2. 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 22⁰С 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:

NO^-₂ + H – OH ↔ HNO_{2 +} OH^-

(кислота) (кислота)

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

Сu²⁺ + H – OH ↔ (CuOH)⁺ + H⁺

(основание) (основание)

Вода реагирует с химически активными металлами (восстановителями):

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

С неметаллами восстановителями:

С + Н₂О = СО + Н₂

3. Сера

Сера имеет электронную конфигурацию 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. 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 350⁰С происходит обратная реакция – распад сероводорода. Другие неметаллы, электроотрицательность которых ниже, чем у серы, также окисляются ею при нагревании без доступа воздуха:

Н₂ + S = H₂S C + 2S = CS₂

2P + 3S = P₂S₃

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):

S + O_{2 =} SO₂ 2SO₂ + O₂ = 2SO₃

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

S + 2H₂SO_4(конц.) = 3SO₂ + 2H₂O

S + 6HNO_3(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

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

3S + 6KOH = 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O

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:

H₂S + 2NaOH_(изб.) = Na₂S + 2H₂O

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O

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

Cu(NO₃)₂ + H₂S = CuS↓ + 2HNO₃

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

Pb²⁺ + H₂S = PbS↓ + 2H⁺ (PbS -черный осадок)

Поскольку H²S 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^-

Na₂S + H₂O ↔ NaHS + NaOH

HS^- + H₂O ↔ H₂S↑ + OH^-

NaHS + H₂O ↔ H₂S↑ + NaOH

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

2H₂S + O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

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

2H₂S + O₂ = 2H₂O + 2S↓

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

H₂S + SO₂ = 3S↓ + 2H₂O

3H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeS↓ + 6HCl

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

H₂S ₊ 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl

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

H₂S + Zn = ZnS + H₂↑

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

2H₂S + 4Ag + O₂ = 2Ag₂S + 2H₂O

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:

СаО + SO₂ = CaSO₃ (сульфит кальция) Ca(OH)₂ + SO₂ = CaSO₃ + H₂O

Na₂O + SO₃ = Na₂SO₄ (сульфат натрия) 2NaOH + SO₃ = Na₂SO₄ + H₂O

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

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

H₂SO₃ ↔ H⁺ + HSO^-₃ HSO^-₃ ↔ H⁺ + SO^2-₃

Эта кислота образует два ряда солей – гидросульфиты и сульфиты:

SO₂ + NaOH = NaHSO₃ SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

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

SO^2-₃ + H-OH ↔ HSO^-₃ + OH^-

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:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

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):

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ 2SO₂ + 2H₂O + O₂ = 2H₂SO₄

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:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^- HSO^-₄ = H⁺ + SO₄^2-

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

− с основными оксидами:

CaO + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O

− с основаниями:

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O

− c солями:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓

Реакция взаимодействия сульфат-ионов SO₄^2- с катионами Ва²⁺ приводит к образованию белого порошкообразного осадка BaSO₄, нерастворимого в воде и кислотах. Это качественная реакция на сульфат-ион SO₄^2-.

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):

C₁₂H₂₂O₁₁ + 11H₂SO₄ = 12C + 11H₂SO₄*H₂O

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:

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂↑

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:

C + 2H₂SO_4(конц.) = CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

2P + 5H₂SO_4(конц.) = 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

2Ag + 2H₂SO_4(конц.) = Ag₂SO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

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.