Repetitor_po_Khimii

+6 +2

3Zn0 + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S0 + 4H2O

4Zn0 + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

На холоду концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Fe + H2SO4 (на холоду)

конц.

Концентрированная серная кислота H2SO4 окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO2:

+6 +4

S0 + 2H2SO4 = 3SO2 + 2Н2О

конц.

C0 + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O

конц.

Получение и применение

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии: 1 . Получение SO2 путем обжига пирита:

t°

4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2.Окисление SO2 в SO3 в присутствии катализатора — оксида ванадия (V):

t°

2SO2 + O2 ==== 2SO3

V2O5

3. Растворение SO3 в серной кислоте:

nSО3 + H2SO4 H2SO4•nSО3

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

H2SO4 · nSO3 + Н2О H2SO4

410

Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и т. д.

СОЛИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

Физические свойства

Как двухосновная кислота H2SO4 дает два ряда солей: средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты). В твердом состоянии получены лишь гидросульфаты активных металлов: KHSO4, NaHSO4 и др.

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO4, еще менее PbSO4 и практически нерастворим BaSO4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO4 · 5Н2О медный купорос,

FeSO4 · 7Н2О железный купорос.

Химические свойства

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов (Na, К, Ва) не разлагаются даже при 1000 °С, а других (Cu, Al, Fe) — распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO3:

t°

Na2SO4 ;

t°

CuSO4 = CuO + SO3

Применение

Горькая соль MgSO4 · 7H2O и глауберова соль Na2SO4 · 10Н2О применяются как слабительное, сульфат кальция CaSO4 · 2Н2О используют для изготовления гипсовых повязок. Находят применение и другие соли серной кислоты.

411

Вопросы для контроля

1.Охарактеризуйте положение серы в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

2.Какие степени окисления характерны для серы в соединениях?

3.Охарактеризуйте физические свойства серы.

4.В каком виде сера находится в природе?

5.Как можно получить серу в лабораторных условиях?

6.Охарактеризуйте химические свойства серы. Приведите примеры уравнений реакций, в которых сера играет роль окислителя, восстановителя.

7.Составьте уравнения реакций образования сероводорода из: а) серы и водорода; б) сульфидов железа и соляной кислоты.

8.Каковы физические свойства сероводорода?

9.Составьте уравнения ступенчатой диссоциации сероводородной кислоты.

10.Охарактеризуйте кислотно-основные и окислительно-восстанови- тельные свойства сероводородной кислоты.

11.Дайте краткую характеристику солей сероводородной кислоты.

12.Что является качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли?

13.Охарактеризуйте физические свойства сернистого газа.

14.Как получают сернистый газ: а) в промышленности, б) в лаборатории? Напишите уравнения происходящих при этом реакций.

15.Приведите примеры реакций, в которых:

а) сернистый газ играет роль кислотного оксида; б) сернистый газ играет роль окислителя;

в) сернистый газ проявляет восстановительные свойства.

16.Где применяется сернистый газ?

17.Каковы физические и химические свойства серного ангидрида?

18.Охарактеризуйте физические свойства серной кислоты.

19.Какие свойства имеет разбавленная серная кислота?

412

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

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

22.Каким способом получают серную кислоту в промышленности?

23.Какая реакция является качественной на сульфат-ион?

24.Где применяются серная кислота и ее соли?

Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1.Напишите формулы солей, которые могут образовать сероводородная кислота и металлы: натрий Na, кальций Са и алюминий Аl.

2.Напишите уравнения реакций получения из простых веществ сульфидов, отвечающих высшим степеням окисления элементов 3-го периода.

3.Вычислите массу сульфида цинка, которая образуется при взаимодействии 2,24 л сероводорода (н. у.) с раствором ацетата цинка.

4.Какое количество сернистого газа можно получить из 1 т руды, содержащей 48 % пирита?

5.Вычислите массовую долю сероводородной кислоты в растворе, полученном при растворении 44,8 л (н. у.) сероводорода в 20 л воды.

6.Какой объем воздуха потребуется для полного сжигания 3,2 кг серы? Сколько литров сернистого газа при этом образуется? (Условия нормальные).

7.Сколько граммов гидроксида калия потребуется для полной нейтрализации 20 г 5 %-го раствора сернистой кислоты?

8.Вычислите массу образующейся в чистом виде серы, если через раствор, содержащий 1,58 г перманганата калия, пропустили 2,24 л сероводорода в присутствии серной кислоты (при н. у).

9.Какой объем при н. у. занимают:

а) 128 г SO2; б) 4 моль SO2; в) 24,08 · 1023 молекул SO2?

10.Сколько граммов сернистого газа выделится при взаимодействии 6,4 г меди с избытком концентрированной серной кислоты?

11.Составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:

K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Н2О

413

KMnO4 + SO2 + H2O K2SO4 + MnSO4 + H2SO4

12.Какую массу сульфита натрия нужно взять для получения 5,6 л SO2 (н. у)?

13.К раствору 49 г серной кислоты добавили 45 г гидроксида натрия. Какая соль образуется и какова ее масса в полученном растворе?

14.Как действует разбавленная и концентрированная серная кислота на магний, алюминий? Напишите уравнения реакций.

15.Закончите уравнения следующих реакций:

16.Сколько 20 %-й серной кислоты можно получить из 50 кг 10 %-го олеума?

