 4 ori mai multe materii prime: 28 kg de fier (7-4) și 16 kg de sulf (4-4). ).

3. Pe baza legii conservării masei substanţelor se întocmesc ecuaţiile reacţiilor chimice.
Răspundeți la întrebările 1-3 (pagina 42).
§15. Ecuații chimice
O ecuație chimică este o înregistrare condiționată a unei reacții chimice prin intermediul semnelor și formulelor chimice.
Conform ecuației reacției chimice, se poate aprecia ce substanțe reacţionează și care se formează. Când compilați ecuațiile de reacție, procedați după cum urmează:

1. În partea stângă a ecuației, scrieți formulele substanțelor care intră în reacție, apoi puneți o săgeată. Trebuie amintit că moleculele substanțelor gazoase simple constau aproape întotdeauna din doi atomi (O 2, H 2, C1 2 etc.):

2. În partea dreaptă (după săgeată) scrieți formulele substanțelor formate în urma reacției:

3. Ecuația reacției este compilată pe baza legii conservării masei substanțelor, adică în stânga și în dreapta ar trebui să existe același număr de atomi. Acest lucru se realizează prin plasarea coeficienților în fața formulelor de substanțe. În primul rând, numărul de atomi este egalizat, dintre care sunt mai mulți în substanțele care reacţionează. În exemplele noastre, aceștia sunt atomi de oxigen. Găsiți cel mai mic multiplu comun al numărului de atomi de oxigen din părțile din stânga și din dreapta ale înregistrării din săgeată. În reacția magneziului cu oxigenul, cel mai mic multiplu comun este numărul 2, iar în exemplul cu fosfor, numărul este 10. La împărțirea celui mai mic multiplu comun la numărul de atomi corespunzători (în exemplele date, la numărul de atomi de oxigen), în partea stângă și dreaptă a înregistrării de la săgeată, se găsesc coeficienți corespunzători așa cum se arată în următoarea diagramă:

Egalizarea numărului de atomi ai altor elemente chimice. În exemplele noastre, numărul de atomi de magneziu și fosfor ar trebui egalat:

În acele cazuri când, la compilarea ecuațiilor chimice, nu sunt indicate efectele termice ale reacțiilor, în locul semnului egal este plasată o săgeată.
§ 16. Tipuri de reacţii chimice
reacții chimice pot fi clasificate în patru tipuri principale: 1) descompunere; 2) conexiuni; 3) substituţie; 4) schimb valutar (pag. 82).
Te-ai familiarizat cu reacția de descompunere folosind exemplul de descompunere a apei (p. 13). Cunoașteți reacția compusă din exemplul interacțiunii sulfului cu fierul (p. 15).

Pentru a vă familiariza cu reacția de substituție, puteți efectua următorul experiment. Un cui de fier curățat (sau pilitură de fier) ​​este coborât într-o soluție albastră de clorură de cupru (II) CuCl 2 . Unghia (rumegușul) este imediat acoperită cu un strat de cupru, iar soluția se transformă din albastru în verzui, deoarece în loc de clorură de cupru (II) СuС1 2, se formează clorură de fier (II) FeCl 2. Reacția chimică în curs este exprimată prin ecuația chimică

Fe + CuCl2 ->Cu + FeCl2

Când comparăm reacțiile chimice discutate mai sus, se pot da definiții și dezvălui caracteristicile lor (Schema 6).

1 Vă veți familiariza cu reacțiile de schimb într-un curs ulterior de chimie (p. 82).

2 Pentru a începe reacția, în multe cazuri este necesară încălzirea. Apoi, în ecuațiile de reacție, semnul t este plasat deasupra săgeții.

3 Dacă în urma reacției se eliberează un gaz, lângă formula sa Beepx este plasată o săgeată, iar dacă o substanță precipită, atunci o săgeată în jos este plasată lângă formula acestei substanțe.
Faceți exercițiile 5-7 (p. 42-43).

1. De către cine, când și cum a fost descoperită legea conservării masei? Dați formularea legii și explicați-o din punctul de vedere al teoriei atomice și moleculare.

2. Pulbere de zinc a fost turnată în retortă (Fig. 35), tubul de evacuare a gazului a fost închis cu o clemă, retorta a fost cântărită și conținutul a fost calcinat. Când replica s-a răcit, a fost cântărită din nou. S-a schimbat masa și de ce? Apoi clema a fost deschisă. Balanta a ramas in echilibru si de ce?

3. Care este semnificația teoretică și practică a legii conservării masei substanțelor? Dă exemple.

4. Aderând la succesiunea dată anterior (vezi p. 35), și ținând cont de valența elementelor, compuneți ecuațiile de reacție după următoarele scheme:

5. Scrieți două ecuații de reacție pentru fiecare dintre tipurile pe care le cunoașteți și explicați esența lor din punctul de vedere al teoriei atomice și moleculare.

6. Metale date: calciu Ca, aluminiuAI, litiuLi. Alcătuiți ecuațiile reacțiilor chimice ale acestor metale cu oxigenul, clorul și sulful, dacă se știe că sulful din compușii cu metale și hidrogen este bivalent.

7. Rescrieți schemele ecuațiilor de reacție de mai jos, în loc de semne de întrebare, scrieți formulele substanțelor corespunzătoare, aranjați coeficienții și explicați ce tip aparține fiecare dintre reacțiile indicate:

stiri si evenimente

Tantarii isi pierd sensibilitatea la repelente si insecticide. Oamenii de știință au descoperit că insectele detectează otrăvurile toxice prin membrele lor. Experții de la Liverpool School of Tropical...

Fermierii australieni se bucură de scăderea prețurilor la fosfatul de monoamoniu și la fosfatul de diamoniu în ultimele săptămâni, dar cred că nu dețin informații sigure despre acestea și, probabil, periodic...

Huhtamaki (Finlanda, www.huhtamaki.com), unul dintre cei mai mari furnizori europeni de ambalaje pentru alimente și băuturi, a lansat o nouă linie în Ivanteevka...

Larvele gândacului de făină, care au capacitatea unică de a mânca diferite forme de plastic și sunt totuși hrană sigură pentru alte animale, ar putea ajuta la rezolvarea problemei deșeurilor de plastic...

Dacă Moș Crăciun începe să coboare pe țeavă, îl va ajuta un costum ignifug? Societatea Americană de Chimie a analizat compoziția chimică a ignifugelor.

Despre ce vorbim?

Chiar și paharele de hârtie, care nu au fost reciclate înainte în Rusia, vor fi reciclate

Clienții lanțului de restaurante fast-food sunt încurajați să arunce ambalajele din hârtie într-un loc special...

informație

Țânțarii nu pot fi uciși cu repellente: insectele simt otravă prin membre
Îngrășămintele cu fosfat devin mai ieftine în Australia
Huhtamaki extinde producția de ambalaje în Rusia

Director de organizații și întreprinderi

valoare adăugată, inclusiv oxid de zinc, zinc pudrași zinc în metal.

Yunnan Luoping Zinc și Electricity Co., Ltd. implicat în principal în producția de metale neferoase, în principal plumb și zinc, precum și în producerea de energie hidroelectrică. Principalele produse ale companiei sunt lingourile de zinc, zinc pudra, aliaje de zinc...

„ARSENAL” este o companie în dezvoltare dinamică, care este un operator major pe piața metalelor și aliajelor neferoase din Ucraina. Compania este specializata in aliaje pe baza de zinc, cositor, plumb, cupru, nichel (bara, metal laminat, anod, sarma, pudra)...