Подготовка к лабораторной работе

1. Привести правила работы в лаборатории с галогенами.

2. Справедливы ли схемы уравнений реакций:

Г₂ + Н₂O ⇆ НГ+НГO,

Г₂ + 2КОН ⇆ КГ + KГO + Н₂O

для всех галогенов и при различных температурах?

3. Почему жидкий фтороводород не проводит электрический ток, а раствор фтороводорода в воде и раствор фторида калия во фтороводороде – проводят?

4. Почему иодиды и бромиды хранят в склянках из темного стекла? Почему 10%-ные растворы иода должны храниться не больше месяца?

5. Вычислить изменение энтальпии реакции

10КСlO_з(т) + 12Р(красный) = 10КС1(т) + 3Р₄О₁₀(т)

при стандартных условиях. Объяснить причины взрыва, который мо­жет происходить при ударе или растирании смеси бертолетовой со­ли с красным фосфором.

6. Вычислить рН раствора, полученного при растворении в 1л воды 0,2 л хлороводорода (н.у.). Изменением объема воды при рас­творении хлороводорода пренебречь.

7. Привести примеры реакций диспропорционирования галоге­нов.

8. Закончить уравнения окислительно-восстановительных ре­акций, указать окислители и восстановители:

Cl₂ + I₂ + Н₂О→

Cl₂ + Ва(ОН)₂ →

НBrO + SО₂ + Н₂О →

Са(СlO)₂ + NaI + H₂SО₄ →

КIO₃ + Cl₂ + КОН →

NaClО₃ + MnO₂ + NaOH крупнее сплав и др.

FeCl₃ + Cl₂ + NaOH

AgClO₄ + I₂

9. Написать уравнения реакций следующих превращений:

Cl₂ → KCI → Cl₂ → КClO_з → KCl.

10.Составить краткий план выполнения лабораторной работы.

4.4. Лабораторная работа.

Свойства свободных галогенов, соединения галогенов

В лаборатории работа с галогенами и их соединениями тре­бует максимальной осторожности. Простые вещества в газооб­разном состоянии вызывают поражение дыхательных путей, ожо­ги кожи. В случае отравления парами галогенов пострадавшего выносят на свежий воздух и дают понюхать разбавленный рас­твор аммиака.

Водные растворы галогеноводородов (кислоты) "дымят" на воздухе; газообразные HF, HCI, НBr ядовиты.

Все работы с хлором, бромом, иодом, галогеноводородными кислотами проводить в вытяжном шкафу!

Плавиковую кислоту нельзя хранить в стеклянной посуде!

В силу высокой окислительной активности кислородсодер­жащих кислот галогенов и их солей необходимо соблюдать макси­мальную осторожность при выполнении работ с ними: не нагре­вать, не измельчать, не рассыпать. Недопустимо хранение кисло­родсодержащих соединений галогенов вместе с восстановителя­ми.

Поскольку большинство реакций, связанных с получением, изу­чением свойств галогенов и vx соединений, являются окислительно- восстановительными, необходимо после проведения каждого опыта записать свои наблюдения, уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах, методом полуреакций подобрать ко­эффициенты, указать окислитель и восстано-витель.

Получение галогенов

Принцип получения свободных галогенов в технике и лабора­тории в основном один и тот же ‒ окисление галогенид-ионов(электролитическое из расплавов или растворов, воздухом, диокси­дом марганца, более легким галогеном и др.).

Все опыты с галогенами проводить под тягой!

1. Получение хлора окислением соляной кислоты диоксидом марганца. Насыпать в пробирку 1‒2 микрошпателя МnO₂ и прилить концентрированной соляной кислоты, чтобы она покрыла весь диок­сид марганца. Смесь осторожно подогреть, обратить внимание на цвет выделяющегося газа. К отверстию пробирки поднести бумагу, смоченную раствором иодида калия. Наблюдать потемнение бумаги, затем обесцвечивание ее. Объяснить наблюдаемое.