17.Как осуществить следующие превращения:

Напишите уравнения соответствующих реакций.

18.Какое количество серы выпадет в осадок при пропускании 11,2 л сероводорода (н. у.) через раствор, содержащий 41 г сернистой кислоты?

§8.6. Общая характеристика элементов подгруппы азота. Азот. Аммиак.

Соли аммония

Вглавную подгруппу пятой группы входят азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.

Первый элемент данной подгруппы — азот — типичный

414

неметалл. Он имеет значительно меньший радиус атома и большую электроотрицательность, чем другие элементы подгруппы. Сверху вниз в подгруппе от азота к висмуту неме-

таллические свойства уменьшаются, а металлические — увеличиваются. Азот, фосфор, мышьяк являются неметаллами,

а сурьма и висмут относятся к металлам.

На внешнем электронном слое атомов элементов подгруппы азота имеется по пять электронов (табл. 44). Одинаковое строение внешнего электронного слоя выражается общей формулой пs2пр3, где п — номер периода.

Строение внешнего электронного слоя в виде квантовых ячеек можно представить следующим образом:

Атомы элементов подгруппы азота имеют три неспаренных электрона, поэтому их характерная валентность равна трем.

415

В атомах фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута в возбужденном состоянии число неспаренных электронов может увеличиваться до пяти вследствие распаривания s-элек- тронов, и поэтому они могут проявлять максимальную валентность, равную номеру группы, т. е. пяти:

Атом азота не может переходить в возбужденное состояние, так как на втором энергетическом уровне (я = 2) нет d-подуровня. Поэтому азот никогда не проявляет валентность, равную V.

В соединениях элементы подгруппы азота способны проявлять степени окисления в интервале от –3 до +5, хотя для сурьмы и висмута отрицательные степени окисления малохарактерны.

Важнейшие формы кислотных оксидов элементов данной подгруппы Э2О3 и Э2O5, им соответствуют кислоты типа НЭО2 или Н3ЭО3 и НЭО3 или Н3ЭО4:

Для азота известны только мета-кислоты, а для других элементов как мета-, так и ортокислоты:

+Н2О

НРO3 Н3РO4

Метафосфорная Ортофосфорная кислота кислота

416

Элементы подгруппы азота так же, как галогены и халькогены, образуют газообразные водородные соединения. Об-

щая формула этих соединений ЭН3: NH3 — аммиак, РН3 — фосфин, AsH3 — арсин, SbH3 — стибин, BiH3 — висмутин. Однако по своим свойствам эти соединения резко отличаются от галогеноводородов и халькогеноводородов. Это отличие проявляется в кислотно-основном характере их водных растворов. Водные растворы аммиака и фосфина представляют собой слабые основания, а не кислоты:

NH3 + Н2О NH4OH NH4+ + OH–

Гидроксид

аммония

РН3 + Н2О РН4ОН РН4+ + OH–

Гидроксид

фосфония

Арсин AsH3, стибин SbH3 и особенно висмутин ВiH3 являются очень малоустойчивыми соединениями, которые уже при комнатной температуре разлагаются на простые вещества.

АЗОТ

Азот — неметалл главной подгруппы пятой группы. Атомный (порядковый) номер 7. Относительная атомная масса 14.

восстановление

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N2.

417

Нахождение в природе и получение

Ввоздухе содержится около 78 % азота по объему. Азот входит в состав органических и неорганических соединений: аминокислот, белков, нитратов и др.

Влаборатории азот получают разложением нитрита аммония NH4NO2 при нагревании:

t°

NH4NO2 = N2 + 2Н2О

В промышленности азот получают из жидкого воздуха. Для этого воздух переводят в жидкое состояние, и при температуре –196 °С азот испаряется.

Физические свойства

При обычных условиях азот N2 — газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче воздуха, плохо растворяется в воде. Температура кипения азота — 196 °С. Природный азот состоит из двух изотопов: 147N и 157N.

Химические свойства

При обычных условиях азот — химически малоактивное вещество. Это объясняется тем, что связь между атомами в молекуле азота очень прочная, так как она образована тремя парами электронов.

Поэтому азот вступает в реакции только при высоких тем-

пературах.

В химических реакциях азот N2 может быть и окислителем, и восстановителем.

Азот N20 взаимодействует как окислитель: а) с водородом:

Азот N20 взаимодействует как восстановитель: а) с кислородом:

418

(другие оксиды азота при взаимодействии азота с кислородом не образуются);

б) с фтором:

Применение

Азот является исходным сырьем для получения аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений.

АММИАК

Аммиак — NH3, относительная молекулярная масса равна 17.

Получение аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии хлорида аммония NH4Cl с гидроксидом кальция Са(ОН)2:

t°

2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + 2H2O + СаСl2

Впромышленности аммиак получают синтезом из азота

иводорода:

P, t°, кат.

N2 + 3H2 2NH3

Физические свойства

Аммиак — бесцветный газ с резким запахом, хорошо рас-

творяется в воде. В 1 л воды при температуре 20 °С растворяется 700 л аммиака. Этот раствор называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании до-

норно-акцепторной связи. В частности, атом азота в NH3 способен присоединять ион водорода Н+. Вещества, моле-

кулы которых способны присоединять ионы водорода, обла-

419