Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Химические свойства углерода
Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только с фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.
Восстановительные свойства проявляются при взаимодействии: · с кислородом: t C + O2 → CO2; - при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание: t 2C + O2 → 2C+2O (угарный газ); · с фтором: С + 2F2 → CF4; · с водяным паром: C + H2O –1200º C→ С+2O + H2 (водяной газ); · с оксидами металлов: C + 2CuO –tº C→ 2Cu + C+4O2; · с кислотами – окислителями: C + 2H2SO4(конц.) → С+4O2 + 2SO2 + 2H2O; С + 4HNO3(конц.) → С+4O2 + 4NO2 + 2H2O Окислительные свойства углерода подтверждают реакции: · с металлами, в результате которых образуются карбиды: 4Al + 3C → Al4C3; Ca + 2C→ CaC2 - 4; · с водородом: C + 2H2 → CH4 Оксид углерода (II) - CO
Угарный газ: бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, tкип = –192º C; t пл. = –205º C. Получение · в промышленности (в газогенераторах): C + O2 ® CO2; CO2 + C ® 2CO; · в лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.): HCOOH ® H2O + CO; H2C2O4 ® CO + CO2 + H2O Химические свойства При обычных условиях CO инертен; при нагревании проявляет восстановительные свойства восстановитель; относится к несолеобразующим оксидам. Взаимодействует: · с кислородом: 2C+2O + O2 → 2C+4O2; · с оксидами металлов: C+2O + CuO → Сu + C+4O2; · с хлором (на свету): CO + Cl2 –hν → COCl2 (фосген); · с переходными металлами образует карбонилы: Ni + 4CO –tº C→ Ni(CO)4; Fe + 5CO –tº C→ Fe(CO)5 2.3.6. Оксид углерода (IV) СO2 Углекислый газ: бесцветный, без запаха, растворимость в воде - в 1V H2O растворяется 0, 9V CO2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t пл.= -78, 5º C (твёрдый CO2 называется " сухой лёд" ); не поддерживает горение. В воздухе содержится % СО2.
Получение СO2: · термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка: CaCO3 –tº → CaO + CO2; · действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты: CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 ; NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2;
Химические свойства · СO2 - кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты: Na2O + CO2 → Na2CO3; 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O; NaOH + CO2 → NaHCO3; · при повышенной температуре может проявлять окислительные свойства: С+4O2 + 2Mg –tº → 2Mg+2O + C0 Угольная кислота и её соли Структурна формула угольной кислоты H2CO3: Угольная кислота неустойчива, существует только в водном растворе: CO2 + H2O ↔ H2CO3 H2CO3 – двухосновная кислота, являющаяся слабым электролитом. Диссоциации ее протекает в две ступени: I. H2CO3 ↔ H+ + HCO3 - К1 = 4, 41 * 10-7; II. HCO3 - ↔ H+ + CO32 - К2 = 5, 61 * 10-11 Для нее характерны все свойства кислот. Образует средние соли карбонаты (СO32-) и кислые соли - гидрокарбонаты (HCO3 - ). Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга: 2NaHCO3 –tº → Na2CO3 + H2O + CO2; Na2CO3 + H2O + CO2 → 2NaHCO3. Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании разлагаются с образованием оксида: CuCO3 – tº → CuO + CO2 Качественная реакция - " вскипание" при действии сильной кислоты: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2 ↑; CO32- + 2H+ → H2O + CO2 ↑
КРЕМНИЙ
Открыт Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811г. Второй по распространённости элемент в земной коре (27, 6% по массе). Электронная формула: 1s22s22p63s23p2. Степени окисления в соединениях: + 4, - 4. Соединения кремния являются основой многих силикатных и алюмосиликатных минералов. Аллотропия Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, имеет большую твёрдость, хрупок, проявляет полупроводниковые свойства; ρ = 2, 33 г/см3, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C. Имеет алмазоподобную структуру (sp3- гибридизация атомов кремния). Инертен. Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, также имееталмазоподобная структура, r = 2 г/см3, более реакционноспособен. Получение:
· карботермическим способом: 2С + Si+4O2 –tº → Si0 + 2CO;
· магнийтермическим способом: 2Mg + Si+4O2 –tº → 2MgO + Si0
Химические свойства · Типичный неметалл, инертен. · Как восстановитель реагирует: а) с кислородом: Si0 + O2 –tº → Si+4O2; б) с фтором (без нагревания): Si0 + 2F2 ® SiF4↑; в) с углеродом: Si0 + C –tº → Si+4C (SiC - карборунд – твёрдый; используется для точки и шлифовки); · с водородом не взаимодействует. Силан (SiH4) получают разложением силицидов металлов кислотой: Mg2Si + 2H2SO4 ® SiH4↑ + 2MgSO4; · с кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот: 3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2 [SiF6] + 4NO + 8H2O; · со щелочами реакция протекает при нагревании: Si0 + 2NaOH + H2O –tº → Na2Si+4O3+ 2H2; · как окислитель взаимодействует с металлами (образуются силициды): Si0 + 2Mg –tº → Mg2Si-4. 2.4.1. Силан SiH4 Бесцветный газ, ядовит, t пл. = -185º C, tкип. = -112º C. Получение Получают силан действием соляной кислоты на силицид магния: Mg2Si + 4HCl → 2MgCl2 + SiH4 Химические свойства · силан окисляется кислородом: SiH4 + 2O2 → SiO2 + 2H2O; · разлагается: SiH4 → Si + 2H2 2.4.2. Оксид кремния (IV) (SiO2)n SiO2 - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма, опал, кремнозём (основная часть песка)
Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O - каолинит (основная часть глины) K2O • Al2O3 • 6SiO2 - ортоклаз (полевой шпат) Физические свойства Твёрдое, тугоплавкое вещество, tпл.= 1728º C, tкип.= 2590º C SiO2 – кислотный оксид При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов: · с основными оксидами: SiO2 + CaO → CaSiO3; · со щелочами: SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O; · с солями: SiO2 + CaCO3 –tº → CaSiO3 + CO2; SiO2 + K2CO3 –tº → K2SiO3 + CO2; · с плавиковой кислотой: SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O; SiO2 + 6HF → H2 [SiF6] (гексафторкремниевая кислота) + 2H2O (реакции лежат в основе процесса травления стекла). Оксид кремния не растворяется в воде. Кремниевые кислоты
x SiO2 * y H2O x = 1, y = 1 H2SiO3 - метакремниевая кислота; x = 1, y = 2 H4SiO4 - ортокремниевая кислота и т.д. H2SiO3 - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса. Получение Так как оксид кремния нерастворим в воде, то кремниевую кислоту получают реакцией обмена: Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3↓ При нагревании она разлагается: H2SiO3 –tº → H2O + SiO2. Отмытый и высушенный гель кремниевой кислоты называется силикагелем. Соли кремниевой кислоты - силикаты. ПОДГРУППА V-A Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы Таблица. Электронное строение и физические свойства
В ряду –N – P – As – Sb – Bi увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические свойства, возрастают металлические свойства, ЭО уменьшается. N, P - типичные неметаллы; As, Sb - проявляют неметаллические и металлические свойства; Bi - типичный металл. P, As и Bi существуют в твердом состоянии в нескольких модификациях. Химические свойства · Основный характер оксидов R2O5 увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкового номера; · Гидроксиды всех элементов в степени окисления (+5) имеют кислотный характер; · Основный характер гидроксидов R(OH)3 увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкового номера: RO33- + 3H+ ↔ R(OH)3 ↔ R3+ + 3OH - (R – элемент). · As, Sb, и Bi плохо растворимы в воде. · Восстановительные свойства водородных соединений RH3 усиливаются, а устойчивость уменьшается с увеличением порядкового номера. АЗОТ : N≡ N: Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75, 6% по массе). В молекуле имеются одна σ - и две π - связи. Получение · Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха. · Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония: NH4NO2 –tº → N2 + 2H2O Химические свойства Молекула N2 очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью, однако при особых условиях может проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства, так как находится в промежуточной степени окисления. · Восстановительные свойства проявляются при высокой температуре (электрическая дуга, 3000º С): N20 + O2 → 2N+2O (в природе - во время грозы); · Окислителем азот является в реакциях взаимодействия: а) c водородом (500º С, катализатор - P): N20 + 3H2 ↔ 2N-3HЗ;
б) с активными металлами (со щелочными и щелочно-земельными металлами): 6Li + N20 → 2LiЗN-3; 3Mg + N20 –tº → MgЗN2-3
2.5.2. АММИАК (NH3) Строение Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ∟ HNH = 107, 3º. Атом азота находится в sp3- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.
Азот в аммиаке находится в степени окисления -3.
Химические свойства Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму представлено на схеме:
· Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония: NH3 + Н2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH-. · Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония: NH3 + HCl → NH4Cl; NH3 + H2O + CO2 → NH4HCO3; · Аммиак проявляет восстановительные свойства (окисляется до N2+1O или N+2O); · При нагревании разлагается: 2N-3H3 –tº → N20 + 3H2; · Горит в кислороде: a) без катализатора 4N-3H3 + 3O2 → 2N20 + 6Н2O; б) в присутствии катализатора Pt: 4N-3H3 + 5O2 → 4N+2O + 6Н2O; · Восстанавливает оксиды некоторых металлов: 3Cu+2O + 2N-3H3 → 3Cu0 + N20 + 3Н2O ОКСИДЫ АЗОТА
АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO2 – Азотистая кислота H–O–N=O Физические свойства Существует только в разбавленных водных растворах. Получение Получают действием соляной кислоты на нитриты металлов: AgNO2 + HCl → HNO2 + AgCl↓ Химические свойства · Азотистая кислота является слабым электролитом. Диссоциирует в водном растворе незначительно: HNO2 ↔ H+ + NO2 -; Кд = 4 * 10-4 · ее соли (нитриты) – устойчивы: HNO2 + NaOH → NaNO2 + H2O; · Разлагается при нагревании: 3HNO2 → HNO3 + 2NO↑ + H2O; · NO2- _ слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями): 2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 → 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O
2I- + 2NO2- + 4H+ → I20 + 2NO + 2H2O · HNO2 - сильный восстановитель: HNO2 + Cl2 + H2O → HNO3 + 2HCl 2Cl0 + 2ē → 2Cl- HNO2 ─ 2ē + H2O → NO3─ + 3H+ HNO2 + Cl2 + H2O → NO3─ + 2Cl- + 3H+ АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO3 – Азотная кислота
или
Физические свойства Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; tпл.= - 41º C; Tкип = 82, 6º С, ρ = 1, 52 г/см3 Получение · Лабораторный способ: KNO3 + H2SO4(конц) –tº → KHSO4 + HNO3↑; · Промышленный способ. Осуществляется в три этапа: a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO: 4NH3 + 5O2 –500º C, Pt→ 4NO + 6H2O; б) Окисление кислородом воздуха NO до NO2: 2NO + O2 → 2NO2; c) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода: 4NO2 + О2 + 2H2O ↔ 4HNO3 Химические свойства Азотная кислота является очень сильным электролитом. Диссоциирует в водном растворе практически нацело: HNO3 → H+ + NO3 -. Реагирует: · с основными оксидами: CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O; CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O; · с основаниями: HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O; H+ + OH - → H2O; · вытесняет слабые кислоты из их солей: 2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2↑ 2H+ + СO32 - → H2O + CO2↑ Азотная кислота - сильный окислитель: · Разлагается на свету и при нагревании: 4HNO3 –tº C, hν → 2H2O + 4NO2↑ + O2↑ : · Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - " ксантопротеиновая реакция" ); · При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород (см. метод. разработку часть I): металл + HNO3разб. → соль азотной кислоты + вода + газ (N2, N2O, NO, или NH4+ в зависимости от активности металла); металл + HNO3конц.→ соль азотной кислоты + вода + NO2 (независимо от активности металла)
· С неметаллами: Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот: S0 + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O; B0 + 3HNO3 → H3B+3O3 + 3NO2; 3P0 + 5HNO3 + 2H2O → 5NO + 3H3P+5O4 ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Фосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается. Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P3. Высшая положительная степень окисления фосфора в соединениях равна (+5), низшая – ( -3). Химические свойства Фосфор реагирует: · С кислородом с образованием оксида Р(V): 4P0 + 5O2 –tº C→ 2P2+5O5; (при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2 –tº C→ 2P2+3O3); · С галогенами и серой: 2P + 3Cl2 → 2PCl3; 2P + 5Cl2 → 2PCl5; 2P + 5S –tº C→ P2S5; · С азотной кислотой: 3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O → 3H3P+5O4 + 5N+2O↑; · С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3: 2P0 + 3Mg → Mg3P2-3; (фосфид магния легко разлагается водой): Mg3P2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2PH3↑ (фосфин)); 3Li + P → Li3P-3 · С раствором щелочи: 4P + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2 (Реакция диспропорционирования)
P2+3 O3 - фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)). Белые кристаллы, t°пл.= 24° С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P4O6. P2O3 соответствует фосфористая кислота H3PO3. Получение: Окисление фосфора при недостатке кислорода: 4P + 3O2 → 2P2O3 Химические свойства Для P2O3 характерны все свойства кислотных оксидов. Оксид фосфора (III) растворяется в воде с образованием фосфористой кислоты, являющейся слабым электролитом: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Является сильным восстановителем и при взаимодействии с кислородом образует оксид фосфора (V): O2+ P2+3O3 → P2+5O5 P2+5O5 - фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)). Белые кристаллы, tпл.= 570º С, tкип.= 600º C, ρ = 2, 7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей). Получение: 4P + 5O2 → 2P2O5 Химические свойства Оксид фосфора (V), проявляя кислотные свойства: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами: · P2O5 + H2O → 2HPO3(метафосфорная кислота); P2O5 + 2H2O → H4P2O7(пирофосфорная кислота); P2O5 + 3H2O → 2H3PO4(ортофосфорная кислота); · P2O5 + 3BaO → Ba3(PO4)2; P2O5 + 6KOH → 2K3PO4+ 3H2O · P2O5 - сильное водоотнимающее средство: P2O5+ 2HNO3 → 2HPO3 + N2O5; P2O5+ 2HClO4 → 2HPO3+ Cl2O7 HP+5O3 - Метафосфорная кислота
Получение P2O5+ H2O → 2HPO3 Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO3 – метафосфат калия) Химические свойства Характерны все свойства кислот. H3P+5O3 Фосфористая кислота
Бесцветное кристаллическое вещество; tпл.= 74º С, хорошо растворимое в воде. Получение PCl3+ 3H2O → H3PO3+ 3HCl Химические свойства · Водный раствор H3PO3 - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты): H3PO3+ 2NaOH → Na2HPO3+ 2H2O; · При нагревании превращается в ортофосфорную кислоту и фосфин: 4H3PO3 → 3H3PO4+ PH3; · Проявляет восстановительные свойства: H3PO3+ HgCl2+ H2O → H3PO4+ Hg + 2HCl H3P+5O4 Ортофосфорная кислота Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; tпл.= 42º С, ρ = 1, 88 г/см3. Диссоциация: H3PO4 ↔ H+ + H2PO4- H2PO4- ↔ H+ + HPO42- HPO42- ↔ H+ + PO43- Ортофосфорная кислота – кислота трехосновная средней силы. Она образует средние соли - ортофосфаты (Na3PO4) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты (NaH2PO4) и гидрофосфаты (Na2HPO4). Получение · Растворением фосфорного ангидрида в воде: P2O5+ 3H2O → 2H3PO4; · Промышленный способ: а) Взаимодействием ортофосфатат кальция с серной кислотой: Ca3(PO4)2(твердый) + 3H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 3CaSO4↓; б) Растворением фосфора в азотной кислоте: 3P + 5HNO3+ 2H2O → 3H3PO4+ 5NO↑ Химические свойства Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту. 2H3PO4 –tº → H4P2O7 + H2O Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO43 - : 3Ag+ + PO43- → Ag3PO4↓ (ярко-желтый осадок)
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
Электронное строение и физические свойства.
КИСЛОРОД Самый распространенный элемент на Земле; в воздухе - 21% по объему; в земной коре - 49% по массе; в гидросфере - 89% по массе; в составе живых организмов-- до 65% по массе. Способы получения · Промышленный способ (перегонка жидкого воздуха). · Лабораторный способ (разложение некоторых кислородосодержащих веществ): 2KMnO4 –tº → K2MnO4 + MnO2 + O2↑; 2KClO3 –t_; MnO2→ 2KCl + 3O2↑; 2H2O2 –MnO2→ 2H2O + O2↑ Химические свойства Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением. С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия с фтором) кислород является окислителем. Кислород взаимодействует: · с неметаллами: C + O2 → CO2; S + O2 → SO2; 2H2 + O2 → 2H2O · с металлами: 2Mg + O2 → 2MgO; 2Cu + O2 –tº → 2CuO · со сложными веществами: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2; 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O; CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ОЗОН O3 Озон - аллотропная модификация кислорода. Получение: 3O2 → 2O3 · Во время грозы (в природе), (в лаборатории) в озонаторе; · Действием серной кислоты на пероксид бария: 3BaO2 + 3H2SO4 → 3BaSO4 + 3H2O + O3↑ Химические свойства · Неустойчив: O3 → O2 + O; · Сильный окислитель: 2KI + O3 + H2O → 2KOH + I2 + O2
Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы. СЕРА Физические свойства Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), tкип = 445º С. Получение · Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара. · Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода): 2H2S + O2 → 2S + 2H2O · Реакция Вакенродера: 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O Химические свойства Окислительные свойства серы · Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания: 2Na + S → Na2S; · c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t: 2Al + 3S –tº → Al2S3; Zn + S –tº → ZnS; · с некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения: H2 + S → H2S; 2P + 3S → P2S3; C + 2S → CS2 Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями: · c кислородом: S + O2 –tº → S+4O2; 2S + 3O2 –tº; pt→ 2S+6O3; · c галогенами (кроме йода): S + Cl2 → S+2Cl2 · c кислотами - окислителями: S + 2H2SO4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O; S + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O · Реакции диспропорционирования: 3S0 + 6KOH → K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O; · сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия: S0 + Na2S+4O3 → Na2S2O3 тиосульфат натрия
СЕРОВОДОРОД
Получение: · взаимодействием с водородом: H2 + S ← tº → H2S; · действием соляной кислоты на сульфид железа (11): FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑ Химические свойства · Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота: H2S ↔ H+ + HS -; HS - ↔ H+ + S2-; K1 = ([H+] • [HS-]) / [H2S] = 1 • 10-7; K2 = ([H+] • [S2-]) / [HS - ] = 1, 3 • 10-14 Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды). · Взаимодействует с основаниями: H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O; · H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства: H2S-2 + Br2 → S0 + 2HBr; H2S-2 + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S0 + 2HCl; H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O → H2S+6O4 + 8HCl; 3H2S-2 + 8HNO3 (конц) → 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O; H2S-2 + H2S+6O4 (конц) → S0 + S+4O2 + 2H2O; (при нагревании реакция идет по - иному: H2S-2 + 3H2S+6O4 (конц) –t°→ 4S+4O2 + 4H2O) · Сероводород окисляется: при недостатке O2: 2H2S-2 + O2 → 2S0 + 2H2O; при избытке O2: 2H2S-2 + 3O2 → 2S+4O2 + 2H2O; · Серебро при контакте с сероводородом чернеет: 4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S + 2H2O; · Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS: H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3; Na2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2NaNO3; Pb2+ + S2 - → PbS↓ Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS. · Реставрация: PbS + 4H2O2 → PbSO4(белый) + 4H2O Сульфиды · Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию: K2S + H2O ↔ KHS + KOH; S2- + H2O ↔ HS- + OH-; · Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа(включительно), растворимы в сильных кислотах: ZnS + H2SO4 → ZnSO4 + H2S↑; HgS + H2SO4 ≠ Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3: FeS2 + 8HNO3 → Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O; · Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов: Na2S + nS → Na2Sn+1 (1 < n < 5). Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например: 2Na2S2 + 3O2 → 2Na2S2O3 На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.
ОКСИДЫ СЕРЫ Оксид серы IV SO2 (сернистый ангидрид; сернистый газ) Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); tпл. = – 75, 5º C; tкип. = – 10º С. Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы. Получение · При сжигании серы в кислороде: S + O2 → SO2; · 2) 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; H2SO3 ← K1→ H+ + HSO3 -; HSO3 - ← K2→ 2H+ + SO32 -; K1 = ([H+] · [HSO3-]) / [H2SO3] = 1, 6 · 10 - 2
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 – 2ē → 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 + 4ē → S0): SO2 + С –t°→ S + СO2; SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O Оксид серы VI SO3 (серный ангидрид) Физические свойства Бесцветная летучая жидкость, tпл. = 17º C; tкип. = 66º 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 · Окисление SO2: 2SO2 + O2 –кат; 450°C→ 2SO3; · Термическое разложение сульфата железа (111): Fe2(SO4)3 –t°→ Fe2O3 + 3SO3↑ Химические свойства · Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту: SO3 + H2O → H2SO4; H2SO4 → H+ + HSO4 - ; HSO4 - ↔ 2H+ + SO42 -. H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты): 2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O; NaOH + SO3 → NaHSO4; · SO3 – сильный окислитель. СЕРНАЯ КИСЛОТА H2SO4
Физические свойства Тяжелая маслянистая жидкость (" купоросное масло" ); ρ = 1, 84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; tпл. = 10, 3º C, tкип. = 296º С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара). Помните! Химические свойства H2SO4 - сильная двухосновная кислота. Взаимодействует: · с металлами: a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода: Zn0 + H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4 + H20↑ б) концентрированная H2+6SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S+4O2, S0 или H2S - 2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются): |
Последнее изменение этой страницы: 2017-04-12; Просмотров: 56; Нарушение авторского права страницы