- N1-71 составьте формулы соединений элементов с постоянными валентностями: а) алюминия с кислородом б) лития с кислородом в) кисл
- Оксид серы (vi), триоксид серы, серный ангидрид (so3)
- Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты
- Составьте формулы бинарных соединений, образованных кислородом и кальцием, кислородом и серой, фтором и кислородом. —
- Составьте формулы оксидов элементов: zn, b, be, co, pb, ni
- Сульфиды
- Химические свойства
N1-71 составьте формулы соединений элементов с постоянными валентностями: а) алюминия с кислородом б) лития с кислородом в) кисл
Чтобы определить, в каком направлении протекает реакция, записываем две полуреакции ВОССТАНОВЛЕНИЯ и стандартные электродные потенциалы для них.
SO4(2-) 2H( ) 2e = SO3(2-) H2O
φо (SO4(2-)/SO3(2-)) = — 0,90 В
MnO4(-) 2H2O 3e = MnO2 4OH(-)
φо (MnO4(-)/MnO2) = 0,60 В
В приведенном тобой уравнении прямой реакции окислителем является сульфат- ион SO4(2-), а восстановителем – оксид марганца (IV).
Посчитаем стандартную ЭДС прямой реакции.
ЭДСо (прямой реакции) = φо (окислителя) – φо (восстановителя) = φо (SO4(2-)/SO3(2-)) – φо (MnO4(-)/MnO2) = – 0,9 – 0,6 = – 1,5 В < 0 – реакция в прямом направлении невозможна.
При протекании обратной реакции окислителем будет перманганат калия, а восстановителем – сульфит-ион SO3(2-).
Стандартная ЭДС обратной реакции
ЭДСо (обратной реакции) = φо (окислителя) – φо (восстановителя) = φо (MnO4(-)/MnO2) — φо (SO4(2-)/SO3(2-)) = 0,6 – (- 0,9) = 1,5 В > 0 – реакция будет протекать самопроизвольно.
Итак, прямая реакция невозможна, и в растворе будет протекать обратная реакция.
Можно рассуждать по-другому.
Окислителем в реакции становится та окислительно-восстановительная система, которая имеет больший стандартный электродный потенциал восстановления.
Поскольку
φо (MnO4(-)/MnO2) > φо (SO4(2-)/SO3(2-)), то окислителем будет ион MnO4(-), поскольку обладает большей окислительной способностью, чем ион SO4(2-). Следовательно, в растворе будет протекать реакция окисления перманганатом калия сульфит-иона SO3(-).
2KMnO4 3K2SO3 H2O → 2MnO2 2KOH 3K2SO4
Приведенный тобой стандартный электродный потенциал восстановления иона SO4(2-) не соответствуют действительности.
Оксид серы (vi), триоксид серы, серный ангидрид (so3)
Способы получения серного ангидрида
- SO3 можно получить из SO2 путем каталитического окисления последнего кислородом:
2SO2 O2 ↔ 2SO3
- ОкислениемSO2 другими окислителями:
SO2 O3 → SO3 O2
SO2 NO2 → SO3 NO
- Разложением сульфата железа (III):
Fe2(SO4)3 → Fe2O3 3SO3
Физические
свойства серного ангидрида
При обычных условиях SO3 представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким
запахом. На воздухе SO3 «дымит» и сильно
поглощает влагу.
SO3 – тяжелее
воздуха, хорошо растворим в воде.
SO3 ядовит!
Химические свойства серного
ангидрида
Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.
- Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:
SO3 H2O → H2SO4
- Как кислотный оксид, SO3 взаимодействует с щелочами и
основными оксидами, образуются средние или кислые соли:
SO3 2NaOH(избыток) → Na2SO4 H2O
SO3 NaOH(избыток) → NaHSO4
SO3 MgO → MgSO4 (при сплавлении):
SO3 ZnO = ZnSO4
- SO3 проявляет сильные окислительные свойства, так
как сера в находится в максимальной степени окисления ( 6).
Вступает в реакции с восстановителями:
SO3 2KI → I2 K2SO3
3SO3 H2S → 4SO2 H2O
5SO3 2P → P2O5 5SO2
- При растворении в концентрированной
серной кислоте образует олеум (раствор
SO3 в H2SO4).
Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты
Способы
получения сульфитов
Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO2 с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
SO2 СаО = CaSO3
SO2 Na2O → Na2SO3
SO2 NaOH = NaHSO3
SO2 2NaOH = Н2O Na2SO3
Физические
свойства сульфитов
Сульфиты
щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы
или не существуют.
Гидросульфиты
металлов хорошо растворимы в Н2O, а некоторые из
них, такие как Ca(HSO3)2 существуют
только в растворе.
Химические свойства сульфитов
Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Mex(SO3)y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO3)x.
SO3— Н2O = HSO3— ОН—
Na2SO3 Н2O = NaHSO3 NaOH
Реакции, протекающие без изменения степени окисления:
- Реакция с сильными кислотами:
Na2SO3 2HCl = 2NaCl
SO2↑ Н2O
NaHSO3 HCl = NaCl SO2↑ Н2O
- Термическое разложение сульфитов:
CaSO3 = СаО SO2↑
- Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO2, переходят в гидросульфиты:
CaSO3 SO2 Н2O = Ca(HSO3)2
- Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:
Na2SO3 ZnCl2 = ZnSO3↓ 2NaCl
Окислительно-восстановительные реакции
Сульфиты, также как и SO2, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления 4
- Окисление водных растворов сульфитов, и гидросульфитов до сульфатов:
Na2SO3 Вr2 Н2O = Na2SO4 2НВr
5K2SO3 2КМnO4 3H2SO4 = 6K2SO4 2MnSO4 3Н2O
Na2SO3 HNO3 = 2NaNO3 SO2 H2O
- Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:
2Na2SO3 O2 = 2Na2SO4
- При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:
Na2SO3 ЗС = Na2S ЗСО
- При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:
4K2SO3 = 3K2SO4 K2S
Составьте формулы бинарных соединений, образованных кислородом и кальцием, кислородом и серой, фтором и кислородом. —
Составьте формулы бинарных соединений, образованных кислородом и кальцием, кислородом и серой, фтором и кислородом.
Решение. В бинарных соединениях на первое место ставиться тот элемент, электроотрицательность которого ниже. При этом валентность первого элемента равна номеру группы элемента в периодической системе Менделеева, валентность второго элемента равна 8 – № группы.
| Ca | О | Скелет формулы | Молекулярная формула |
| χ = 1,04 | χ = 3,5 | CaО | CaІІ ОVІІІ-VІ |
| № группы = 2 | № группы = 6 | CaО | |
| О | S | Скелет формулы | Молекулярная формула |
| χ = 3,5 | χ = 2,6 | SО | S VІ ОVІІІ-VІ |
| № группы = 6 | № группы = 6 | SО3 | |
| О | F | Скелет формулы | Молекулярная формула |
| χ = 3,5 | χ = 4,0 | ОF | ОІІ FVІІІ-VІІ |
| У кислорода нет свободных орбиталей, поэтому его валентность в соединениях не более 2 | № группы = 7 | ОF2 |
Кислоты рассматриваются как соли протона H : HCl, H2SO4, H3PO4.
Основания – соединения, у которых анионом служит гидроксил-ион OH–: KOH, Al(OH)3.
Важнейшие классы неорганических соединений представлены на рис. 2.
Рисунок 3 – Классы неорганических соединений
Составьте формулы оксидов элементов: zn, b, be, co, pb, ni
Не забываем, что для элементов с переменной валентностью, в названии соединения нужно указывать валентность римскими цифрами в скобках:
ZnO – оксид цинка;
B2O3 – оксид бора;
BeO – оксид бериллия;
CoO – оксид кобальта (II), Co2O3 – оксид кобальта (III);
PbO – оксид свинца (II), PbO2 – оксид свинца (IV);
NiO – оксид никеля (II), Ni2O3 – оксид никеля (III).
1. Определите валентность элементов по формулам: HgO, K2S, B2O3, ZnO, MnO2, NiO, Cu2O, SnO2, Ni2O3, SO3, As2O5, Cl2O7.
2. Даны химические символы элементов и указана их валентность. Составьте соответствующие химические формулы.
4. Определите валентность азота в следующих соединениях: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.
5. Составьте формулы оксидов (соединений с кислородом): меди (I), железа (III), вольфрама (VI), железа (II), углерода (IV), серы (VI), олова (IV), марганца (VII).
6. Составьте формулы соединений с хлором следующих элементов: K, Ca, Al, Ba.
7. Составьте формулы водородных соединений следующих элементов: S (II), P (III), F (I), C (IV).
Тестовые задания.
Сульфиды
Получение сульфидов
- Непосредственно из простых веществ:
S Fe → FeS
S Mg → MgS
S Ca → CaS
- Взаимодействие H2S с растворами щелочей:
H2S 2NaOH = 2H2O Na2S
H2S NaOH = H2O NaHS
- Взаимодействие H2S или (NH4)2S с растворами солей:
H2S CuSO4 = CuS↓ H2SO4
H2S 2AgNO3 = Ag2S↓ 2HNO3
Pb(NO3)2 Н2S → PbS↓ 2НNO3
ZnSO4 Na2S → ZnS↓ Na2SO4
- Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:
Na2SO4 4С = Na2S 4СО
Физические свойства сульфидов
Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).
По растворимости
в воде и кислотах сульфиды классифицируют
на:
- нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);
- нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS)
- гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))
По цвету сульфиды можно разделить на:
- Чёрные – HgS, Ag2S, PbS, CuS, FeS,
NiS; - Коричневые – SnS, Bi2S3;
- Оранжевые – Sb2S3, Sb2S5;
- Жёлтые – As2S3, As2S5,
SnS2, CdS; - Розовые — MnS
- Белые – ZnS, Al2S3, BaS,
CaS;
Химические свойства сульфидов
Обратимый гидролиз сульфидов
K2S H2O ⇄ KHS KOH
S2- H2O → HS— ОН—
- Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:
2CaS 2НОН
= Ca(HS)2 Са(ОН)2
При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:
HS— H2O → H2S↑ ОН—
Необратимый
гидролиз сульфидов
- Сульфиды некоторых металлов (Cr2S3, Fe2S3, Al2S3) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:
Al2S3 6H2O = 3H2S↑ 2AI(OH)3↓
Нерастворимые
сульфиды гидролизу не подвергаются
NiS HСl ≠
- Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:
FeS 2HCI =
FeCl2 H2S↑
ZnS 2HCI =
ZnCl2 H2S↑
CuS 8HNO3 → CuSO4 8NO2 4H2O
CuS 4H2SO4(конц. гор.) → CuSO4 4SO2 4H2O
MnS 3HNO3 = MnSO4 8NO2 4H2O
- Сульфиды Ag2S, HgS, Hg2S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.
- Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:
PbS 4H2O2 → PbSO4 4H2O
СuS Cl2 → CuCl2 S
- Окислительный обжиг сульфидов является
важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах
2ZnS 3O2 = 2ZnO 2SO2
4FeS2 11O2 = 2Fe2O3 8SO2↑
2CuS 3O2 → 2CuO 2SO2
2Cr2S3 9O2 → 2Cr2O3 6SO2
Взаимодействия
сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S2−:
Na2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2NaNO3
Na2S 2AgNO3 → Ag2S↓ 2NaNO3
Na2S Cu(NO3)2 → CuS↓ 2NaNO3
Химические свойства
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.
1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
H2SO4 ⇄ H HSO4–
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4– ⇄ H SO42–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
H2SO4 MgO → MgSO4 H2O
Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
H2SO4 КОН → KHSО4 H2O
H2SO4 2КОН → К2SО4 2H2O
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
3H2SO4 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 6H2O
3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).
Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Н2SO4 2NaHCO3 → Na2SO4 CO2 H2O
Или с силикатом натрия:
H2SO4 Na2SiO3 → Na2SO4 H2SiO3
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
NaNO3(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HNO3
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:
NaCl(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HCl
4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.
Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
H2SO4 BaCl2 → BaSO4 2HCl
5.Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
H2SO4(разб.) Fe → FeSO4 H2
Серная кислота взаимодействует с аммиакомс образованием солей аммония:
H2SO4 NH3 → NH4HSO4
Концентрированнаясерная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н2S.
Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.
6H2SO4(конц.) 2Fe → Fe2(SO4)3 3SO2 6H2O
6H2SO4(конц.) 2Al → Al2(SO4)3 3SO2 6H2O
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
2H2SO4(конц.) Cu → CuSO4 SO2 ↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) Hg → HgSO4 SO2 ↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) 2Ag → Ag2SO4 SO2↑ 2H2O
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
3Mg 4H2SO4 → 3MgSO4 S 4H2O
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
5H2SO4(конц.) 4Zn → 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O
6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl
Видеоопытвзаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
7.Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.
Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
5H2SO4(конц.) 2P → 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) С → СО2↑ 2SO2↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) S → 3SO2 ↑ 2H2O
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
3H2SO4(конц.) 2KBr → Br2↓ SO2↑ 2KHSO4 2H2O
5H2SO4(конц.) 8KI → 4I2↓ H2S↑ K2SO4 4H2O
H2SO4(конц.) 3H2S → 4S↓ 4H2O