Оксиды и кислородсодержащие кислоты



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Оксиды и кислородсодержащие кислоты



Получение простых веществ

Исходным веществом для получения соединений серы служит сернистый газ, образующийся при обжиге сульфидных руд. Большая часть свободной серы добывается из природного газа, содержащего сероводород

2 H2 S + SO2 = 3 S + 2 H2 O

Сернистый газ для этого процесса получают сжиганием части серы.

Сырьём для получения селена и теллура служат отходы металлургической и сернокислотной промышленности. При обработке отходов, содержащих селен и теллур, концентрированной серной кислотой они переходят в H2 SeO3 и H2 TeO3 . При пропускании через полученный раствор сернистого газа производят последовательное восстановление селена и теллура

H2 SeO3 + 2 SO2 + H2 O = Se + 2 H2 SO4

Соединения с водородом

Рассматриваемые элементы образуют с водородом два типа соединений. Первый тип соединеиий характеризуется общей формулой Н2 Э. Соединения этого типа содержат кислород и его аналоги в степени окисления –2. Соединения второго типа имеют общую формулу Н2 Эх , где х принимает значения больше единицы. Важнейшие свойства соединений типа Н2 Э приведены в таблице.

Таблица 1. Соединения халькогенов с водородом

Соединение ΔHf0 , кДж/моль Температ. пл., 0С Температ. кип. , 0 С Кд1 Длина связи, нм
Н2 О - 286,6 2 · 10-16 0,096
H2 S - 20,9 - 86 - 60 1 · 10-7 0,133
H2 Se 83,7 - 66 - 41 1 · 10-4 0,146
H2 Te 154,8 - 51 - 2 2 · 10-3 0,169

Как видно из таблицы H2Se и H2Te являются эндотермическими соединениями, они легко распадаются при нагревании. Эти вещества в водных растворах ведут себя как слабые электролиты. Относительное возрастание в ряду этих соединений констант диссоциации объясняется ослаблением связи между атомами водорода и атомами O, S, Se, Te. В ряду H2 O, H2S, H2Se и H2Te температуры плавления и кипения изменяютя немонотонно. Вода из-за образования межмолекулярных водородных связей имеет наиболее высокие их значения. Повышение температур плавления и кипения от H2S к H2Te обусловлено усилением дисперсионного взаимодействия вследствие возрастания поляризуемости молекул.

Рассматриваемые вещества могут участвовать в реакциях обмена, окисления и восстановления. Вода образует аквакомплексы, участвует в процессах гидролиза. Восстановительные свойства воды, как видно из величины стандартного электродного потенциала, выражены слабо:

О2 + 4 Н+ + 4 e- = 2 H2O, E0 = 0,815 B.

Сероводород является более сильным восстановителем

S + 2 H+ + 2e- = H2S , E0 = 0,14 B.

Он энергично реагирует с кислородом, фтором, хлором, бромом, окисляется концентрированной серной и азотной кислотами. Растворы сероводорода в воде окисляются растворенным кислородом, перманганат-ионом

2 H2S + O2 =2 S↓ + 2 H2O

Для сероводорода наиболее важным свойством является образование сульфидов. В лаборатории H2S обычно получают путём разложения сульфида железа соляной кислотой

FeS + 2 HCl = FeCl2 + H2S ↑

В кислотно-основных взаимодействиях сульфиды сходны с оксидами. При этом основным оксидам соответствуют основные сульфиды (щелочных и щёлочноземельных элементов). Кислотным оксидам соответствуют, в свою очередь, кислотные сульфиды. При взаимодействии основных и кислотных сульфидов образуются тиосоли. Например:

3 Na2S + As2S5 = 2 Na3As4

Однако из-за различия характера связей в оксидах и сульфидах основные свойства последних менее выражены. Например, Na2O взаимодействует с оксидом олова(II), а Na2S с сульфидом олова(II) не реагирует

Na2O + SnO = Na2SnO2 .

При нагревании сульфидов в отсутсвие воздуха некоторые из них частично или полностью отщепляют серу, например:

SnS2 SnS + S

As2S3 As2S3 + 2 S

Au2S 2 Au + S .

При нагревании сульфидов в присутствии кислорода они окисляются. В процессе нагревания неустойчивые оксиды разлагаются

SnS2 + 3 O2 = SnO2 + 2 SO2

2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2

HgS + O2 = Hg + SO2 .

Растворимые сульфиды как соли слабой кислоты подвергаются гидролизу

Na2S + H2O ↔ NaOH + NaHS

Полностью гидролизуются сульфиды алюминия, хрома(III) и других элементов, растворимость гидроксидов которых меньше растворимости их сульфидов.

Al2S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3 ↓ + 3 H2S ↑ .

Поэтому при действии на растворы солей алюминия и Cr(III) растворами Na2S или (NH4 )2S образуются не сульфиды а продукты их гидролиза

2 AlCl3 + 3 Na2S + 6 H2O → 2 Al(OH)3↓ + 3 H2S↑ + 6 NaCl .

Из соединений состава Н2Эх наиболее важное значение имеют пероксид водорода, Н2О2, полисероводороды и полисульфиды.

Н2О2 – бледноголубая, сиропообразная жидкость, плотность которой равна 1,45 г/см3. С водой Н2О2 смешивается во всех отношениях, легко разлагается :

2 Н2О2 = 2 Н2О + О2 , ΔН0298 = - 99 кДж/моль .

В лаборатории обычно используются растворы Н2О2 с концентрациями 3 и 30% . Последний раствор называют пергидролем.

В водном растворе Н2О2 ведет себя как очень слабая кислота ( К1 =1,5· 10-12 ), соли которой могут образовываться лишь в щелочной среде :

BaCl2 + H2O2 + 2 NH4OH = BaO2↓ + 2 NH4Cl + 2 H2O .

В соответствии с промежуточной степенью окисления кислорода (-1) в Н2О2 , он может вести себя и как окислитель и как восстановитель. В кислой среде окислительные и восстановительные свойства характеризуются величинами стандартных электродных потенциалов:

Н2О2 + 2 Н+ + 2 е- = 2 Н2О , Е0 = 1,77 В

О2 + 2 Н+ + 2 е- = Н2О2 , Е0 = 0,68 В.

Величины стандартных потенциалов показывают, что окислительные свойства Н2О2 выражены сильнее восстановительных. Поэтому Н2О2 проявляет восстановительные свойства только по отношению к таким сильным окислителям, как KМnO4, K2Cr2O7, Cl2 и др.

5 H2O2 + 2 KМnO4 + 3 H2SO4 = 8 H2O + 5 O2 ↑ + K2SO4 + 2 MnSO4

Как окислитель Н2О2 окисляет многие вещества, например

2 HJ + H2O2 = 2 H2O + J2 .

При взаимодействии пероксида водорода с большим числом органических и неорганических веществ образуются соединения, содержащие характерную группировку атомов - О – О - . К таким веществам относятся, например, пероксомоносерная H2S(O2)O3 и пероксодисерная H2S(O2)O6 кислоты, в которых часть атомов кислорода замещены на пероксидную группировку О22-.

В лаборатории Н2О2 можно получить путём вытеснения его из пероксида бария:

ВаО2 + H2SO4 = BaSO4↓ + H2O .

Из производных Н2Sx наибольшее применение находят полисульфиды, например Na2Sx , (NH4)2Sx . В окислительно-восстановительных реакциях полисульфиды обычно используются в качестве окислителей, например:

Sb2S3 + 2 (NH4)2S2 = (NH4)3SbS4 + NH4SbS3 .

Техника безопасности

1. При работе с бертолетовой солью быть предельно осторожным, так как в присутсвии горючих веществ она при трении или нагревании взрывается.

2. При работе с концентрированной серной кислотой проявляйте осторожность – особенно берегите глаза.

3. Сероводород – сильный яд! Все опыты с сероводородом и другими летучими соединениями проводить только в вытяжном шкафу! Пострадавшего от сероводорода немедленно вывести на свежий воздух.

Получение и свойства кислорода

Опыт 1. Щепотку диоксида марганца поместить в сухую пробирку и осторожно нагреть на спиртовке. С помощью тлеющей лучинки установить выделение кислорода.

Опыт 2. Поместить несколько кристаллов бертолетовой соли в сухую пробирку и, укрепив её в штативе, нагревать дно пробирки сначала слабо и осторожно, затем сильнее. Когда соль расплавится, испытать, загорается ли внесенная в пробирку тлеющая лучина. Прекратить нагревание и всыпать в пробирку немного порошка диоксида марганца. Снова опустить в пробирку, не касаясь соли (почему?), тлеющую лучинку.

Сделать вывод об эффективности реакции разложения бертолетовой соли в отсутствии и присутствии диоксида марганца. Какую роль выполняет диоксид марганца?

Опыт 3. В две сухие пробирки насыпать по ~ 0,5 г перманганата калия и нитрата калия. Укрепив пробирки в штативе, осторожно нагреть их в пламени спиртовки. Обнаружить выделение кислорода.

Опыт 4. Наполнить пробирку кислородом, закрыть её пробкой и укрепить в штативе в вытяжном шкафу. В железной ложечке внести в пробирку с кислородом небольшое количество зажженной серы. Как изменилась интенсивность горения? После сгорания серы влить впробирку ~ 2 мл воды и добавить несколько капель раствора лакмуса. Что наблюдается?

На основании опытов (1-4) сделать общий вывод о получении кислорода в лаборатории и его окислительных свойствах.

Диосид серы и его свойства

Опыт 14. В пробирку поместить ~ 0,5 г кристаллического сульфита натрия и добавить ~3 мл концентрированной серной кислоты. Пробирку закрыть пробкой с газоотводной трубкой и выделяющийся газ пропустить через ~ 10 мл воды, налитой в стаканчик. Полученный раствор диоксида серы в воде – сернистой кислоты, разлить в пять пробирок. В одну пробирку прилить хлорную воду, во вторую – бромную, в третью – раствор соли Fe(III), в четвертую—разбавленный раствор перманганата калия. В каждой пробирке установить с помощью раствора хлорида бария образование сульфат-ионов в качестве продукта окисления сернистой кислоты. К раствору сернистой кислоты в пятой пробирке (под тягой) прилить ~ 3 мл сероводородной воды, через несколько минут наблюдать образование взвеси.

Сделать выводы о составе и свойствах водного раствора диоксида серы.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Вариант 1

1. Объяснить наблюдаемую закономерность в изменении энергии связи между одинаковыми атомами Э-Э: 138,1 (O-O), 213,4 (S-S), 184,1 (Se-Se), 138,1кДж/моль (Te-Te)?

2. Чем обусловлено большое значение кислородных соединений в химии?

3.Даны четыре раствора, содержащие H2SO4, H2SO3, H2S, Na2S2O3. Какими реакциями можно определить каждое из веществ?

4. Произойдет ли выпадение осадка, если к одному литру насыщенного раствора CaSO4 прилить 10 мл 1∙ 10-6 М раствора Na3PO4? ПР(Са3(РО4)2) = 1∙10-26 , ПР(СаSО4) = 9 ∙ 10-8.

5. Осуществить переходы: Na2SO4→ Na2S→ SO2→ S. .

6. Селеновая кислота: строение, получение, свойства.

7. Закончить уравнения реакций:

S(тв) + Сl2 (г ) → K2SeO3 + SO2 → Na2S2 + HNO3 конц.

Te + HNO3 конц. → НFSO3 + KOH → H2O2 + Ag2O →

 

Вариант 2

1.Как и почему изменяются формы существования и свойства простых веществ халькогенов? В каких условиях могут существовать двухатомные молекулы халькогенов? Чем объяснить различие в устойчивости О2 и остальных молекул?

2. В чем проявляются и что является причиной «уникальных» свойств воды? Как и почему изменяются кислотно-основные свойства воды при комплексообразовании?

3. Как изменяются кислотные и окислительно-восстановительные свойства в ряду H2SO3, H2SeO3, H2TeO3?

4. Какое количество кислорода в литрах (н.у.) выделится при термическом разложении 100 г K2S2O8, содержащем 7 % инертных примесей?

5. Осуществить переходы: НClSO3 → K2SO4 → H2S → S → SCl4.

6. Свойства и получение соединений селена с галогенами.

7. Закончить уравнения реакций:

Te + HNO3 конц. → BaO2 + CO2 → Na2S2 + SnS →

AgNO3 + Na2S2O3 → Na2S2O7 SCl4 + Na2CO3 + H2O→

Вариант 3

1. Почему температуры плавления и кипения серы значительно выше соответствующих температур для кислорода? Почему при переходе от фтора к хлору не наблюдается такого сильного различия в температурах плавления и кипения?

2. Классификация оксидов. Зависимость свойств оксидов от характера связи Э-О?

3. Как и почему изменяются кислотные и окислительные свойства в ряду серная-селеновая-теллуровая кислота? Подтвердите примерами.

4. Какое количество SOCl2 прореагироваало с водой, если для осаждения образовавшегося хлорид-иона потребовалось 68г 10 % -ного раствора AgNO3?

5. Осуществить переходы: KHSO3→ KHSO4→ K2S2O8→ SO2→ H2S.

6. Получение серной кислоты нитрозным способом.

7. Закончить уравнения реакций:

H2SO3 + H2TeO3 → As2S3 + Na2S → FeS2 + HNO3 конц.

Na2S + KMnO4 + H2O → H2SO4 конц. + Zn → S + KOH

Вариант 4

1. Чем обусловлена аллотропия кислорода? Какова причина высокой реакционной способности озона по сравнению с кислородом?

2. Как изменяются свойства высших оксидов в периодах и группах Периодической системы?

3. Некоторые кислоты неустойчивы и в свободном состоянии не выделены. Каким образом можно охарактеризовать их силу? Приведите примеры.

4. Выпадет ли осадок AgJ ПР(AgI) = 8,3 ∙10-17, если к 300 мл 0,01 % -ного раствора NaJ добавить 200 мл насыщенного раствора AgBr ПР(AgBr)=5,3 ∙ 10-13?

5. Осуществить переходы: K2SeO4 → SeO2 → Se → H2Se → H2SeO4.

6. Сравните кислотные и восстановительные свойства H2O, H2S, H2Se, H2Te.

7. Закончить уравнения реакций:

NaOH + SO2 → Cu2S + H2SO4 конц. → Na2S2O3 + J2

Se + HNO3 конц. → MnSO4 + K2S2O8 + H2O → Te + F2

Вариант 5

1. С какими простыми веществами кислород непосредственно не соединяется?

2. Как и почему изменяются теплоты образования диоксидов халькогенов?

3. Получение S, Se, Te и Po.

4. Сколько FeS2, содержащего 40 % примесей, необходимо для получения 5 т 98 % H2SO4 ?

5. Напишите уравнения реакций и дайте их объяснение для последовательных переходов в ряду соединений: SF6→ S → K2SO3 → SO3 → H2S2O8.

6. Как получить сульфид и дисульфид натрия?

7. Закончить уравнения реакций:

Na2SO3 + S → H2SeO4 + NaCl + H2SO4 → Na6TeO6 + HCl →

K2S2O8 + CrSO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2O → H2Te + S →

Вариант 6

1. Взаимодействует ли при комнатной температуре кислород с водородом, азотом? Почему?

2. Термическая устойчивость оксидов и факторы, которые её определяют.

3. Как и почему изменяется термическая устойчивость в ряду SO3 , SeO3 , TeO3?

4. Образуется ли осадок Ag2S, если к 1 л 0,001 М раствора Na3[Ag(S2O3)2], содержащему 40 г Na2S2O3, добавить 10 мл насыщенного раствора CdS ? ПР(Ag2S) = 6,3 ∙10-50 , ПР(CdS) = 7,9 ∙ 10-27, Кн ([Ag(S2O3)]3-) = 2,5 ∙ 10-14 ?

5. Осуществить переходы: O2 → F2O → H2O → H2O2 → BaO2.

6. Почему селеновая кислота по силе мало уступает серной кислоте, но значительно её превосходит как окислитель?

7. Закончить уравнения реакций:

Na2S2O3 + HNO3 конц. → NaI + O3 + H2O → Na2TeO4 + SO2 + H2O →

CoSO2 + KMnO4 + H2SO4 → H2O2 + CrCl3 + H2O → SF6 + NaOH

 

Вариант 7

1. Чем обусловлена неустойчивость озона по сравнению с молекулярным кислородом? Привести реакции, демонстрирующие повышенную реакционную способность озона.

2. Физические и химические свойства воды.

3. Сравнительная характеристика контактного и нитрозного методов получения серной кислоты.

4. Какое количество 98 % - ной серной кислоты необходимо для окисления 37 г меди, содержащей 3 % золота? Какой объём SO2 при этом выделяется?

5. Осуществить переходы: TeF6 → Te → TeO3 → TeO2 → H2Te.

6. Способы получения пероксида водорода в промышленности и лаборатории.

7. Закончить уравнения реакций:

Na2S4O6 + HNO3 конц.→ Pt + HCl + H2TeO4 → Na2TeO3 + Cl2 + NaOH →

H2SO5 + Cr2(SO4)3 + H2O → As2S3 + O2 → MnO2 + SO2

 

Вариант 8.

1. Лабораторные и промышленные методы получения кислорода и озона.

2. Пероксиды, супероксиды и озониды. Получение и свойства.

3. Способы получения теллуристой, теллуровой кислот и их солей.

4. Произойдет ли осаждение сульфида ртути при прибавлении к 1 л 0,001 М раствора K2[HgI4], содержащего 0,05 моль KI, такого количества сульфид-ионов, которое содержится в 1 л насыщенного раствора CdS? ПР(CdS) = 3,6 ∙ 10-29, ПР(HgS) = 4 ∙ 10-53. Кн ([HgI4]2-) = 5 ∙ 10-31.

5. Осуществить переходы: S→ Na2S→ Na2Sx→ H2Sx→ SO2.

6. Как и почему изменяется устойчивость соединений элементов в высших состояниях окисления в ряду кислород-полоний?

7. Закончить уравнения реакций:

Zn + SO2→ KMnO4 SO2 Cl2 + H2O→

Na2S2O3 + HOCl→ FeS2 + O2→ MnO2 + SO2

 

Вариант 9

1. Можно ли получить кислород электролизом водных растворов солей, кислот, щелочей? Привести примеры реакций.

2. Строение, получение и свойства тиосульфатов; применение в фотографии.

3. Сколько граммов хлорсульфоновой кислоты всупило в реакцию с водой, если для нейтрализации продуктов гидролиза израсходовано 25 мл 1,2 н раствора гидроксида?

4. Осуществить переходы: S→ SO3→ H2S2O8→ KHSO4→ K2S2O7.

5. Оксиды, пероксиды и озониды – электронное строение и свойства. Классификация оксидов. Зависимость кислотно- основных свойств оксидов от радиуса, заряда и от электронной конфигурации иона элемента.

6. Как и почему изменяются окислительные и кислотные свойства в ряду – серная, селеновая и теллуровая кислоты? Привести реакции, демонстрирующие эти изменения.

7. Закончить уравнения реакций:

Na2S + AlCl3 + H2O→ K2SO3 SO2 + Cl2

As2S3 + HNO3 конц.→ S + NaOH Se + KNO3 + KOH

 

Вариант 10

1. Какие факторы определяют характер связи в оксидах? Влияние характера химической связи на агрегатное состояние и химические свойства оксидов.

2. Для процесса 3О2 (газ) = 2 О3 (газ) во всем возможном интервале температур ΔG>0, ( ΔH>0, ΔS<0).Объяснить возможность превращения кислорода в озон при ультрафиолетовом облучении и в электрическом разряде.

3. Строение, получение и свойства пероксида водорода.

4. Дано 40 мл смеси, содержащей 10 % Н2, 10 % О2, остальное N2 . Каков объём и процентный состав газовой смеси будет после взрыва смеси, если давление сохранится неизменным, а вода будет находиться в жидком состоянии?

5.Осуществить переходы: SO3→ Na2S2O7→ SO2→ K2S2O5→ S.

6. Взаимодействие халькогенов с водой, водными расворами кислот и щелочей?

7. Закончить уравнения реакций:

S + HNO3 конц.→ AgBr + Na2S2O3 → Se + KOH

SO2 + Cl2→ Ag + (NH4)2S2O8→ SnS2 + Na2S →

 

Вариант 11

1. Привести примеры элементов, взаимодействующих с кислородом с образованием различных типов оксидов. Привести реакции, демонстрирующиe различие в их свойствах.

2. Гидроксиды – зависимость кислотно – основных свойств от положения элемента в Периодической системе и его степени окисления.

3. При какой концентрации сульфид – ионов начнется выпадение CdS из 0,05 М раствора K2[Cd(CN)4], содержащего 0,1 моль KCN в 1 л раствора? ПР(CdS) = 3,6 ∙ 10-29, Кн ([Cd(CN)4]2-) = 1,4 ∙ 10-17.

4. Осуществить переходы: Na2S→ SO3→ Na2S2O6→ SO2→S.

5. Политионовые кислоты, их свойства, строение и способы получения.

6. Как и почему изменяется термическая устойчивость и восстановительная способность водородных соединений халькогенов?

7. Закончить уравнения реакций:

H2SeO4 конц. + HCl → Na2S2O3 + I2→ SO2 + CO

Na2SO4 + C Na2S3 + HCl → Ag + H2SO4 конц.

Вариант 12

1. Почему температура кипения воды больше температуры кипения как аммиака, так и фтороводорода? Привести примеры влияния водородных связей на физические и химические свойства воды.

2. Кислородсодержащие кислоты. Зависимость их кислотных свойств от положения элемента в Периодической системе и степени его окисления.

3. Соединения серы с галогенами – строение и свойства.

4. Какое количество 8 % - ного раствора NaOH (ρ = 1,09) требуется для нейтрализации 75 мл H2SO4 , если из 10 мл её раствора можно получить 0,2834г BaSO4?

5. Осуществить переходы: Na2Te → Te → TeO2 → H6TeO6 → K2TeO3.

6. Как и почему изменяются температуры кипения и плавления, а также кислотно – основные свойства водородных соединений халькогенов?

7. Закончить уравнения реаций:

Au + H2SeO4 конц.→ Na2S2O3 + Cl2 изб.→ H2O2 + KMnO4 + H2SO4

SO2 + K2Cr2O7 + H2O→ SnS + Na2S2→ SO2Cl2 + H2O →

Вариант 13

1. Получение, электронное строение и свойства соединений, содержащих молекулярные ионы кислорода - [O2]2-, [O2]-, [O2]+, [O3]-.

2. Контактный и нитрозный способы получения серной кислоты.

3. Как и почему изменяется величина валентного угла НЭН, энергия связи и термическая устойчивость в ряду водородных соединений халькогенов?

4. Осуществить переходы: K2Se → K2SeO4 → SeO2 → Se → H2Se.

5. Пероксиды водорода и металлов. Их свойства, получение и применение.

6. После пропускания 10 л озонированного кислорода (0о С и 760 мм рт. ст.) через раствор KI выделилось 2,54 г иода. Вычислить процентное содержание озона в озонированном кислороде. Какой объём занял бы весь газ после полного разложения содержащегося в нём озона и превращения его в кислород?

7. Закончить уравнения реакций:

FeS2 + O2 SO2 + H2S → H2SeO3 + HClO3

K2S2O8 + KNO2 + KOH→ H2SO3 + I2→ Au + H2SeO4 конц.

Вариант 14

1. Полоний. Получение полония. Сравнительная характеристика полония с другими халькогенами.

2. Как и почему изменяется форма существования и физико – химические свойства простых веществ халькогенов?

3. Сколько граммов хлората калия, содержащего 4 % хлорида калия, следует взять для получения 25 л кислорода при 37о С и 760 мм рт. ст.?

4. Осуществить переходы: SO2 → Na2S2 O4→ H2SO4 → S → H2S.

5. Оксиды и кислоты теллура, их свойства, получение и применение.

6. Как можно получить пероксид водорода электрохимическим способом? Лабораторные методы получения Н2О2.

7. Закончить уравнения реакций:

S + Na2SO3 → SO2 + H2S + NaOH → Na2S2O3 изб. + Cl2

H2O2 + HClO → H2TeO3 + HClO3 → BeCl2 + Na2S + H2O→

Вариант 15

1. В чем состоит сходство и различие соединений серы и кислорода подобного состава? Привести примеры.

2. Как и почему изменяются значения атомного радиуса, первой энергии ионизации и сродства к электрону для р – элементов VI группы?

3. Произойдет ли образование осадка Ag2S после добавления к 1 л 0,01 М раствора K2[Ag(CN)3], содержащему 0,02 моль KCN, 10 мл насыщенного раствора MnS. ПР(MnS) = 1,4 ∙ 10-15, ПР(Ag2S) = 4 ∙ 10-50, Кн ([Ag(CN)3]2-) = 1∙ 10-22.

4. Осуществить переходы: Se → SeO2 → Na2SeO3 → H2SeO4 → Na2Se.

5. Сероводород и сульфиды, их свойства. Сульфидный метод в аналитической химии.

6. Как и почему изменяются кислотные и окислительно – восстановительные свойства в ряду H2SO3, H2SeO3, H2TeO3? Подтвердить примерами.

7. Закончить уравнения реакций:

Cu + H2SO4 → SO2 + Cl2 → Na2S + S →

MnSO4 + (NH4)2S2O8 + H2O→ H2SeO3 + SO2→ KI + O3 + H2SO4

 

Темы для выступлений

1. Возбужденные состояния молекулярного кислорода. Применение синглетного кислорода.

2. Комплексные соединения с молекулярным кислородом, их биологическая роль.

3. Кислотно – основные свойства бинарных соединений, зависимость от характера связи .

4. Гипервалентные связи в соединениях р – элементов.

 

Рекомендуемая литература.

Г.Грей. Электроны и химическая связь. М. , «Мир», 1967 г.

Получение простых веществ

Исходным веществом для получения соединений серы служит сернистый газ, образующийся при обжиге сульфидных руд. Большая часть свободной серы добывается из природного газа, содержащего сероводород

2 H2 S + SO2 = 3 S + 2 H2 O

Сернистый газ для этого процесса получают сжиганием части серы.

Сырьём для получения селена и теллура служат отходы металлургической и сернокислотной промышленности. При обработке отходов, содержащих селен и теллур, концентрированной серной кислотой они переходят в H2 SeO3 и H2 TeO3 . При пропускании через полученный раствор сернистого газа производят последовательное восстановление селена и теллура

H2 SeO3 + 2 SO2 + H2 O = Se + 2 H2 SO4

Соединения с водородом

Рассматриваемые элементы образуют с водородом два типа соединений. Первый тип соединеиий характеризуется общей формулой Н2 Э. Соединения этого типа содержат кислород и его аналоги в степени окисления –2. Соединения второго типа имеют общую формулу Н2 Эх , где х принимает значения больше единицы. Важнейшие свойства соединений типа Н2 Э приведены в таблице.

Таблица 1. Соединения халькогенов с водородом

Соединение ΔHf0 , кДж/моль Температ. пл., 0С Температ. кип. , 0 С Кд1 Длина связи, нм
Н2 О - 286,6 2 · 10-16 0,096
H2 S - 20,9 - 86 - 60 1 · 10-7 0,133
H2 Se 83,7 - 66 - 41 1 · 10-4 0,146
H2 Te 154,8 - 51 - 2 2 · 10-3 0,169

Как видно из таблицы H2Se и H2Te являются эндотермическими соединениями, они легко распадаются при нагревании. Эти вещества в водных растворах ведут себя как слабые электролиты. Относительное возрастание в ряду этих соединений констант диссоциации объясняется ослаблением связи между атомами водорода и атомами O, S, Se, Te. В ряду H2 O, H2S, H2Se и H2Te температуры плавления и кипения изменяютя немонотонно. Вода из-за образования межмолекулярных водородных связей имеет наиболее высокие их значения. Повышение температур плавления и кипения от H2S к H2Te обусловлено усилением дисперсионного взаимодействия вследствие возрастания поляризуемости молекул.

Рассматриваемые вещества могут участвовать в реакциях обмена, окисления и восстановления. Вода образует аквакомплексы, участвует в процессах гидролиза. Восстановительные свойства воды, как видно из величины стандартного электродного потенциала, выражены слабо:

О2 + 4 Н+ + 4 e- = 2 H2O, E0 = 0,815 B.

Сероводород является более сильным восстановителем

S + 2 H+ + 2e- = H2S , E0 = 0,14 B.

Он энергично реагирует с кислородом, фтором, хлором, бромом, окисляется концентрированной серной и азотной кислотами. Растворы сероводорода в воде окисляются растворенным кислородом, перманганат-ионом

2 H2S + O2 =2 S↓ + 2 H2O

Для сероводорода наиболее важным свойством является образование сульфидов. В лаборатории H2S обычно получают путём разложения сульфида железа соляной кислотой

FeS + 2 HCl = FeCl2 + H2S ↑

В кислотно-основных взаимодействиях сульфиды сходны с оксидами. При этом основным оксидам соответствуют основные сульфиды (щелочных и щёлочноземельных элементов). Кислотным оксидам соответствуют, в свою очередь, кислотные сульфиды. При взаимодействии основных и кислотных сульфидов образуются тиосоли. Например:

3 Na2S + As2S5 = 2 Na3As4

Однако из-за различия характера связей в оксидах и сульфидах основные свойства последних менее выражены. Например, Na2O взаимодействует с оксидом олова(II), а Na2S с сульфидом олова(II) не реагирует

Na2O + SnO = Na2SnO2 .

При нагревании сульфидов в отсутсвие воздуха некоторые из них частично или полностью отщепляют серу, например:

SnS2 SnS + S

As2S3 As2S3 + 2 S

Au2S 2 Au + S .

При нагревании сульфидов в присутствии кислорода они окисляются. В процессе нагревания неустойчивые оксиды разлагаются

SnS2 + 3 O2 = SnO2 + 2 SO2

2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2

HgS + O2 = Hg + SO2 .

Растворимые сульфиды как соли слабой кислоты подвергаются гидролизу

Na2S + H2O ↔ NaOH + NaHS

Полностью гидролизуются сульфиды алюминия, хрома(III) и других элементов, растворимость гидроксидов которых меньше растворимости их сульфидов.

Al2S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3 ↓ + 3 H2S ↑ .

Поэтому при действии на растворы солей алюминия и Cr(III) растворами Na2S или (NH4 )2S образуются не сульфиды а продукты их гидролиза

2 AlCl3 + 3 Na2S + 6 H2O → 2 Al(OH)3↓ + 3 H2S↑ + 6 NaCl .

Из соединений состава Н2Эх наиболее важное значение имеют пероксид водорода, Н2О2, полисероводороды и полисульфиды.

Н2О2 – бледноголубая, сиропообразная жидкость, плотность которой равна 1,45 г/см3. С водой Н2О2 смешивается во всех отношениях, легко разлагается :

2 Н2О2 = 2 Н2О + О2 , ΔН0298 = - 99 кДж/моль .

В лаборатории обычно используются растворы Н2О2 с концентрациями 3 и 30% . Последний раствор называют пергидролем.

В водном растворе Н2О2 ведет себя как очень слабая кислота ( К1 =1,5· 10-12 ), соли которой могут образовываться лишь в щелочной среде :

BaCl2 + H2O2 + 2 NH4OH = BaO2↓ + 2 NH4Cl + 2 H2O .

В соответствии с промежуточной степенью окисления кислорода (-1) в Н2О2 , он может вести себя и как окислитель и как восстановитель. В кислой среде окислительные и восстановительные свойства характеризуются величинами стандартных электродных потенциалов:

Н2О2 + 2 Н+ + 2 е- = 2 Н2О , Е0 = 1,77 В

О2 + 2 Н+ + 2 е- = Н2О2 , Е0 = 0,68 В.

Величины стандартных потенциалов показывают, что окислительные свойства Н2О2 выражены сильнее восстановительных. Поэтому Н2О2 проявляет восстановительные свойства только по отношению к таким сильным окислителям, как KМnO4, K2Cr2O7, Cl2 и др.

5 H2O2 + 2 KМnO4 + 3 H2SO4 = 8 H2O + 5 O2 ↑ + K2SO4 + 2 MnSO4

Как окислитель Н2О2 окисляет многие вещества, например

2 HJ + H2O2 = 2 H2O + J2 .

При взаимодействии пероксида водорода с большим числом органических и неорганических веществ образуются соединения, содержащие характерную группировку атомов - О – О - . К таким веществам относятся, например, пероксомоносерная H2S(O2)O3 и пероксодисерная H2S(O2)O6 кислоты, в которых часть атомов кислорода замещены на пероксидную группировку О22-.

В лаборатории Н2О2 можно получить путём вытеснения его из пероксида бария:

ВаО2 + H2SO4 = BaSO4↓ + H2O .

Из производных Н2Sx наибольшее применение находят полисульфиды, например Na2Sx , (NH4)2Sx . В окислительно-восстановительных реакциях полисульфиды обычно используются в качестве окислителей, например:

Sb2S3 + 2 (NH4)2S2 = (NH4)3SbS4 + NH4SbS3 .

Оксиды и кислородсодержащие кислоты

Наиболее важными оксидами рассматриваемых элементов являются соединения типа ЭО2 и ЭО3 и соответствующие им кислоты и их соли.

Диоксиды серы и её аналогов являются наиболее устойчивыми из их кислородных соединений. Они образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ с кислородом при нагревании. Диоксид серы в промышленности получают при обжиге сернистых соединений, например:

4 FeS2 + 11 O2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2 .

Cвойства диоксидов серы и её аналогов отличаются друг от друга. SO2 -газ ( tпл.=-75 0C и tкип.=-10 0C). Диоксиды селена и теллура – твердые вещества.

Из всех диоксидов наибольшее значение имеет сернистый газ. Он хорошо растворим в воде (при обычных условиях в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов SO2). Водный раствор SO2 называется сернистой кислотой, которая представляет собой гидратированные молекулы сернистого газа

SO2∙xH2O. Условные константы диссоциации сернистой кислоты равны К1= 1,7× 10-2 и К2=6,2 ×10-8 . Наиболее характерным свойством диоксида серы и его проиводных являются восстановительные свойства.



Последнее изменение этой страницы: 2016-08-15; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 35.170.64.36 (0.051 с.)