Персональный сайт — Каталог статей

Сера при нагревании реагирует со многими металлами, а также с неметаллическими элементами: F, CI, O, C. Она окисляется концентрированной азотной и серной кислотами:

S _(тв) H₂SO₄ (ж) → 3SO₂(г) 2H₂O_(ж)

Гидриды кислорода и серы

Н₂О – полярная молекула, хороший растворитель. Н₂О₂ – пероксид водорода, вязкость жидкости: Н₂О₂ кипит при 150⁰С и замерзает при – 0,9⁰С.

В лаборатории перекись водорода можно получить действием серной кислоты на пероксид бария при 0⁰С:

ВаО_{2 (водн)} H₂SO₄(ж) → ВаSO_4(тв) Н₂О_2(водн)

Нерастворимый ВаSO₄ отделяют фильтрованием. Водный раствор может быть сконцентрирован перегонкой при пониженном давлении.

Пероксид водорода легко разлагается, выделяя кислород:

2Н₂О_2(водн) → 2Н₂О (ж) О₂(г)

Катализатором этой реакции является MnO₂.

Окислительно-восстановительные свойства

Н₂О₂ может быть как окислителем, так и восстановителем

Н₂О₂ 2Н 2е ↔2Н₂О Е⁰= 1,77 В

О₂(г) 2Н 2е ↔2Н₂О₂ Е⁰=0,68 В

Сероводород H₂S — газ, неприятно пахнущий, ядовитый при концентрации 1часть на 10 частей. Он содержится в природных газах, выделяется при гниении яиц, образуется при распаде белков.

В лаборатории можно получить действуя на сульфид железа П разбавленной соляной кислотой:

FeS _(тв) 2H _(водн) → H₂S_(г) Fe²

H₂S двухосновная, слабая кислота – диссоциирует на Н , HS^—, S^2-., H₂S — хороший восстановитель.

Оксиды

1.Нормальные, некоторые ионные, например СаО, другие ковалентные, например СО₂.

2. Пероксиды. Связи между Э и О, а также между атомами кислорода. Некоторые ионные, например Na₂O₂, другие ковалентные, например Н-О-О-Н.

3.Субоксиды, например С₃О₂: О=С=С=С=О.

4.Супероксиды. Содержат ион О₂^—, например К О₂^—

5. Смешанные оксиды. Например: Pb₃O₄, который реагирует как смесь 2PbO·PbO₂ и Fe₃O₄, реагирующий как FeO·Fe₂O₃.

6.Нестехиометрические оксиды. Переходные металлы образуют оксиды формулы М_0-1О, например Fe_0,9.

Оксиды серы

SO₂ – это удушливый тяжелый газ, дымящийся на воздухе. Исключительно хорошо растворим в воде. Температура кипения -10⁰С. Под давлением в 3 атм. SO₂ сжижается, при комнатной температуре связь S=O является двойной, и атом серы имеет в валентной оболочке 10 электронов. SO₂ является ангидридом слабой сернистой кислоты: SO₂ Н₂О ↔ Н₂SO_{3 (водн).} Она диссоциирует на гидросульфит-ион НSO₃^— и сульфит-ион SO₃^2-. Попытки концентрирования сернистой кислоты приводят к ее разложению и выделению сернистого газа SO₂.

SO₂ реагирует с водным NaOH, образуя раствор сульфита натрия.

SO_{2 (г)} 2NaOH _(водн) → Na ₂ SO₃ Н₂О

Na₂SO₃ SO₂ Н₂О → 2 NaНSO₃

SO₂ и SO₃^2- — являются восстановителями. Качественной реакцией на SO₂ являются реакции с растворами дихромата или перманганата. В первом случае, происходит изменение окраски с оранжевой до голубой. Во втором – обесцвечивание раствора. Сероводород, как более сильный восстановитель, чем сернистый газ, восстанавливает его до серы:

2Н₂S SO₂ → 3 S 2Н₂О

Оксид серы (VI) SO₃ в газообразном состоянии существует в виде мономерных молекул SO_3(г), а в твердом – в виде триммера (SO₃)₃ или мономера (SO₃)_4. Оксид серы (VI) SO₃ ангидрид серной кислоты.

SO_{3 (г)} Н₂О _(ж) → Н₂SO_{4 (ж).}

Оксид серы (VI) спокойно поглощается 98% Н₂SO_4,образуя дымящую серную кислоту – олеум Н₂S₂O₇ – которая реагирует далее с водой с образованием серной кислоты:

SO_{3 (г)} Н₂ SO _4(ж). → Н₂S₂O_7(ж)

Н₂S₂O_7(ж) Н₂О _(ж) → 2Н₂SO₄

Физические свойства

Н₂SO₄ – вязкая жидкость, температура кипения 270⁰С, объясняется водородными связями между молекулами:

С водой, серная кислота образует нераздельную кипящую смесь, содержащую 98,3% кислоты.

Химические свойства

Как типичная кислота Н₂SO₄ (разбавленная) она реагирует с металлами и их оксидами, гидроксидами и карбонатами.

Концентрированную серную кислоту следует разбавлять с осторожностью. Она экзотермически взаимодействует с водой. При приготовлении раствора необходимо приливать кислоту к воде, так как выделяющаяся при этом теплота рассеивается по всему объему раствора. В случае добавления воды к кислоте она легко вскипает и разбрызгивается. Газы сушат пропусканием их через концентрированную серную кислоту. Н₂SO₄ отнимает воду от веществ и в результате образуется новое соединение. Например, это свойство проявляется в следующих реакциях:

С₆Н₁₂О_6(тв) → сахарный уголь С (тв) Н₂О

НСООН (ж) →СО (ж) Н₂О

Н₂С₂O_4(тв) →СО (г) СО_2(г) Н₂О

С₂Н₅ОН → этилен СН₂ = СН₂ или диэтиловый эфир С₂Н₅ОС₂Н₅(г), в зависимости от условий.

Горячая серная концентрированная кислота является окислителем. Она может восстанавливаться до сернистой кислоты, которая, разлагаясь, образует диоксид серы и воду. Примеры некоторых окислительно-восстановительных реакций:

1.Металлы окисляются до сульфатов:

Cu (тв) 2H₂SO₄ (ж)→ CuSO₄(водн) SO₂ (г) 2H₂O(ж)

2.Неметаллы, например SO₂, Н₂S, С и S окисляются до оксидов:

С (тв) 2H₂SO₄(ж)→ СО_2(г) 2 SO₂ (г) 2H₂O(ж)

3.3H₂S(г) 2H₂SO₄(ж)→ 4 S(тв) 4Н₂О (ж)

При нагревании конц. H₂SO₄ из нитратов вытесняет азотную кислоту, при этом азотная кислота отгоняется при температуре 120⁰С, температура кипения серной 270⁰С, поэтому она остается:

NO₃^—(тв) H₂SO₄ (ж) ↔ HNO_{3 (ж)} HSO₄^—(тв)

Концентрированная серная кислота является хорошим сульфирующимагентом, с помощью которого можно ввести группу SO₃Н в ароматическое кольцо. Ее используют при нитровании и, как катализатор реакций с алкенами.

Качественной реакцией на сульфат ионы является реакция с хлоридом бария: SO₄^2-(водн) Ва² (водн) → Ва SO_4↓

ЭЛЕМЕНТЫ VII ГРУППЫ. ГАЛОГЕНЫ

Галогены в свободном виде очень активные вещества. Поэтому в природе и в организме существуют только в виде соединений. Степень окисления -1. Фтор самый электроотрицательный элемент (существует только в виде фторидов).

Фтор– ядовитый желтоватый газ, хлор – ядовитый зеленый газ, бром – едкая и токсичная, коричненвая легколетучая жидкость и йод – блестящее черное кристаллическое вещество, которое при слабом нагревании сублимируется, образуя фиолетовые пары. Астатрадиоактивный элемент и в природе не встречается.

«Галогены», в переводе с греческого означает « образующие соли». Они существуют в виде двухатомных молекул Х₂. Образуют ионные связи с металлами. Галогены образуют соли, присоединяя 1 электрон и тем самым, завершая октет валентных электронов. Сила связи Х-Х уменьшается вниз по группе С1₂> Br₂ >I₂; за исключением связи F-F, которая неожиданно слабее. Причина в более близком расположении неподеленных электронных пар из-за малого размера атомов фтора.

Химические свойства:

1. С водой:

2F₂ 2H₂O→ 4HF водн. O₂ (г);

С1₂(г) H₂O→НС1О Н С1^—

^{на свету}

2НС1О (водн)—→ 2Н 2С1^— О₂(г)

В присутствии влсстановителей НС1О реагирует как окислитель:

НС1О Н 2е ↔ 2С1^— Н₂О

Со щелочами

С1₂ 2ОН ^— →С1^— С1О ^— Н₂О

3С1О^{—70 С}→ 2С1^— С1О₃^— (реакция диспропорционирования)

2F₂(г 2OH^— —_—^{MeOH холл.разб.}_→ОF_2г() 2F^—_водн Н₂О (ж)

2F₂(г) 4OH^— —_—^{MeOH гор.конц.}_→О_2(г) 4F^—_водн Н₂О (ж)

Металлы, взаимодействуя с галогенами, образуют соли в высшей степени окисления: Fe CI₂→ FeCI₃

Исключение составляет йод: I Fe→ FeI₂и с медью образуется йодит меди CuI:

Zn 2HCI →Zn CI₂ H₂

CuO 2HCI →Cu CI₂ H₂O

MgCI₂·6H₂O →MgOHCI (тв) HCI 5H₂O

AICI₃·6H₂O →AI(OH)_{3 (тв)} 3HCI 3H₂O

Галогениды неметаллов:

Они ковалентны и гидролизуются водой за исключением СС1₄

SiCI₄ 2H₂O → SiO_2водн. 4НС1_водн.

P 3H₂O → H₃PO₃ 3HC1

Галагенводороды

Н₂ HaI

HF, HCI, HBr, HI → Увеличивается сила кислоты. Уменьшается термическая устойчивость. Напрямую реакция Н₂ F₂ взрывоопасна, поэтому получают косвенно, поэтому HF получают косвенно, по реакции СаF₂ Н₂SO₄→2 HF Ca(HSO₄)₂.

Оксиды

Дифторид OF₂ можно получить, пропуская фтор через холодный разбавленный раствор NaOH

2F₂(г) OH^—(водн)→ OF₂(г) 2F^—(водн) H₂O

Хлор образует кислотные оксиды С1₂О, С1О₂, С1₂О₆ и С1₂О₇ –все нестабильные и взрывчатые.

Оксиды брома нестабильны и взрывчаты при температуре -40⁰С. Йод образует оксид I₂O₅.

Оксокислоты

НС1О – хлорноватистая

НС1О₂ – хлористая

НС1О₃ — хлорноватая

НС1О₄ — хлорная

Сверху вниз увеличивается сила кислоты и термическая усиойчивость.

Соли

NaCIO

NaCIO₃

KCIO₃ – бертолетовая соль, применяется в спичечном производстве и пиротехнике.

KbrO₃ – источник брома в объемном анализе.

НС1О₄ – сильная кислота, получается действием концентрированной серной кислоты на перхлорат калия и отгонкой при пониженном давлении.

Соединения галогенов друг с другом (интергалогены)

CIF (г) CIF₃ (г)

BrF (г) BrF₃ (ж) BrF_{5 (ж)} BrCI (г)

ICI (ж) ICI₃ (тв) IF₅ (ж) IF_{7 (ж)}

I₂ I^—↔ I₃^—(водн)

Сравнение фтора с другими галогенами.

1.Фтор активен из-за малой энтальпии диссоциации связи F-F.

2. Соединения фтора устойчиваы. Причины:

а) Малые размеры атома (более прочные ковалентные связи).

Фториды имеют большие отрицательныен энтальпии образования, они устойчивы к диссоциации, как на простые, так и на соединения с более низкой степенью окисления. Поэтому фтор вызывает проявление высших степеней окисления у других элементов.

Б) Фториды чаще бывают ионными, чем другие галогениды. У AIF₃— ионная структура. AICI₃ – слоистое строение, а АI₂Br₆ и AI₂I₆ – это молекулярные соединения.

3. Единственная степень окисления -1.

4. Фтор – это самый электроотрицательный элемент, способен образовывать водородные связи. Наличие водородных связей и прочность связи H-F ответственны за слабость кислотной функции HF.

5. Реакции фтора с водой и реакции щелочей протекают иначе, чем у других галогенов. Фтор не образует оксоионов.

I. Ионы- Х^— образуются легко. Сродство к электрону уменьшается сверху вниз. Все галогены энергично взаимодействуют с металлами. С S- металлами они образуют ионные соединения.

П. При реакциях с Р— и d-металлами галогены образуют ионные соединения и комплексные ионы. Сверху вниз идет поляризация ионов галогенов.

Ш. Галогены хорошие окислители. Окислительная способность уменьшается в ряду F₂>CI₂>Br₂>I₂. Восстановительная способность уменьшается от йода к брому; CI^—, F^— не являются восстановителями.

IV. Межмолекулярные взаимодействия усиливаются вниз по группе, в связи с чем наблюдается изменение агрегатного состояния от F – светло-желтый газ; С1- зеленый газ; бром – коричневая жидкость, йод – блестящие черные кристаллы, образующиеся при сублимации.

Задачи с решениями:

Задача №1.В дистиллированной воде растворили 2,52 г кристаллической щавелевой кислоты (Н₂С₂О₄· 2 Н₂О). Вычислить молярную концентрацию полученного раствора, если его объем равен 200 мл.

Решение

С (Х)= m(X) / M(X)· V(л) = m(X)· 1000 /M(X) )· V(мл)

С (щ.к.)= 2,52 г· 1000 / 126 г/моль· 200 мл=2,52г /126 г/моль ·0,2 л =0,1 моль/л

Ответ: С (щ.к.) =0,1 моль/л.

Задача № 2.Для смазывания десен приготовлен раствор из 5 мл 30%-ного раствора Н₂О₂ и 15 мл дистиллированной воды (ρ_р-ра принять равной 1 гмл).

Решение

ω₁ρ₁V₁ = ω₂ρ₂V₂

ω₂(H₂O₂) = 30%· 1· 5 / 1·29 -7,5%

Ответ: ω(H₂O₂)=7,5%

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: