Главная Случайная страница


Полезное:

Как сделать разговор полезным и приятным Как сделать объемную звезду своими руками Как сделать то, что делать не хочется? Как сделать погремушку Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами Как сделать идею коммерческой Как сделать хорошую растяжку ног? Как сделать наш разум здоровым? Как сделать, чтобы люди обманывали меньше Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили? Как сделать лучше себе и другим людям Как сделать свидание интересным?


Категории:

АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника






Соединения кислорода с водородом





 

Кислород образует с водородом два соединения: оксид водорода – воду (Н2О) и пероксид водорода (Н2О2).

Химические свойства воды. Вода - чрезвычайно слабый электролит: Н2О ↔ Н+ + ОН-

При ее диссоциации образуется очень мало катионов водорода Н+ и анионов ОН-, концентрация которых в чистой воде равны между собой и при 220С составляют 10-7 моль/л. Наличие в системе одновременно и носителя кислотных свойств катиона Н+, и основных свойств – анионов ОН- в равных количествах делает воду типичным амфолитом с четко сбалансированными кислотно-основными свойствами. В процессах гидролиза солей вода может выступать и как кислота, и как основание – в зависимости от объекта гидролиза (анион или катион). При гидролизе соли по аниону молекула воды отдает аниону соли катион водорода, т.е. она является кислотой. При этом образуется новая слабая кислота:

NO-2 + H – OH ↔ HNO2 + OH-

(кислота) (кислота)

При гидролизе соли по катиону молекула воды отдает этому катиону анион ОН-, выступая основанием. При этом образуется новое слабое основание:

Сu2+ + H – OH ↔ (CuOH)+ + H+

(основание) (основание)

Вода реагирует с химически активными металлами (восстановителями):

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

С неметаллами восстановителями:

С + Н2О = СО + Н2

 

Сера

Сера имеет электронную конфигурацию 1s22s22p63s23p4. Подобно кислороду сера принимает два электрона и проявляет в соединениях с менее электроотрицательными элементами степень окисления -2 (Н2S). В то же время в соединениях с более электроотрицательными элементами – фтором и кислородом – сера проявляет степени окисления +4 и +6 (SO2, SF4, SO3, SF6). Способность образовывать в соединениях четыре и даже шесть связей объясняется наличием во внешнем слое атома серы вакантных 3d-орбиталей.

Сера существует в природе в свободном и связанном состояниях.

Химическая активность серы при нормальных условиях невелика, но при нагревании сера достаточно активно проявляет свойства и окислителя и восстановителя (для всех уравнений реакций составлять электронный баланс).

Металлы (активные восстановители) сера окисляет при нагревании, образуя сульфиды. При этом такие металлы, как железо и хром, сера окисляет только до низшей степени окисления:

Zn + S = ZnS Cu + S = CuS

Fe + S = FeS Cr + S = CrS

С водородом сера взаимодействует только при нагревании с образованием сероводорода, но при температуре свыше 3500С происходит обратная реакция – распад сероводорода. Другие неметаллы, электроотрицательность которых ниже, чем у серы, также окисляются ею при нагревании без доступа воздуха:

Н2 + S = H2S C + 2S = CS2

2P + 3S = P2S3

С сильными окислителями сера проявляет восстановительные свойства. Она сгорает в атмосфере кислорода с образованием оксида серы (IV). В присутствии катализаторов при высоких температурах оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

S + O2 = SO2 2SO2 + O2 = 2SO3

Со сложными веществами, содержащими сильные окислители, сера взаимодействует как восстановитель:

S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

При кипячении в растворе щелочи сера проявляет окислительно-восстановительную двойственность, образуя в результате реакции ОВ сульфиды и сульфиты:

3S + 6KOH = 2K2S + K2SO3 + 3H2O

Соединения серы с водородом.

Сероводород, в отличие от воды, - газ с резким запахом. При растворении в воде образует слабую двухосновную кислоту:

H2S ↔ H+ + HS- HS- ↔ H+ + S2-

Сероводородная кислота образует два ряда солей: сульфиды и гидросульфиды:

H2S + 2NaOH(изб.) = Na2S + 2H2O

H2S + NaOH = NaHS + H2O

Только сульфиды щелочных металлов растворимы в воде, а сульфиды большинства других металлов – нерастворимы:

Cu(NO3)2 + H2S = CuS↓ + 2HNO3

Для качественного обнаружения сероводорода обычно используется «свинцовая бумага» - фильтровальная бумага, пропитанная раствором соли свинца. В присутствии H2S она чернеет из-за образования PbS:

Pb2+ + H2S = PbS↓ + 2H+ (PbS -черный осадок)

Поскольку H2S является слабой кислотой не только по второй, но и по первой ступени диссоциации, то ее растворимые соли – сульфиды и гидросульфиду – подвергаются глубокому гидролизу в водных растворах, и поэтому их растворы имеют щелочную среду и пахнут сероводородом:

S2- + H2O ↔ HS- + OH-

Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH

HS- + H2O ↔ H2S↑ + OH-

NaHS + H2O ↔ H2S↑ + NaOH

В окислительно-восстановительных реакциях сероводород является сильным восстановителем за счет S2-. Так, он сгорает на воздухе:

2H2S + O2 = 2SO2 + 2H2O

В растворе при недостатке кислорода окисляется до свободной серы, из-за чего раствор мутнеет:

2H2S + O2 = 2H2O + 2S↓

При взаимодействии с несильными окислителями (J2, SO2, FeCl3) также окисляется до свободной серы:

H2S + SO2 = 3S↓ + 2H2O

3H2S + 2FeCl3 = S↓ + 2FeS↓ + 6HCl

Сильными окислителями, например хлором в воде, H2S окисляется до H2SO4:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl

В то же время H2S может быть и окислителем за счет катиона водорода. Поэтому она взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

H2S + Zn = ZnS + H2

В присутствии кислорода как окислителя H2S реагирует и с малоактивными металлами:

2H2S + 4Ag + O2 = 2Ag2S + 2H2O

Именно в результате этой реакции серебро чернеет на воздухе.

Соединения серы с кислородом.

Сера с кислородом образует два кислотных оксида: SO2 –оксид серы (IV) и SO3 - оксид серы (VI). Оба оксида взаимодействуют с основными оксидами и основаниями, образуя соответственно сульфиты и сульфаты:

СаО + SO2 = CaSO3 (сульфит кальция) Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3 + H2O

Na2O + SO3 = Na2SO4 (сульфат натрия) 2NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O

При растворении в воде оксид серы (IV) образует сложную равновесную систему на основе слабой малоустойчивой сернистой кислоты H2SO3:

SO2 + H2O ↔ H2SO3

H2SO3 ↔ H+ + HSO-3 HSO-3 ↔ H+ + SO2-3

Эта кислота образует два ряда солей – гидросульфиты и сульфиты:

SO2 + NaOH = NaHSO3 SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

В водной среде соли сернистой кислоты подвергаются гидролизу с образованием кислых солей и щелочной среды:

SO2-3 + H-OH ↔ HSO-3 + OH-

В окислительно-восстановительных реакциях оксид серы (IV) может быть восстановителем или окислителем за счет S+4 в зависимости от свойств второго реагента. Соли сернистой кислоты – сульфиты – в ОВР практически всегда являются восстановителями:

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

Оксид серы (VI) очень часто накапливается в атмосфере тех промышленных городов, в которых в качестве топлива используют каменный уголь, в котором, как правило, содержится около 2% серы. При сжигании такого угля образуется и выбрасывается в атмосферу, кроме СО2, значительное количество оксида SO2. Он служит причиной возникновения кислотных дождей (H2SO3 и H2SO4):

SO2 + H2O = H2SO3 2SO2 + 2H2O + O2 = 2H2SO4

Кислотные дожди в настоящее время являются одной из самых угрожающих болезней биосферы.

Оксид серы (VI) при поглощении водой образует сильную кислоту H2SO4, полностью диссоциирующую в водном растворе:

SO3 + H2O = H2SO4

H2SO4 = H+ + HSO4- HSO-4 = H+ + SO42-

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она взаимодействует:

− с основными оксидами:

CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O

− с основаниями:

2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

− c солями:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Реакция взаимодействия сульфат-ионов SO42- с катионами Ва2+ приводит к образованию белого порошкообразного осадка BaSO4, нерастворимого в воде и кислотах. Это качественная реакция на сульфат-ион SO42-.

Как двухосновная кислота образует два ряда солей: средние – сульфаты (K2SO4) и кислые – гидросульфаты (KHSO4). Соли серной кислоты в водном растворе не подвергаются гидролизу по аниону, так как H2SO4 – сильная кислота.

Многие средние соли - сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты, некоторые из них называют купоросами. Наиболее широкое применение нашли следующие соли серной кислоты:

Na2SO4*10H2O – глауберова соль, применяется как слабительное средство;

MgSO4*7H2O – горькая английская соль (магнезия), применяется как слабительное и как успокаивающее средство;

CuSO4*5H2O – медный купорос – соль ярко-синего цвета, используется для борьбы с вредителями растений;

FeSO4*7H2O – железный купорос, светло-зеленого цвета, используется для борьбы с вредителями растений;

2CaSO4*H2O - алебастр, используется в строительстве и медицине, так как при замешивании его с водой образуется гипс CaSO4*2H2O, который нерастворим.

Концентрированная серная кислота проявляет сильное водоотнимающее действие, что используется для осушки газов, не взаимодействующих с кислотой (N2, CO2, HCl, воздух и др.). безводная серная кислота проявляет настолько сильные водоотнимающие свойства, что обугливает органические вещества (сахар, ткань, дерево, бумагу):

C12H22O11 + 11H2SO4 = 12C + 11H2SO4*H2O

Разбавление серной кислоты водой сопровождается выделением большого количества тепла, вызывая даже кипение и разбрызгивание смеси. Поэтому при разбавлении кислоты водой всегда следует лить кислоту в воду, а не наоборот, так как плотность кислоты больше плотности воды.

В разбавленной серной кислоте окислителем является катион водорода Н+, и поэтому она взаимодействует только с металлами, способными вытеснять водород:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счет атомов S+6. При взаимодействии с неметаллами и малоактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до SO2:

C + 2H2SO4(конц.) = CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O

2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O

2Ag + 2H2SO4(конц.) = Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O

Получение серной кислоты.

В промышленности для получения серной кислоты первоначально получают оксид серы (IV), который при высоких температурах в присутствии катализатора окисляют в оксид серы (VI), который поглощают раствором серной кислоты. Безводная серная кислота хорошо растворяет оксид серы (VI) SO3. Серная кислота, содержащая SO3, дымит на воздухе, выделяя пары SO3, и называется олеум, в котором может содержаться до 70% SO3.

Серная кислота относится к основным продуктам химической промышленности. Она используется в производстве минеральных удобрений, продуктов основного органического синтеза (красителей, лекарств, взрывчатых веществ, различных полимеров), как электролит – в автомобильных аккумуляторах и для многих других целей.

Вопросы для контроля

1. Какие элементы относятся к халькогенам? Где расположены халькогены в периодической системе Д.И.Менделеева?

2. Сколько электронов в атомах халькогенов на внешнем энергетическом уровне? Какова электронная формула халькогенов?

3. Какую валентность имеет кислород? Почему валентность кислорода является постоянной величиной в отличие от серы, селена, теллура?

4. Какова общая формула водородных соединений элементов подгруппы халькогенов, что образуется при их растворении в воде? Как называются халькогеноводородные кислоты?

5. Охарактеризуйте кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства сероводородной кислоты.

6. Какие оксиды характерны для халькогенов? Какие кислоты им соответствуют? Напишите молекулярные и графические формулы селенистой и селеновой кислот.

7. Приведите примеры реакций, в которых: а) сернистый газ играет роль кислотного оксида; б) сернистый газ играет роль окислителя; в) сернистый газ проявляет восстановительные свойства.

8. К какому классу относятся вещества, которые обычно образуются при окислении кислородом металлов и неметаллов?

9. Охарактеризуйте физические свойства серной кислоты.

10. Охарактеризуйте химические свойства разбавленной серной кислоты. Ответ подтвердите записями уравнений реакций.

11. Чем обусловлено различие окислительных свойств разбавленной и концентрированной серной кислоты?

12. Чем отличается действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на металлы?

Date: 2015-09-24; view: 6720; Нарушение авторских прав; Помощь в написании работы --> СЮДА...



mydocx.ru - 2015-2024 year. (0.005 sec.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав - Пожаловаться на публикацию