Хлорноватистая кислота и сернистый ангидрид уравнение реакции

Галогены. Задания из ЕГЭ 2021 по Химии с объяснениями

Задание № 1 (Тестовая часть):

Установите соответствие между названием вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

А) азот
Б) цинк
В) бром
Г) кальций

Данное задание входит в тестовую часть в качестве вопроса № 8, который требует знаний химических свойств простых и сложных веществ в неорганической химии.

Учитывая, что этот урок посвящен теме «Галогены», предлагаю вспомнить и изучить свойства этой группы элементов, которые находятся в VII A группе.

Итак, начнем: первый элемент в списке — азот.

Азот.

N₂ — это неметалл, входит в состав воздуха, является бесцветным газом, без запаха, реагирует:
— с литием на воздухе (без нагревания) с образованием азида лития (Li₃N);
— с кальцием (при нагревании), в итоге можно получить Ca₃N₂;
— с кислородом (электрический разряд, около 3000 С) — образуется NO.

Подходит пункт 4.

Цинк.

Далее идет цинк, это переходный металл (его соединения проявляют амфотерные свойства), достаточно хрупкий, в чистом виде имеет серебристо — белый цвет, реагирует:
— с растворами кислот (HCl ) — происходит замещение цинка на водород в кислоте. Однако, с кремниевой кислотой реакция не идет;
— с щелочами ( NaOH), образуя гидроксоцинкаты;
— с сульфатом меди (выделяется чистая медь и сульфат цинка).

Выбираем пункт 5.

Бром.

Бром — это галоген, который проявляет кислотные свойства, является дымящей красно — коричневой жидкостью, токсичен; реагирует:
— с водородом;
— с металлами (Ca, Mg);
— с щелочами (Ca(OH)₂), причем в этой реакции образуются соли брома — CaBr₂ и Ca(BrO)₂.

Подходит вариант 2.

Кальций.

Последний химический элемент в списке — кальций, это активный металл, который активно реагирует:
— с неметаллами (галогены, O₂, H₂, N₂);
— с водой;
— с кислотами;
— с солями (замещение катиона более слабого металла, по сравнению с кальцием).

Здесь подходит вариант 3.

Задание № 2 (Тестовая часть):

Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами, которые преимущественно образуются при взаимодействии этих веществ.

Это задание № 9 тестовой части ЕГЭ по Химии, в котором нужно установить исходные вещества в соответствии с продуктами реакции.

1) Cl₂ и KOH (хол. р-р) → KCl + KClO + H₂O (хлорид калия, гипохлорит калия, вода).
2) Cl₂ и KOH (гор. р-р) → KCl, KClO₃ и H₂O (хлорид калия, хлорат калия (бертолетова соль), вода).
3) KClO₃ → (t C) → термическое разложение (400 С) бертолетовой соли приводит к образованию KClO₄ и KCl (перхлората калия, хлорида калия).
4) KClO₃ → (t, MnO₂) → термическое каталитическое разложение (200 С) хлората калия образует KCl и O₂ (хлорид калия и кислород).

Задание № 3 (Тестовая часть):

Задана следующая схема превращения веществ:

Определите, какие из указанных веществ являются веществами X и Y.

Первая реакция проста на первый взгляд, нам нужно из чистого йода получить йодид калия. Однако, это не простая реакция соединения или замещения, это ОВР — йод меняет свою степень окисления с 0 до -1 в присутствии щелочи:

I2 + 2KOH (разб.) = KI + KIO + H2O (0 C)

Так как это задание достаточно легкое, здесь не указаны условия протекания этой реакции, и не сказано, какие вещества дополнительно образуются в качестве продуктов реакции. Поэтому, первое звено цепочки решено, вещество X = KOH.

Следующая реакция — как из йодида калия получить чистый йод. Эта реакция знакома многим — галогены вытесняют более слабые галогены из сложных веществ (реакция замещения). В данном случае нам нужен галоген, который стоит в 7А подгруппе выше йода; это может быть бром, хлор, фтор; из вариантов ответа подходит хлор. Вещество Y = Cl₂.

Задание № 4 (Тестовая часть):

Установите соответствие между реагентами и схемами превращения элемента хлора.

А) хлор и аммиак
Б) хлористая кислота и бромоводород
В) хлорноватистая кислота и сернистый ангидрид
Г) хлор и бромоводород

1) Cl 0 → Cl +1 ;
2) Cl 0 → Cl -1 ;
3) Cl +1 → Cl 0 ;
4) Cl +3 → Cl -1 ;
5) Cl +7 → Cl -1 ;
6) Cl +1 → Cl -1 .

Данное задание относится в 21 вопросу в ЕГЭ, для его выполнения необходимо знать химические реакции и изменение степеней окисления.

Итак, первые исходные вещества — хлор и аммиак, эту реакцию я уже писала в теме «Аммиак».
8NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6NH₄Cl — степень окисления хлора: Cl 0 → Cl -1

Вторая пара веществ — хлористая кислота и бромоводород;
Хлористая кислота (HClO₂) в свободном виде не выделена, существует только в растворах, способна вступать в реакции
— с щелочами,
— с галогеноводородами (HCl, HI, HBr)
Реакция между этими реагентами выглядит так:
HClO₂ + 4HBr = HCl + 2Br₂ + 2H₂O — степень окисления хлора: Cl +3 → Cl -1

Следующие реагенты — хлорноватистая кислота и сернистый ангидрид.
Хлорноватистая кислота (HClO) в свободном виде не выделена, слабая кислота, разлагается на свету, сильный окислитель, реагирует:
— с галогеноводородами;
— с гидратом аммиака (NH₃ * H₂O);
— с щелочами.
Это нестандартная реакция между кислотой и кислотным оксидом, поэтому ее надо запомнить:
HClO + SO₂ + H₂O = HCl + H₂SO₄ — степень окисления хлора: Cl +1 → Cl -1

Четвертая пара продуктов реакции — хлор и бромоводород ; это простая реакция замещения, в результате которой хлор вытесняет бром и встает на его место, образуя хлороводород и выделяется бром:
Cl₂ + 2HBr = 2HCl + Br₂ — степень окисления хлора: Cl 0 → Cl -1

Задание № 5 (Тестовая часть):

Установите соответствие между названием вещества и возможным электролитическим способом его получения:

А) кислород
Б) фтор
В) калий
Г) водород

1) раствора AuCl₃
2) раствора CuBr₂
3) расплава NaF
4) расплава KCl
5) раствора KF.

Для начала хочу акцентировать внимание на некоторых важных особенностях процессов электролиза в растворах и расплавах:

1) Щелочные металлы (K, Na) выделяются в чистом виде в процессе электролиза ТОЛЬКО в расплаве (на катоде);
2) Металлы (в растворе), стоящие в ряду активности
ДО H₂ (K, Li, Na, Ca) → выделяется H₂,
ДО H₂ (Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb) → возможно выделение Ме и H₂,
ПОСЛЕ H₂ (Сu, Ag, Au, Pt, Hg) → выделяется Ме;
3) Галогены в процессе электролиза выделяются на аноде в чистом виде (кроме фтора);
4) Кислородсодержащие анионы и фтор в процессе электролиза выделяют кислород.

Итак, кислород выделяется в результате электролиза раствора KF ;
— фтор выделяется в расплаве NaF;
— калий в результате электролиза расплава KCl ;
— водород — в процессе электролиза раствора KF.

Задание № 6 (Тестовая часть):

Установите соответствие между формулой соли и типом ее гидролиза.

1) по катиону
2) по аниону
3) по катиону и по аниону
4) гидролиз не происходит

Вопросы по теме «Гидролиз» являются достаточно легкими, нужно только знать силу кислот и оснований, а также принцип процесса нейтрализации.

Первое вещество — хлорид железа (III), это соль, которая образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда кислая;

Второе вещество — сульфид бария, эта соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону, среда щелочная;

Третье вещество — фторид калия, она образована сильным основанием и слабой кислотой (плавиковая кислота (HF) несмотря на наличие самого электроотрицательного неметалла в составе, сильной кислотой не является), гидролиз по аниону, среда щелочная;

Далее по списку — сульфат цинка, здесь соль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда кислая.

Задание № 7 (Часть 2):

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: нитрат калия, йодид калия, хлорид бария, серная кислота, йод, фторид серебра. Допустимо использование водных растворов веществ.

30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми окислительно — восстановительная реакция протекает с выделением ядовитого газа с неприятным запахом. В этой реакции наблюдается образование осадка темного цвета.

31. Из предложенного перечня веществ выберите среднюю соль и вещество, которое вступает с ней в реакцию ионного обмена с образованием творожистого осадка желтого цвета.

30. В условии даны два эффекта реакции ОВР — выделение ядовитого газа с неприятным запахом и образование темного осадка.
Учитывая, что здесь не сказано о цвете газа, у нас есть выбор из двух бесцветных газов — аммиака и сероводорода, но среди веществ в задании нет соединений азота, поэтому берем H₂S.
К тому же, выпал осадок темного цвета — темных осадков много, среди них чистый йод, который выделяется при взаимодействии солей йода с сильными кислотами.
В итоге пишем реакцию:
8KI + 5H₂SO₄ = 4I₂↓ + 4K₂SO₄ + 4H₂O + H₂S↑ — я сразу уравняла ее и не стану оформлять электронный баланс, так как ученик сдающий ЕГЭ знает, как это делать.

31. В этом задании нужно выбрать среднюю соль и вещество, в итоге должен образоваться творожистый осадок желтого цвета.
Нам даны несколько солей, среди которых
— йодид калия и нитрат калия, которые не дают осадков (так как все соли калия растворимы);
— хлорид бария, который может давать осадки, но не желтого цвета;
— фторид серебра — то вещество, которое нам нужно (соль йодид серебра представляет собой желтый творожистый осадок):
KI + AgF = AgI↓ + KF — осталось оформить ее в ионно — обменном виде и задание готово.

Задание № 8 (Часть 2):

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: гидроксид магния, аммиак, хлорид железа (III), фосфат кальция, хлор, бромид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми протекает окислительно — восстановительная реакция с изменением цвета и выделением газа.

31. Из предложенного перечня веществ выберите среднюю соль и вещество, водный раствор которого вступает с этой солью в реакцию ионного обмена.

30. В данном задании есть два газа, которые идеально подходят к параметрам условия — аммиак и хлор; они реагируют друг с другом с выделением чистого азота и хлорида аммония:
3Cl₂ + 8NH₃ = N₂ + 6NH₄Cl — в этой реакции происходит изменение цвета (хлор — желто-зеленый газ, азот — бесцветный).

31. Для решения этого задания рассмотрим все вещества:
— гидроксид магния (нерастворимое вещество), не подходит;
— фосфат кальция (нерастворимое вещество), не подходит;
— бромид калия (растворимое вещество), не подходит (все соли калия растворимы!);
— хлорид железа (III) (растворимое вещество), подходит — при взаимодействии с основанием дает осадок в виде гидроксида железа (III).

Но вот вопрос — разве в перечне есть основание? Есть — это гидроксид аммония (NH₄OH, или NH₃ * H₂O ).

Если внимательно прочитать условие, то там написано «Допустимо использование водных растворов веществ», этим мы и воспользуемся (водный раствор аммиака это и есть гидроксид аммония):
FeCl₃ + 3NH₃ * H₂O = 3NH₄Cl + Fe(OH)₃ ↓ — выделяется бурый осадок гидроксида железа (III).
!Не забывай про правильное оформление ионно — обменного процесса

Хлорноватистая кислота НClO

Хлорноватистая кислота в свободном виде не выделена, образуется при взаимодействии хлора с водой, существует в растворе, максимальная массовая доля 20 – 25% (зеленовато-желтый раствор), слабая кислота. Однако является сильным окислителем, хлорноватистая кислота более сильный окислитель, чем хлор. Например: HClO + 2HI = I2 + HCl + H2O или HClO + H₂O₂ = O₂ + HCl + H₂O.

При действии света – разлагается: HClO = HCl + O.

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I), который является ангидридом хлорноватистой кислоты: 2HClO = H₂O + Cl₂O.

В водном растворе хлорноватистая кислота разлагается с образованием двух кислот – соляной и хлоноватой (диспропорционирование): 3HClO = 2HCl + HClO₃. Данная реакция идёт медленно, далее следует вторичный процесс: 5HCl + 2HCl = 3Cl₂ + 3H₂O.

Взаимодействует со щелочами, образуя соли – гипохлориты: HClO + NaOH = NaClO + H₂O. Гипохлориты сильные окислители.

Хлористая кислота HClO₂

Образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов. В свободном виде не выделена, существует в разбавленном растворе, проявляет окислительные свойства. Например: HClO₂ + 3HCl = 2Cl₂ + 2H₂O; HClO₂ + 4HI = HCl + 2I₂ + 2H₂O.

Хлористая кислота очень неустиойчива, даже в разбавленном водном растворе она разрушается (диспропорционирует):

Поэтому на промышленных предприятиях её изготавливают непосредственно перед использованием, а не транспортируют с химических заводов.

Хлорит натрия NaClO₂ используется для получения диоксида хлора, при обеззараживании воды, а также как отбеливающий агент.

Хлорноватая кислота HClO₃

В свободном виде не выделена. Образуется при действии на её соли – хлораты – серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, может существовать только в растворах, максимальная массовая доля кислоты в них 40%. Очень сильный окислитель:

Соли хлорноватой кислоты – хлораты – образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствии диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей.

Хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота хлораты довольно сильные окислители:

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лаборатории и солей хлорной кислоты – перхлоратов. Например: 4KClO₃ = KCl + 3KClO₄ (реакция идёт без катализпатора).

Хлорная кислота HClO₄

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту: KClO₄ + H₂SO₄ = KHSO₄ + HClO₄.

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислородных кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, при встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе.

Хлорная кислота реагирует со щелочами образуя соли:

Проявляет сильные окислительные свойства в разбавленных и концентрированных растворах. Например:

Характер изменения свойств в ряду кислородсодержащих кислот хлора позволяет сделать вывод, что сила кислот, а также их устойчивость возрастают с изменением степени окисления хлора, а их окислительная способность уменьшается, что можно показать следующей схемой:

____УСИЛЕНИЕ КИСЛОТНЫХ СВОЙСТВ, ПОВЫШЕНИЕ УСТОЙЧИВОСТИ______________

______________HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄___________________

УСИЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ СПОСОБНОСТИ

Наиболее сильный окислитель кислота HClO, наименее сильный – хлорная кислота, но она же – самая сильная из существующих кислот.

Бромная кислота НBrO₄ в свободном состоянии не получена. Она стабильна только в водных растворах, имеющих концентрацию 55%. Её окислительные свойства выражены сильнее, чем у хлорной кислоты.

Йодная кислота H₅IO₆ – гигроскопическое кристаллическое вещество, хорошо раствоимое в воде. Это слабая 5-ти основная кислота в водном растворе. При её нейтрализации получаются кислые соли.

ЭЛЕМЕНТЫ VI A ГРУППЫ

Элементы кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро, входящие в VI A группу называют халькогенами (образующие руды, греч.). Полоний радиоактивный металл. Кислород и сера являются типическими элементами VI A группы; остальные элементы объединяют в подгруппу селена (Se, Te, Po).

В основном состоянии атомы халькогенов имеют конфигурацию ns 2 np 4 с двумя неспаренными р-электронами. Поэтому эти элементы проявляют стремление к дополнению электронами внешнего уровня до октета.

В ряду O – S – Se – Te – Po увеличиваются радиусы атомов, понижаются величины энергии ионизации и относительная электроотрицательность. Следовательно, от кислорода к полонию в подгруппе понижается окислительная активность элементов. Неметаллические свойства халькогенов при переходе от кислорода к полонию ослабляются. Кислород и сера – типичные неметаллы, у теллура появляются металлические свойства, а полоний – металл.

Для элементов VI A группы способность к комплексообразованию выражена слабо. С увеличением порядкового номера у элементов возрастают координационные числа. Для серы и селена они равны 3 и 4, у теллура – 6 и даже 8. Это связано с тем, что при переходе от серы к теллуру в образовании σ- и π-связей всё большую роль начинают играть d- и f-орбитали.

Кислород

Атом кислорода в основном состоянии имеет электронную кофигурацию внешнего уровня 2s 2 2p 4 c двумя неспаренными электронами и двумя неподелёнными электронными парами. По своей электроотрицацельности (3,5) кислород занимает 2-ое место после фтора. Это означает, что во всех своих соединениях (кроме фторидов) кислород может находиться только в состоянии с отрицательной степенью окисления.

Кислород самый распространённый элемент на Земле, на его долю приходится 49,5% общей массы земной коры. Считается, что в процессе образования планеты Земля кислород был полностью связан в соединения. Наличие его в атмосфере обусловлено жизнедеятельностью растений – эндотермической реакцией фотосинтеза, протекающей за счёт энергии солнечного излучения: 6СО₂ + 6Н₂О = С₆Н₁₂О₆ + 6О₂.

Существуют две аллотропные модификации элемента кислорода: это устойчивая форма простого вещества О₂ дикислорода (молекулярный кислород) и трикислород О₃ – озон.

Кислород – бесцветный газ без запаха и вкуса. Межмолекулярные связи в кислороде слабы, и он конденсируется в голубую жидкость лишь при -183 0 С. Т_пл = — 219 0 С. Энергия связи в устойчивой молекуле О₂ довольно велика 494 кДж/моль.

Получение О2.

В промышленности кислород получают ректификацией жидкого воздуха. Первым улетучивается азот (Т_кип= -195,8 0 С). Хранят кислород в баллонах голубого цвета под давлением 15 МПа.

В лабораторных условиях кислород получают проводя реакции внутримолекулярного окисления-восстановления солей кислородсодержащих кислот и оксидов или диспропорционирования пероксидов:

Химические свойства

Молекула О₂ устойчива, энергия связи в устойчивой молекуле О₂ довольно велика 494 кДж/моль. Однако кислород обладает высокой химической активностью, особенно при нагревании (200 – 400 0 С) и в присутствии катализатора. Реакции с участием кислорода, как правило, экзотермичны и во многих случаях протекают в режиме горения – самоподдерживающегося процесса, сопровождающегося выделением теплоты и света в форме пламени. Он взаимодействует непосредственно со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, образуя оксиды. Наиболее активные металлы (K, Rb, Cs) образуют с ним надпероксиды ЭО₂, а Na пероксид Na₂O₂. Кислород окисляется только при взаимодействии с фтором.

В некоторых случаях скорость взаимодействия так велика (цепные реакции), что происходит взрыв. Например, со взрывом реагируют смеси кислорода с водородом, метаном, оксидом углерода (II):

Взрывоопасны смеси воздуха с угольной пылью, с мукой и другими горючими взрывоопасными веществами.

В земных условиях именно взаимодействие с атмосферным кислородом того или иного вещества определяет возможность его существования, использования, хранения. Так, например, триметилалюминий 3)₃> самовозгорается на воздухе и его существование в контакте с воздухом невозможно; углеводороды не самовозгораются, но горят на воздухе и могут быть использованы как источник энергии; серебро изолото не реагируют с кислородом и поэтому встречаются в самородном состоянии, но многие металлы (щелочные, щелочноземельные, лантаноиды) быстро окисляются и могут храниться только без доступа воздуха.

ОЗОН(Озон открыл в 1840 году Х. Шёнбейн)

Озон (О₃) – газ синего цвета, в жидком состоянии тёмносиний, в твёрдом сине-фиолетовый. По своим свойствам сильно отличается от молекулярного кислорода. Поскольку молекула О₃ обладает большей полярностью и поляризуемостью, озон имеет более высокую температуру кипения (-111,9 0 С), чем кислород. Этим же объясняется большая интенсивность окраски озона и лучшая его растворимость в воде.

Молекула озона (О₃) имеет уголковую конфигурацию:

О 0,128 нм

О116,50О

Длина связи в молекуле ближе к длине двойной связи О = О (0,121 нм), чем к одинарной О – О (0,149 нм), что свидетельствует о неравноценности атомов и позволяет приписать центральному атому степень окисления +4. Озон термодинамически неустойчив: 2О₃ = 3О₂ ∆G 0 ₂₉₈ = — 325 кДж/моль.

В природе он образуется при грозовых разрядах и за счёт фотохимических реакций, идущих под действием ультрафиолетового излучения Солнца. Образование озона в атмосфере происходит в результате реакций: О₂→ О + О, О + О₂ → О₃. Поэтому в верхних слоях атмосферы существует область с повышенным содержанием озона – озоновый слой, который имеет исключительно важное экологическое значение: озоновый слой задерживает наиболее губительную для живых организмов и растений часть УФ радиации Солнца с длиной волны 300 нм, наряду с СО₂ озон поглощает ИК излучение Земли, препятствует её охлаждению.

В лабораториях получают озон действием тихого электрического разряда на сухой кислород.

О₃ – сильнейший окислитель, в реакциях с его участием обычно образуется О₂, например:

Для количественного определения озона используют реакцию: 2KI + O₃ + H₂O = I₂ + 2KOH + O₂.

Сродство к электрону у озона около 180 кДж/моль, поэтому он может переходить в озонид-ион О₃ ‾ . В частности, при действии озона на щелочные металлы образуются озониды: К + О₃ = КО₃. Озониды это соединения, состоящие из положительных ионов-металлов и отрицательных ионов О₃ ‾ .

Как сильный окислитель озон используется для очистки питьевой воды, для дезинфекции воздуха, в различных синтезах (получение камфоры, ванилина и др. веществ).

Пероксид водорода

Поскольку связь в молекуле О₂ кратная, возможно существование соединений, в которых одна из связей О – О сохраняется. Эта так называемая пероксидная группировка существует в пероксиде водорода Н₂О₂, пероксиде натрия Na₂O₂ и целом ряде других соединений. Присоединяя два электрона молекула О₂ превращается в пероксид-ион О₂ 2- , в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью.

Наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода. Строение молекулы этого соединения показано ниже на схеме:

Энергия связи О – О (210 кДж/моль) почти в два раза меньше энергии связи О – Н (468 кДж/моль).

Из-за несимметричного распределения связей Н – О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Между молекулами пероксида возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода – сиропообразная жидкость (ρ = 1,44 г/мл) с довольно высокой температурой кипения (Т_пл = 0,41 0 С; Т_кип = 150,2 0 С). Она имеет бледно-голубую окраску. С водой смешивается в любых отношениях благодаря возникновению новых водородных связей. В лабораториях пользуются обычно 3% и 30% растворами пероксида (последний называют пергидролем).

Чаще всего протекают реакции, в которых в пероксиде водорода рвётся связь О – О. В этом случае пероксид проявляет свойства окислителя:

При взаимодействии с очень сильными окислителями пероксид проявляет свойства восстановителя:

(данную реакцию используют при химическом анализе для определения содержания Н₂О₂ в растворе).

Пероксидная группа из двух атомов кислорода – О – О – входит в состав очень многих веществ. Такие вещества называют пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na₂O₂, BaO₂ и др.), которые можно рассматривать как соли пероксида водорода. Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами (или надкислотами), их примерами являются пероксомонофосфорная и пероксодисерная кислоты:

О = Р – ОН НО – S – O – O – S – OH

Все пероксидные соединения являются окислителями (часто более сильными, чем Н₂О₂). При небольшом нагревании они разлагаются с выделением кислорода.

Пероксид водорода используют, главным образом, в качестве окислителя при отбеливании тканей, дезинфекции, как антисептик.

Сера и её соединения

Сера 15-тый по распространённости в природе элемент. Символ химического элемента серы – S, атомный номер 16, относительная атомная масса А_r(S) = 32,066 (в химических расчётах принимается равной 32,0).

В природе сера встречается в самородном состоянии, в виде и сульфидов и сульфатов (они присутствуют в морской и речной воде). Сера присутствует и в составе живых организмов в различных соединениях, проявляя степень окисления равную –2 (аминокислоты белков, цистеин, цистин, метионин, липиды и т.д.).

В природе сера представлена четырьмя стабильными изотопами: 32 S (95084%), 33 S (0,74%), 34 S (4,16%) и 36 S (0,016%).

Для серы известно пять кристаллических аллотропных модификаций. Важнейшие: а) ромбическая сера, (её кристаллы построены из молекул S₈), б) моноклинная сера (переход ромбической серы в моноклинную происходит при 95 0 С, молекулы её тоже состоят из 8 атомов серы, но кристаллическая структура делается несколько иной), в) пластическая сера получается при резком охлаждении расплавленной серы. Она состоит из зигзагообразных цепей состава S_m. Эта форма неустойчива и быстро переходит в ромбическую серу. В парах сера является смесю молекул различного состава S, S₂, S₄, S₆, S₈. С ростом температуры уменьшается число больших молекул. Устойчивые молекулы серы состоят из чётного числа атомов. Газообразная сера при 2000 0 С состоит только из отдельных атомов.

Электронная конфигурация атома серы 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Распределение электронов на внешнем (валентном) уровне можно представить следующей схемой:

Благодаря наличию свободных d-орбиталей степень окисления серы меняется от –2 до +6. В соединениях координационное число серы обычно равно 4 (sp 3 -гибридизация, но бывает и 6 (sp 3 d 2 -гибридизация). Наиболее характерные валентности: II, IV и VI. Электроотрицательность серы равна 2,58.

Два неспаренных электрона на р-подуровне делают возможным: а) образовывать молекулы S₂ с кратной связью; б) образовывать цепочечные структуры. Энергетически наиболее выгодным является образование молекулы S₈ (это восьмиугольник, имеющий коронообразную форму). Из молекул S₈ построена самая устойчивая в стандартных условиях аллотропная модификация серы – ромбическая.

Физические и химические свойства серы

При стандартных условиях сера либо порошок желтого цвета, либо кристаллическое вещество желтого цвета. В воде сера не растворима, несколько лучше растворяется в бензине, спиртах, особенно хорошо в сероуглероде и жидком аммиаке. Сера плохо проводит теплоту и электрический ток.

Сера – типичный неметалл, но её неметаллические свойства выражены слабее, чем у кислорода. Поэтому сера образует меньше соединений с ионным типом связи, чем кислород.

На холоду сера взаимодействует только с фтором, хлором и ртутью. Жидкая и парообразная сера проявляет высокую реакционную способность, она реагирует со многими химическими элементами (исключение: азот, золото, платина и благородные газы).

Сера может проявлять свойства окислителя:

При взаимодействии со многими неметаллами сера является восстановителем:

Кроме того, сера может диспропорционировать:

I. Взаимодействие серы с простыми веществами:

а) взаимодействие с металлами:

S + Hg → HgS (комнатная температура).

б) Взаимодействие серы с неметаллами:

2S + C → CS₂ (t = 800 0 C),

2S + Si → SiS₂ (t › 250 0 C).

II. Взаимодействие серы со сложными веществами

При нагревании сера взаимодействует с водяным паром, концентрированными кислотами окислителями и со щелочами:

Сероводород – бесцветный газ, имеет характерный запах гниющего белка (“запах тухлых яиц”). В воде при 20 0 С растворяется 2,5 л сероводорода в 1 литре воды. Водный раствор сероводорода проявляет кислотные свойства и называется сероводородной кислотой или сероводородной водой. Сероводородная кислота – слабая, двухосновная и бескислородная кислота.

Рассмотрим свойства сероводорода в двух аспектах: а) окислительно-восстановительные свойства; б) кислотно-основные.

Окислительно-восстановительные свойства. В молекуле сероводорода атом серы проявляет низшую степень окисления, равную –2. Поэтому сероводород проявляет свойства восстановителя:

Недостаточные количества даже сильных окислителей, а также слабые окислители окисляют ион S 2- до S 0 :

Рассмотрим теперь свойства сероводородной кислоты. Cероводородная кислота, являясь кислотой двухосновной, диссоциирует ступенчато:

Константа второй ступени диссоциации так мала, что практически не влияет на кислотные свойства Н₂S, но определяет чрезвычайно большую склонность иона S 2- к гидролизу:

S 2- + H₂O ↔ HS 1- + OH 1- и далее HS 1- + H₂O ↔ H₂S + OH 1- .

Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию.

Сероводородная кислота проявляет все свойства кислот: изменяет окраску индикаторов, взаимодействует с металлами, основными оксидами, щелочами и солями. Например:

Сероводородной кислоте соответствуют два вида солей: а) кислые – гидросульфиды (KHS), б) средние (Na₂S). Гидросульфиды растворимы в воде и существуют только в растворах. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов и аммония растворимы в воде, а сульфиды остальных металлов не растворимы. Растворимые сульфиды в водных растворах подвергаются гидролизу, среда раствора – щелочная:

S 2- + H₂O ↔ HS ‾ + OH ‾ .

Катионы очень слабых оснований (Al 3+ или Cr 3+ ) не могут быть осаждены в водном растворе в виде сульфидов вследствие полного гидролитического разложения сульфидов этих металлов:

Cульфиды некоторых металлов не растворимы в кислотах неокислителях, но растворимы в концентрированной азотной кислоте или в царской водке (смесь азотной и соляной кислот в соотношении 1: 3):

Оксид серы (IV) (или диоксид серы, сернистый ангидрид) – SO₂ – бесцветный газ с резким запахом, термически устойчивый. При 20 0 С в 1 литре воды растворяется 40 л диоксида серы.

Оксид серы (IV) – кислотный оксид. При взаимодействии с водой он образует сернистую кислоту, а реагируя с растворами щелочей – соли:

При взаимодействии с основными оксидами также образуются соли:

Оксид серы (IV) и сернистая кислота содержат в своей молекуле своей молекуле атом серы в промежуточной степени окисления (+4), поэтому для этих соединений характерны окислительно-восстановительные свойства.

Окислительные свойства проявляются в реакциях с сильными восстановителями:

SO₂ + C = S + CO₂ (t = 600 0 C),

Восстановительные свойства соединений серы (IV) проявляются при взаимодействии с сильными окислителями:

Сульфиты при нагревании диспропорционируют:

Оксид серы может участвовать в реакциях без изменения степени окисления атома серы:

Оксид серы соединение токсичное, так как проявляет окислительные свойства в реакциях с восстановителями, а в реакциях с окислителями – восстановительные. Существует биохимический механизм детоксикации сульфит-иона с участием фермента сульфитоксидазы.

Оксид серы (IV) накапливается в атмосфере и особенно сильно в промышленных районах. При высокой влажности воздуха образуется туман, содержащий сернистую и серную кислоты, сажу и пыль. Поэтому в отсутствии ветра над отдельными районами появляется токсический смог, который вызывает поражения легких и даже гибель людей.

а) в промышленности – обжиг пирита:

б) в лаборатории:

Применение: SO₂ используется в производстве серной кислоты, для отбеливания тканей, как дезинфицирующее средство, консервирующее средство при производстве сухофруктов. Газ SO₂ убивает многие микроорганизмы, поэтому его используют для уничтожения плесневых грибков в сырых помещениях, подвалах, погребах, бродильных чанах, винных бочках. Использую диоксид серы для лечения домашних животных от часотки.

Водный раствор диоксида серы называется сернистой кислотой. Эта кислота существует только в растворе, является кислотой средней силы, диссоциирует ступенчато:

Соли сернистой кислоты называются сульфитами. В соответствии с диссоциацией она бразует кислые соли – гидросульфиты (NaHSO₃) и средние – сульфиты (Na₂SO₃). Для сернистой кислоты характерны все реакции кислот:

Средние соли переводятся в кислые, действием избытка SO₂ на растворы средних солей:

Кислые соли переводятся в средние реакциями со щелочами:

Кислые и средние соли сернистой кислоты разлагаются сильными кислотами:

Эта реакция является качественной реакцией на сульфиты и гидросульфиты.

Водные растворы сульфитов окисляются при нагревании кислородом воздуха в сульфаты:

Сульфиты в водных растворах подвергаются гидролизу, среда раствора щелочная:

При гидролизе гидросульфитов создаётся слабокислая среда из – за конкуренции двух процессов:

А) гидролизом соли: HSO₃ ‾ + HOH ↔ H₂SO₃ + OH ‾ ,

Б) диссоциацией гидросульфит-иона: HSO₃ ‾ ↔ Н + + SO₃ 2- ; диссоциация протекает несколько интенсивнее, поэтому среда – слабокислая.

Оксид серы (VI) SO₃ (или триоксид серы или серный ангидрид) – вещество белого цвета, в твёрдом состоянии существует в виде аморфного летучего тримера ((SO₃)₃ или S₃O₉). При повышении температуры плавится с образованием бесцветной жидкости, выше +45 0 С закипает. SO₃ – вещество ядовитое.

Триоксид серы – кислотный оксид, реагируя с водой, образует серную кислоту:

Для серного ангидрида характерны все реакции кислотных оксидов:

Оксид серы (VI) содержит серу в высшей степени окисления, поэтому обладает свойствами сильного окислителя:

SO₃ получают окислением оксида серы (IV) в присутствии катализатора V₂O₅ и при температуре 500 0 С:

Очень чистый серный ангидрид получают окислением диоксида серы озоном:

В лабораторных условиях небольшие количества SO₃ можно получить по реакции:

Серная кислота – бесцветная вязкая и гигроскопическая жидкость, термически устойчивая, но при сильном нагревании разлагается с выделением SO₃. Серная кислота неограниченно смешивается с водой. Разбавленные растворы серной кислоты представляют собой очень сильную кислоту. При смешивании с водой выделяется большое количество энергии, так как идёт процесс образования гидратов. Жидкость вскипает, происходит разбрызгивание. Поэтому при приготовлении растворов серной кислоты нужно осторожно приливать малыми порциями серную кислоту к воде и интенсивно перемешивать раствор.

Химические свойства серной кислоты сильно зависят от её концентрации, поэтому мы рассмотрим отдельно свойства разбавленной серной кислоты и свойства концентрированной.

Разбавленная серная кислота проявляет все свойства, характерные для всех кислот:

1. Водный раствор имеет сильнокислую реакцию, поэтому индикаторы окрашиваются в соответствующие цвета (лакмус в красный, метилоранж в розовый, фенолфталеин – бесцветный).

2. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду:

3. Взаимодействует с щелочами и нерастворимыми гидроксидами:

4. Реагирует с солями более слабых кислот (реакции проходят по правилам реакций обмена в электролитах):

5. C аммиаком серная разбавленная кислота образует соли аммония:

Окислительные свойства разбавленной серной кислоты обусловлены только ионом Н + . Единственным продуктом восстановления разбавленной серной кислоты является молекулярный водород. Такие кислоты принято называть кислотами-неокислителями.

Реагируя с металлами, разбавленная серная кислота образует ионы низшей степени окисления металла.

Свинец не реагирует с разбавленной серной кислотой, так как образующийся на поверхности сульфат свинца в кислоте не растворим.

Концентрированная серная кислота резко отличается по свойствам от разбавленной, так как проявляет свойства сильного окислителя, окислительные свойства её обусловлены ионом SO₄ 2- , содержащим атом серы в высшей степени окисления +6. Окислительные свойства проявляются наиболее сильно при нагревании. Концентрированная серная кислота окисляет как металлы, стоящие в электрохимическом ряду до водорода, так и после него. Водород при этом никогда не выделяется. Продуктом восстановления кислоты, в зависимости от активности металла, могут быть SO₂, S и H₂S.

Рассмотрим взаимодействие концентрированной серной кислоты с медью, которое протекает в две стадии:

а) молекулы серной кислоты окисляют медь до оксида и при этом выделяется SO₂:

б) образовавшийся оксид меди (II) является основным оксидом и сейчас же растворяется в серной кислоте с образованием соли и воды:

Суммарное уравнение взаимодействия меди с концентрированной серной кислотой записывается следующим образом:

С активными металлами продуктами восстановления кислоты могут быть: SO₂, S и Н₂S:

Чем металл более активен, тем больше выделяется S и Н₂S.

Можно представить схемой образование продуктов восстановления серной кислоты в зависимости от активности металлов:

Увеличение активности восстановителя

____________________________________

Концентрированная серная кислота окисляет и неметаллы:

Эти реакции проходят при нагревании.

При комнатной температуре протекают следующие реакции:

На термической устойчивости и нелетучести серной кислоты основаны способы получения при нагревании более летучих кислот в лабораториях:

При сильном нагревании реакции идут с образованием средних солей, например:

При сильном нагревании не получают только азотную кислоту, так как она сама при нагревании разлагается.

Концентрированная серная кислота активно поглощает воду, поэтому сахар обугливается в концентрированной серной кислоте и древесина:

На водоотнимающей способности серной кислоты основаны реакции дегидратации спиртов, протекающие при нагревании и в присутствии серной кислоты. Продуктами таких реакций являются алкены или простые эфиры:

Благодаря своим окислительныи свойствам концентрированнпая серная кислота окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III):

Качественной реакцией на ион SO₄ 2- является реакция с ионом Ba 2+ , которая приводит к образованию осадка белого цвета и не растворимого ни в воде ни в кислотах:

ПОЛУЧЕНИЕ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ И ЕЁ СОЛИ

Процесс получения серной кислоты основан на следующих химических реакциях:

Соли серной кислоты – сульфаты в большинстве своём бесцветные соединения, хорошо кристаллизуются, из водных растворов выделяются в виде кристаллогидратов. Сульфаты щелочных и щелочно-земельных металлов термически стойки, сульфаты же менее активных металлов при нагревании разлагаются:

Ряд солей серной кислоты используются в медицине. Например, Na₂SO₄∙10H₂O является слабительным средством, MgSO₄∙7H₂O обладает слабительным и желчегонным действием, его используют при гипертонии, антисептиками являются CuSO₄∙5H₂O и ZnSO₄∙7H₂O. Гипс СaSO₄∙2H₂O используют для изготовления гипсовых повязок. ВаSO₄ является рентгеноконтрастным веществом, поэтому используется в рентгенологии.

Acetyl

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

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.