Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU Кислород

Лекция 8. кислород, препараты перекиси водорода, серы, кальция, магния, цинка : farmf | литература для фармацевтов

1. Кислород. В промышленности кислород получают фракционной разгонкой предварительно сжиженного воздуха. Вначале испаряется азот (т. кипения -195,67°C), а затем кислород (т.кипения  -183°C).

Другой промышленный способ заключается в электролизе воды. При этом одновременно получают кислород и водород. Электролизу подвергают водные растворы гидроксида натрия (16-18%-ные) или гидроксида калия (25-29%-ые) при 60-70 °C. Процесс проводят в электролитических ваннах, используя в качестве катода и анода специально обработанное мягкое железо:

КатодАнод
  = 2К2ОН – 2е = 2ОН
2К 2Н2О =  2КОН Н22ОН = Н2О 0,5О2

Прежде, чем использовать кислород в медицинской практике, его подвергают очистке, пропуская через раствор щелочи, а затем через воду. Сухой кислород может вызвать раздражение слизистой оболочки дыхательных путей и легких.

Кислород – газообразный препарат. Он включен в ГФ IХ издания (табл.1).

Таблица 1. Свойства кислорода

Препарат

Химическая формула

Описание

Oxygenium – кислород

О2

Бесцветный газ без запаха и вкуса, в 1,106 раз тяжелее воздуха. В жидком и твердом виде  имеет бледно-синюю окраску

Кислород растворим приблизительно в 43 объемах воды и в 3,6 объемах спирта. О энергично поддерживает горение, поэтому подлинность устанавливают по вспышке и яркому горению тлеющей лучинки, внесенной в сосуд с кислородом. Для отличия кислорода от другого газообразного препарата – азота закиси (диазота оксид) смешивают равные объемы кислорода и оксида азота. Смесь газов окрашивается в оранжево-красный цвет вследствие образования диоксида азота:

2NO О2 = 2 NO2

Закись азота подобной реакции не дает.

В процессе промышленного производства кислород может загрязняться примесями других токсических газов. Поэтому тщательно проверяют его чистоту. Во всех испытаниях на чистоту примесь других газов устанавливают, пропуская определенное количество кислорода ( со скоростью 4 л/час) через 100 мл раствора реактива.

Кислород должен быть нейтральным. Наличие в нем газообразных примесей кислот и оснований устанавливают колориметрическим методом по изменению окраски раствора индикатора – метилового красного.

Примесь оксида углерода обнаруживают. Пропуская кислород через аммиачный раствор нитрата серебра. Потемнение раствора свидетельствует о восстановлении серебра оксидом углерода:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Наличие примесей диоксида углерода устанавливают по образованию опалесценции при пропускании кислорода через раствор гидроксида бария:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Отсутствие примесей озона и других окисляющих веществ устанавливают, пропуская кислород через раствор йодида калия, к которому добавлен раствор крахмала и капля ледяной уксусной кислоты. Раствор должен оставаться бесцветным. Появление синей окраски свидетельствует о наличии примеси озона:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Все способы количественного определения кислорода основаны на взаимодействии с легко окисляющимися веществами. ГФ IХ рекомендует для этого медь. Кислород в приборе Гемпеля (ГФ 1Х, с.350) пропускают через поглотительный раствор, содержащий смесь растворов хлорида аммония и аммиака. Туда же добавляют обрезки медной спиральной проволоки диаметром около 0.8 мм. Медь окисляется кислородом, а образующийся оксид меди (II) сразу же реагирует с компонентами, входящими в состав поглотительного раствора:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Содержание кислорода должно быть не менее 98,5% (1,5% составляет примесь азота и инертных газов).

В аптеках кислород хранят в баллонах объемом 27-100 л, вмещающих 4-15 м3 газа под давлением 10-15 МПа (100-150 атм). Баллоны, содержащие кислород, окрашены в синий цвет. Резьбу редуктора нельзя смазывать маслом. Смазкой служит только тальк. Кислород выпускают из аптек в специальных подушках, снабженных воронкообразным мундштуком для вдыхания. Кислород применяют при заболеваниях. Сопровождающихся кислородной недостаточностью. Назначают для вдыхания смесь 40-60% кислорода с воздухом. Используют также карбоген – смесь 95% кислорода и 5 % диоксида углерода.

2.Вода. Вода используется в фармации в качестве растворителя и требования к ее качеству достаточно высокие. В настоящее время в медицинской практике и фармации нормировано две формы воды: вода очищенная (ФС 42-2619-97) и вода для инъекций (ФС 42-2620-97). Ранее вода подразделялась на воду дистиллированную и воду для инъекций (ГФ Х). Способы получения воды для инъекций весьма различные, фармакопейная статья на воду очищенную регламентирует методы очистки: дистилляция, ионный обмен, обратный осмос, комбинацию этих способов или иные методы. Требования к качяеству воды отражены в таблице 2.

Показатель

Вода очищенная ФС 42-2619-97

Вода для инъекций ФС 42-2620-97

Описание

Бесцветная проз-рачная жидкость без запаха и вкуса

Бесцветная прозрачная жидкость без запаха и вкуса

рН (р-р КСl)

5,0-7,0

5,0-7,0

Микробиол. чистота

Не более 100 микроорганизмов в 1 мл

Стерильная

Пирогенность

Не регламентируется

Апирогенна

Срок хранения

Не ограничен

Не более 24 часов

При испытании доброкачественности воды ее подвергают проверке на рН, сухой остаток 9 не более 0,001%), восстанавли-вающие вещества. Восстанавливающие вещества проверяют добавлением перманганата калия в присутствии серной кислоты – должна сохраняться розовая окраска раствора. Диоксид углерода контролируют прибавлением известковой воды. Нитраты и нитриты проверяют с пробой дифениламина. В присутствии нитратов и нитритов дифенил амин окисляется по схеме:

2Ph-NH-Ph→Ph-NH-Ph-Ph-NH-Ph→ в сернокислой среде образуется голубое окрашивание, вызванное появлением хромофора:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Примесь аммиака устанавливают с помощью реактива Несслера (щелочной раствор тетрайодомеркурата (II) калия):

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Окраска не должна превышать эталон, содержащий 0.002 мг иона аммония в 1 мл.

Вода очищенная и для инъекций не должна содержать хлориды (по нитрату серебра), сульфаты (по барию хлориду), ионы кальция, тяжелых металлов.

Условия хранения. Используют свежеприготовленной или хранят в закрытых емкостях, изготовленных из материалов, не изменяющих свойства воды и защищающих ее от инородных частиц и микробиологических загрязнений. Воду для инъекций хранят при температуре от 5 до 10 ºC или от 80 до 95ºC не более суток. Исключение составляет лекарственная форма – вода для инъекций в ампулах. Срок хранения этой воды более 2 лет.

3.Препараты перекиси водорода. По физическим свойствам различают жидкие (3%-ный раствор) и твердые (магния перекись, гидроперит) препараты перекиси водорода. В таблице 3 приведены основные свойства препаратов перекиси водорода:

Препарат

Химическая формула

Описание

Содержание перекиси

Soluto hydrogenii peroxydi diluta –раствор перекиси водорода

Н2О2

Бесцветная прозрачная жидкость без запаха, кислой реакции

3% Н2О2

Magnesii peroxydum-магния перекись

МgО2. МgО

Белый легкий порошок, практически нерастворимый в воде

25% МgО2

Hydroperitum-гидроперит

С(NH2)2О * Н2О2

Твердое вещество белого цвета, растворимое в воде

33-35% Н2О2

Гидроперит легко разрушается с образованием перекиси водорода при растворении в воде. Магния перекись выделяет перекись водорода при действии минеральных кислот:

MgO2 2HCl → MgCl2 Н2О2

Перенкись водорода впервые получена Тенаром в 1818 году при действии серной кислотой на перекись бария. В настоящее время перекись водорода получают электрохимическим окислением 40-68% растворов серной кислоты при 5-8ºC. Продуктом электролиза является надсерная кислота:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

При последующем нагревании раствора в вакууме она разлагается на серную и перекись водорода. Таким путем получают разбавленные растворы перекиси водорода. В вакууме она концентрируется до 30-60% растворов. 96% перекись водорода используют в жидкостных реактивных двигателях в качестве привода насосов окислителя и горючего.

Гидроперит получают взаимодействием перекиси водорода и мочевины в растворе при пониженной температуре. Выпавший осадок отфильтровывают и сушат. Из гидроперита изготавливают таблетки по 1,5 г и 0,75 г.

В химическом отношении перекись водорода представляет собой слабую кислоту. Водные растворы ее имеют слабокислую реакцию, константа диссоциации 1,39.10-12. поэтому пероксиды металлов можно рассматривать как соли перекиси водорода.

Перекись водорода проявляет как окислительные так и восстановительные свойства. Она устойчива в чистом состоянии и в водных растворах ( при обычной температуре). Однако присутствие солей тяжелых металлов, диоксида марганца, следов щелочей, окислителей и восстановителей резко ускоряют процесс разложения и могут вызвать взрыв при высокой концентрации растворов:

2 Н2О2 → 2Н2О О2 ↑ 188,55 кДж

разложению перекиси водорода способствуют и ферменты – каталаза, перкосидаза, содержащиеся в крови, слюне и других биологических жидкостях. Однако существуют и ряд ингибиторов этой реакции: фосфорная, щавелевая, барбитуровая и мочевая кислота, мочевина, барбитал, ацетанилид. Ингибиторы используют для предотвращения разложения не только концентрированных, но и разбавленных растворов перекиси водорода. Так, ГФ Х рекомендует при приготовлении 35 раствора перекиси водорода прибавлять 0.05% ацетанилида в качестве ингибитора. В гидроперите ингибитором служит мочевина.

Для установления подлинности препаратов перекиси водорода используют реакцию образования окрашенных в синий цвет перекисных соединений (смеси надхромовых кислот и пероксида хрома), растворимых в эфире. К раствору перекиси водорода, подкисленному серной кислотой, прибавляют диэтиловый эфир и несколько капель раствора дихромата калия. После взбалтывания и отстаивания эфирный слой окрашивается в синий цвет:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Наряду с надхромовыми кислотами в результате реакции образуется и пероксид хрома:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Для количественной оценки твердых и жидких препаратов перекиси водорода используют либо восстановительные, либо окислительные свойства перекиси водорода.

Количественное определение перекиси водорода по ГФ Х выполняют перманганатометрическим методом в кислой среде:

2KMnO4 5H2O2 3H2SO4 →2MnSO4 K2SO4 8H2O 5O

Препарат должен содержать 2,7-3,3% перекиси водорода. Количественное содержание можно установить, используя окислительные свойства перекиси водорода, йодометрическим методом:

2KI H2O2 H2SO4 →I2 K2SO4 2H2O

I2 2Na2S2O3 → 2NaI Na2S4O6

Количественное определение магния перекиси проводят перманганатометрическим методом. Определение количества перекиси водорода в таблетках гидроперита – иодометрически.

Хранят 3% раствор перекиси водорода в склянках с притертыми пробками в прохладном, защищенном от света месте.

Раствор перекиси водорода применяют в качестве антисептического средства, дезодорирующего и дезпигментирующего средства.

2.Сера и ее соединения.

Сера один из старейших элементов, применяемых в медицине. Сера широко распространена в природе. Она встречается в свободном состоянии и в составе различных минералов. Сера является необходимым элементом в организме человека. Она содержится в эпидермисе, мышцах, поджелудочной железе. Она входит в состав некоторых аминокислот и пептидов. Сера способствует отложению гликогена в печени  и снижает содержание сахара в крови.

Способы получения серы весьма разнообразны. Чаще всего ее получают выплавкой из природных самородных источников. В воде сера не растворяется, но хорошо растворяется в сероуглероде и жирных маслах при нагревании. При нагревании сера становится химически активной, легко реагирует почти со всеми металлами, галогенами. При нагревании сера плавится и сгорает на воздухе голубым пламенем, образуя диоксид серы:

S О2 → SО2

Легко растворяется в щелочах с образованием сульфида:

4S 6KOH → 2K2S K2S2O3 3H2О

Из препаратов серы в медицине используются:

Sulfur depuratum –сера очищенная. Свойства. Мелкодисперсный порошок лимонно-желтого цвета, который при кипячении со спиртовым раствором щелочи полностью растворяется:

12S 6NаОН→ 2Nа2S5 Na2S2O3 3H2O

Sulfur praecipitatum – сера осажденная (ГФ Х).

Получают путем размалывания очищенной серы на коллоидной мельнице или осаждением кислотой из тиосульфата натрия. Свойства. Аморфный порошок бледно-желтого цвета, нерастворимый в воде, растворимый в смеси едкого натра и спирта, а также жирных маслах, при нагревании на водяной бане.

Подлинность. 1. Сера горит синим пламенем, при этом распространяется запах диоксида серы.

2.Серу растворяют в горячем пиридине, добавляют раствор NаНСО3 и кипятят, появляется голубое или зеленое окрашивание.

Чистота. Сера осажденная не должна содержать примеси ионов С1, SО42-, Аs3 в количествах, превышающих соответствующие эталоны.

Количественное определение. Метод алкалиметрический по избытку щелочи. Индикатор метиловый оранжевый. Навеску серы растворяют в избытке титрованного спиртового раствора КОН:
12S 6KOH → 2K2S5 K2S2O3 3H2О

спирт отгоняют, оставшийся раствор разбавляют водой, нагревают и в горячий раствор добавляют пергидроль небольшими порциями, которая окисляет полисульфид и тиосульфат до сульфата:
K2S5 8KOH 16 H2O2→ 5K2SO4 20 H2О
K2S2O3 2KOH 4 H2O2→ 2K2SO4 5 H2О
S 2KOH 3 H2О2 → K2SO4 4 H2О

Избыток щелочи оттитровывают титрованным раствором НС1: КОН НС1 → КС1 H2О
F=1/2

Применение. Сера осажденная применяется наружно в виде мазей (5-10-20%) и присыпок при лечении кожных заболеваний.
Хранение. В хорошо укупоренной таре в сухом месте.

Natrii thiosulfas – натрия тиосульфат. Na2S2O3 5 H2О.
Свойства. Бесцветные прозрачные кристаллы солоновато-горького вкуса. При 50ºC кристаллы начинают плавиться в свое кристаллизационной воде. Натрия тиосульфат хорошо растворяется в воде, нерастворим в спирте.

Подлинность
На катионы натрия:
1.Окрашивание пламени в желтый цвет;
2.Реакция образования осадка с цинкуранилацетатом.
3.Реакция с пикриновой кислотой (образование осадка пикрата натрия).

Реакции на тиосульфат-анион:

1.При добавлении к раствору тиосульфата натрия соляной кислоты наблюдается помутнение раствора вследствие выделения серы:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

2.При добавлении к раствору тиосульфата натрия избытка раствора азотнокислого серебра образуется белый осадок тиосульфата серебра, который быстро разлагается, осадок при этом желтеет, затем буреет и, наконец, становится черным (образуется сульфид серебра):

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

3.При добавлении хлорного железа (III) – фиолетовое, быстроисчезающее окрашивание:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

4.С раствором йода обесцвечивание. Тиосульфат натрия окисляется до тетратионата натрия.

Требования к чистоте препарата. Не допускается наличие примесей мышьяка, селена, карбонатов, сульфатов, сульфидов, ионов кальция.

Количественное определение. Йодометрический метод. Способ прямого титрования. В качестве индикатора используется крахмал.

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Применение в виде инъекционных растворов для лечения аллергических заболеваний. Артритах, невралгиях. Противоядие при отравлении галогенами, цианидами и синильной кислотой (внутрь). Наружно для лечения кожных заболеваний.

