Справочники / Врублевский А.И. Химия. Теоретический курс для подготовки к ЕГЭ

•другие металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода, реагируют с во­ дой при нагревании, образуя водород и оксиды металлов:

3Fe + 4Н2О = Fe3O4 + 4Н2Т,

Zn + Н2О = ZnO + Н2Т;

• металлы, расположенные в электрохимическом ряду на­ пряжений металлов за водородом, с водой не реагируют.

Вода является окислителем и в реакциях с некоторыми неметаллами (С, Р, Si):

0+1 +2 0

с + н2о = cot + н2Т,

гидридами и силицидами:

Ca2Si + 4Н2О = 2Са(ОН), + SiH4T.

С кислотными оксидами вода реагирует с образованием кислот, с основными — оснований (щелочей):

N2O5 + Н2О - 2HNO3, SO3 + Н2О = H2SO4, BaO + Н2О = Ва(ОН)2, К2О + Н2О = 2КОН.

Вода вызывает разложение некоторых сульфидов, а также карбидов, гидридов, силицидов, фосфидов и нитридов:

A12S3 + 6Н2О = 2А1(ОН)3Ф + 3H2St, А14С3 + 12Н,0 = 4Al(OH)3t + ЗСНД,

КН + н2о = кон + н2Т, Mg2Si + 4Н2О = 2Mg(OH)2t + SiH4T, Mg3P2 + 6Н2О = 3Mg(OH)2t + 2РН3Т, Ca3N2 + 6Н2О = 3Ca(OH)2t + 2NH3t.

\так и восстановителем:

ЗН2О2 + 2КМпО4 = 2МпО2 + 2КОН + 3O2t + 4Н2О

Пероксид водорода можно рассматривать как слабую кисло­ ту, поэтому Н2О2 образуется при взаимодействии пероксидов с более сильными кислотами:

ВаО9 + H2SO4 (разб) = Ва8О4Ф + Н909.

Пероксиды и надпероксиды металлов взаимодействуют с

углекислым газом с образованием карбонатов и кислорода (спо­ соб получения кислорода и утилизации углекислого газа на подводных лодках и в космических кораблях):

2Na,O2 + 2СО2 = 2Na2CO3 + 02Т,

4КО2 + 2СО2 = 2К2СО3 + ЗОД.

13.3. СЕРОВОДОРОД И СУЛЬФИДЫ

Сероводород H2S является аналогом воды. Молекула H2S

имеет угловое строение (валентный угол равен 92°). При обыч­

ных условиях это газ с неприятным запахом (запах тухлых яиц, который при легком отравлении не ощущается), ядовит (связывает гемоглобин крови), умеренно растворим в воде (2,5 объема H2S в 1 объеме Н2О при 20 °C), легко разлагается при

нагревании:

H2s 370 °C н2 + S.

Раствор сероводорода в воде называется сероводородной

кислотой. Это очень слабая двухосновная кислота, средние соли которой называются сульфидами, а кислые — гидросулъ-

фидами.

Для сероводорода, сероводородной кислоты и ее солей характерны восстановительные свойства, так как в их составе атом серы имеет низшую степень окисления, равную -2:

2H2S + О2 = 2S4- + 2Н2О (избыток сероводорода).

Сероводород и сульфиды в зависимости от условий окис­ ляются галогенами, азотной кислотой и концентрированной серной кислотой с образованием S, SO2 или H2SO4. Серово­ дород проявляет восстановительные свойства и в реакции с оксидом серы(1У):

2H2S + SO2 = 3S^ + 2Н2О.

При окислении сульфидов металлов кислородом обычно образуются SO2 и оксид металла:

2CuS + ЗО2 = 2CuO + 2SO2T.

Однако при обжиге сульфидов металлов, оксиды которых неустойчивы, образуются металл и SOo:

HgS + О, = Hg + SO,T,

Ag2S + O2 = 2Ag + SO2T.

Сероводородная кислота вступает в реакции обмена со щелочами и некоторыми солями:

2NaOH + H2S = Na2S + 2Н,О,

КОН + H2S = KHS + Н2б.

Слабая сероводородная кислота вытесняет более силь­ ную серную кислоту из разбавленных водных раство­ ров солей меди(П):

CuSO4 + H2S = CuS^ + H2SO4.

В присутствии О0 сероводород реагирует с серебром с образованием черного сульфида Ag?S (почернение серебряных изделий):

2H2S + 4Ag + О2 = 2Ag2S + 2Н2О.

348 Химия элементов и их соединений

Химические свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты различны.

Разбавленная серная кислота (w < 20 %) по свойствам похожа на соляную, обладает всеми типичными свойствами кислот; окислитель за счет ионов Н+, поэтому реагирует толь­ ко с теми металлами, которые в электрохимическом ряду на­ пряжений металлов расположены до водорода (кроме свинца), при этом образуются соли — сульфаты — и выделяется во­ дород:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2Т,

2А1 + 3H2SO4 = A12(SO4)3 + 3H2T,

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2t.

Разбавленная H,SO4 также реагирует:

• co всеми основными и амфотерными оксидами;

СаО + H2SO4 = CaSO44- + Н2О,

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O;

•co всеми основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием преимущественно средних (а не кислых) солей:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н,О,

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O,

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;

•с аммиаком и его водными растворами: 2NH3 • Н2О + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2Н2О;

•с солями более слабых кислот:

К7СО, + H7SO, = K,SO4 + Н7О + СО7Т;

•с солями некоторых сильных кислот, например с солями бария, поскольку BaSO4 — нерастворимая в разбавленных сильных кислотах соль:

ВаС12 + H2SO4 = BaSO4^ + 2НС1,

Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4^ + 2HNO3.

Концентрированная серная кислота (w > 70 %) очень гиг­ роскопична (эффективно поглощает воду), поэтому обугливает ткани, одежду, кожу, целлюлозу (древесину):

и сахарозу (сахар):

С12н22°п 12C + H2SO411Н2О.

Концентрированная серная кислота используется как водо­ отнимающий агент (например, для осушения газов).

В отличие от разбавленной, концентрированная H2SO4 —

+6

окислитель за счет ионов SO4~ (S), окислительные свойства которых выражены сильнее, чем у ионов Н+. Поэтому H2SO4 (конц) реагирует и с теми металлами, которые в электрохими­ ческом ряду напряжений металлов расположены за водородом (Си, Hg, Ag, Pb), при этом всегда выделяется SO2, но не во­ дород, и образуются соль и вода:

Си + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2T + 2Н2О.

Ни при каких условиях концентрированная серная кислота

не взаимодействует с золотом и платиной.

С железом, алюминием и хромом концентрированная H2SO4

реагирует только при нагревании (при обычных условиях про­ исходит пассивация металлов из-за образования на их поверх­

ности прочной оксидной пленки):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2t + 6H2O.

1.В реакциях концентрированной серной кислоты с металлами водород не выделяется.

2.Железо, алюминий, хром при обычных условиях с концентрированной серной кислотой не взаимодей­ ствуют.