Составьте уравнения реакций соединения кислорода с водородом

Напишите уравнения реакций: а) водорода с кислородом; б) водорода с оксидом железа(II); в) алюминия с соляной кислотой

Ваш ответ

решение вопроса

Реакция взаимодействия водорода и кислорода

После написания статьи о получении кислорода в домашних условиях у одного из читателей возникли сомнения в том, что реакцию взаимодействия кислорода и водорода изучали в школе.

В комментариях я ответила ему, что это не так. Взаимодействие водорода с кислородом всегда изучали и продолжают изучать и по сей день, а также делают лабораторные и практические работы. Чтобы не быть голословной, привожу несколько отсканированных страниц школьных и университетских учебников разных лет издания.

В каждом скане вы можете увидеть реакцию, формулы, уравнения — то есть все, что положено для любого нормального учебника химии и любой химической реакции.

Учебник химии за 1966 год:

Вот страница из него по соответствующей теме:

Учебник химии за 8 класс под редакцией Наиля Сибгатовича Ахметова, по университетским учебникам которого выучилось не одно поколение студентов (и я в том числе):

Это — соответствующее уравнение:

Учебник авторов Г.Е. Рудзитиса и Ф.Г. Фельдмана, по которым школьники начали заниматься в конце 80-х (могу ошибаться, говорю приблизительно) и занимались, наверное, до начала двухтысячных (тоже приблизительно). Я сама в 1991—1995 годах занималась по учебникам их авторства. А позже, в 1999—2001 преподавала в школе по этим учебникам.

Соответствующая тема из этого учебника:

Вот страница моей школьной тетради за 1991 год:

А это — соответствующая лабораторная работа:

Для примера приведу и университетский учебник за 1978 год под редакцией Н.Л. Глинки. Тоже классическая книга для химиков:

А это — глава из него, посвященная водороду:

Думаю, теперь ни у кого не будет сомнений, что в школе всегда изучали и продолжают изучать эту интересную химическую реакцию?

Удачи всем в изучении химии!

KidsChemistry теперь есть и в социальных сетях. Присоединяйтесь прямо сейчас! Google+ , В контакте , Одноклассники , Facebook , Twitter

Соединения кислорода с водородом

Кислород образует с водородом два соединения: оксид водорода – воду (Н₂О) и пероксид водорода (Н₂О₂).

Химические свойства воды. Вода — чрезвычайно слабый электролит: Н₂О ↔ Н + + ОН —

При ее диссоциации образуется очень мало катионов водорода Н + и анионов ОН — , концентрация которых в чистой воде равны между собой и при 22 0 С составляют 10 -7 моль/л. Наличие в системе одновременно и носителя кислотных свойств катиона Н + , и основных свойств – анионов ОН — в равных количествах делает воду типичным амфолитом с четко сбалансированными кислотно-основными свойствами. В процессах гидролиза солей вода может выступать и как кислота, и как основание – в зависимости от объекта гидролиза (анион или катион). При гидролизе соли по аниону молекула воды отдает аниону соли катион водорода, т.е. она является кислотой. При этом образуется новая слабая кислота:

При гидролизе соли по катиону молекула воды отдает этому катиону анион ОН — , выступая основанием. При этом образуется новое слабое основание:

Сu 2+ + H – OH ↔ (CuOH) + + H +

Вода реагирует с химически активными металлами (восстановителями):

С неметаллами восстановителями:

Сера

Сера имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Подобно кислороду сера принимает два электрона и проявляет в соединениях с менее электроотрицательными элементами степень окисления -2 (Н₂S). В то же время в соединениях с более электроотрицательными элементами – фтором и кислородом – сера проявляет степени окисления +4 и +6 (SO_2, SF₄, SO₃, SF₆). Способность образовывать в соединениях четыре и даже шесть связей объясняется наличием во внешнем слое атома серы вакантных 3d-орбиталей.

Сера существует в природе в свободном и связанном состояниях.

Химическая активность серы при нормальных условиях невелика, но при нагревании сера достаточно активно проявляет свойства и окислителя и восстановителя (для всех уравнений реакций составлять электронный баланс).

Металлы (активные восстановители) сера окисляет при нагревании, образуя сульфиды. При этом такие металлы, как железо и хром, сера окисляет только до низшей степени окисления:

Zn + S = ZnS Cu + S = CuS

Fe + S = FeS Cr + S = CrS

С водородом сера взаимодействует только при нагревании с образованием сероводорода, но при температуре свыше 350 0 С происходит обратная реакция – распад сероводорода. Другие неметаллы, электроотрицательность которых ниже, чем у серы, также окисляются ею при нагревании без доступа воздуха:

С сильными окислителями сера проявляет восстановительные свойства. Она сгорает в атмосфере кислорода с образованием оксида серы (IV). В присутствии катализаторов при высоких температурах оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

Со сложными веществами, содержащими сильные окислители, сера взаимодействует как восстановитель:

При кипячении в растворе щелочи сера проявляет окислительно-восстановительную двойственность, образуя в результате реакции ОВ сульфиды и сульфиты:

Соединения серы с водородом.

Сероводород, в отличие от воды, — газ с резким запахом. При растворении в воде образует слабую двухосновную кислоту:

H₂S ↔ H + + HS — HS — ↔ H + + S 2-

Сероводородная кислота образует два ряда солей: сульфиды и гидросульфиды:

Только сульфиды щелочных металлов растворимы в воде, а сульфиды большинства других металлов – нерастворимы:

Для качественного обнаружения сероводорода обычно используется «свинцовая бумага» — фильтровальная бумага, пропитанная раствором соли свинца. В присутствии H₂S она чернеет из-за образования PbS:

Pb 2+ + H₂S = PbS↓ + 2H + (PbS -черный осадок)

Поскольку H 2 S является слабой кислотой не только по второй, но и по первой ступени диссоциации, то ее растворимые соли – сульфиды и гидросульфиду – подвергаются глубокому гидролизу в водных растворах, и поэтому их растворы имеют щелочную среду и пахнут сероводородом:

S 2- + H₂O ↔ HS — + OH —

В окислительно-восстановительных реакциях сероводород является сильным восстановителем за счет S 2- . Так, он сгорает на воздухе:

В растворе при недостатке кислорода окисляется до свободной серы, из-за чего раствор мутнеет:

При взаимодействии с несильными окислителями (J₂, SO₂, FeCl₃) также окисляется до свободной серы:

3H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeS↓ + 6HCl

Сильными окислителями, например хлором в воде, H₂S окисляется до H₂SO₄:

В то же время H₂S может быть и окислителем за счет катиона водорода. Поэтому она взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

В присутствии кислорода как окислителя H₂S реагирует и с малоактивными металлами:

Именно в результате этой реакции серебро чернеет на воздухе.

Соединения серы с кислородом.

Сера с кислородом образует два кислотных оксида: SO₂ –оксид серы (IV) и SO₃ — оксид серы (VI). Оба оксида взаимодействуют с основными оксидами и основаниями, образуя соответственно сульфиты и сульфаты:

При растворении в воде оксид серы (IV) образует сложную равновесную систему на основе слабой малоустойчивой сернистой кислоты H₂SO₃:

Эта кислота образует два ряда солей – гидросульфиты и сульфиты:

В водной среде соли сернистой кислоты подвергаются гидролизу с образованием кислых солей и щелочной среды:

В окислительно-восстановительных реакциях оксид серы (IV) может быть восстановителем или окислителем за счет S +4 в зависимости от свойств второго реагента. Соли сернистой кислоты – сульфиты – в ОВР практически всегда являются восстановителями:

Оксид серы (VI) очень часто накапливается в атмосфере тех промышленных городов, в которых в качестве топлива используют каменный уголь, в котором, как правило, содержится около 2% серы. При сжигании такого угля образуется и выбрасывается в атмосферу, кроме СО₂, значительное количество оксида SO₂. Он служит причиной возникновения кислотных дождей (H₂SO₃ и H₂SO₄):

Кислотные дожди в настоящее время являются одной из самых угрожающих болезней биосферы.

Оксид серы (VI) при поглощении водой образует сильную кислоту H₂SO₄, полностью диссоциирующую в водном растворе:

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она взаимодействует:

− с основными оксидами:

Реакция взаимодействия сульфат-ионов SO₄ 2- с катионами Ва 2+ приводит к образованию белого порошкообразного осадка BaSO₄, нерастворимого в воде и кислотах. Это качественная реакция на сульфат-ионSO₄ 2- .

Как двухосновная кислота образует два ряда солей: средние – сульфаты (K₂SO₄) и кислые – гидросульфаты (KHSO₄). Соли серной кислоты в водном растворе не подвергаются гидролизу по аниону, так как H₂SO₄ – сильная кислота.

Многие средние соли — сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты, некоторые из них называют купоросами. Наиболее широкое применение нашли следующие соли серной кислоты:

Na₂SO₄*10H₂O – глауберова соль, применяется как слабительное средство;

MgSO₄*7H₂O – горькая английская соль (магнезия), применяется как слабительное и как успокаивающее средство;

CuSO₄*5H₂O – медный купорос – соль ярко-синего цвета, используется для борьбы с вредителями растений;

FeSO₄*7H₂O – железный купорос, светло-зеленого цвета, используется для борьбы с вредителями растений;

2CaSO₄*H₂O — алебастр, используется в строительстве и медицине, так как при замешивании его с водой образуется гипсCaSO₄*2H₂O, который нерастворим.

Концентрированная серная кислота проявляет сильное водоотнимающее действие, что используется для осушки газов, не взаимодействующих с кислотой (N₂, CO₂, HCl, воздух и др.). безводная серная кислота проявляет настолько сильные водоотнимающие свойства, что обугливает органические вещества (сахар, ткань, дерево, бумагу):

Разбавление серной кислоты водой сопровождается выделением большого количества тепла, вызывая даже кипение и разбрызгивание смеси. Поэтому при разбавлении кислоты водой всегда следует лить кислоту в воду, а не наоборот, так как плотность кислоты больше плотности воды.

В разбавленной серной кислоте окислителем является катион водорода Н + , и поэтому она взаимодействует только с металлами, способными вытеснять водород:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счет атомов S +6 . При взаимодействии с неметаллами и малоактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до SO_2:

Получение серной кислоты.

В промышленности для получения серной кислоты первоначально получают оксид серы (IV), который при высоких температурах в присутствии катализатора окисляют в оксид серы (VI), который поглощают раствором серной кислоты. Безводная серная кислота хорошо растворяет оксид серы (VI) SO₃. Серная кислота, содержащая SO₃, дымит на воздухе, выделяя пары SO_3, и называется олеум, в котором может содержаться до 70% SO₃.

Серная кислота относится к основным продуктам химической промышленности. Она используется в производстве минеральных удобрений, продуктов основного органического синтеза (красителей, лекарств, взрывчатых веществ, различных полимеров), как электролит – в автомобильных аккумуляторах и для многих других целей.

Вопросы для контроля

1. Какие элементы относятся к халькогенам? Где расположены халькогены в периодической системе Д.И.Менделеева?

2. Сколько электронов в атомах халькогенов на внешнем энергетическом уровне? Какова электронная формула халькогенов?

3. Какую валентность имеет кислород? Почему валентность кислорода является постоянной величиной в отличие от серы, селена, теллура?

4. Какова общая формула водородных соединений элементов подгруппы халькогенов, что образуется при их растворении в воде? Как называются халькогеноводородные кислоты?

5. Охарактеризуйте кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства сероводородной кислоты.

6. Какие оксиды характерны для халькогенов? Какие кислоты им соответствуют? Напишите молекулярные и графические формулы селенистой и селеновой кислот.

7. Приведите примеры реакций, в которых: а) сернистый газ играет роль кислотного оксида; б) сернистый газ играет роль окислителя; в) сернистый газ проявляет восстановительные свойства.

8. К какому классу относятся вещества, которые обычно образуются при окислении кислородом металлов и неметаллов?

9. Охарактеризуйте физические свойства серной кислоты.

10. Охарактеризуйте химические свойства разбавленной серной кислоты. Ответ подтвердите записями уравнений реакций.

11. Чем обусловлено различие окислительных свойств разбавленной и концентрированной серной кислоты?

12. Чем отличается действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на металлы?

источники:

http://kidschemistry.ru/reakciya-vzaimodejstviya-vodoroda-i-kisloroda.html

http://mydocx.ru/7-38917.html