2. Получение хлора окислением соляной кислоты различными окислителями. К 3‒4 кристалликам перманганата калия осторожно прилить несколь-ко капель концентрированной соляной кислоты, про­бирку слегка подогреть. Что наблюдается? То же проделать в от­дельных пробирках: а) с диоксидом свинца и б) с хроматом или бихроматсм калия. Подтвердите направление самопроизвольного про­текания изученных окислительно-восстановительных реакций, используя значения электродных потенциалов пар (приложение 2).

3. Получение хлора окислением хлорида натрия диоксидом марганца в среде H₂SО₄. Поместить в пробирку несколько кристал­ликов хлорида натрия и столько же диоксида марганца, осторожно прилить пипеткой несколько капель 96%-ного раствора серной ки­слоты. Смесь слегка подогреть. Что наблюдается?

4. Получение брома окислением бромида калия диоксидом марганца в среде H₂SО₄. В сухую пробирку поместить 2‒4 кристалли­ка КВг и столько же оксида марганца(IV). К смеси прилить несколько капель конц. Н₂SО₄ и слегка подогреть. Что наблюдается?

5. Получение брома окислением бромида калия хлором (опыт выпол-няется двумя студентами). Собрать установку, изображенную на рис.8. В пробирку 1 налить 2‒3 мл насыщенного раствора бромида калия и опустить ее в стакан 2 со льдом. Поместить в пробирку 3 небольшое количество диоксида

марганца, из капельной воронки 4 прилить конц. HCl, чтобы она покрыла весь диоксид. Пропустить сильный ток хлора, осушенного безводным хлоридом кальция в U-образной трубке 5, через раствор бромида калия в пробирке 1. Чтобы наблюдается? Содержимое пробирки 1 закрыть пробкой, сдать лаборанту.

Рис.8. Прибор для получения брома

6. Получение иода окислением иодида калия диоксидом мар­ганца в среде H₂S0₄. В сухой тигель внести 0,1 г мелкорастертого иодида калия, 0,05 г диоксида марганца и 2‒3 капли конц. H₂SО₄. Ти­гель накрыть часовым или предметным стеклом, поставить на асбестированную сетку на кольце штатива и слабо нагревать в течение нескольких минут. Что наблюдается? Прекратить нагревание. Дать тиглю охладиться. Собрать кристаллы полученного иода микрошпа­телем в бюкс, сохранить их для последующих опытов. Вымыть тигель и часовое стекло.

Свойства галогенов

Растворимость галогенов в воде и органических растворителях

Галогены по-разному относятся к воде: фтор разлагает воду; в 100 г воды при 20ºС растворяется 0,74 г хлора (хлорная вода), 3,73 г брома (бромная вода) и всего 0,03 г иода (иодная вода). В водных растворах галогенов присутствуют Г₂·nН₂O НГ, НГО, НГО₃. Иод хо­рошо растворяется в водном растворе KI за счет образования ком­плекса К[I₃].

7. Получение гидрата хлора. Свойства хлорной воды. Пробирку с 6 мл дистиллированной воды поместить в охладительную смесь (0 ºC, пропускать в нее хлор, полученный взаимодействием конц. НCI с МnО₂ или КМnО₄ в сосуде 3 (рис.8). Следить за тем, чтобы вода из пробирки не засасывалась в газоотводную трубку (при ослаблении потока хлора следует слегка подогреть реакционный сосуд, в кото­ром получался хлор). Наблюдать выделение кристаллов гидрата хлора. Каков их состав? Как называются соединения, подоб-ные кри­сталлогидрату хлора?

Пробирку с кристаллами гидрата хлора вынуть из охладитель­ной смеси, при нагревании пробирки рукой наблюдать плавление кристаллов. Получен-ный раствор является хлорной водой. Испытать действие части (по 0,5 мл) хлорной воды на раствор индиго и окра­шенную ткань. Объяснить белящее действие хлорной воды. Напи­сать уравнение реакции диспропорционирова-вания хлора в воде и вы­ражение константы равновесия данной реакции.

К 1 мл хлорной воды прилить несколько капель хлороформа или четы-реххлористого углерода, встряхнуть смесь, сравнить окра­ску водного слоя и второго растворителя. На присутствие каких мо­лекул в хлорной воде указы-вает их экстракция в растворитель, не смешивающийся с водой? Запишите выражение закона распределе­ния Нернста для указанной системы.

К 2‒3 мл полученной хлорной воды прибавить по каплям 1 моль/л раствор гидроксида натрия до щелочной реакции по лакму­су. Как влияет щелочь на сдвиг равновесия реакции между хлором и водой? Объяснить, используя принцип Ле Шателье. Как можно из щелочного раствора хлорной воды ("жавелевая вода") получить хлорноватистую кислоту в растворе? Написать урав-нения реакций превращений, характерных для НСlO, указать условия, спо-собст­вующие преобладанию того или иного вида превращений.

8. Получение бромной воды (Вг₂). Собрать прибор, как показано на рис.9. В пробирку 1, помещенную в стакан с холодной водой, налить 2 мл

дистиллированной воды. В пробирку 2 внести 1 мл разбавленной серной 2 внести 1 мл разбавленной серной кислоты, 0,2 г бромида калия, 0,05 г диоксида марганца. Пробирку 2 закрыть пробкой с газоотводной трубкой, осторожно нагревать слабым пламенем горелки до отгонки брома.

Отметить цвет раствора брома в воде.

Сохранить полученный раствор для

последующих опытов.

Рис. 9. Прибор для получения бромной воды

9. Растворимость брома в растворе бромида калия. В пробирку с частью раствора, полученного в опыте 8, прибавить несколько капель насыщенного раствора бромида калия. Объяснить происходящее явление.

10. Растворимость брома в хлороформе. Налить в пробирку несколько капель бромной воды, полученной в опыте 8, разбавить ее 5 мл дистиллированной воды и прибавить 5‒10 капель хлороформа (или бензина, сероуглерода, четыреххлористого углерода). Содержимое пробирки тщательно переме-шать. Объяснить наблюдаемое явление.

11. Растворимость иода в воде и растворе KI. Налить в две пробирки воду и опустить в них по одному кристаллику иода, полученного в опыте 6. Содержимое пробирок тщательно взболтать. Какие молекулы и ионы содержатся в иодной воде? Оставить одну пробирку для сравнения, а в другую прилить несколько капель раствора иодида калия и сильно взболтать. Что происходит?

12. Взаимодействие иодной воды со щелочью. К 2 мл иодной воды по каплям прибавлять 1 моль/л раствор щелочи до исчезновения окраски раствора. Полученный раствор подкислить несколькими каплями серной кислоты (1:4). Что при этом наблюдается? Объяснить происходящие явления. Написать уравнения реакций.

13. Экстракция иода различными растворителями. Налить в ряд пробирок по 2 мл иодной воды и добавить по 2‒3 капли различных растворителей (бензин, сероуглерод, четыреххлористый углерод, хлороформ). Содержимое пробирок взболтать и отметить окраску слоя органического растворителя. В чем сущность закона распределения?

2. Окислительные свойства свободных галогенов

В ряду F₂‒С1₂‒Вг₂‒I₂ окислительная активность простых ве­ществ уменьшается.

14. Окисление брома и иода хлорной водой. В две пробирки внести по 1 мл бромной и иодной воды и разбавить 2 мл дистилли­рованной воды. Добавить по нескольку капель органического раство­рителя и тщательно взболтать. Прилить в каждую пробирку 5‒7 ка­пель хлорной воды, все тщательно перемешать. Дать отстояться. Наблюдать изменение окраски слоя органического растворителя. Объяснить наблюдаемое.

15. Окисление бромид- и идид-ионов хлорной водой. В одну пробирку налить разбавленный раствор бромида калия, в другую ‒ иодида калия. В обе пробирки добавить по нескольку капель хлорной воды и 0,5‒1 мл органического растворителя. Растворы перемешать и дать отстояться. Объяснить окрашивание слоя органического рас­творителя.

16. Окисление иодид-иона бромной водой. В пробирку помес­тить 3‒4 капли раствора иодида калия, добавить 2‒3 капли бромной воды и 4‒5 капель органического растворителя. Встряхнуть пробирку и дать содержимому отстояться. Что наблюдается? Будет ли проис­ходить подобное, если к раствору хлорида натрия прилить бромную или йодную воду? Почему?

17. Взаимодействие хлора с металлами. Получить в сосуде 3 (рис.8) хлор взаимодействием МnO₂ или КМnO₄ с концентрированной соляной кислотой, наполнить хлором два небольших сухих сосуда, на дно которых насыпано немного сухого песка. Открыть один сосуд с хлором и с кальки всыпать небольшое количество измельченной в порошок сурьмы. Что происходит при этом? Во второй сосуд с хло­ром щипцами внести нагретый на пламени пучок тонких медных про­волочек (или кусочек медной фольги). Отметить наблюдаемое.

18. Взаимодействие хлора с фосфором. Наполнить сухую про­бирку хлором, и на кончике шпателя стряхнуть в нее красный фос­фор. Что наблюдается?

19. Взаимодействие иода с металлами (опыт проводят два сту­дента дпя всей группы). В сухой фарфоровой чашке смешать 0,1 г цинковой или алю-миниевой пыли и 0,8 г мелко растертого иода, в смесь внести 2‒3 капли воды. Что происходит? Указать роль воды в этой реакции, предложить ее механизм.

20. Взаимодействие иода с хлором. В сухую пробирку помес­тить несколько кристалликов иода и нагреть их. При появлении па­ров иода прекратить нагревание, опустить конец газоотводной трубки от прибора для получения хлора в пробирку с парами иода и пропускать хлор. Что получается при взаимодействии хлора с иодом?

Получение галогеноводородов и галогеноводородных кислот

Галогеноводороды могут быть получены прямым синтезом:

Н₂ + Г₂ = 2НГ,

обменными реакциями:

CaF₂(т) + H₂SO₄(конц.) = CaSO₄ + H₂F₂(г),

2NaCl(т) + H₂SO₄(конц.) = Na₂SO₄ + HCl(г),

NaBr(т) + H₃PO₄(ж) NaH₂PO₄ + HBr(г),

NaI(т) + Н₃РO₄(ж) NaH₂PO₄ + HI(г)

или в процессе гидролиза галогенидов фосфора (III):

РГ₃ + ЗН₂O = Н_зРО_з + ЗНГ

Термодинамическая стабильность этих соединений уменьшается в ряду HF‒ HI, о чем можно судить по величинам изменения энергии Гиббса образования галогеноводородов:

HF(r) НС1(г) НВг(г) Н1(г)

G^º_f кДж/моль ‒ 273 ‒ 94 ‒ 51 + 1,8

21. Получение хлороводорода и соляной кислоты. В пробирку с газоотводной трубкой насыпать ~ 1 г NaCI, смочить хлорид натрия водой, прилить 2‒3 мл конц.Н₂SO₄ и слегка подогреть. Что наблюда­ется, если к газоотводной трубке поднести влажную лакмусовую бу­мажку, а также стеклянную палочку, смоченную концентрированным раствором аммиака? Наполнить выделяющимся хлороводородом сухую пробирку (конец газоотводной трубки опустить до дна пробир­ки). Как только над отверстием пробирки появится белый дым (чем это вызвано?), закрыть отверстие пробкой или пальцем, перевернув пробирку, погрузить ее в сосуд с водой и открыть. Осторожно пока­чать пробирку, наблюдать поглощение HCl водой и поднятие уровня раствора в пробирке. После окончания поглощения хлороводорода пробирку закрыть и вынуть из воды. Проверить среду полученного раствора с помощью лакмуса и действием раствора на магний или цинк.

Пользуясь справочной литературой, указать растворимость хлороводорода в воде. Почему подобной реакцией взаимодействия NaBr и NaCl с конц. H₂SO₄ нельзя получить чистые HBr и HI?

22. Получение иодоводорода и иодоводородной кислоты гид­ролизом иодида фосфора(Ш). В сухую пробирку, вертикально закре­пленную в штативе, поместить 0.1 г растертого иода и 0,4‒0,5 г крас­ного фосфора. Дав иоду с фосфором прореагировать, в пробирку влить с помощью пипетки по каплям 1‒1,5 мл воды (воду приливать осторожно, так как реакция гидролиза иодида фосфора протекает бурно). Пробирку, с реакционной смесью плотно закрыть пробкой с газоотводной трубкой (прибор подобен изображенному на рис. 9) и слегка подогреть. Выделяющийся газ собрать в две пробирки: в сухую и в пробирку с водой. Первую пробирку с газом плотно закрыть заранее подготовленной пробкой и поставить в штатив^-. Полученный раствор вр второй пробирке испытать на лакмус, с частями раствора провести реакции с нитратом серебра, ацетатом свинца и металла­ми (например цинком, магнием). О чем свидетельствуют эти реак­ции?

Первую пробирку с газообразным иодистым водородом закре­пить вертикально в штативе. Чуть ослабив пробку, чтобы газ мог свободно просачиваться наружу, подогреть пробирку до образования фиолетовых паров. Что представляют собой эти пары? Сделайте вывод о термодинамической стабильности газообразного иодоворода (см. приложение 1).

Сравнение восстановительных свойств галогенидов

Восстановительная активность ионов в ряду Сl⁻–Вг⁻‒I⁻ возрас­тает. Если хлорид-ион проявляет свои восстановительные свойства при взаимодействии с сильными окислителями (КМnO₄), то бромид- и иодид-ионы окисляются (хотя и по-разному) более мягкими окисли­телями.

23. Окисление бромид- и иодид-ионов концентрированной сер­ной кислотой. В одну из пробирок внести несколько кристалликов КВг, в другую ‒ KI. В обе пробирки добавить по 0,5‒1 мл конц. H₂SO₄. Установить выделение в первой пробирке окрашенного продукта и газа с резким запахом (какого?), а во второй ‒ окрашенного продукта и появление газа с характерным запахом (какого?). Во второй про­бирке возможно появление налета серы на стенках пробирки в ре­зультате параллельно идущей окислительно-восстановительной ре­акции. Сравнив продукты реакций взаимодействия галогенид-ионов (Сl⁻, Вг⁻, I⁻) с концентрированной серной кислотой, сделать вывод об их относительной восстановительной способности. Подтвердить вы­вод, используя зна-чения стандартных электродных потенциалов (приложение 2).

Оксосоединения галогенов

При взаимодействии галогенов (С1₂, Вг₂) с холодными раство­рами щелочей в растворах образуются гипогалогениты(NaCIO, NaBrO), обладающие сильными окислительными свойствами. Из го­рячих щелочных растворов галогенов можно выделить оксогалогенаты (V) (КСlO_з). Хлорат, перхлорат калия проявляют окислительные свойства в основном в твердом состоянии; бромат калия ‒ в раство­ре. Кислые растворы хлората калия проявляют окислительные свой­ства за счет образования в растворе хлорноватой кислоты, разла­гающейся с выделением СlO₂ ‒ окислителя:

3НСlO₃ = 2СlО₂ + НСlO₄ + Н₂O

Получение оксогалогенатов(I и V) натрия, кальция и калия

24. Получение гипохлорита натрия. В пробирку 1(рис.9) внести 10‒15 капель 2 мольл раствора едкого натра, поместить ее в стакан­чик с холодной водой. В цилиндрическую пробирку 2, снабженную пробкой с газоотводной трубкой, поместить несколько кристалликов перманганата калия, 1‒2 капли воды и 3‒4 капли концентрированной соляной кислоты ( = 1,19 г/см³). Пробирку закрепить в штативе. Опустить конец газоотводной трубки в раствор едкого натра и про­пустить через него выделяющийся из пробирки 2 хлор в течение 2‒3 мин. Если хлор выделяется недостаточно энергично, то смесь в про­бирке 2 слегка подогреть так, чтобы пары выделяющегося хлора не были горячими. Чтобы щелочной раствор не засосало в пробирку 2, по окончании опыта убрать газоотводную трубку из пробирки 1, не прекращая нагревания пробирки 2.

Полученный раствор гипохлорита натрия разделить на не­сколько частей; испытать действие раствора на разбавленные рас­творы индиго, фуксина, на окрашенную ткань; проверить наличие в растворе хлорид-ионов, одну из частей щелочного раствора хлора оставить для проведения опыта 28. К какому типу ОВР относится ре­акция взаимодействия хлора с едким натром на холоду? Чем обу­словлены отбеливающие свойства "жавелевой воды"?

25. Получение гипохлорита кальция (тяга!). В пробирку с 1 г чистой гашеной извести (гидроксид кальция) добавить 10 мл воды и хорошо перемешать. Пробирку поместить в стакан с холодной водой или со льдом (почему необходимо охлаждение?). Через смесь про­пускать хлор, полученный по реакции взаимодействия КМnO₄ с конц. HCl (рис. 9). Написать уравнение реакции взаимодействия хлора с гидроксидом кальция на холоду.

Нерастворившиеся вещества в охлаждаемой пробирке от­фильтровать, небольшое количество фильтрата проверить на при­сутствие хлорид-ионов; испытать действие остальной части фильт­рата на раствор индиго или фуксина и на окрашенную ткань Объяс­нить наблюдаемое.

25. Получение бромноватистой кислоты. В пробирку внести 3‒5 капель бромной воды и добавлять по каплям 2 моль/л раствор едко­го натра до полного исчезновения бурой окраски брома. Почему рас­твор обесцвечивается?

К полученному бесцветному раствору прибавлять по каплям 1 моль/л раствор серной кислоты до кислой реакции по лакмусу. Объяснить появление желтой окраски раствора. Написать уравнения реакций получения бромноватистой кислоты и ее разложения. Какая из этих реакций относится к окислительно-восстановительным?

27. Получение хлората калия. В пробирку, содержащую 2‒3 мл горячего концентрированного раствора КОН и помещенную в горя­чую воду, пропускать в течение 3‒5 мин поток хлора, полученного взаимодействием КМnO₄ с конц. HCI (рис. 9). После охлаждения рас­твора наблюдать выпадение кристаллов хлората калия в пробирке. Как диспропорционирует хлор в горячем растворе КОН?

Свойства оксосоединений галогенов

28. Окисление марганца(П) гипохлоритом натрия. В пробирку внести 3‒ 4 капли раствора сульфата марганца и добавить 2‒3 капли раствора гипохлорита натрия, полученного в опыте 24. Объяснить наблюдаемое выделение осадка оксида марганца(IV) и газообразно­го хлора.

29. Окисление диоксида марганца хлоратом калия. В тигель поместить два микрошпателя хлората калия КСlO₃ и кусочек едкого натра величиной с рисовое зерно (брать пинцетом!). Тигепь поста­вить на асбестовую сетку, помещенную на кольцо штатива, и подог­реть пламенем горелки до расплавления веществ. В расплавленную массу осторожно внести порошок диоксида марганца на кончике микрошпателя. Продолжить нагревание до появления зеленой окра­ски манганата калия К₂МnО₄

30. Получение и растворимость хлората серебра в воде. В про­бирку поместить одну каплю насыщенного раствора хлората калия и 2‒3 капли воды. Добавить 1‒2 капли раствора нитрата серебра. Сде­лать вывод о растворимос-ти хлората серебра АgСlO₃ в воде.

31. Окисление иода хлоратом калия в кислой среде. В пробирку внести 5-6 капель насыщенного раствора хлората калия КСlO₃, 1‒2 кристаллика иода и 1‒2 капли концентрированной серной кислоты. Закрепить пробирку в штативе слегка наклонно. Осторожно нагреть содержимое пробирки до кипения. Наблюдать выделение газа. По­держать над отверстием пробирки иодкрахмальную бумажку, опре­делить, какой газ выделяется Прекратить нагрева-ние. Доказать при­сутствие в растворе ионов IO⁻₃, добавив к 2‒3 каплям полученного раствора по 2‒3 капли воды и раствора нитрата серебра. Наблюдать выпадение осадка иодата серебра.

Чем объяснить возможность вытеснения свободным иодом хлора из его кислородного соединения КСlО₃? Возможна ли реакция вытеснения хлором иода из соединения КIO₃? Ответ обосновать.

32. Восстановление иодата калия иодидом калия. В пробирку поместить 2‒3 капли раствора иодида калия и 1‒2 капли 1 моль/л раствора серной кислоты, добавлять по каплям раствор иодата ка­лия КIO₃ до изменения цвета раствора. На выделение какого веще­ства указывает бурая окраска раствора? Внести в раствор 1‒2 капли раствора крахмала. Что наблюдается?

33. Восстановление бромата калия бромидом калия. В пробир­ку внести 5‒6 капель раствора бромата калия, столько же раствора бромида калия и 1‒2 капли 2 моль/л раствора соляной кислоты. Об образовании какого вещества свидетельствует появление желтой окраски раствора?

Какое применение бромид-броматная смесь находит в анали­тической практике? Привести примеры.

34. Окислительные свойства хлората калия в разных средах. В две пробирки внести по 3‒4 капли насыщенного раствора КСlO₃, в одну из пробирок прилить несколько капель разбавленной серной кислоты, в обе пробирки до-бавить по 3‒4 капли раствора KI. Срав­нить и объяснить результаты опытов, используя стандартные вос­становительные потенциалы Е ^º полуреакций:

I₂ + 2 e ^- → 2I^-, = + 0,54 B;

ClO^‒₃ + 3H₂O + 6 e ^- = Cl^‒ + 6OH^‒, + 0,63 B;

ClO^-₃ + 3H₂ + 6 e ^- = Cl^‒ + 6H₂O, + 1,45 B.

4.5. Дополнительные опыты

1. Изучение взаимодействия фтористого водорода со стеклом (опыт выполняется с разрешения преподавателя, требует боль­шой осторожности, выполняется под тягой). Поверхность стек­лянной пластинки покрыть тонким слоем парафина, дать парафину застыть, написать или нарисо-вать что-либо на пластинке гвоздем.

Меньше четверти объема свинцового тигля заполнить фтори­стым кальцием, прилить 2‒3 мл концентрированной серной кислоты, тигель подогреть на песчаной бане до выделения паров HF, снять его щипцами и установить на под тяги. Закрыть тигель стеклом (парафином вниз). После того, как тигель остынет, снять стекло щипцами, промыть его тщательно водой, удалить парафин соскаб­ливанием и нагреванием, установить травление стекла фтористым водородом, записать уравнение реакции.

2. Установление времени достижения равновесия в системе I₂ ‒ С₂Н₅ОН. Около 0,3 г иода поместить в колбочку, содержащую 10‒15 мл этанола, включив одновременно секундомер. Содержимое кол­бочки перемешивать на магнитной мешалке и через каждые 30‒60 с в аликвоте измерять величину оптической плотности с помощью фотоэлектроколориметра. После достижения постоянного значения оп­тической плотности в спиртовом растворе иода построить график за­висимости оптическая плотность (D) ‒ время (τ), указать время дос­тижения равновесия в системе I₂ ‒ С₂Н₅ОН.

Предварительными опытами, пронаблюдав окраску иода в эта­ноле, установить рабочий интервал длин волн (светофильтр) по принципу дополнительных спектральных цветов: