17 Билет

1. Сероводород Н2S – бесцветный газ, отвратительный запах которого знаком всем по тухлым яйцам, из которых он выделяется. Он очень легко растворяется в воде и горит слабым синим пламенем.

Химические св-ва:

1. Взаимодействует с основаниями: 

H₂S + 2NaOH(избыток) → Na₂S + 2H₂O

H₂S (избыток) + NaOH → NaНS + H₂O

2. H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства: 

H₂S^-2 + Br₂ → S⁰ + 2HBr

H₂S^-2 + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl

3. Сероводород окисляется:

при недостатке O₂

2H₂S^-2 + O₂ → 2S⁰ + 2H₂O

при избытке O₂

2H₂S^-2 + 3O₂ → 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O 

4. Серебро при контакте с сероводородом чернеет: 

4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S↓ + 2H₂O 

Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.

5. Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS: 

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + S^2- → PbS↓ 

2. Осуществить превращения:H₂S →SO₂→H₂SO₃→NaHSO₃→Na₂SO₃

Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

1.H₂S+3O₂=2H₂O+2SO₂

2. SO₂+ H₂O=H₂SO₃

3. H₂SO₃+NaOH=NaHSO₃+H₂O

2H⁺+OH^- = H⁺+H₂O

4.NaHSO₃+NaOH=Na₂SO₃+H₂O

H⁺+OH^- =H₂O

3.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H ⁺).

Например,

HCl -> H ⁺ + Cl ^-

HNO ₃ -> H ⁺ + NO ₃ ^-\

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато :

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО^-₄ (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н₂РО^-₄ ↔ Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО^2-₄ ↔ Н⁺ + PО^З-₄ (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.

Диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH ^-).

Диссоциация щелочей	Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)
Вспомните! Щёлочи – это основания, растворимые в воде. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, R а(ОН)2, а также N Н4ОН	Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода (H +) и гидроксид-ионы ( OH -).
Примеры уравнений диссоциации щелочей KOH -> K + + OH -; NH 4OH ↔ NH +4 + OH - Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ba(ОН)2 -> Bа(ОН)+ + OH- (первая ступень) Ba(OH)+ ↔ Ba2++OH- (вторая ступень)	Примеры уравнений диссоциации амфолитов Н2O ↔ Н+ + ОН- Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выра­зить уравнением: 2ОН- + Zn2+ + 2Н2О ↔ Zn (ОН)2 + 2Н2О ↔ [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+

 

Диссоциация солей

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH⁺₄) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей :

(NH₄)₂SO₄ -> 2NH⁺₄+ SO^2-₄;

Na₃PO ₄ -> 3 Na ⁺ + PO ^3- ₄

Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато:

Например,

Диссоциация кислых солей	Диссоциация основных солей
У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. KHSO4 -> K + + HSO -4 HSO -4 ↔ H + + SO 2-4	У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Mg( OH )Cl -> Mg( OH )++ Cl - Mg ( OH )+↔ Mg2+ + OH-

Диссоциация воды является эндотермической реакцией (см. эндотермическая реакция) , т. е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды. Известный способ диссоциации воды: Электролиз водных растворов-электролитов. - наименее эффективный из известных на сегодня способв разложения воды, так как в этом случае энергия затрачивается, в основном, на нагрев проводника - электролита, настолько, что диссциируемый раствор не только не охлаждается, но, напротив, подвергается значительному нагреву. В промышленности XX века именно этот способ получил наибольшее растпространение, в силу того, что обеспечивает спрос и позволяет поддерживать высокие цены на такой товар, как невосполнимые энергоресурсы, из которых получают электричество, таких как нефть, газ, каменный угль и т. п.

Кислотно-основное (или протолитическое) равновесие – это равновесие в котором участвует протон (ион водорода Н⁺). При этом в равновесии участвуют вещества способные отдавать и принимать протоны. В соответствие с протолитической теорией Бренстеда и Лоури все частицы, способные при ионизации отщеплять протон, называются кислотами, все частицы, способные присоединять протон –основаниями. Кислоты и основания могут быть нейтральными молекулами или заряженными частицами (катионы и анионы). Примерами кислот в рамках этой теории являются:

HCN (к) ↔ H⁺ + CN^- (осн)

HS^- (к) ↔ H⁺ + S^2- (осн)

Примерами оснований:

CN^- (осн) + H⁺ ↔ HCN (к)

NН₃ (осн) + H⁺ ↔ NH₄⁺ (к)

Как видно из приведенных примеров, в результате отщепления протона от кислоты образуется частица, способная принимать протон (основание), а при присоединении протона к основанию образуется кислота. Такие кислоты и основания, находящиеся в кислотно-основном равновесии, называются сопряженными, то есть HCN и CN^-- сопряженные кислота и основание, аммиак и ион аммония – сопряженные основание и кислота. Ионное произведение воды. pH раствора К_H2O = 1^.10^-4 Данная константа для воды называется ионным произведением воды, которое зависит только от температуры.

При диссоциации воды на каждый ион Н⁺ образуется один ион ОН^-, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н⁺] = [ОН^-]. Используя значение ионного произведения воды, находим:

[H⁺] = [ОН^-] =    моль/л.

Таковы концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в чистой воде.