close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

...кислорода

код для вставкиСкачать
2. Элементы подгруппы кислорода.
§ 2.1. Общая характеристика элементов подгруппы кислорода
К элементам главной подгруппы VI группы относятся кислород O, сера S, селен Se, теллур Te и
радиоактивный полоний Po. Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов этих
элементов (иногда называемых халькогенами) — ns2np4, для приобретения конфигурации инертного
газа атомам не хватает только двух электронов, что объясняет их склонность проявлять окислительные
свойства. При переходе от кислорода к полонию окислительные свойства простых веществ
ослабляются. Наибольшей окислительной способностью обладают кислород и сера, являющиеся
типичными неметаллами. Селен и теллур занимают промежуточное положение между неметаллами и
металлами, а полоний — типичный металл.
Для всех элементов подгруппы (кроме полония) характерна степень окисления –2. Все элементы, за
исключением кислорода, образуют также соединения, где их степень окисления равна +4 или +6; это
связано с наличием свободной d - орбитали в электронной оболочке атома.
Первый представитель группы кислород по электроотрицательности уступает только фтору, поэтому
для него почти всегда характерна степень окисления –2. В соединениях со фтором степень окисления
кислорода +2, в пероксидах — (–1).
Кислород имеет три стабильных изотопа: 16O, 17O и 18O. В свободном состоянии находится в виде двух
аллотропных модификаций — кислорода O2 (газ без цвета и запаха) и озона O3 (газ с характерным
запахом).
Кислород — самый распространенный элемент на Земле, он составляет 49,13% от общей массы Земной
коры, а также около 90% массы Мирового океана. В воздухе его содержание по объему составляет 21%.
Кроме того воздух содержит 78% азота и 1% других газов. Сера встречается в природе в виде залежей
самородной серы, сульфидов (в минералах и нефти) и сульфатов (в минералах, морской и речной воде).
Основные сульфидные полезные ископаемые: железный колчедан FeS2, цинковая обманка ZnS и
галенит PbS; сульфатные — гипс CaSO4 и барит BaSO4. Соединения серы содержатся также в
природном газе (в виде примесей сероводорода). Всего в земной коре около 0,03% серы; морская вода
содержит примерно 0,1% серы.
Сера имеет четыре стабильных изотопа: 32S, 33S, 34S и 36S. Как и для кислорода, для серы характерно
наличие аллотропных модификаций. В обычных условиях устойчива ромбическая сера — твердое
вещество желтого цвета, кроме нее существуют сера моноклинная, состоящая из циклических молекул
S8, и пластическая сера. Наиболее устойчива из них ромбическая сера, в нее самопроизвольно через
некоторое время превращаются другие модификации. Важнейшие свойства элементов подгруппы
кислорода и образованных ими простых веществ представлены в табл.2.1.
Таблица 2.1
Свойства элементов
подгруппы кислорода и простых веществ
Название, Потенциал
Атомный
Степени r , tпл, tкип,
химический ионизации, ЭО
номер
окисления г/см3 oC oC
символ
эВ
8
Кислород O 13,6
3,44 –2, –1, 0, 1,27 – –
+1, +2
( ж .) 219 183
16
Сера S
10,4
2,58 –2, 0, +2, 2,07 119 445
34
Селен Se
9,8
52
Теллур Te
9,0
84
Полоний Po 8,4
+3, +4, +5,
+6
2,55 –2, 0, +4, 4,79 217 685
+6
2,10 –2, 0, +4, 6,25 450 990
+6
2,0 0, +2, +4 9,32 282 962
С увеличением атомной массы от кислорода к теллуру возрастают температуры плавления и кипения, а
также плотность простых веществ, образуемых элементами. В той же последовательности темнеет
окраска неметаллических модификаций: O2 — бесцветный, S — желтая, Se — красный, Te —
коричневый.
§ 2.2. Кислород и озон
КИСЛОРОД O2 впервые был получен К. Шееле в 1770 г. при нагревании селитры. В 1774 г. Дж.
Пристли получил его разложением оксида ртути. Кислород — бесцветный газ без запаха, плохо
растворим в воде; жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, tпл = –219 ° C, tкип = –183 ° C.
Химические свойства. 1. В силу высокой окислительной способности кислород реагирует с
большинством металлов уже при комнатной температуре, образуя основные оксиды.
При окислении кислородом щелочных металлов только для лития характерно образование оксида Li2O.
Остальные щелочные металлы и барий при взаимодействии с кислородом образуют пероксиды и
надпероксиды. Так, наиболее устойчивыми продуктами, образующимися при сгорании натрия и бария в
атмосфере кислорода, являются пероксиды:
2Na + O2 = Na2O2;
Ba + O2 = BaO2 .
При сгорании остальных щелочных металлов в атмосфере с повышенным давлением кислорода
образуются надпероксиды, содержащие ион :
K + O2 = KO2.
2. При нагревании кислород активно взаимодействует и с неметаллами (за исключением гелия, неона,
аргона). В атмосфере кислорода с ослепительно ярким пламенем сгорает фосфор; интенсивно, яркосиним пламенем горит сера; без пламени, постепенно раскаляясь, сгорает древесный уголь:
4P + 5O2 = 2P2O5;
S + O2 = SO2;
C + O2 = CO2.
Реакция кислорода с азотом происходит при 1200 ° C или в электрическом разряде, это обусловлено
высокой прочностью тройной связи в молекуле N2:
N2 + O2 ↔ 2NO.
3. Кислород реагирует не только с простыми, но и со многими сложными веществами — сульфидами,
селенидами, низшими оксидами и т. д.:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O;
2NO + O2 = 2NO2.
Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу или оксид серы(IV) в зависимости от
количества кислорода:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O;
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O.
4. Особое свойство кислорода — способность обратимо взаимодействовать с некоторыми веществами,
образуя при этом оксигенильные комплексы, в которых кислород находится в молекулярном виде.
Пример такого комплекса — оксигемоглобин (продукт взаимодействия гемоглобина с кислородом),
выполняющий в организмах человека и животных функцию переноса кислорода. Химики научились
искусственно создавать комплексы, близкие к природным переносчикам кислорода. Центральными
атомами этих комплексов являются металлы первого ряда переходных металлов в низших степенях
окисления: Mn(II), Fe(II), Co(II), Cu(I).
Получение кислорода. Основные промышленные способы получения кислорода:
1) фракционная перегонка жидкого воздуха (азот, обладающий более низкой температурой кипения,
испаряется, а жидкий кислород остается);
2) электролиз воды.
В лаборатории кислород получают разложением некоторых солей кислородсодержащих кислот,
оксидов и пероксидов:
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 ;
4K2Cr2O7 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 ;
2KNO3 2KNO2 + O2 ;
2KClO3 2KCl + 3O2 ;
2Pb3O4 6PbO + O2 ;
2HgO 2Hg + O2 ;
2BaO2 2BaO + O2 ;
2H2O2 2H2O + O2 .
Применение кислорода. Кислород и его соединения играют важнейшую роль в процессах обмена
веществ и дыхания. Кислород необходим для производства стали из чугуна, осуществления
высокотемпературной сварки металлов, сжигания горючих и топливных материалов, таких, как
водород, метан, нефть, уголь и т. п.
ОЗОН O3 —аллотропная модификация кислорода, являющаяся более сильным окислителем, чем
кислород. Название «озон» произошло от греческих слов «озо» (пахнуть) или «озин» (пахнущий).
Действительно, при небольшой концентрации в воздухе он пахнет свежестью. Озон образуется в
атмосфере при грозовых разрядах. В лаборатории его получают пропусканием газообразного
кислорода через озонатор (реакция эндотермическая и обратимая; выход озона около 5%):
3O2 ↔ 2O3 — 284 кДж .
Качественной реакцией для обнаружения озона служит взаимодействие с раствором иодида калия. В
результате этой реакции образуется иод, который вызывает посинение раствора, содержащего крахмал,
за счет образования иод-крахмального комплекса:
2KI + O3 + H2 S O4 = I2 + O2 + K2SO4 + H2O.
С кислородом эта реакция не идет.
При пропускании озона над металлическим серебром, которое обычно устойчиво на воздухе, образуется
пероксид серебра черного цвета и выделяется кислород:
2O3 + 2Ag = Ag2O2 + 2O2.
Озон способен окислять сульфиды металлов до сульфатов. Очень наглядна реакция окисления сульфида
свинца, имеющего черный цвет, в сульфат, являющийся веществом белого цвета:
3PbS + 4O3 = 3PbSO4.
Озон взаимодействует со щелочными металлами и их гидроксидами с образованием соответствующих
озонидов:
4O3 + 4KOH = 4KO3 + 2H2O + O2 .
В эти реакции, как и в реакции получения пероксидов и надпероксидов, могут вступать щелочные
металлы K, Rb и Cs. Для этих ионов характерны большие радиусы и малые заряды, что и приводит к
устойчивости пероксидов M2O2, надпероксидов MO2 и озонидов MO3. Эти вещества широко
используют в качестве окислителей, а также применяют на подводных лодках в качестве источника
кислорода для дыхания экипажа:
4KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2 .
§ 2.3. Сера
Получение и применение серы. Промышленный метод получения серы основан на получении ее из
самородной серы путем плавления.
В лаборатории для получения серы используют неполное окисление сероводорода:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O ( недостаток O2)
или реакцию Вакенродера:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O.
Полученная в результате этих реакций сера легко кристаллизуется на холодной поверхности.
Серуявляется ценным продуктом в химическом синтезе для получения сернистого газа, серной кислоты,
сероводорода и сероуглерода, а также для вулканизации резины, в производстве пороха, инсектицидов
и фунгицидов.
Химические свойства. 1. Восстановительные свойства. На воздухе сера горит, образуя оксид
серы(IV) SO2. В сравнительно мягких условиях при комнатной температуре сера реагирует со фтором,
хлором и концентрированными кислотами — окислителями (HNO3, H2SO4):
S + 3F2 = SF6;
S + 6 HNO3 ( конц .) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O;
S + 2 H2SO4 ( конц .) = 3SO2 + 2H2O.
При взаимодействии серы с хлором получается смесь хлоридов серы SCl2 и S2Cl2, так как для серы
характерно образование связи S–S.
Только при взаимодействии со фтором сера образует высший галогенид SF6. Это обусловлено
небольшими размерами атома фтора. Молекула SF6 имеет форму октаэдра с атомом серы в центре. Это
термически и химически устойчивое вещество (не реагирует с водой, кислотами, щелочами). Низкая
реакционная способность SF6 обусловлена валентным и координационным насыщением серы.
Все остальные галогениды серы сильно гидролизуются водой с образованием различных продуктов,
содержащих серу, основным из которых является оксид серы(IV), и галогеноводородной кислоты:
SF4 + 2H2O = SO2 + 4HF;
S2Cl2 + 2H2O = SO2 + H2S + 2HCl.
2. Окислительные свойства. Со многими менее электроотрицательными неметаллами неметаллами сера
активно реагирует при нагревании. Так, при пропускании паров серы над углем образуется сероуглерод,
используемый в качестве растворителя для многих органических соединений:
2S + C = CS2.
Сера активно взаимодействует с фосфором и водородом:
2P + 3S = P2S3;
H2 + S = H2S.
Сера реагирует со многими металлами, образуя сульфиды:
Cu + S = CuS.
Для взаимодействия с большинством металлов серу необходимо предварительно расплавлять и
проводить реакции при повышенной температуре. Ртуть — единственный металл, с которым сера
взаимодействует уже при комнатной температуре. Это свойство используют в лабораториях для
удаления разлитой ртути, пары которой очень токсичны. Порошок серы активно прилипает к
поверхности ртути, тем самым предотвращая ее испарение и образуя сульфид ртути ( II ):
Hg + S = HgS.
3. Подобно галогенам, сера при нагревании растворяется в щелочах, при этом происходит реакция
диспропорционирования:
3S + 6NaOH = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O.
4. Необычным свойством серы является ее способность растворяться в концентрированном водном
растворе сульфита натрия с образованием тиосульфата натрия:
S + Na2SO3 = Na2S2O3.
Тиосульфат натрия используется в аналитической химии для количественного определения иода по
реакции:
2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6
§ 2.4. Сероводород. Сульфиды
Все водородные соединения элементов подгруппы серы имеют молекулярную структуру и ковалентную
полярную связь. С увеличением атомного номера элемента увеличивается его радиус, что способствует
уменьшению устойчивости водородных соединений и усилению кислотных и восстановительных
свойств от серы к теллуру.
СЕРОВОДОРОД H2S — бесцветный очень токсичный газ с запахом тухлых яиц, tпл = –86 ° C, tкип = –60
° C.
Молекула H2S подобно молекуле воды имеет угловую форму, Ð HSH = 92o. Из-за меньшей
электроотрицательности серы молекулы сероводорода, в отличие от воды, не образуют между собой
водородных связей, поэтому сероводород имеет более низкую температуру кипения, чем вода, и плохо
растворим в воде (один объем воды растворяет 3 объема сероводорода).
Получение. 1. При пропускании тока водорода над расплавленной серой происходит обратимая
реакция с очень малым выходом сероводорода, поэтому обычно в лаборатории его получают действием
разбавленных кислот на сульфиды:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S .
2. Для получения более чистого сероводорода твердый сульфид алюминия гидролизуют холодной
водой:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 ¯ + 3H2S .
Прямой синтез селеноводорода и теллуроводорода невозможен, их получают только по реакциям
обмена.
Химические свойства. 1. Сероводород ¾ типичный восстановитель. Кроме кислорода, он легко
окисляется галогенами:
H2S + Br2 = S ¯ + 2HBr;
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.
При нагревании красно-оранжевого оксида свинца PbO2 с сероводородом образуется белое вещество
PbO:
4PbO2 + H2S = 4PbO + H2SO4.
В зависимости от силы окислителя, температуры и реакции среды сероводород может превращаться в
вещества, в которых сера имеет степени окисления 0, +4, +6:
H2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S + 2HCl;
H2S + 3 H2SO4 ( конц .) 4SO2 + 4H2O ;
H2S + 8 HNO3 ( конц .) = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O .
2. Необычным свойством сероводорода и сульфидов является способность взаимодействовать с серой с
образованием полисульфанов H2Sn и полисульфидов:
Na2S + (n – 1)S = Na2Sn.
В этих соединениях проявляется склонность к катенации, т.е. к образованию цепей – S – S –.
СЕРОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА — раствор сероводорода в воде. Это слабая двухосновная кислота,
которая диссоциирует ступенчато:
H2S ↔ H+ + HS–, K1 = 6 × 10–8;
HS– ↔ H+ + S2–, K2 = 10–14.
Сероводородная кислота так же, как и сероводород, ¾ типичный восстановитель и вступает во многие
реакции, характерные для сероводорода. Она реагирует с хлором, с солями трехвалентного железа,
сернистой кислотой. Например :
2H2S + H2SO3 = 3S ¯ + 3H2O.
Сероводородная кислота образует два ряда солей: средние ¾ сульфиды, кислые ¾ гидросульфиды.
Большинство из них (за исключением сульфидов аммония, щелочных и щелочно-земельных металлов)
плохо растворимы в воде, многие осадки сульфидов окрашены. Это используют в аналитической химии
при определении металлов. Например, при пропускании сероводорода через раствор, содержащий ионы
свинца Pb2+, образуется черный осадок сульфида свинца:
H2S + Pb(NO3)2 = PbS ¯ + 2HNO3.
Эту реакцию также используют для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов.
Сульфиды можно получить нагреванием металла с серой, действием сероводорода на щелочи
(растворимые сульфиды) и по реакциям обмена (нерастворимые сульфиды). Все растворимые сульфиды
сильно гидролизованы:
Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH.
Сульфиды Al2S3, Cr2S3, Fe2S3 не удается получить в присутствии воды из-за необратимого гидролиза с
образованием гидроксида соответствующего металла и сероводорода.
Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных
кислотах:
ZnS + H2SO4 = ZnSO4 + H2S ;
CuS + H 2 SO 4 .
Для растворения нерастворимых сульфидов используют концентрированную HNO3:
FeS2 + 18HNO3 = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2 + 7H2O.
§ 2 .5. Оксид серы (IV). Сернистая кислота
ОКСИД СЕРЫ(IV) SO2 — бесцветный газ с резким запахом, tпл = –75,5 ° C, tкип = –10,1 ° C.
Молекула SO2 имеет угловую форму, Ð OSO = 119,5o. Связи S=O двойные.
Получение. 1. Оксид серы(IV) SO2 образуется при сгорании серы и сероводорода на воздухе.
2. В лаборатории диоксид серы получают взаимодействием металлов (чаще всего меди) с
концентрированной серной кислотой:
Cu + 2 H2SO4 ( конц .) = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
или при обжиге сульфидных минералов, например сульфида цинка (цинковой обманки) или дисульфида
железа (называемого также пиритом или железным колчеданом):
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 ;
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 .
3. Сернистый газ можно получить реакцией обмена между солями сернистой кислоты и сильной
неокисляющей кислотой:
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O.
Оксид серы(IV) хорошо растворяется в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 ° С), при этом кроме
физического растворения происходит и химическая реакция:
SO2 + H2O ↔ H2SO3.
СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА H2SO3 — слабая малоустойчивая кислота. В водном растворе сернистой
кислоты существуют следующие равновесия:
H2O + SO2 ↔ H2SO3 ↔ H+ + ↔ 2H+ + .
Константа диссоциации H2SO3 по первой ступени K1 = 1,6 × 10–2, по второй ¾ K2 = 6,3 × 10–8. Из-за
сильного различия в значениях ступенчатых констант диссоциации сернистая кислота образует два вида
солей: средние ¾ сульфиты, и кислые ¾ гидросульфиты.
Химические свойства соединений S(IV). Химические реакции, характерные для диоксида серы,
сернистой кислоты и ее солей, можно разделить на две группы.
1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:
Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3 + H2O.
2. Окислительно-восстановительные реакции, в которых производные S(IV) могут проявлять свойства
как окислителя, так и восстановителя, например:
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4;
в - ль
Na2SO3 + Cl2 + H2O = Na2SO4 + 2HCl;
в - ль
SO2 + C S + CO2.
ок - ль
В ряду SO2 — SeO2 — TeO2 происходит ослабление кислотных свойств, растворимость оксидов в воде
падает. Наиболее сильные окислительные свойства в этом ряду проявляют соединения Se(IV). Очень
показательна в этом смысле реакция оксидов серы(IV) и селена(IV) в водном растворе:
SeO2 + 2SO2 + 2H2O = Se + 2H2SO4.
ок-ль в-ль
Оксид TeO 2 в аналогичных реакции с диоксидом серы ведет себя подобно SeO 2 .
§ 2.6. Оксид серы(VI). Серная кислота. Сульфаты
ОКСИД СЕРЫ(VI) SO3 — ангидрид серной кислоты — при комнатной температуре представляет
собой бесцветную жидкость, которая затвердевает уже при 17 ° C, tкип = 44,8 ° C. Твердый SO3
существует в виде трех модификаций.
Оксид SO3 получают окислением SO2 только в присутствии катализатора (мелкораздробленная Pt или
V2O5) и при высоком давлении:
2SO2 + O2 = 2SO3.
Данная реакция похожа на реакцию синтеза аммиака, она является экзотермической, но понижать
температуру нецелесообразно, так как при этом сильно падает скорость реакции. На практике этот
процесс проводят при температуре 400–450 ° C. Для смещения равновесия вправо повышают давление.
В лаборатории для получения SO3 проводят термическое разложение сульфатов:
Fe2(SO4)3 Fe2O3 + 3SO3 .
Оксид серы(VI) — гигроскопическое вещество, при растворении его воде получается серная кислота:
SO3 + H2O = H2SO4.
При растворении SO3 в воде из-за выделения большого количества теплоты образуется туман, поэтому
в сернокислотном производстве оксид серы(VI) растворяют в 100%-ной серной кислоте. Полученный
раствор называется олеум.
СЕРНАЯ КИСЛОТА — маслянистая жидкость с tпл = 10,3 ° C, tкип = 296 ° C. Это сильная двухосновная
кислота. В воде она диссоциирует ступенчато, образуя гидросульфат- и сульфат-ионы:
H2SO4 ↔ H+ + , K1 = 103;
↔ H+ + , K2 = 1,1 · 10–2.
Химические свойства. 1. Окислительные свойства серной кислоты зависят от ее концентрации и
природы металла, с которым она взаимодействует.
Разбавленная серная кислота окисляет за счет ионов H+ только металлы, стоящие в электрохимическом
ряду напряжений до водорода:
Zn + H2SO4 ( разб .) = ZnSO4 + H2 .
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с различными металлами и со многими
неметаллами происходит ее восстановление до SO2:
Zn + 2 H2SO4 ( конц .) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
2Ag + 2 H2SO4 ( конц .) = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O;
2P + 5 H2SO4 (конц.) = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Необходимо помнить, что при разбавлении серной кислоты водой выделяется большое количество
теплоты, поэтому для разбавления серной кислоты надо наливать кислоту в воду, а не наоборот.
2. Концентрированная серная кислота обладает дегидратирующими свойствами, т. е. способностью
поглощать влагу. При этом она может не только поглощать несвязанную воду, но и удалять ее из
химических соединений, например из углеводов и спиртов. Так, концентрированная серная кислота
обугливает бумагу и сахарозу:
12С (тв.) + 11Н2О.
Этанол при нагревании с серной кислотой превращается в этилен:
С2Н5ОН (ж.)
Получение и применение. Серную кислоту получают контактным способом. Он включает три этапа:
1) получение SO2 сжиганием серы или обжигом сульфидных руд;
2) каталитическое окисление SO2 до SO3;
3) поглощение SO3 96%-ной серной кислотой с образованием 100%-ной кислоты; получение олеума
растворением SO3 в 100%-ной серной кислоте.
Серную кислоту широко используют в химической промышленности для производства синтетических
моющих средств, пластмасс, удобрений и лекарственных препаратов.
В ряду высших кислородсодержащих кислот элементов шестой группы наблюдается монотонное
ослабление кислотных свойства от серной кислоты к теллуровой и немонотонное изменение
окислительной способности. Самым сильным окислителем является селеновая кислота. Она способна
выделять хлор из концентрированной HCl :
H 2 SeO 4 + 2 HCl = Cl 2 ↑ + H 2 SeO 3 + H 2 O
b растворять золото:
2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3 H2SeO3 + 3H2O
Соли серной кислоты. Серная кислота, как все кислоты, реагирует с основаниями и оксидами с
образованием сульфатов и гидросульфатов. Наименьшей растворимостью обладает сульфат бария,
именно поэтому его образование в виде белого осадка используют как качественную реакцию на
сульфат-ион:
Ba2+ + = BaSO4 ¯ .
Как правило, все гидросульфаты хорошо растворимы в воде.
Термическая устойчивость сульфатов зависит от природы металла.
u Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения.
u При разложении сульфатов металлов средней активности образуются оксиды:
2CuSO4 = 2CuO + 2SO2 + O2 .
u При разложении сульфатов переходных металлов в низких степенях окисления образуются оксиды, в
которых металлы проявляют более высокие степени окисления:
4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2 .
u Сульфаты наиболее тяжелых металлов (Ag, Hg) разлагаются до металла:
Ag2SO4 = 2Ag ¯ + SO2 + O2 .
При прокаливании с углем сульфаты металлов восстанавливаются до сульфидов:
BaSO4 + 4C = BaS + 4CO .
§ 2.7. Примеры решения задач
Задача 1. [1]
Продукты полного взаимодействия 0,69 г натрия и 0,80 г серы осторожно внесли в воду и
образовавшийся прозрачный раствор разбавили до объема 50 мл. Определите молярные концентрации
соединений в образовавшемся растворе. Вычислите максимальную массу брома, который может
прореагировать с полученным раствором.
Решение.
Найдем количества вещества натрия и серы: ν ( Na ) = 0,69 (г)/ 23 (г/моль) = 0,03 моль, ν ( S ) = 0,80 (г)/
32 (г/моль) = 0,025 моль.
Вначале образуется сульфид натрия согласно следующей реакции:
2 Na + S = Na 2 S в количестве 0,03/2 = 0,015 моль. В результате этого процесса остается
непрореагировавшая сера в количестве 0,025 – 0,015 = 0,01 моль, которая вступает во взаимодействие с
0,01 моль сульфида натрия с образованием дисульфида Na 2 S 2 :
Na 2 S + S = Na 2 S 2 .
Очевидно, что после всех химических превращений образовались Na 2 S и Na 2 S 2 в количестве, 0,005
моль и 0,01 моль, соответственно.
При разбавлении образовавшегося раствора до 50 мл, молярные концентрации веществ в растворе
составили C ( Na 2 S ) = 0,005/0,05 = 0,1 моль/л и C ( Na 2 S 2 ) = 0,01/0,05 = 0,2 моль/л.
С бромом реагируют оба вещества, находящтеся в растворе согласно следующим уравнениям:
Na2S + Br2 = 2NaBr + S↓
Na2S2 + Br2 = 2NaBr + 2S↓
Количество брома равно суммарному количеству веществ сульфида и дисульфида натрия и составляет
0,005 + 0,01 = 0,015 моль, а его масса равна 160 г/моль * 0,015 моль = 2,4 г.
Задача 2. [1]
Какую массу воды следует добавить к 300 г олеума, содержащего 40% серного ангидрида, чтобы
получить водный раствор с массовой долей серной кислоты 70%?
Решение.
Из условия задачи следует, что масса серного ангидрида, содержащегося в олеуме, составляет: 300*0,4
= 120 г. Его количество вещества, соответственно, равно: ν( SO 3 ) = 120г / 80 г/моль = 1,5 моль.
Проведя аналогичные вычисления для серной кислоты, получаем, что m ( H 2 SO 4 ) = 300*0,6 = 180 г.
Количество вещества ν( H 2 SO 4) = 180г / 98 г/моль = 1,837 моль.
Пусть для получения водного раствора с массовой долей серной кислоты 70% необходимо добавить x
грамм воды. Тогда масса образовавшегося раствора составит (300 + x ) грамм. Очевидно, что в
образовавшемся растворе весь серный ангидрид превратился в серную кислоту, ее суммарное
количество при этом составило 1,5 + 1,837 = 3,337 моль, а масса равна 3,337 моль * 98 г/моль = 327 г.
Учитывая, что w ( H 2 SO 4 ) = 0,7 = 327 / (300 + x )., получаем, что x = 167,14 г.
Задача 3. [1]
Вычислите объемные доли газов в смеси, образовавшейся при действии горячей серной кислоты на
хлорид серы S 2 Cl 2 .
Решение.
Составим уравнение химической реакции, происходящей при действии горячей серной кислоты на
хлорид серы S 2 Cl 2 :
S2Cl2 + 3H2SO4 = 5SO2↑ + 2HCl↑ +2 H2O
S2Cl2 + 4H2O -6e = 2SO2 + 2Cl- + 8H+ x1
SO42- +4H+ + 2e = SO2 + 2H2O x3
Для газов значение объемной доли совпадает со значением мольной, поэтому из приведенного
уравнения очевидно, что φ ( SO 2 ) = 5/7, а φ ( HCl ) составляет 2/7.
Задача 4. (Задания теоретического тура заключительного этапа 2000г., задача 9.2.) Дракон в крови.
Герой в луче. – Так надо (М.Цветаева)
При нагревании двух простых веществ (одно из них – жидкость) в достаточно
концентрированном растворе едкого кали образуется осадок красного цвета, нерастворимый в воде и в
концентрированных растворах кислот (соляной, серной и азотной).
1. Какие простые вещества могли быть взяты?
2. В каком весовом соотношении могли быть взяты простые вещества, чтобы в результате синтеза в
осадке мог находиться только красный продукт?
3. Какие вещества могут находиться в растворе по окончанию синтеза?
4. Какую окраску может иметь водный раствор после завершения реакции?
5. Что может образоваться при подкислении (в избытке) водного раствора после реакции?
6. Каков состав красного осадка?
7. Как называется природный минерал, соответствующий по составу красному осадку? Что
означает его название (по-русски)?
8. Для чего мог использоваться этот минерал в древности?
9. Что образуется при нагревании красного осадка (минерала) на воздухе (уравнения химических
реакций)?
10. В чем можно растворить красный осадок (уравнения химических реакций)?
11. Попробуйте написать последовательность химических реакций, протекающих в процессе
синтеза.
Решение (автор А.И.Жиров)
1. Жидких простых веществ два: бром и ртуть. Бром диспропорционирует в водном растворе
щелочи, образуя малоактивные в щелочной среде бромиды и броматы. Индивидуальных
минералов, содержащих бром ( к тому же красного цвета) в природе не встречается. Таким
образом, наиболее вероятно, что одно из исходных веществ – ртуть. Ее основной минерал
красного цвета – HgS (киноварь). Тогда второе простое вещество – сера.
2. При нагревании в водном щелочном растворе сера (подобно хлору или белому фосфору)
способна диспропорционировать:
3 S + 6 KOH → 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O
Продукты диспропорционирования способны взаимодействовать с избытком серы:
K 2 S + xS → K 2 Sx +1 (полисульфид калия)
K 2 SO 3 + S → K 2 S 2 O 3 (тиосульфат калия)
Полисульфид калия будет взаимодействовать с ртутью, образуя сульфид ртути:
K 2 Sx +1 + xHg → K 2 S + xHgS
(Черный сульфид ртути (вторая кристаллическая модификация HgS ), который может образовываться в
этих условиях, имеет меньшую энергию кристаллической решетки и способен растворяться в растворе
сульфида калия).
Для получения чистого сульфида ртути (красного цвета) необходим избыток серы. Весовое
соотношение S : Hg > 32:200,6 > 0,155 (верхняя граница избытка определяется объемом и
концентрацией раствора гидроксида калия в синтезе).
3. По окончанию синтеза в водном растворе могут присутствовать (помимо воды и гидроксида
калия) тиосульфат калия и полисульфид калия.
4. От желтой до красно-коричневой из-за присутствия полисульфид-ионов.
5. При подкислении раствора может выпадать сера (продукт сопропорционирования полисульфиди тиосульфат-ионов):
2 S 2− x +1 + S 2 O 3 2− + 6 H + → (2 x +4) S ↓ + 3 H 2 O
Или образовываться продукты диспропорционирования тиосульфат-иона в кислой среде:
S2O3 2− + 2 H+ → S + SO2↑ + H2O
6. HgS
7. киноварь (кровь дракона).
8. Красный пигмент (краситель). Использовался во фресковой живописи. Может быть, и во
Владимире есть фрески с использованием киновари.
9. HgS + O2 → Hg + SO2
2Hg + O2 → 2HgO
10. В царской водке (азотная кислота – окислитель, хлорид-ионы – комплексообразователи для
ионов ртути ( II ):
3HgS + 8HNO3 + 12HCl = 3H2[HgCl4] + 3H2SO4 + 8NO↑ + 4 H2O
11. 3S + 6KOH → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
K 2 S + xS → K 2 Sx +1
K2SO3 + S → K2S2O3
K 2 Sx +1 + xHg → K 2 S + xHgS
Задача 5. (Задания областного этапа 2000г., задача 9.2.)
На схеме приведены превращения X .
X + O 2→
X + Br 2 →
X + KOH →
X + FeCl 3 →
X + SO 2 → S + H 2 O
Предложите X и запишите уравнения осуществленных превращений.
Решение ( стр .302)
X − H2S
2 H2S + 3 O2 = 2H2O + 2 SO2
H2S + Br2 = 2HBr + S
H2S + 2KOH = K2S + 2H2O (H2S + KOH = KHS + H2O)
H2S + 2FeCl3 = 2 FeCl2 + 2HCl + S
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа