double arrow

Сравнение свойств водородных соединений р-элементов VI группы


Сера

Кислород

Кислород является самым распространённым элементом земной коры. Молекула кисло­рода двухатомна (О2). Простое вещество - молекулярный кислород - представля­ет собой газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. В воздухе содержится 21 % (по объёму) кислорода. В природных соединениях кислород встречается в виде оксидов (Н2О, SiО2) и солей кислородных кислот. Промышленный способ получения кислорода – ректификация жидкого воз­духа. Хранят в жидком состоянии воздух, азот и кислород хранят в сосудах Дъюара.

Кислород играет важную роль в природе. Он участвует в жизненно важном процессе – дыхании. Применение его разнообразно. Производство серной и азотной кислот, выплавка металлов, получение высоких температур и т.д.

Аллотропной модификацией кислорода является озон (O3). Озон - один из сильнейших окислителей; по окислительной активности он уступает только фтору. Он окисляет все металлы, кроме золота и платиновых металлов, а также большинство неметаллов. В стратосфере земли образует озоновый слой, поглощающий основную часть ультрафиолетового излучения.Для обнаружения озона применяется следующая реакция

2КI + О32О = I2 + 2КОН + О2.

Важным соединением кислорода является Н2О2 – пероксид водорода (Н–О–О–Н). Атомы кислоро­да находятся в промежуточной степени окисления -1 и поэтому могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства:

Н2О2 + 2КI = I2 + 2КОН

-1 + 2 е = 2О-2,

2I- - 2е = I2;

2О2 + 2КМnО4 + 3Н24 = 5О2 + 2Мn SО4 + К24 + 8Н2О

-1 - 2 е = О2,

2 Мn+7 + 5е = Мn+2.

Пероксид водорода в кислой среде способен окислять вещества, стандартный электродный потенциал кото­рых не превышает +1,776 В, и восстанавливать только те, у которых потенциал больше +0,682 В.

Известны несколько аллотропных модификаций серы: ромбическая сера, моноклинная, пластическая. При нормальных условиях сера - твёрдое жёлтое вещество, нерастворимое в воде, но хорошо растворимое в органических растворителях.

Сера со многими металлами (Zn, Al, Fe, Сu, щелоч­ные и щелочноземельные металлы) взаимодействует непосредственно

2Аl + 3S → Al2S3.

При высокой температуре сера взаимодействует с водородом с образовани­ем сероводорода (H2S) – бесцветный газ с характерным запахом (тухлых яиц)




Н2 + S → Н2S.

Сероводород очень ядовит и способен вызвать тяжёлые отравления.

Сероводородная кислота является слабой двухосновной кислотой

Н2S ↔ H+ + НS-, К1 = 6∙10-8,

НS- ↔ H+ + S-2, К2 = 1∙10-14 .

Сероводородная кислота образует соли –сульфиды, характеризующиеся низкой растворимостью

CuSO4 + H2S → CuS↓ + H2SO4,

Cu2+ + SO42- + H2S → CuS↓ + 2H+ + SO42-,

Cu2+ + H2S → CuS↓ + 2H+.

Протекание этой реакции возможно потому, что произведение растворимости об­разующегося сульфида меди меньше общей константы диссоциации сероводо­родной кислоты:

ПP(CuS) = 6∙10-36 << Кобщая()1∙ К2 =6∙10-22.

При поджигании на воздухе сероводород горит голубоватым пламенем

2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 Н2O (в избытке кислорода).

Оксид серы (IV) образуется при горении серы на воздухе. Он хорошо рас­творяется в воде с образованием сернистой кислоты

SO2 + Н2O ↔ H2SO3.

Сернистая кислота – слабая двухосновная кислота (К1=1,6∙10-2, К2=6∙10-8). Её соли являются хорошими восстановителями и окисляются до серной кислоты или сульфатов

2 H2SO3 + O2 → 2 H2SO4.

При высокой температуре в присутствии катализатора (V2O5, сплавы на ос­нове платины) диоксид серы окисляется кислородом до триоксида, который в свою очередь используется для получения серной кислоты:

2SO2 + O2 → 2SO3,

SO3 + Н2O → Н24.

Концентрированная серная кислота, особенно горячая, - энергичный окис­литель. Она восстанавливается до SO2, S или Н2S. Чем более активен металл, тем более глубоко восстанавливается кисло­та.



Сu + 2 Н2SO4 (конц.) → СиSO4 + SO2↑ + 2 Н2O;

3 Zn + 4 Н2SO4(конц.) → 3 ZnSО4 + S↓ + 4 Н2O.

Н2SO4 - сильная двухосновная кислота. В разбавленных водных растворах она диссоциирует практически полностью по схеме:

Н2SO4 → 2 Н+ + SO42-.

Олеум - это раствор SO3 в концентрированной серной кислоте.

В ряду Н2O – Н2S − Н2Sе − Н2Те с увеличением молекулярных масс должно наблюдаться повышение температур кипения. Как видно из рисунка 3 данная зависимость соблюдается, за исключением Н2О. Установлено, что аномальное повышение температуры кипения Н2О является следствием образования водородных связей между отдельными молекулами воды.

Рисунок 3 – зависимость температуры кипения водородных соединений р-элементов VI группы от молекулярной массы

Заказать ✍️ написание учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Сейчас читают про: