IV. свойства неорганических веществ

Вид материала

Документы

Содержание Свойства серы Опыт 3. Горение серы. Опыты 4-5. Взаимодействие серы с водородом. Опыт 8. Взаимодействие серы с хлором. Свойства сероводорода и сульфидов Опыты 5-9. Свойства сероводорода и сульфидов. Соединения четырехвалентной серы Соединения шестивалентной серы Опыт 2. Определение концентрации серной кислоты. Опыт 3. Доказательства гигроскопичности серной кислоты. Опыт 4. Растворение серной кислоты в воде. Опыты 19-23. Свойства концентрированной серной кислоты. Опыты 24-25. Качественная реакция на серную кислоту и ее соли. Свойства тиосульфата натрия Вопросы и задания

Подобный материал:

• Рабочая программа по дисциплине "Химическая технология неорганических веществ " Направление:, 112.47kb.
• Задачи урока: Образовательные: Закрепить на практике знания о классах неорганических, 211.06kb.
• Методические указания к выполнению лабораторной работы по курсу «Основные направления, 102.41kb.
• Получение топлив из угля, 241.18kb.
• Рабочая программа дисциплины приборы и методы исследования в технологии неорганических, 249.27kb.
• «показатели качества воды и их определение» введение, 948.44kb.
• Гоу впо «Московский государственный открытый университет», 483.26kb.
• Лабораторная работа №2 Важнейшие классы неорганических соединений, 88.03kb.
• Реферат по курсу технологии неорганических веществ на тему: Технология неконцентрированной, 289.65kb.
• Технология переработки отходов производств, использующих высокочистый кремний 05. 17., 277.13kb.

4.8. Сера

Атомы химических элементов главой подгруппы VI группы (кислород, сера, селен, теллур и полоний) имеют на внешнем энергетическом уровне по шесть электронов – ns²np⁴. В ряду О – S – Sе – Те – Ро неметаллические свойства элементов ослабевают, а металлические – усиливаются. Кислород образует при обычных условиях простые газообразные вещества – кислород и озон. Остальным элементам соответствуют простые твердые вещества в виде различных аллотропных модификаций. Сера образует две желтого цвета кристаллические формы (ромбическая и моноклинная сера) и черную аморфную форму (пластическая сера). Селен также образует кристаллические и аморфные модификации серого и красного цвета. Теллур имеет серый цвет с металлическим блеском. Полоний – серебристо-белый металл. Для серы, селена, теллура и полония предложено групповое название – халькогены (рождающие медь). В соединениях сера проявляет степени окисления –2, +4, +6.

Свойства серы

Опыты 1-2. Физические свойства серы. а) Рассмотрите образцы серы и опишите их по плану: агрегатное состояние; внешние признаки (цвет, запах, вкус); физические константы (плотность, температура плавления, температура кипения, растворимость в воде и других растворителях – найдите в справочниках). Опустите в стакан кусочек черенковой серы. Он опускается на дно. Разотрите немного серы в порошок и щепотку вещества насыпьте в стакан с водой. Порошок серы в воде не тонет.

1. В чем причина такого двойственного поведения серы в различном дисперсном состоянии?

2. Как называется это явление, и где оно применяется?

б) Поместите в пробирку на 1/4 объема измельченной серы и осторожно нагревайте ее при постоянном встряхивании. При температуре около 120 ^оС сера плавится, образуя легкоподвижную янтарно-желтую жидкость. При дальнейшем повышении температуры жидкость постепенно густеет и темнеет. При 160–180 ^оС она становится темно-коричневой и такой вязкой, что даже не выливается из пробирки. Дальнейшее нагревание вновь приводит к уменьшению вязкости, окраска при этом остается темно-коричневой, почти черной. При 445 ^оС сера кипит выделяя пары, которые конденсируются на стенках пробирки в виде желтого налета мелкодисперсной серы – серного цвета. Вылейте часть кипящей серы тонкой струйкой в стакан с холодной водой. (Внимание! Пары серы могут на воздухе воспламенятся в виде вспышек пламени голубого цвета). Наблюдайте в пробирке обратные изменения цвета серы и ее консистенции при постепенном охлаждении вещества. С помощью палочки или пинцета достаньте из стакана с водой черную тягучую массу, представляющую собой аморфную пластическую серу. Через несколько часов она покрывается желтым налетом кристаллической серы – наиболее устойчивой модификации этого вещества.

Опыт 3. Горение серы. Поместите в большую пробирку немного перманганата калия (0,5 г), укрепите ее в штативе вертикально и нагрейте до выделения кислорода. Одновременно наберите в ложку для сжигания веществ немного серы и внесите в пробирку с кислородом. Сера в этих условиях не загорается и с кислородом не реагирует. Подожгите серу в пламени горелки, обратите внимание на интенсивность горения серы в воздухе и цвет ее пламени. Внесите горящую серу в пробирку с кислородом. Наблюдайте значительное усиление яркости и интенсивности горения серы в чистом кислороде по сравнению с этой же реакцией в атмосфере, хотя уравнение взаимодействия веществ выражается одинаково:

S + О₂ = SO₂.

Опыты 4-5. Взаимодействие серы с водородом. Поместите щепотку серы в пробирку, укрепите ее в штативе вертикально и нагрейте до получения вязкой серы (200 ^оС). Поверните пробирку в штативе горизонтально, отверстием чуть вниз. Продолжайте слегка нагревать серу, чтобы она оставалось вязкой, и не выливалась бы из пробирки. Одновременно одним из доступных способов получите водород (см. Раздел 4.2. Водород). Вставьте газоотводную трубку от прибора для получения водорода в пробирку с расплавленной серой. В этих условиях идет реакция:

S + H₂ = H₂S.

Выделение сероводорода можно подтвердить (осторожно!) определением запаха.

б) Реакцию можно провести иначе. К газоотводной трубке от прибора для получения водорода присоедините хлоркальциевую трубку, в расширение которой поместите щепотку серы. Пустите из прибора ток водорода и одновременно нагревайте серу. Поднесите к концу хлоркальциевой трубки влажную "свинцовую" бумажку. Она чернеет вследствие образования сульфида свинца:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS¯ + 2HNO₃.

Опыты 6-7. Взаимодействие серы с металлами. Варианты реакций между серой и некоторыми металлами описаны выше (см. Разделы 3.5. Типы химических реакций; 3.6. Основные классы неорганических веществ; 4.4. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Магний; 4.5. Бор. Алюминий). Рассмотрим еще несколько вариантов. а) Внесите в пробирку немного серы (можно использовать пробирки с серой от предыдущих опытов), укрепите вертикально в штативе, нагрейте до кипения и внесите в пары серы пучок очищенного от изоляции многожильного медного провода. Немедленно начинаются и бурно протекают реакции:

S + 2Cu = Cu₂S;

S + Cu = CuS.

б) Смешайте и хорошо разотрите в ступке примерно 10 г серы и 15 г порошка восстановленного железа. Поместите смесь в тигель. Подожгите палочку "бенгальского" огня и горящий конец внесите в смесь. Начинается реакция, которая затем протекает самопроизвольно с выделением большого количества тепла:

S + Fe = FeS.

После остывания разбейте пробирку и рассмотрите полученный продукт, сохраните его для получения и исследования свойств сероводорода.

Опыт 8. Взаимодействие серы с хлором. В высокий сосуд поместите немного перманганата калия, добавьте к нему 2-3 мл концентрированной соляной кислоты. Чтобы исключить выход хлора из сосуда, заткните его отверстие тампоном, смоченным в растворе тиосульфата натрия. Когда хлор заполнит примерно половину сосуда, внесите в него ложечку для сжигания веществ со слегка нагретой серой. Протекают реакции:

S + Cl₂ = SCl₂; 2S + Cl₂ = S₂Cl₂.

Свойства сероводорода и сульфидов

Опыты 1-4. Получение и обнаружение сероводорода. а) Смешайте в ступке смесь равных частей серы, парафина и сульфата кальция. Сульфат кальция служит в этом опыте наполнителем и способствует лучшему контакту реагирующих веществ. Наполните пробирку на одну треть смесью, закрепите ее вертикально в штативе в вытяжном шкафу и нагрейте. По мере нагревания вносите в пробирку "свинцовую" бумажку, она чернеет, что указывает на выделение сероводорода:

H₂S + Pb⁺² = PbS¯ + 2H⁺.

б) Внесите в пробирку влажную фиолетовую лакмусовую бумажку, она краснеет, что указывает на кислотные свойства сероводорода:

H₂S H⁺ + HS^-.

в) Осторожно определите запах выделяющегося газа (помните о технике безопасности при определении запаха газообразных и летучих веществ).

Опыты 5-9. Свойства сероводорода и сульфидов. а) Поместите в пробирку несколько кусочков сульфида железа и добавьте 6-8 мл разбавленной (5%) соляной кислоты. Протекает реакция:

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S­.

Выделяющийся сероводород можно обнаружить, как было описано выше. Часть сероводорода растворится в растворе, поэтому он будет обладать соответствующими свойствами.

б) Разделите полученный раствор на несколько порций и добавьте к ним по несколько капель растворов сульфата меди, сульфата цинка и солей других металлов. К отдельным порциям раствора прилейте немного иодной и хлорной воды. Сероводород с солями металлов реагирует обычно по типу реакций ионного обмена:

H₂S + CuSO₄ = CuS¯+ H₂SO₄;

H₂S + ZnSO₄ = ZnS¯+ H₂SO₄.

C иодом протекает окислительно-восстановительная реакция, где сероводород играет роль восстановителя, а сера окисляется до простого вещества, которое выпадает в осадок:

H₂S + I₂ = S¯+ 2HI.

в) Хлор более сильный окислитель, чем иод, поэтому в реакции с этим галогеном сера окисляется до серной кислоты (обнаруживается пробой с солями бария):

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl.

Соединения четырехвалентной серы

Опыты 1-21. Свойства оксида серы (IV), сернистой кислоты и ее солей. а) Наберите в ложечку для сжигания немного серы, подожгите ее в пламени горелки и внесите в коническую колбу с небольшим количеством воды, к которой добавлено несколько капель раствора метилового оранжевого, не касаясь ложечкой жидкости в сосуде. Для предотвращения выхода образующегося диоксида серы из колбы, заткните ее ватным тампоном, смоченным разбавленным раствором щелочи. Когда сера в колбе от недостатка кислорода погаснет, выньте ложечку из колбы и опустите в банку с песком или с водой. Колбу вновь быстро заткните тампоном и встряхните ее круговыми движениями для ускорения растворения диоксида серы в воде с образованием раствора сернистой кислоты. Раствор окрасится метиловым оранжевым в розовый цвет. Запишите уравнения проведенных реакций:

S + О₂ = SO₂;

SO₂ + H₂O H₂SO₃;

H₂SO₃ H⁺ + НSO₃^-.

б) В колбу унифицированного прибора поместите порцию (8-10 г) сульфита натрия. В делительную воронку налейте 30-50 мл разбавленной (20%) серной кислоты. Добавляя порциями кислоту к соли можно из газоотводной трубки получить дозированный выход сернистого газа:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂­ + H₂O.

в) Приготовьте стаканчики или небольшие колбы, куда налейте по 8-10 мл следующих растворов: а) воды с несколькими каплями фиолетового лакмуса; б) иодной воды; в) гидроксида натрия с несколькими каплями раствора фенолфталеина; г) карбоната натрия с несколькими каплями раствора фенолфталеина; д) дихромата калия, подкисленного серной кислотой; е) перманганата калия; ж) фуксина. Поставьте сосуды с этими растворами в ряд и последовательно пропускайте через них сернистый газ. Наблюдайте признаки реакций и запишите их уравнения:

а) лакмус окрашивается в красный цвет;

б) SO₂ + 2H₂O + I₂ = H₂SO₄ + 2HI (иодная вода обесцвечивается);

в) SO₂ + NaOH = NaНSO₃ (раствор обесцвечивается);

г) 2SO₂ + Na₂CO₃ + H₂O = 2NaНSO₃ + CO₂­ (раствор обесцвечивается);

д) 3SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O (раствор окрашивается в зеленый цвет ионами Cr⁺³);

е) 5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O = 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄;

ж) раствор фуксина обесцвечивается, при его нагревании окраска вновь восстанавливается.

Проделанные реакции характеризуют оксид серы (IV) как кислотный оксид и как типичный восстановитель.

г) Приготовьте концентрированный раствор сульфита натрия и разлейте его по 2-3 мл в несколько пробирок и добавьте небольшие порции следующих растворов и веществ: а) раствор фенолфталеина; б) соляную кислоту; в) концентрированную азотную кислоту при нагревании; г) порошок серы при нагревании; д) иодную воду; е) раствор нитрата серебра; ж) раствор сульфата меди и растворы других солей. Опишите ваши наблюдения и запишите уравнения реакций:

а) Na₂SO₃ + H₂O Na⁺ + OH^- + HSO₃^- (окраска становится малиновой);

б) Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂­ + H₂O (выделение оксида серы (IV) определяется по запаху (осторожно!));

в) Na₂SO₃ + 2HNO₃ = Na₂SO₄ + 2NO₂­ + H₂O;

г) Na₂SO₃ + S Na₂SO₃S (образуется тиосульфат натрия);

д) Na₂SO₃ + I₂ + H₂O = Na₂SO₄ + 2HI (иодная вода обесцвечивается);

е) Na₂SO₃ + 2AgNO₃ + H₂O = Na₂SO₄ + 2HNO₃ + 2Ag¯;

ж) сульфиты большинства металлов, за исключением щелочных, мало растворимы в воде или подвергаются полному гидролизу с образованием осадка оснóвных солей, например, (CuOH)₂SO₃.

д) С помощью раствора сульфита натрия и перманганата калия можно наглядно показать зависимость результатов окислительно-восстановительных процессов от реакции (рН) среды. Налейте в три пробирки по 3 мл концентрированного раствора сульфита натрия. В первую прилейте 1 мл концентрированного раствора гидроксида калия, во вторую – столько же воды, а в третью – добавьте 1 мл раствора (20%) серной кислоты. Теперь в каждую пробирку добавьте по 1 мл не слишком концентрированного раствора перманганата калия. В зависимости от условий протекают следующие превращения:

Na₂SO₃ + 2KOH + 2KMnO₄ = Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O;

3Na₂SO₃ + H₂O + 2KMnO₄ = 3Na₂SO₄ + 2MnO₂¯ + 2KOH;

5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ + 2KMnO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

е) Проделайте аналогичные реакции (при различном значении водородного показателя растворов) восстановления хромата или дихромата калия с помощью сульфита натрия.

ж) Нагрейте сильно в тигле или чашке небольшую порцию сульфита натрия. После охлаждения растворите продукт разложения в воде и докажите наличие в растворе ионов S^2- и SO₄^2-. Сульфит натрия разлагается по уравнению реакции:

4Na₂SO₃ Na₂S + 3Na₂SO₄.

Соединения шестивалентной серы

Опыт 1. Получение оксида серы (VI). В коническую колбу на 100-150 мл насыпьте немного сульфита натрия и прилейте 2-3 мл концентрированной соляной кислоты. (Опыт проводится в вытяжном шкафу). В результате реакции в колбе накапливается оксид серы (IV). Внесите в колбу раскаленную платиновую спираль. Протекает реакция, в которой платина играет роль катализатора:

2SO₂ + О₂ 2SO₃.

Оксид серы (VI) на влажном воздухе "дымит", вследствие образования мельчайших капелек серной кислоты:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄.

Опыт 2. Определение концентрации серной кислоты. Налейте образец серной кислоты в цилиндр. Опустите в жидкость ареометр и запишите его показания. Так же осторожно выньте ареометр из кислоты, дайте жидкости стечь с него и перенесите в стакан с водой. Серную кислоту из цилиндра перелейте обратно в склянку, а ареометр промойте под струей воды, вытрите насухо и уберите на место. По таблице найдите массовую долю серной кислоты в растворе и на основе полученных данных вычислите концентрацию кислоты (моль/л).

Опыт 3. Доказательства гигроскопичности серной кислоты. Налейте немного концентрированной серной кислоты (3-4 мл) в фарфоровую чашечку и уравновесьте ее на весах. Через некоторое время, в зависимости от влажности воздуха, равновесие весов нарушится, за счет поглощения серной кислотой воды из воздуха.

Опыт 4. Растворение серной кислоты в воде. Укрепите в лапках штатива две колбы Вюрца на 100-150 мл. В одну колбу налейте 10-15 мл воды, в другую – такой же объем концентрированной серной кислоты. Обе колбы закройте пробками с делительными (капельными) воронками. В первую воронку налейте 10-15 мл концентрированной серной кислоты, во вторую – такой же объем воды.

В первой установке тонкой струйкой влейте кислоту в колбу с водой. Осторожно уберите эту колбу из штатива и круговыми движениями перемешайте раствор. Опустите в него термометр, зафиксируйте значительное повышение температуры при растворении кислоты в воде.

Так же осторожно, тонкой струйкой влейте воду в колбу с кислотой во второй установке. Наблюдайте вскипание и разбрызгивание смеси в колбе. Сделайте выводы о правилах безопасности при приготовлении водных растворов серной кислоты. После охлаждения перелейте растворы в склянку с соответствующей этикеткой и используйте в других опытах.

Опыты 5-18. Свойства разбавленной серной кислоты. Серная кислота в водных растворах обладает свойствами, характерными для типичных кислот. (См. Раздел 3.6. Основные классы неорганических веществ). Проведите реакции взаимодействия раствора серной кислоты с индикаторами (фенолфталеин, метиловый оранжевый, лакмус); с металлами (цинк, железо, медь); с оснóвными и амфотерными оксидами (оксид магния, оксид меди (II), оксид цинка); основаниями (гидроксид натрия, гидроксид меди); солями (карбонат натрия, силикат натрия, хлорид бария). Опишите ваши наблюдения, запишите уравнения реакций и сделайте выводы о свойствах раствора серной кислоты.

Опыты 19-23. Свойства концентрированной серной кислоты. Концентрированная кислота является сильным окислителем. а) В небольшую фарфоровую чашку положите несколько кусочков очищенной от изоляции медной проволоки и прилейте 1-2 мл концентрированной серной кислоты. Отметьте отсутствие признаков реакции. Нагрейте слегка смесь и наблюдайте выделение газа (не наклоняться над чашечкой!);

2H₂SO_{4 (конц.)} + Cu CuSO₄ + 2H₂O + SO₂­.

б) Подержите над чашкой (пинцет) влажную фиолетовую лакмусовую бумажку, наблюдайте ее покраснение вследствие образования сернистой кислоты:

SO₂ + H₂O H₂SO₃.

Понюхайте бумажку. От нее исходит запах сернистого газа. После охлаждения смеси в чашке, слейте жидкость в стакан с водой. Отметьте цвет полученного раствора и дайте объяснения.

в) Аналогично проведите опыт взаимодействия концентрированной серной кислоты с порошком цинка. Подержите над реакционной смесью фиолетовую влажную лакмусовую бумажку, она тоже покраснеет. Однако запах выделяющегося газа отличается от предыдущего опыта. В этой реакции выделяется сероводород:

5H₂SO_4(конц.) + 4Zn 4ZnSO₄ + 4H₂O + H₂S­.

Чтобы доказать выделение этого вещества химическим методом, подержите над чашкой бумажку, смоченную раствором соли свинца (II). Бумажка чернеет:

Pb²⁺ + S^2- = PbS¯.

Результат опыта говорит о том, что цинк более сильный восстановитель, чем медь. Однако в этой реакции в качестве побочных продуктов образуются примеси серы и оксида серы (IV).

г) Внесите на мгновение лучинку в пробирку с концентрированной серной кислотой. Наблюдайте постепенное почернение (обугливание) конца лучинки, смоченного кислотой, в результате дегидратации клетчатки.

д) Эту реакцию можно выполнить иначе. На листе бумаги с помощью тонкой кисточки или острой лучинки сделайте надпись разбавленным раствором серной кислоты. Бумагу высушите на воздухе. Для проявления надписи прогладьте бумагу горячим утюгом (через лист газеты) или подержите высоко над пламенем горелки, не допуская воспламенения.

е) В стеклянный стакан (50-100 мл) насыпьте на ¼ часть сахарную пудру, слегка смочив ее водой. Прилейте 5-10 мл концентрированной серной кислоты и быстро (осторожно!) перемешайте смесь. Поставьте стакан на какую-либо инертную подставку и наблюдайте почернение и вспучивание смеси вследствие дегидратации сахара с образованием угля и выделением углекислого газа.

Опыты 24-25. Качественная реакция на серную кислоту и ее соли. Налейте в ряд пробирок по 1-2 мл раствор серной кислоты и растворы ее солей (Na₂SO₄, K₂SO₄, FeSO₄, Al₂(SO₄)₃, ZnSO₄, CuSO₄ и т.д.). В одни пробирки добавьте по несколько капель раствора хлорида бария, в другие – раствора нитрата бария. Наблюдайте образование во всех пробирках одинаковых осадков:

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄¯.

Убедитесь в том, что выпавшие осадки не растворяются в азотной кислоте.

Свойства тиосульфата натрия

Опыты 1-5. Свойства тиосульфата отличаются от свойств обычных солей. а) В две пробирки налейте по 2-3 мл раствора (10%) тиосульфата натрия. В одну добавьте несколько капель раствора серной кислоты, в другую – соляной кислоты. Наблюдайте помутнение раствора, которое происходит не сразу, а через некоторое время, в зависимости от концентрации исходных растворов и их температуры:

Na₂SO₃S + 2HCl = 2NaCl + SO₂­ + S¯ + H₂O;

Na₂SO₃S + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂­ + S¯ + H₂O.

б) Тиосульфат имеет еще и техническое название – антихлор. К раствору тиосульфата добавьте хлорную воду. Галоген при этом восстанавливается:

Na₂SO₃S + 4Cl₂ + 5H₂O = Na₂SO₄ + H₂SO₄ + 8HCl.

в) К раствору тиосульфата натрия добавьте иодной воды. Иод при этом восстанавливается:

2Na₂SO₃S + I₂ = Na₂S₄O₆ + 2NaI.

г) Получите немного осадка хлорида серебра. Прилейте к нему раствор тиосульфата натрия. Осадок исчезает в результате образования комплексного растворимого в воде соединения:

2Na₂SO₃S + AgCl = Na₃[Ag(SO₃S)₂] + NaCl.

Вопросы и задания

1. Найдите в справочной литературе даты открытия серы, селена, теллура и полония, а также происхождение их названий и содержание в земной коре. Начертите графики в координатах "атомный номер элемента – год открытия" и "атомный номер – содержание элемента в земной коре". Имеется ли между кривыми этих графиков какое-либо соответствие?

2. В нашем лексиконе употребляется экологический термин – "кислотный дождь". Как вы понимаете это выражение? Имеет ли серная или сернистая кислоты отношение к этому понятию?

3. Ряд курортов прославились благодаря наличию в данной местности природных сульфидных (сероводородных) минеральных водоисточников. Каково же целебное действие сероводородной кислоты и ее солей?

4. Молекулы серы состоят из восьми атомов (S₈). Почему же в уравнениях реакций не пишется эта формула, а используется химический знак серы (S)?

5. Имея под рукой алебастр и другие вспомогательные материалы можно отлить гипсовую скульптуру. Начните с несложной по форме статуэтки. Смажьте оригинал вазелиновым маслом и облепите толстым слоем пластилина. Найдите "серединную" линию и острым ножом разрежьте пластилиновую оболочку на две части. Снимите аккуратно половинки будущей пластилиновой формы с оригинала и соедините их, предварительно сделав отверстие для заливки жидкого алебастра. Замешивать алебастр нужно подслащенной сахаром водой непосредственно перед заливкой. Сахар добавляется для того, чтобы гипс медленнее затвердевал. Полученная смесь должна иметь консистенцию негустой сметаны. Эту смесь тонкой струйкой залейте в форму, избегая воздушных пузырьков. Оставьте отливку на несколько часов для затвердевания – и ваше изделие готово. Для получения цветных скульптур добавьте при замешивании алебастра любую водо-растворимую краску. В любом случае начните экспериментировать с небольших и простых форм.

6. В последние годы наши знания о биологической роли отдельных химических элементов значительно расширились. В частности установлена и уточняется роль селена как микроэлемента. Созданы лекарственные препараты на его основе. Найдите в научно-популярной литературе сведения о биогенном значении селена и сделайте сообщение на эту тему.

7. Селен широко применяется при изготовлении выпрямителей, фотоэлементов, солнечных батарей и копировальных аппаратов. На каких свойствах селена обусловлено это применение.?

8. Сравните относительные атомные массы теллура и иода, сопоставьте их с положением этих элементов в периодической системе. Почему более "легкий" иод стоит в системе после более "тяжелого" теллура?

9. Мечта алхимиков о превращении элементов воплотилась, в частности, в ядерном синтезе элемента №84, который является в природе одним из самых редких. Полоний получают искусственно в довольно больших масштабах. Как и для каких целей получают этот металл?

10. Узнайте, работают ли в вашем регионе предприятия, производящие или использующие халькогены и их соединения. Как называются эти предприятия, и что они производят?

11. Приведите примеры применения серы, селена и теллура и их соединений в быту, сельском хозяйстве, промышленности, медицине, строительстве, искусстве и других областях деятельности человека. На каких свойствах основано это применение?