Ответы на теорию по химии элементов (1106641), страница 5
Текст из файла (страница 5)
Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.
Получение
При сжигании серы в кислороде:
S + O2 ® SO2
Окислением сульфидов:
4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2
Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:
Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2 + H2O
При окислении металлов концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H2SO4(конц) ® CuSO4 + SO2 + 2H2O
Химические свойства
Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)
SO2 + H2O « H2SO3 ¬K1® H+ + HSO3- ¬K2® 2H+ + SO32-
H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).
Ba(OH)2 + SO2 ® BaSO3?(сульфит бария) + H2O
Ba(OH)2 + 2SO2 ® Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)
Реакции окисления (S+4 – 2e ® S+6)
SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:
2Na2SO3 + O2 ® 2Na2SO4; 2SO32- + O2 ® 2SO42-
Реакции восстановления (S+4 + 4e ® S0)
SO2 + С –t°® S + СO2
SO2 + 2H2S ® 3S + 2H2O
Оксид серы VI
SO3 (серный ангидрид)
Физические свойства
Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).
SO3 + H2O ® H2SO4
Твердый SO3 существует в трех модификациях. SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.
Получение
1)2SO2 + O2 ¬кат;450°C® 2SO3
2) Fe2(SO4)3 –t°® Fe2O3 + 3SO3
Химические свойства
Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:
SO3 + H2O ® H2SO4 « H+ + HSO4- « 2H+ + SO42-
H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):
2NaOH + SO3 ® Na2SO4 + H2O
NaOH + SO3 ® NaHSO4
SO3 - сильный окислитель.
Н2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, S — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO?, а наиболее сильными восстановителями — до S и H?S. Концентрированная H?SO? частично восстанавливается H?. Из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H?SO? взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H?SO? нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.
H2SO3 — неустойчивая двухосновная кислота средней силы, существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):
SO2 + H2O ? H2SO3 ? H+ + HSO3- ? 2H+ + SO32-.
Кислота средней силы:
H2SO3 <=> H+ + HSO3-, KI = 2·10-2
HSO3- <=> H+ + SO32-, KII = 6·10-8
Растворы H2SO3 всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO2.
Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):
H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O
и средние — сульфиты (в избытке щёлочи):
H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O
Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями:
H2SO3+Br2+H2O=H2SO4+2HBr
При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя:
H2SO3+2H2S=3S+3H2O
Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия:
5SO3 + 6H+2MnO4=5SO4+2Mn+3H2O
Сульфиты — соли сернистой кислоты H2SO3.Существует два ряда сульфитов: средние (нормальные) общей формулы M2SO3 и кислые (гидросульфиты) общей формулы MHSO3 (М — одновалентный металл).
Средние, за исключением сульфитов щелочных металлов и аммония, малорастворимы в воде, растворяются в присутствии SO2. Из кислых в свободном состоянии выделены лишь гидросульфиты щелочных металлов. Для сульфитов в водном растворе характерны окисление до сульфатов и восстановление до тиосульфатов M2S2O3.
Реакции с повышением степени окисления серы от +4 до +6, например:
Na2SО3 + Сl2 + Н2О = Nа2SО4 + 2 НСl.
Реакции самоокисления-самовосстановления серы возможны и при ее взаимодействии с сульфитами. Так, при кипячении раствора с мелкоизмельченной серой образуется тиосульфат (иногда называют гипосульфит) натрия:
Na2SO3 + S > Na2S2O3.
Таким образом, сернистая кислота и ее соли могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства
Получают взаимодействием SO2 с гидроокисями или карбонатами соответствующих металлов в водной среде.
Применяются главным образом гидросульфиты — в текстильной промышленности при крашении и печатании (KHSO3, NaHSO3), в бумажной промышленности при получении целлюлозы из древесины [Ca(HSO3)2], в фотографии, в органическом синтезе.
Сульфаты — сернокислые соли, соли серной кислоты H2SO4. Имеются два ряда С.— средние (нормальные) общей формулы Mg2SO4 и кислые (Гидросульфаты) — MHSO4, где М — одновалентный металл.
С. — кристаллические вещества, бесцветные (если катион бесцветен), в большинстве случаев хорошо растворимые в воде. Малорастворимые С. встречаются в виде минералов: гипса CaSO4?2H2O, целестина SrSO4, англезита PbSO4 и др. Практически нерастворимы барит BaSO4 и RaSO4. Кислые С. выделены в твёрдом состоянии лишь для наиболее активных металлов — Na, К и др. Они хорошо растворимы в воде, легко плавятся. Нормальные С. можно получить растворением металлов в H2SO4, действием H2SO4 на окиси, гидроокиси, карбонаты металлов и др. Гидросульфаты получают нагреванием нормальных С. с концентрированной H2SO4:
K2SO4 + H2SO4 = 2KHSO4.
Кристаллогидраты С. некоторых тяжёлых металлов называются купоросами .
Широкое применение во многих отраслях промышленности находят сульфаты природные.
14//14. Сероводород. Получение и свойства сероводорода. Сульфиды металлов.
Растворимость сульфидов в воде и кислотах. Полисульфиды.
H2S — бесцветный газ с неприятным запахом и сладковатым вкусом. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. При больших концентрациях разъедает металл. Взрывчатая смесь с воздухом 4,5 - 45%.
Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H2), ядовитый (вдыхание воздуха с его примесью вызывает головокружение, головную боль, тошноту, а со значительным содержанием приводит к коме, судорогам, отёку лёгких и даже к летальному исходу), газ, тяжелее воздуха с неприятным запахом тухлых яиц. Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна (? = 0,34·10-29 Кл·м). В отличие от молекул воды, молекулы сероводорода не образуют прочных водородных связей, поэтому H2S — газ. Насыщенный водный раствор (сероводородная вода) H2S является очень слабой сероводородной кислотой.Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.
В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:
H2S > HS? + H+
Ka = 6.9?10?7 моль/л; pKa = 6.89.
С основаниями реагирует:
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (обычная соль, при избытке NaOH)
H2S + NaOH = NaHS + H2O (кислая соль, при отношении 1:1)
Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе он горит синим пламенем:
2H2S + ЗО2 = 2Н2О + 2SO2
при недостатке кислорода:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
(на этой реакции основан промышленный способ получения серы).
Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42-, например:
3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl
2H2S + SO2 = 2Н2О + 3S
H2S + I2 = 2HI + Ы
Полученире
Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды:
FeS + 2HCl = FeCl2+H2S
Взаимодействие сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода):
Al2SO3+H2O=2Al(OH)3+H2S
Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, бария и аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены.
Для щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M+HS и M2+(HS)?. Гидросульфиды Са?+ и Sr2+ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления (Al?S3, Cr2S3 и др.) часто проходит необратимо.
Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь).
Полисульфиды — многосернистые соединения общей формулы Me2Sn, например, полисульфид аммония (NH4)2Sn. В структуре этих соединений имеются цепи атомов —S—S(n)—S.
Известны многочисленные полисульфиды водорода, общей формулы H2Sn, где n меняется от 2 до 23. Это желтые маслянистые жидкости, по мере увеличения содержания серы, окраска изменяется от желтой до красной.
Полисульфиды щелочных металлов образуются при взаимодействии элементарной серы с соответствующим сульфидом (при сплавлении или в концентрированном растворе):
Na2S + 2 S(pомб.) > Na2S3
Na2S + 4 S > Na2S5
Na2S + 5 S > Na2S6
Na2S + 6 S > Na2S7
Na2S + 7 S > Na2S8
Обычно в молекулах полисульфидов число атомов серы изменяется от 2 до 8, известно лишь одно соединение с n = 9, это (NH4)2S9. Наиболее распространены полисульфиды с двумя атомами серы. Эти полисульфиды можно рассматривать как аналоги соответствующих пероксидов. Для полисульфидов характерны окислительные и восстановительные свойства:
(NH4)2S2 + Sn+2S > (NH4)2Sn+4S3
4FeS2 +11O2 > 2Fе2O3 + 8SO2
При взаимодействии с кислотами разлагаются с выделением серы и H2S.
Полисульфиды используют в аналитической химии для разделения элементов, в производстве некоторых каучуков и др. Смесь полисульфидов натрия (в старину ее называли «серная печень») с давних времен применяли в кожевенной промышленности для удаления волоса.
15//15. Общая характеристика элементов 15 группы. Строение, физические и хи-
мические свойства простых веществ. Полиморфные модификации фосфо-
ра. Выбор стандартного состояния фосфора.
N P As Sb Bi
По пять электронов на s р орбиталях внешнего энерг. уровня.
Радиусы атома от азота к висмуту возрастают, что приводит к паднию прочности в соеднениях. Энергия ионизации и электроотрицатльнбость в ряду N P As Sb Bi уменьшается,
усидиваются металлические свойства. Степени окисления (-3) - (+5)
N -3,0,1,2,3,4,5
P As Sb -3 0 3 5
Bi 0 3 5
Св-ва Азота
При нормальных условиях азот это бесцветный газ, не имеет запаха, мало растворим в воде
В жидком состоянии (темп. кипения -195,8 °C) – бесцветная, подвижная, как вода, жидкость. При контакте с воздухом поглощает из него кислород.
При -209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снегоподобной массы или больших белоснежных кристаллов. При контакте с воздухом поглощает из него кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте.
Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной температуре он реагирует с серой, фосфором, мышьяком и с рядом металлов, например, со ртутью.
Вследствие большой прочности молекулы азота многие его соединения эндотермичны, энтальпия их образования отрицательна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.
Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:
6Li + N2 > 2Li3N,
при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:
3Mg + N2 > Mg3N2,
2B + N2 >2BN,
Св-ва фосфора
Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белую, красную, черную и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств