Реакция окисления сероводорода протекает по уравнению

Сероводород

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сероводород: решение задач методом электронного баланса

Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом электронного баланса разобраны на странице «Метод электронного баланса».

Ниже приведены примеры решения задач ОВР сероводорода (См. Свойства сероводорода).

Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие простые вещества, молекулы которых состоят из двух или более атомов элементов, то в электронном балансе кол-во отданных и полученных электронов определяют с учётом кол-ва атомов в молекуле: H₂ 0 -2e — → 2H +1 .

Уравнения окислительно-восстановительных реакций сероводорода

1. Уравнение реакции окисления сероводорода при недостатке кислорода с образованием серы и воды:

2. Уравнение реакции окисления сероводорода в избытке кислорода с образованием сернистого ангидрида и воды:

3. Уравнение реакции окисления железа в сероводородной среде с образованием сульфида железа и воды:

4. Уравнение реакции окисления серебра в сероводородной среде с образованием сульфида серебра и воды:

5. Уравнение реакции сероводорода с цинком с образованием сульфида цинка и газообразного водорода:

6. Уравнение реакции сероводорода с сернистым ангидридом с образованием серы и воды:

7. Уравнение реакции сероводорода с концентрированной серной кислотой:

8. Уравнение реакции сероводорода с концентрированной серной кислотой при высокой температуре:

9. Уравнение реакции сероводорода с оксидом железа:

Поскольку часть сульфид-ионов из молекул сероводорода окисляется до серы, а другая — переходит без изменения степени окисления в состав молекул сульфида железа, поэтому, в первую очередь уравнивают коэффициенты перед FeS и S, и только потом ставится коэффициент перед H₂S.

10. Уравнение реакции сероводорода с дихроматом калия в кислой среде:

11. Уравнение реакции сероводорода с перманганатом калия:

12. Уравнение реакции сероводорода с хлоридом железа:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Окислительно-восстановительные реакции. Составить уравнение реакции окисления сероводорода хлорной водой

Типовая задача

Составить уравнение реакции окисления сероводорода хлорной водой. Реакция протекает по схеме:

Определить тип окислительно-восстановительной реакции. Рассчитать эквивалентные массы окислителя и восстановителя. Определить возможность протекания реакции в указанном направлении.

Решение. 1. Определяем степени окисления атомов элементов, которые входят в состав молекул веществ участников реакции.

+1 -2 0 +1 -2 +1+6 -2 +1-1

В ходе процесса атомы двух элементов — серы и хлора — изменили степень окисления. Сера повысила степень окисления с -2 до +6, отдав при этом восемь электронов:

В данном процессе атом серы является восстановителем

Хлор понизил степень окисления с 0 до -1, принимая два электрона (поскольку атомов два):

Cl₂ 0 + 2 e — → 2Cl −

Атомы хлора выступают в роли окислителя.

Применяя метод электронно-ионного баланса, составляем соответствующие полуреакции.

При составлении уравнения полуреакции окисления серы исходим из схемы: H₂S→SO₄ 2− . Сероводород записываем в молекулярном виде, поскольку это соединение является слабым электролитом. Серная кислота – сильный электролит при диссоциации, которого в растворе, образуются анионы SO₄ 2− .

В ходе процесса атом серы связывается с четырьмя атомами кислорода, источниками которых являются четыре молекулы воды. При этом образуются восемь ионов водорода. Еще два иона водорода высвобождаются из молекулы сероводорода.

Записываем две полученные полуреакции, указываем окислитель и восстановитель и уравниваем количество электронов отданных серой и принятых хлором:

Полученные коэффициенты расставляем в схеме реакции:

Данная реакция относится к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления, поскольку элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул разных соединений.

2. Рассчитываем молярную массу химического эквивалента (эквивалентную массу) окислителя:

, где

m_Э –молярная масса химического эквивалента (эквивалентная масса), г/моль

М(окисл) – молярная масса окислителя, г/моль;

n – число электронов, участвующих в полуреакции.

Аналогично рассчитываем молярную массу эквивалента восстановителя:

3. Чтобы сделать вывод о возможности протекания реакции в указанном направлении, необходимо рассчитать величину ее ЭДС.

В реакции участвуют две электрохимические системы; пользуясь данными таблицы П.2, в приложении запишем значения их стандартных потенциалов:

Е 0 _{реакции}= φ 0 _окисл – φ 0 _восст=1,36 – 0,31 = 1,05 В

Величина стандартной ЭДС реакции больше нуля. Реакция будет протекать в рассматриваемом направлении.

Гальванические элементы

Типовая задача

Рассчитать ЭДС гальванического элемента состоящего из электродов: а) Zn/ZnSO₄ (0,1М) и Ni/NiSO₄ (0,01M);

б) Ag/AgNO₃ (1M) и Ag/AgNO₃ (0,1M). Составить схемы гальванических элементов, описать процессы, протекающие на катоде и аноде.

Решение. а) Рассматриваемый гальванический элемент является химическим, т.е. разница потенциалов достигается за счет разной химической природы электродов. ЭДС гальванического элемента определяется разницей потенциалов катода и анода. Пользуясь значениями таблицы П.2, в приложении находим значения стандартных потенциалов цинкового и никелевого электродов:

φ 0 (Zn 2+ /Zn 0 ) = -0,76 В

φ 0 (Ni 2+ /Ni 0 ) = — 0,25 В

Рассчитываем реальные потенциалы рассматриваемых электродов при указанных в условии задачи концентрациях, используя уравнение Нернста:

, где

n – количество электронов, участвующих в электродной полуреакции;

[Zn 2+ ] и [Ni 2+ ] – концентрации катионов цинка и никеля в растворе, составляющем электрод.

Рассчитав потенциалы электродов, составляющих гальванический элемент, можем сделать вывод, что цинковый электрод в данном элементе является анодом, а никелевый – катодом, т.к. φNi 2+ /Ni 0 > φZn 2+ /Zn 0

Записываем уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде:

на никелевом электроде будет происходить восстановление

(+) К: Ni 2+ + 2е — = Ni 0

на цинковом электроде – окисление

(-) А: Zn 0 = Zn 2+ + 2е —

Ni 2+ + Zn 0 = Ni 0 + Zn 2+

ε = φ_к — φ_а = φNi 2+ /Ni 0 — φZn 2+ /Zn 0 = -0,31 – (-0,79) = 0,48 В

Составляем схему гальванического элемента:

б) Рассматриваемый гальванический элемент является концентрационным, т.е. разница потенциалов достигается за счет разницы концентраций растворов соли в составе электродов.

ЭДС рассчитывается аналогично ЭДС химического гальванического элемента.

Пользуясь таблицей П.2, находим значение стандартного потенциала серебряного электрода:

φ 0 Ag + /Ag 0 = 0,80 В

Используя уравнение Нернста, определяем потенциалы электродов при заданных концентрациях. Обозначим потенциал электрода Ag/AgNO₃ (1M) – φ₁, а электрода Ag/AgNO₃ (0,1M) – φ₂.

Потенциал φ₁ будет равен стандартному потенциалу серебряного электрода, т.к. [Ag + ] = 1 моль/л

Для второго электрода потенциал рассчитываем, используя уравнение Нернста:

Электрод Ag/AgNO₃ (1M) в данном элементе является катодом, Ag/AgNO₃(0,1M) –анодом, т.к. φ₁ > φ₂

На первом электроде будет происходить восстановление:

(+) К: Ag + + е — = Ag 0

на втором – окисление:

Рассчитываем ЭДС гальванического элемента

и составляем его схему

Электролиз

Типовая задача

Через раствор сульфата натрия Na₂SO₄ пропустили ток силой 2,5 А в течение 30 минут. Написать уравнения электродных процессов, происходящих при электролизе (инертный анод) и указать какие продукты и в каком количестве были получены.

Решение. 1. Описываем электродные процессы.

Катод. На этом электроде осуществляется процесс восстановления. Катод при электролизе заряжен отрицательно, поэтому при наложении разницы потенциалов в пространство у катода будут поступать катионы натрия Na + , помимо них там будут присутствовать молекулы растворителя – воды.

Если система, в которой проводят электролиз, содержит несколько окислителей, то на катоде будет восстанавливаться тот, у которого значение электродного потенциала больше.

Воспользовавшись данными таблицы П.2, в приложении сравним электродные потенциалы возможных окислителей:

Na + + e — = Na φ 0 = — 2,71 B

2H₂O + 2 e — = H₂ + 2OH − φ 0 = — 0,41B

Потенциал первой системы значительно отрицательнее потенциала второй, поэтому на катоде будет происходить восстановление молекул воды с образованием водорода. Помимо этого, образовавшиеся гидроксид — ионы будут ассоциироваться с накопившимися в пространстве у катода катионами натрия.

Анод. На этом электроде идет процесс окисления. Анод при электролизе заряжен положительно, поэтому в ходе процесса в пространство у анода будут поступать сульфат — ионы SO₄ 2− , помимо них там будут присутствовать молекулы растворителя – воды.

На аноде окисляется тот из восстановителей, стандартный электродный потенциал которого наименьший.

Сравним электродные потенциалы, которые характеризуют две рассматриваемые системы:

Исходя из этих значений, делаем вывод, что на аноде будет происходить окисление воды с образованием кислорода. Образующиеся протоны водорода будут ассоциироваться с накопившимися в пространстве у анода сульфат — ионами.

Таким образом, процессы, протекающие на электродах при электролизе раствора сульфата натрия, будут описываться следующими уравнениями:

Записываем суммарное уравнение электролиза:

2. Количественное описание процесса электролиза выполняем с использованием математического выражения закона Фарадея:

или , где

m и V – масса и объем образовавшегося или подвергшегося превращению вещества, г, л;

m_Э и V_э – эквивалентная масса и эквивалентный объем этого вещества, г/моль, л/моль;

I – сила тока при электролизе, А;

t – время электролиза, с;

F – постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль или 26,8 А·ч.

Основными продуктами электролиза являются кислород и водород; определим объемы поученных газов.

Ответ:

Коррозия металлов

Типовая задача

Стальную металлоконструкцию покрыли медью. Укажите тип покрытия. Опишите процессы, которые будут протекать при нарушении целостности медного покрытия при нахождении конструкции в кислой или нейтральной среде.

Решение. Основным компонентом стали является железо. Содержание других составляющих сталь компонентов настолько невелико, что можно пренебречь их влиянием на коррозионные процессы.

Чтобы определить тип гальванопокрытия необходимо воспользоваться таблицей П.2, в которой даны значения стандартных электродных потенциалов:

Поскольку φ 0 _Cu 2+ _/Cu > φ 0 _Fe 2+ _/Fe, можем сделать вывод, что медь по отношению к железу является катодом. Соответственно медное покрытие на стальном изделии будет покрытием катодного типа.

При нарушении целостности такого покрытия начинает работать гальванический элемент Fe – Cu, где железо будет служить анодом, а медь – катодом. Механизм коррозии – электрохимический: железо, являясь анодом, растворяется (корродирует), а на поверхности меди будет проходить восстановление частиц деполяризатора. В кислой среде в качестве деполяризатора имеем ионы гидроксония H₃O + :

В нейтральной среде деполяризаторами служат молекулы воды (деаэрированная среда) или помимо них еще и молекулы кислорода (аэрированная среда):

Общие свойства металлов

Типовая задача

Написать уравнения реакций взаимодействия олова (II) со следующими неметаллами: а) хлор; б) азот; в) кислород; г) углерод. Назвать полученные соединения. Составить уравнения окслительно-восстановительных реакций взаимодействия олова с разбавленной азотной кислотой и гидроксидом натрия.

Решение.

1. а) Sn + Cl₂ = SnCl ₂ – хлорид олова (II)

в) 2Sn + O₂ = 2SnO – оксид олова (II)

г) 2Sn + C = Sn ₂C – карбид олова (II)

14. Полимерные материалы (СЭ, ЭА, КС выполнять не надо)

Типовая задача

Написать реакцию получения поливинилхлорида. Описать физические, химические свойства полимера и указать области его применения.

Решение

Поливинилхлорид, преимущественно линейный термопластичный полимер винилхлорида, формула [—CH₂—CHCl—] _n. Пластик белого цвета, молекулярная масса 6000—160 000, степень кристалличности 10—35%, плотность 1,35—1,43 г/см 3 (20°С); физиологически безвреден. Поливинилхлорид достаточно прочен (при растяжении 40—60 Мн/м 2 , или 400—600 кгс/см 2 , при изгибе 80—120 Мн/м 2 , или 800—1200 кгс/см 2 ), обладает хорошими диэлектрическими свойствами. Он ограниченно растворим в кетонах, сложных эфирах, хлорированных углеводородах; устойчив к действию влаги, кислот, щелочей, растворов солей, промышленных газов (например, NO₂, Cl₂, Cl₃, HF), бензина, керосина, жиров, спиртов; совмещается со многими пластификаторами (например, фталатами, фосфатами, себацинатами); стоек к окислению и практически негорюч. Поливинилхлорид обладает невысокой теплостойкостью (50—80 °С) и при нагревании выше 100 °C заметно разлагается с выделением HCl, вследствие чего может приобретать окраску (от желтоватой до чёрной). Разложение ускоряется в присутствии O₂, HCl, некоторых солей, а также под действием УФ-облучения ив результате сильных механических воздействий. Для повышения теплостойкости и улучшения растворимости поливинилхлорид подвергают хлорированию.

В промышленности поливинилхлорид получают свободно радикальной полимеризацией мономера в массе, эмульсии или суспензии. Способ полимеризации определяет основные свойства поливинилхлорида и области его применения. Так поливинилхлорид, полученный в массе или суспензии, используется для производства жёстких, а также полумягких и мягких, т. е. пластифицированных пластических масс, перерабатываемых прессованием, литьём под давлением. Эмульсионный поливинилхлорид (пастообразующие сорта) применяют в производстве изделий (главным образом искусственной кожи и пенопластов) из пластизолей, органозолей и др.

Поливинилхлорид перерабатывают всеми известными методами переработки пластмасс как в жесткие (винипласт), так и в мягкие, или пластифицированные (пластикат), материалы и изделия.

Винипласт-продукт переработки поливинилхлорида. Винипласт выпускают в виде листов, плит, труб, прутков, а также гранул, из которых под давлением формуют различные изделия. Винипласт легко поддается механической обработке, сваривается и склеивается. Его используют как конструкционный коррозион-ностойкий материал для изготовления химической аппаратуры и коммуникаций, вентиляционных воздуховодов, труб, фиттингов, а также для покрытия полов, облицовки стен, тепло- и звукоизоляции (пенополивинилхлорид), изготовления плинтусов, оконных переплетов и др. строит. деталей. Из прозрачного винипласта изготовляют объемную тару для пищевых продуктов, бутылки и др.

Пластикат-продукт переработки поливинилхлорида, содержащего помимо компонентов, используемых при получении винипласта, 30-90 массовых частей пластификатора (например, эфиров фталевой, фосфорной, себациновой или адипиновой кислот). Пластификатор существенно снижает температуру стеклования П., что облегчает переработку композиции, снижает хрупкость материала и повышает его относит. удлинение. Однако одновременно снижаются прочностные и диэлектрические показатели, химическая стойкость. Пластикат перерабатывают преимущественно в виде паст. Используют его для изготовления изоляции и оболочек для электропроводов и кабелей, для производства шлангов, линолеума и плиток для полов, материалов для облицовки стен и обивки мебели, погонажно-профильных изделий, искусственной кожи. Прозрачные гибкие трубки из пластиката применяют в системах переливания крови и жизнеобеспечения в медицинской технике.

ПРИЛОЖЕНИЕ

Стандартные энтальпии образования ΔH 0 ₂₉₈, энтропии S 0 ₂₉₈ и энергии Гиббса ΔG 0 ₂₉₈ образования некоторых веществ при 298 К