Хранение. Тиосульфат натрия содержит кристаллизационную воду, которая легко выветривается, поэтому его следует хранить в прохладном месте в хорошо закупоренных склянках их темного стекла.

Соединения лития

Litii carbonas – лития карбонат Li2CO3.

Получение. Карбонат лития получают из различных минералов: СПОДУМЕНА – LiAl(Si2O6); циннвальдита и других. Литий выделяется электролизом расплава минерала, а карбонат лития получают сернокислотной вытяжкой из минерала с последующей очисткой от алюминия и сопутствующих элементов и обработкой карбонатом натрия. Очистку можно также производить перекристаллизацией из воды.

Свойства – белый, мелкий порошок, трудно растворим в воде, нерастворим в безводном спирте. Водные растворы имеют щелочную реакцию за счет гидролиза.

Подлинность.
1.Окрашивает пламя спиртовки в карминно-красный цвет.
2.С двузамещенным фосфатом натрия при рН 10 дает белый желеобразный осадок фосфата лития

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

3.С цинкуранилацетатом в уксусной кислоте дает желто-зеленый осадок, отличающийся по кристаллам от натриевой соли:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

4.Образует красное окрашивание с раствором хинозола:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Количественное определение. Метод ацидиметрический. Способ по избытку. К навеске препарата добавляют заведомый избыток титрованного раствора соляной кислоты и после полного растворения навески оттитровывают избыток соляной кислоты едким натром:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Применение. Используется в психиатрической практике для подавления психомоторного возбуждения. Ионы лития влияют на транспорт ионов натрия в нервных и мышечных тканях.

Соединения натрия

Натрия гидрокарбонат – Natrii hydrocarbonas.

Получают гидрокарбонат натрия пропусканием углекислого газа через раствор углекислого натрия (кальцинированной соды). Подлинность препарата устанавливается по реакциям на ионы натрия и анионы карбоната – по выделению углекислого газа при добавлении соляной кислоты.

Фармакопейная статья регламентирует количество тяжелых металлов, сульфатов, железа, аммиака, мышьяка.

Количественное содержание определяется титрованием кислотой в присутствии индикатора метилового оранжевого.

Применяется внутрь в виде порошка при изжоге, в качестве компонентов других лекарственных веществ (например, входит в состав таблеток сахарина).

Группа щелочно-земельных металлов.

BaSO4; Barii sulfas pro roentgeno. Сульфат бария для рентгеноскопии. В медицинской практике применяют еще один препарат адсобар, используемый в качестве антидота.

Получение препарата. Препарат получают из растворимой соли бария – хлорида. Из растворов хлорида сульфат бария осаждают, например, сульфатом натрия. Хлористый барий получают из различных минералов: барита – природного сульфата бария; витерита – природного карбоната бария. Для достижения высокой степени дисперсности препарата необходимо брать для реакции горячие растворы, повышению дисперсности достигается также добавлением защитных коллоидов (слизистый отвар льняного семени и др.). процесс необходимо вести при нейтральном значении рН, т.к. при высоком значении рН резко замедляется образование осадка и образуется крупнодисперсный осадок. Получаемый осадок тщательно промывают до отрицательной реакции на ионы бария и хлора. Оба препарата примерно одинаковы по физико-химическим свойствам. Препараты практически нерастворимы в общеупотребительных растворителях, кислотах и щелочах.

Поскольку препараты практически нерастворимы в воде для анализа подлинности их необходимо перевести в растворимое состояние. Для этого сульфат бария кипятят с раствором карбоната натрия, осадок отфильтровывают, а фильтрат проверяют на наличие сульфат ионов с хлоридом бария.

BaSO4 Na2CO3 = BaCO3 Na2SO4

Поскольку сульфаты бария применяются внутрь в больших количествах, а все растворимые соли бария очень токсичны, ФС предъявляют высокие требования к чистоте и отсутствию ионов бария и карбоната бария. Для обнаружения ионов бария из вещества делаются несколько вытяжек раствором уксусной кислоты, упаренный остаток растворяют в воде и добавляют серную кислоту. Раствор должен оставаться прозрачным. Поскольку произведение растворимости сульфата бария очень мало, то это означает практическое отсутствие ионов бария.

Фармакопейной статьей регламентируется также содержание сульфидов, их наличие также определяется вытяжкой соляной кислотой. Препарат подвергается контролю на содержание тяжелых металлов, сульфатов, хлоридов, железа, мышьяка.

Важным показателем является степень дисперсности препарата. Этот показатель определяется методом седиментации, т.е. по скорости оседания суспензии после ее гомогенизацию.

Количественное определение. Количественное определение вследствие нерастворимости осадка проводится классическим гравиметрическим  методом: препарат кипятят с соляной кислотой, промывают водой, отфильтровывают, озоляют и прокаливают.

Для препарата Адсобар дополнительно определяется адсорбционная активность.

Хранение. В хорошо закупоренных банках.

Производные магния, кальция, цинка.

В медицинских целях используются следующие соли и соединения этих металлов:

MgO – Magnesii oxidum
MgSO4.7H2O –Magnesii sulfas
3MgCO3.Mg(OH)2.3H2O –Magnesii subcarbonas
CaCl2.6H2O – Calcii chloridum
CaSO4.1/2H2O – Calcii sulfas
ZnO – Zinci oxidum
ZnSO4.7H2O –Zinci sulfas

Свойства. Все эти вещества субстанции белого цвета; окислы металлов и сульфат кальция – легкие аморфные вещества, остальные кристаллические.

Определение подлинности:
1.Внешний вид, растворимость в воде, кислотах и щелочах.
2.Химические реакции:

Ионы магния Мg2

Для обнаружения иона магния рекомендуется общая реакция образования нерастворимого в воде, но растворимого в уксусной кислоте белого кристаллического осадка фосфата магния-аммония. Осадок выпадает при добавлении к раствору соли магния гидрофосфата натрия и аммиака:

MgCl2 Na2НPO4 NH4OH = NH4MgPO4 2NaCl H2O

К реакционной смеси необходимо прибавлять раствор хлорида аммония во избежание образования в щелочной среде аморфного осадка гидроксида магния. Однако большой избыток хлорида аммония может препятствовать осаждению фосфата магния аммония.

Ионы магния также дают в аммиачной среде характерный желто-зеленый осадок с хинозолом.

Ионы кальция Са 2

Определение подлинности.

1.Окрашивание пламени в кирпично-красный цвет.
2.По образованию белого осадка при добавлении в раствор кальциевых солей  оксалата аммония. Осадок растворим в разведенных минеральных кислотах, поэтому реакцию необходимо вести в нейтральной среде или в присутствии уксусной кислоты:

Са(СН3СОО)2 НООССООН = (СОО)2Са 2СН3СООNН4

Ионы цинка Zn2

Перед испытанием на подлинность цинка оксид растворяют в серной кислоте. Наличие цинка устанавливают по образованию белого осадка сульфида цинка, нерастворимого в уксусной кислоте и легко растворимого в разведенной соляной кислоте. Поэтому реакцию нужно выполнять в нейтральной среде:

ZnSO4 Na2S = ZnS Na2SO4

Растворы солей цинка образуют белый гелеобразный осадок при взаимодействии с гексационоферратом (II) калия:

ZnSO4 K4[Fe(CN)6] → K2Zn[Fe(CN)6] ↓ K2SO4

Количественное определение.

Количественное определение всех трех ионов производится комплексонометричским методом. Сущность определения заключается в том, что индикатор (кислотный хром темно-синий – для кальция; кислотный хромовый черный специальный – для магния и цинка) в присутствии аммиачного буферного раствора образует с ионами комплексное соединение (розовое окрашивание – для кальция; красно-фиолетовое – для магния и цинка):

Кислотный хром темно-синий

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Кислотный хромовый черный специальный

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

При титровании трилоном Б вначале связываются находящиеся в растворе ионы металлов:

Сероводород: получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Затем трилон Б связывает ион металла, содержащийся в  менее прочном его комплексе с индикатором. Поэтому в эквивалентной точке раствор приобретает окраску свободного индикатора (в первом случае сине-фиолетовую, во втором – синюю). Равновесие реакций комплексообразования зависит от рН раствора, поэтому для обеспечения полноты протекания аналитической реакции необходимо поддерживать постоянное и определенное значение рН раствора.

 Требования к индикаторам.

1.Комплекс индикатора с ионом металла должен быть достаточно устойчивым Кдисс. Больше 10-4.
2.Индикатор должен образовывать с ионами металлов комплекс в 10 раз менее стойкий, чем с трилоном Б.
3.Концентрация индикатора в растворе должна быть достаточно малой (индикатор должен связывать менее 0,01 ионов металлов).
4.Изменение окраски должно быть четким, контрастным и быстрым.

Ионы кальция и магния могут определяться гравиметрическим методом. Метод основан на получении устойчивых форм осадков в процессе отделения и высушивания.

Хлористый кальций определяют количественно по оксиду кальция, образующемуся при разложении осадка оксалата кальция:

СаСl2 (NН4)2С2О4 → СаС2О4 →СаСО3→СаО

MgSO4 Na2HPO4 →MgNH4PO4t    Mg2P2O7

Оксиды магния и цинка количественно определяются по избытку соляной кислоты, в которой растворяют оксиды.

Применение.

Оксид магния как антацидное средство. Это вещество широко используют, особенно за границей с целью создания таблеток антацидного действия.

Сульфат магния внутривенно или внутримышечно при гипертонии для снижения давления, для обезболивания родов. Внутрь как слабительное средство.

Хлористый кальций в виде раствора внутрь и внутривенно при аллергических заболеваниях, как кровоостанавливающее средство.

Сульфат кальция как фиксирующее средство (гипс).

Окись цинка – антисептическое средство в присыпках, мазях.

Основной карбонат магния в таблетках как вспомогательное вещество.

Хранение. В закрытых стеклянных банках или иной упаковке согласно ФС.

Сернистый газ, химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Тематический тест на свойства соединений серы (часть 2).

Задание №76

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 431

Задание №77

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 412

Задание №78

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 213

Задание №79

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 431

Задание №80

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 214

Задание №81

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 213

Задание №82

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 421

Задание №83

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 241

Задание №84

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 341

Задание №85

Установите соответствие между веществом и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 231

Задание №93

Образец 14% олеума массой 11,4 г растворили в 300 г 10% раствора гидроксида натрия. Рассчитайте массовую долю щелочи в образовавшемся растворе. Ответ приведите в процентах и округлите до десятых.

Решение

Ответ: 6,6

Пояснение:

H2SO4 2NaOH = Na2SO4 2H2O (I)

SO3 2NaOH = Na2SO4 H2O (II)

Рассчитаем массу SO3 в олеуме:

m(SO3) = 11,4 г ⋅ 0,14 = 1,596 г

Рассчитаем его количество вещества:

n(SO3) = m/M = 1,596 г / 80 г/моль = 0,01995 моль

Рассчитаем массу серной кислоты:

m(H2SO4) = m(олеума) — m(SO3) = 11,4 — 1,596 г = 9,804 г

Рассчитаем количество вещества серной кислоты:

m(H2SO4) = m/M = 9,804/98 = 0,1 моль

Гидроксид натрия прореагировал как с серной кислотой, так и с SO3.

Исходя из уравнения реакции (I):

nI(NaOH) = 2n(H2SO4) = 2⋅0,1 = 0,2 моль

Исходя из уравнения реакции (II):

nII(NaOH) = 2n(SO3) = 2⋅0,01995 = 0,0399 моль

Тогда общее количество гидроксида натрия, вступившего в обе реакции, будет составлять:

nобщ.реаг.(NaOH) = nI(NaOH) nII(NaOH) = 0,2 0,0399 = 0,2399 моль

Рассчитаем массу NaOH, вступившего в реакцию:

mобщ.реаг.(NaOH) = nобщ.реаг.(NaOH)⋅M(NaOH) = 0,2399⋅40 = 9,596 г

Рассчитаем массу исходного гидроксида натрия:

mисх.(NaOH) = 300 г ⋅0,1 = 30 г

Тогда, масса оставшегося гидроксида натрия будет равна:

mост.(NaOH) = 30 г — 9,596 г = 20,404 г

Конечная масса полученного раствора будет равна сумме масс олеума и раствора щелочи:

m(конечн.р-ра) = 11,4 300 = 311,4 г

Тогда массовая доля щелочи в конечном растворе будет составлять:

wконечн.(NaOH) = 100% ⋅ 20,404 г/311,4 г = 6,6 %

Задание №96

Образец олеума массой 9 г растворили в необходимом для полной нейтрализации количестве раствора едкого натра. Полученный раствор выпарили досуха. Масса полученного остатка составила 14,2 г. Определите массовую долю серы в исходном образце.

Решение

Ответ: 35,6

Пояснение:

Уравнения реакций:

H2SO4 2NaOH = Na2SO4 2H2O (I)

SO3 2NaOH = Na2SO4 H2O (II)

Как мы видим твердый остаток после упаривания – это сульфат натрия. Рассчитаем его количество вещества:

n(Na2SO4) = m(Na2SO4)/M(Na2SO4) = 14,2/142 = 0,1 моль

Из формулы сульфата натрия мы видим, что в одной его структурной единице содержится 1 атом серы. Поэтому, мы можем записать, что:

n(S) = n(Na2SO4) = 0,1 моль

m(S) = M(S) ⋅ n(S) = 32⋅0,1 = 3,2 г

Вся сера, которая входит в состав сульфата натрия, изначально содержалась в олеуме. Поэтому:

ω(S) = 100% ⋅ m(S) / m(олеума) = 100% ⋅ 3,2 / 9 = 35,6%

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горятна воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F2     O2  →  2OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S      Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S     3F2  →   SF6

1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P       5Cl2   →  2PCl5

2P      3Cl2   →  2PCl3

2F2      C   →   CF4

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl2     2Fe   →  2FeCl3

I2     Fe   →  FeI2

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl2     Cu   →  2CuCl2

I2     2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl2      2Al   →  2AlCl3

1.5.Водород горит в атмосфере фтора:

F2     H2  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl2     H2  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br2     H2  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I2     H2  ↔   2HI

1.6.Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2   F2  →  2ClF

2.Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления ( 1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl2       H2O   ↔  HCl     HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и 5, образуя соляную кислоту и хлорную кислоту:

Cl2      6H2O   ↔  5HCl     HClO3  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F2      2H2O   →    4HF     O2

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl2       2NaOH (хол.)  →  NaCl      NaClO      H2O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl2      6NaOH (гор.)  →  5NaCl      NaClO3       3H2O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2       2Са(OH)2(хол.)  →  СaCl2      Сa(ClO)2      2H2O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl2       2NaI   →   2NaCl      I2

Cl2       2NaBr   →  2NaCl      Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl2      F2    →   2Cl F–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl2     I2    H2O   →   HCl     HIO3

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl2        H2S   →    S       2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl2           H2O          Na2SO3    →   2HCl      Na2SO4

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl2       3H2O2   →  2HCl      2H2O      O2

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl2       2H2O   →  4HCl     O2   (на свету или кип.)

Химические свойства кислорода

ри нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2   2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:

S O2 → SO2

  Si O2 → SiO2

1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P      3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P      5O2  →   2P2O5

1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2  O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca       O2 → 2CaO

Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe O2→  2FeO

4Fe 3O2→  2Fe2O3

3Fe 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS 7O2→  2Fe2O3 4SO2

Al4C3 6O2→  2Al2O3 3CO2

Ca3P2 4O2→  3CaO P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

  • летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S 3O2→  2H2O 2SO2

Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 3O2→  2N2 6H2O

Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 5O2→  4NO 6H2O

  • прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 3O2→  CO2 2SO2

  • некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 2O2→  CO2 2H2O

2CH4 3O2→  2CO 4H2O

CH4 O2→  C  2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 O2 → 2CH3-CH=O

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий