Суровые сульфиды егэ - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

1. Положение серы в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение атома серы
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения серы
5. Способы получения
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с галогенами
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с окислителями
6.2.2. Взаимодействие с щелочами

Сероводород
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства
3.4. Взаимодействие с солями тяжелых металлов

Сульфиды
Способы получения сульфидов
Химические свойства сульфидов

Оксиды серы
1. Оксид серы (IV)
2. Оксид серы (VI)

Серная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства

3.1. Диссоциация серной кислоты
3.2. Основные свойства серной кислоты
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с солями
3.6. Качественная реакция на сульфат-ионы
3.7. Окислительные свойства серной кислоты

Сернистая кислота

Соли серной кислоты – сульфаты

Сера

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии:

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S₈. Это хрупкое вещество желтого цвета.

Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны». Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96^оС, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

в самородном виде;
в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Степень окисления	Типичные соединения
+6	Оксид серы(VI) SO₃ Серная кислота H₂SO₄ Сульфаты MeSO₄ Галогенангидриды: SО₂Cl₂
+4	Оксид серы (IV) SO₂ Сернистая кислота H₂SO₃ Сульфиты MeSO₃ Гидросульфиты MeHSO₃ Галогенангидриды: SOCl₂
–2	Сероводород H₂S Сульфиды металлов MeS

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV):

S + O₂ → SO₂

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

S + Cl₂ → SCl₂ (S₂Cl₂)

S + 3F₂ → SF₆

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2P + 3S → P₂S₃

2P + 5S → P₂S₅

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

3S + 2Al → Al₂S₃

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

S + H₂ → H₂S

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например, азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

S + 6HNO₃ → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S⁺⁶ не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

S + 2H₂SO₄→ 3SO₂ + 2H₂O

Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют серу до +4:

3S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

S + Na₂SO₃ → Na₂S₂O₃

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например, сера реагирует с гидроксидом натрия:

S + 6NaOH → Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

3S + 2H₂O ₍_пар₎ → 2H₂S + SO₂

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1^о.

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например, при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

S + H₂ → H₂S

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например, сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

В избытке кислорода:

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

Например, азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

H₂S + 2HNO₃₍_конц_.) → S + 2NO₂ + 2H₂O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H₂S + 8HNO₃₍_конц_.) → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например, оксид серы (IV) окисляет сероводород:

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

2H₂S + 4Ag + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

H₂S + H₂SO₄₍_конц_.) → S + SO₂ + 2H₂O

Либо до оксида серы (IV):

H₂S + 3H₂SO₄₍_конц_.) → 4SO₂ + 4H₂O

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например, сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Растворимые в воде	Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах	Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах (только в азотной и серной конц.)	Разлагаемые водой, в растворе не существуют
Сульфиды щелочных металлов и аммония	Сульфиды прочих металлов, расположенных до железа в ряду активности. Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS)	Черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)	Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))
Реагируют с минеральными кислотами с образованием сероводорода	Не реагируют с минеральными кислотами, сероводород получить напрямую нельзя	Разлагаются водой
ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S		Al₂S₃+ 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S

Способы получения сульфидов

1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами. При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например, сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например, гидроксида калия с сероводородом:

H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например, при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Pb(NO₃)₂ + Н₂S → 2НNO₃ + PbS

Еще пример: взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

ZnSO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + ZnS

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S^2– + H₂O ⇄ HS^– + OH^–

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.

Например, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS + 2HCl → CaCl₂+ H₂S

А сульфид никеля, например, не растворяется:

NiS + HСl ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

CuS + 8HNO₃ → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

или горячей концентрированной серной кислоте:

CuS + 4H₂SO₄₍_конц_._гор_.) → CuSO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O

Еще пример: сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2Cr₂S₃ + 9O₂ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S²⁻.

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Na₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2NaNO₃

Na₂S + Cu(NO₃)₂ → CuS↓ + 2NaNO₃

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Al₂S₃+ 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

3Na₂S + 2AlCl₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S + 6NaCl

Оксиды серы

Оксиды серы	Цвет	Фаза	Характер оксида
SO₂ Оксид сера (IV), сернистый газ	бесцветный	газ	кислотный
SO₃Оксид серы (VI), серный ангидрид	бесцветный	жидкость	кислотный

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе:

S + O₂ → SO₂

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя.

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.

Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO₂ + 2NaOH_(изб) → Na₂SO₃ + H₂O

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

2. При взаимодействии с водой SO₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

SO₂ + 2HNO₃ → H₂SO₄ + 2NO₂

Озон также окисляет оксид серы (IV):

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO₂ + 2H₂O + 2KMnO₄ → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

SO₂ + PbO₂ → PbSO₄

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

SO₂ + 2Н₂S → 3S + 2H₂O

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

SO₂ + С → S + СO₂

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например, озон или оксид азота (IV):

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

SO₃ + 2NaOH₍_{избыток}₎ → Na₂SO₄ + H₂O

SO_{3(избыток)} + NaOH → NaHSO₄

Еще пример: оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель, так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

SO₃ + 2KI → I₂ + K2SO₃

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества теплоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
Очистка полученного газа от примесей.
Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Аппарат	Назначение и уравненяи реакций
Печь для обжига	4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800^оС
Циклон	Из печи выходит печной газ, который состоит из SO₂, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз.
Электрофильтр	Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра).
Сушильная башня	Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота.
Теплообменник	Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата.
Контактный аппарат	2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO₃): температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным выходом SO₃ является температура 400-500^оС. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор – оксид ванадия (V) V₂O₅. давление: прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов. Для смещения равновесия вправо процесс проводят при повышенном давлении. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO₂ в SO₃. Образовавшийся оксид серы SO₃ выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
Поглотительная башня	Получение H₂SO₄ протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H₂SO₄·nSO₃. nSO₃ + H₂SO₄ → H₂SO₄·nSO₃ Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.

Общие научные принципы химического производства:

Непрерывность.
Противоток
Катализ
Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
Теплообмен
Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

H₂SO₄ ⇄ H⁺ + HSO₄^–

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄^– ⇄ H⁺ + SO₄^2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

H₂SO₄ + КОН → KHSО₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2КОН → К₂SО₄ + 2H₂O

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Н₂SO₄ + 2NaHCO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

Или с силикатом натрия:

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

NaNO₃ _(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:

NaCl_(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + 2HCl

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

H₂SO₄₍_разб.) + Fe → FeSO₄ + H₂

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

6H₂SO_4(конц.) + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

6H₂SO₄₍_конц_.) + 2Al → Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

2H₂SO₄₍_конц_.) + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO₄₍_конц_.) + Hg → HgSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO₄₍_конц_.) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

3Mg + 4H₂SO₄ → 3MgSO₄ + S + 4H₂O

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

5H₂SO₄₍_конц_.) + 4Zn → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

5H₂SO₄₍_конц_.) + 2P → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + С → СО₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + S → 3SO₂ ↑ + 2H₂O

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

3H₂SO₄₍_конц_.) + 2KBr → Br₂↓ + SO₂↑ + 2KHSO₄+ 2H₂O

5H₂SO₄₍_конц_.) + 8KI → 4I₂↓ + H₂S↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO_4(конц.) + 3H₂S → 4S↓ + 4H₂O

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

H₂SO₃ ↔ HSO₃^– + H⁺

HSO₃^– ↔ SO₃^2– + H⁺

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

H₂SO₃ ↔ SO₂ + H₂O

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂и кислород O₂;

2CuSO₄ → 2CuO + SO₂ + O₂ (SO₃)

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

2ZnSO₄ → 2ZnO + SO₂ + O₂

2Cr₂(SO₄)₃ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

4FeSO₄ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O − глауберова соль

CaSO₄ ∙ 2H₂O − гипс

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Источник

В этой статье собраны ссылки на самые важные материалы.

При проверке тестов не забывайте заглядывать в комментарии к постам: там можно найти ответы на интересные вопросы или информацию об опечатках, если они были.

Хэштеги

#vopros_1_ege@chem4you и #vopros_1_ege@chem4you— теория и практика к №1 ЕГЭ

#vopros_2_ege_Dacuk_Stepenin и #vopros_2_ege@chem4you— теория и практика к №2 ЕГЭ

#vopros_3_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №3 ЕГЭ

#vopros_4_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №4 ЕГЭ

#vopros_5_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №5 ЕГЭ

#vopros_6_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №6 ЕГЭ

#vopros_7_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №7 ЕГЭ

#vopros_10_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №10 ЕГЭ

#vopros_19_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №19 ЕГЭ

#vopros_25_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №25 ЕГЭ

#vopros_27_ege_Dacuk_Stepenin — задачи №27

#vopros_28_ege_Dacuk_Stepenin — задачи №28

#vopros_29_ege_Dacuk_Stepenin — задачи №29

#vopros_30_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №30 ЕГЭ

#vopros_31_ege_Dacuk_Stepenin — теория и практика к №31 ЕГЭ

#task@chem4you — задания-опросы на разные темы

#neorg_Dacuk_Stepenin — полезности по неорганике

#test_Dacuk_Stepenin — подборки тестов

#infographic_Dacuk_Stepenin — схемы и иллюстрации

Тренировочные варианты ЕГЭ

В 2019/2020 году тренировочные варианты выходят раз в две недели. По средам выкладываем задания, по субботам — ответы.

2020 — #kim2020@chem4you

2019 — https://vk.com/topic-52582503_39485203

34 задача ЕГЭ

На пластинку
На олеум
На электролиз
Про лишние данные в задачах
Задачи с редкими реакциями
Кристаллогидраты
Растворимость
Нестандартные задачи на растворы (актуальный файл в комментариях)
Тренажер «Какая реакция идет первой»

ОВР-МАРАФОН

35 задача ЕГЭ

Сказка про медведей, которые формулу выводили — https://vk.com/wall-52582503_669

Тренируем округления — https://vk.com/wall-52582503_684

Просто подборка — https://vk.com/wall-52582503_945

Задачи с азотом — https://vk.com/wall-52582503_959

Полимеры и мономеры — https://vk.com/wall-52582503_1219

Свойства основных классов веществ

Кислые и основные соли — https://vk.com/wall-52582503_3338

Тренажер «Свойства кислот, получение солей» — https://vk.com/wall-52582503_2723

Всякое полезное

Допущения на ЕГЭ — https://vk.com/wall-52582503_3304

Ошибки во втором задании ЕГЭ — https://vk.com/wall-52582503_2887

Коварный иодоводород — https://vk.com/wall-52582503_2879

Чего нет в таблице растворимости: Cu(+) — https://vk.com/wall-52582503_3499

Суровые сульфиды — https://vk.com/wall-52582503_3368

Соответствие кислотный оксид — кислота — https://vk.com/wall-52582503_3568

Шпаргалка по металлам — https://vk.com/wall-52582503_3442

Реакция Вюрца — https://vk.com/wall-52582503_3591

Шпаргалка по пероксидам — https://vk.com/wall-52582503_3655

Реакции декарбоксилирования — https://vk.com/wall-52582503_3675

Важное про оформление и задания ЕГЭ — https://vk.com/@chem4you-faq-ege

Шпаргалка по циклоалканам — https://vk.com/wall-52582503_3697

Опасные места в таблице растворимости -https://vk.com/wall-52582503_3622

Качественная реакция на галогенсодержащую органику — https://vk.com/wall-52582503_3942

Растворение и среда раствора — https://vk.com/wall-52582503_4091

Гидроксид меди (II) и органика — https://vk.com/wall-52582503_3815

Сила кислот — https://vk.com/wall-52582503_3750

ОВР в органике — https://vk.com/wall-52582503_4172

Гидролиз в органике — https://vk.com/wall-52582503_4281

Расстановка коэффициентов в реакции горения — https://vk.com/wall-52582503_4106

Откуда взялись гомологические формулы — https://vk.com/wall-52582503_4124

ОВР в органике в нейтральной среде — https://vk.com/wall-52582503_4222

Базовые задачи

Массовая доля элемента в веществе, часть 1 — https://vk.com/wall-52582503_15

Массовая доля элемента в веществе, часть 2 — https://vk.com/wall-52582503_16

Массовая доля вещества в растворе — https://vk.com/wall-52582503_18

Задачи на избыток и недостаток — https://vk.com/wall-52582503_70

Тесты по органике

Алканы, алкены, циклы, диены, алкины — https://vk.com/wall-52582503_3897

Арены — https://vk.com/wall-52582503_4048

Спирты, фенолы — https://vk.com/wall-52582503_4297

Альдегиды, кетоны — https://vk.com/wall-52582503_4534

Карбоновые кислоты, сложные эфиры — https://vk.com/wall-52582503_5271

Химия элементов

Таблица по свойствам неметаллов — https://vk.com/wall-52582503_2685

Источник

Чтобы поделиться, нажимайте

Физические свойства

Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в одном объёме H₂O растворяется 3 объёма H₂S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.

Получение

1) H₂ + S → H₂S↑ (при t)

2) FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Химические свойства

1) Раствор H₂S в воде – слабая двухосновная кислота.

Диссоциация происходит в две ступени:

H₂S → H⁺ + HS^— (первая ступень, образуется гидросульфид — ион)

HS^— → 2H⁺ + S^2- (вторая ступень)

Сероводородная кислота образует два ряда солей — средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

Na₂S – сульфид натрия;

CaS – сульфид кальция;

NaHS – гидросульфид натрия;

Ca(HS)₂ – гидросульфид кальция.

2) Взаимодействует с основаниями:

H₂S + 2NaOH(избыток) → Na₂S + 2H₂O

H₂S (избыток) + NaOH → NaНS + H₂O

3) H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства:

H₂S^-2 + Br₂ → S⁰ + 2HBr

H₂S^-2+ 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S⁰+ 2HCl

H₂S^-2+ 4Cl₂ + 4H₂O → H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl

3H₂S^-2+ 8HNO₃(конц) → 3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O

H₂S^-2+ H₂S⁺⁶O₄(конц) → S⁰+ S⁺⁴O₂ + 2H₂O

(при нагревании реакция идет по — иному:

H₂S^-2+ 3H₂S⁺⁶O₄(конц) → 4S⁺⁴O₂ + 4H₂O

4) Сероводород окисляется:

при недостатке O₂

2H₂S^-2+ O₂ → 2S⁰+ 2H₂O

при избытке O₂

2H₂S^-2+ 3O₂ → 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

5) 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.

6) 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↓

Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS. Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца (II). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца (II), соединение чёрного цвета:

PbCO₃ + H₂S = PbS↓ + CO₂ + H₂O

При обработке сульфида свинца (II) пероксидом водорода происходит реакция:

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O,

при этом образуется сульфат свинца (II), соединение белого цвета.

Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.

7) Реставрация:

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄(белый) + 4H₂O

Сульфиды

Получение сульфидов

1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:

Hg + S → HgS

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:

H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

CdCl₂ + Na₂S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO₃)₂ + Na₂S → 2NaNO₃ + PbS↓

ZnSO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + ZnS↓

MnSO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + MnS↓

2SbCl₃ + 3Na₂S → 6NaCl + Sb₂S₃↓

SnCl₂ + Na₂S → 2NaCl + SnS↓

Химические свойства сульфидов

1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:

K₂S + H₂O → KHS + KOH

S^2-+ H₂O → HS^— + OH^—

2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:

ZnS + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂S

3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO₃:

FeS₂ + 8HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O

Источник

2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка).

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.

Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)_x.

Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:

в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

1) PbS + KOH
2) FeCl₃ + NaOH

Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:

Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:

Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, HF, HNO₂, H₂SiO₃ и все органические кислоты.

Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):

Следует отметить, что сероводород H₂S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):

Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:

Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:

Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

исходные соли растворимы;
в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.

В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:

Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:

Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH₄⁺ и анионы NO₂^— , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:

Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония и нитрата железа (II):

Реакция разложения нитрата железа (II) снова стала встречаться в ЕГЭ по химии. В заданиях фигурирует формулировка о его разложении в токе воздуха, однако, что в токе воздуха, что без него, уравнение будет одинаковым. Писать оксид FeO при разложении нитрата железа (II) будет ошибкой.

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N₂ или оксид азота (I):

Разложение хлората калия

Реакция разложения хлората калия может протекать по-разному. В присутствии катализатора (как правило MnO₂), реакция приводит к образованию хлорида калия и кислорода:

Без катализатора, реакция будет протекать по типу диспропорционирования:

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:

Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:

Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:

Более подробно, с разбором алгоритмов составления уравнений, взаимодействие кислых солей (в частности, гидрокарбонатов, дигидрофосфатов и гидрофосфатов) со щелочами рассмотрено в данной публикации.

Термическое разложение кислых солей

Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 ^оС. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:

Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.

Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.

Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)₄]^— и [Zn(OH)₄]^2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:

Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:

Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:

В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:

В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:

При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат:

Источник

Сера

Общая характеристика

1. Положение в ПС __________________________________________________

2. Строение атома (число e^—, n⁰, p⁺) ________________________________

3. Электронная конфигурация _____________________________________

4. Внешний электронный уровень _________________________________

5. Валентности ______________________________________________________

6. Степени окисления (в соединениях):

— 2

Степень окисления 0. Простое вещество. Сера

Физические св-ва

S ______________________________________________________________________

________________________________________________________________________

Получение

В помышленности

1. Природная

2. Из нефти

3. Восстановление сернистого газа

а) углем ______________________________________________________________

б) сероводородом ___________________________________________________

Химические свойства

А. Окислитель

1. С металлами

а) Li:__________________________________________________________________

б) Fe:_________________________________________________________________

в) Hg:_________________________________________________________________

2. С неметаллами

H₂:____________________________________________________________________

P:_____________________________________________________________________

C:_____________________________________________________________________

3. Со сложными веществами

HI:____________________________________________________________________

Na₂SO₃:_______________________________________________________________

Б. Восстановитель

4. С галогенами

F₂:____________________________________________________________________

Cl₂:___________________________________________________________________

5. С кислородом

_______________________________________________________________________

6. С кислотами-окислителями

HNO₃ (конц.):________________________________________________________

HNO₃ (разб.):________________________________________________________

H₂SO₃ (конц.):________________________________________________________

7. С щелочами

________________________________________________________________________

Степень окисления — 2. Сероводород

Физические св-ва

H₂S ____________________________________________________________________

________________________________________________________________________

Получение

1. Из простых веществ

________________________________________________________________________

2. Действием H₂SO₄ конц. на активные металлы

________________________________________________________________________

3. Необратимый гидролиз сульфидов

________________________________________________________________________

4. Действием сильных кислот на сульфиды металлов

________________________________________________________________________

Химические свойства

А. Кислотные (слабая кислота, K_a (I) = 6*10^—8, K_a (II) = 1*10^—14)

1. С металлами ______________________________________________________

2. С основными оксидами __________________________________________

3. С щелочами (избыток) ___________________________________________

4. С щелочами (недостаток) ________________________________________

5. С солями __________________________________________________________

Б. Восстановитель

6. С галогенами

Cl₂:____________________________________________________________________

Br₂:____________________________________________________________________

7. С кислородом

в избытке ____________________________________________________________

в недостатке _________________________________________________________

8. Со слабыми окислителями

SO₂:___________________________________________________________________

FeCl₃:_________________________________________________________________

9. С сильными окислителями

HNO_{3 (конц.)}:___________________________________________________________

HNO_{3 (разб.)}:___________________________________________________________

Степень окисления — 2. Сульфиды

1. Сульфиды щелочных металлов:

а) с сильными кислотами-неокислителями

________________________________________________________________________

б) гидролиз

________________________________________________________________________

2. Сульфиды алюминия, хрома и др.

(в таблице растворимости — /?) — необратимый гидролиз

________________________________________________________________________

3. Нерастворимые сульфиды

________________________________________________________________________

4. «Суровые» сульфиды (Cu, Ag, Pb, Hg)

________________________________________________________________________

— CuS +8HNO₃ = CuSO₄ +8NO₂ +4H₂O

— CuS +10HNO₃ = Cu (NO₃)₂ +8NO₂ + H₂SO₄ (или S, SO₂) +4H₂O

— Ag₂S +10HNO₃ = 2AgNO₃ +8NO₂ + H₂SO₄ +4H₂O

Степень окисления +4. Оксид серы (IV)

Физические св-ва

SO₂ ___________________________________________________________________

Получение

В промышленности

1. Из простых веществ

_______________________________________________________________________

2. Обжиг пирита

_______________________________________________________________________

3. Горение сероводорода

_______________________________________________________________________

В лаборатории

4. Действием H₂SO_{4 конц.} на неактивные металлы

_______________________________________________________________________

5. Действием кислот-неокислителей на сульфиты

_______________________________________________________________________

Химические свойства

А. Кислотные свойства

1. С водой ____________________________________________________________

2. С основными оксидами __________________________________________

3. С щелочами (избыток) ___________________________________________

4. С щелочами (недостаток) ________________________________________

Б. Восстановитель

5. С галогенами _____________________________________________________

6. С кислородом (кат. V₂O₅) _________________________________________

7. H₂O₂:_______________________________________________________________

8. NO₂ + H₂O:_________________________________________________________

В. Окислитель

9. H₂S:________________________________________________________________

10. CO:_______________________________________________________________

Г. Другие

11. PCl₅:______________________________________________________________

Степень окисления +4. Сернистая кислота. Сульфиты

Химические свойства

1. Cлабая двухосновная кислота

Известна только в разбавленных водных растворах (<6%)

2. Соли — восстановители

S:_____________________________________________________________________

2AgNO₃ + H₂O:_______________________________________________________

Степень окисления +6. Оксид серы (VI)

Физические св-ва

SO₃ ____________________________________________________________________

Получение

В промышленности

1. Окисление сернистого газа в присутствии катализатора

________________________________________________________________________

В лаборатории

2. Разложением солей

________________________________________________________________________

Химические свойства

А. Кислотные свойства

1. С водой ____________________________________________________________

2. С основными оксидами __________________________________________

3. С щелочами (избыток) ___________________________________________

С щелочами (недостаток) __________________________________________

Б. Окислитель

4. H₂S:________________________________________________________________

5. HBr:________________________________________________________________

Степень окисления +6. Серная кислота

Физические св-ва

H₂SO₄ _________________________________________________________________

Получение

В промышленности

1. _____________________________________________________________________

Химические свойства

Разбавленная серная кислота

А. Кислотные свойства (разбавленная)

1. С металлами (до Pb) ______________________________________________

2. С основными и амфотерными оксидами

________________________________________________________________________

3. С щелочами (избыток кислоты)

________________________________________________________________________

С щелочами (недостаток кислоты)

________________________________________________________________________

4. С солями _________________________________________________ (осадок)

__________________________________________________________________ (газ)

Концентрированная серная кислота

Б. Окислитель

1. Металлы до Al

________________________________________________________________________

2. Металлы Mn — H

________________________________________________________________________

3. Металлы после H

________________________________________________________________________

4. Al, Fe, Cr на холоду (t_комн.) пассивируются.

Реакция только при нагревании!

________________________________________________________________________

5. Неметаллы

S:_____________________________________________________________________

P:_____________________________________________________________________

C:_____________________________________________________________________

6. С бескислородными кислотами (кроме HF, HCl)

HBr:__________________________________________________________________

HI:____________________________________________________________________

H₂S:___________________________________________________________________

7. Со сложными веществами

KI:____________________________________________________________________

Конец ознакомительного фрагмента.

Источник