Студопедия — Взаимодействие со сложными веществами.
Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Взаимодействие со сложными веществами.






1. Сера реагирует с кипящей водой, но лучше с кипящим раствором щелочи, подвергаясь диспропорционированию: 3S + 6NaOH = 2Na2S +Na2SO3 + 3H2O. При избытке серы и более низкой температуре оба продукта реакции могут реагировать с серой, тогда уравнение реакции выглядит следующим образом: (2x+2)S + 6NaOH = 2Na2Sx + 2Na2S2O3 + 3H2O.

2. C кислотами-неокислителями сера не взаимодействует.

3. Кислоты-окислители окисляют серу в соответствии с их окислительной способностью: S + 2H2SO4(конц) = 3SO2↑ + 2H2O; S + 6HNO3(конц) = 6NO2↑ + H2SO4 + 2H2O.

Соединения серы: S-2

1. Сероводород – газ с неприятным запахом. Его молекула имеет угловое строение (∟HSH = 920), поэтому она полярна. Молекулы сероводорода не ассоциированы подобно молекулам воды за счет водородных связей, поэтому температура кипения сероводорода существенно ниже, чем у воды (-610С). Растворимость H2S в воде невелика, при стандартных условиях концентрация насыщенного раствора 0,1М. При этом образуется слабая двухосновная сероводородная кислота: H2S + H2O ↔ H3O+ + HS- (рК1 = 7,05) HS- + H2O = H3O+ + S2- (рК = 12,89), которой соответствуют два ряда солей: сульфиды и гидросульфиды. На воздухе и в растворе сероводород постепенно окисляется до серы и воды, а при сгорании в избытке кислорода дает оксид серы (IV): 2H2S +3O2 = 2SO2↑ + 2H2O.

2. Сульфиды многих металлов малорастворимы. Они имеют характерные окраски, и их образование часто рассматривают как качественную реакцию на сульфид-ион: Pb(NO3)2 + Na2S = 2NaNO3 + PbS↓ - черный осадок. Черными являются также сульфиды двухвалентных меди, никеля, железа, сульфид серебра. Сульфид марганца телесного цвета, сульфид цинка – белый. Сульфид ртути, полученный по обменной реакции, черный, а при нагревании образуется модификация красного цвета. Большинство гидросульфидов растворимы. Так как сероводородная кислота слабая, сульфиды могут растворяться в сильных кислотах с выделением сероводорода, но сульфиды с очень низким произведением растворимости (CuS, Ag2S, Cu2S, HgS) в такие реакции не вступают. Растворимые сульфиды (сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов) подвергаются а водном растворе сильному гидролизу по аниону, в связи с чем их растворы имеют сильнощелочную среду. Сульфиды трехвалентных металлов, в частности, алюминия и хрома, подвергаются необратимому гидролизу: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑. Сульфиды металлов могут быть получены при взаимодействии металлов с серой, сероводородом или его раствором, при реакции сероводородной кислоты с оксидами и гидроксидами металлов, по обменным реакциям солей с солями или с сероводородной кислотой, по окислительно-восстановительным реакциям. Например, сульфид натрия в промышленности получают при помощи реакции: Na2SO4 + 4C = Na2S + 4CO↑ - при нагревании.

3. Сульфиды неметаллов, являющихся менее электроотрицательными элементами, чем сера (B, C, Si, Ge, P, As, Sb) – это ковалентные полярные соединения, малорастворимые в воде, но подвергающиеся в ней медленному необратимому гидролизу: SiS2 + 4H2O = H4SiO4↓ + 2H2S↑.

Сероводород и все сульфиды являются сильными восстановителями. В водном растворе сероводород окисляется SO2, J2, HNO3, H2SO4(конц). При реакции с PbO2 происходит воспламенение: 4H2S + 3PbO2 = 3PbS↓ + SO2↑ + 4H2O. Окисление возможно до серы, диоксида серы и серной кислоты, в зависимости от силы окислителя: H2S + J2 = S↓ + 2HJ, но H2S + 4Br2 + 4H2O = H2SO4 + 8HBr или H2S + 3Br2 + 2H2O = SO2↑ + 6HBr. Сульфиды p- и d-элементов подвергаются окислительному обжигу с образованием оксидов металлов в более высокой (до трех) степени окисления и оксида серы (IV): 4FeS2 + 11O2 =2Fe2O3 + 8SO2↑; Сульфиды щелочных металлов в водных растворах медленно окисляются на воздухе до тиосульфатов: 2Na2S + 2O2 + H2O = 2Na2S2O3 + 2NaOH или до свободной серы, которая выпадает в осадок и вызывает помутнение раствора. При нагревании кристаллических солей реакция идет иначе: Na2S + 2O2 = Na2SO4.

S(IV).

1. Оксид серы (IV). Молекула имеет угловое строение, угол между связями 1190, то есть, две σ-связи образованы sp2-гибридными орбиталями, а на третьей такой же орбитали находится неподеленная электронная пара. Вторая неподеленная электронная пара, находящаяся на р-орбитали, образует общее π-электронное облако со вторыми неспаренными р-электронами атомов кислорода. Повышенная термическая устойчивость SO2 указывает на возможность dπ - pπ-связывания между вакантной 3d-орбиталью серы и неподеленной электронной парой кислорода. Кратность связи S-O приближается к двум. Диоксид серы – газ с резким запахом, tкип= -100С, растворимость в воде небольшая – 40 объемов на один объем воды.

 

 

По химическим свойствам это кислотный оксид. Взаимодействует с основныим оксидами, щелочами, металлами. При взаимодействии с активными металлами получаются оксид металла и сульфид металла, так как восстановленная сера взаимодействует с металлом в условиях опыта: 3Mg + SO2 = 2MgO + MgS. По окислительно-восстановительным свойствам SO2 проявляет двойственную реакционную способность. Окисление хлором дает продукт присоединения – SO2Cl2 – хлористый сульфурил, который используется в органическом синтезе как хлорирующий агент или окислитель.

2. Раствор сернистого газа в воде является двухосновной, нестойкой кислотой средней силы. Кислота называется сернистая, и ей соответствует два ряда солей – сульфиты и гидросульфиты. Несмотря на то, что сернистая кислота не очень сильная, она проявляет все свойства кислоты. Раствор SO2 реагирует с активными металлами, карбонатами и гидрокарбонатами, разрушает гидроксокомплексы: K2[Zn(OH)4] + 2SO2 = Zn(OH)2↓ + 2KHSO3.

3. Сульфиты многих двухвалентных металлов нерастворимы, а гидросульфиты растворимы, то есть растворение может происходить при пропускании SO2 через суспензию сульфита: BaSO3 + SO2 + H2O = Ba(HSO3)2. Большинство сульфитов растворяется в сильных кислотах, а также легко окисляется: Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2↑; Na2SO3 + H2O2 = Na2SO4 + H2O. Нагревание сульфитов и гидросульфитов приводит, соответственно, к реакциям диспропорционирования и конденсации: 4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S 2KHSO3 = K2S2O5 + H2O.

S(VI).

1. Оксид серы (VI) – SO3 при комнатной температуре существует в виде тримера, что позволяет атому серы достичь устойчивого для этого состояния координационного числа – 4. В виде молекул SO3 существует только в газовой фазе, а в твердой – в виде полимерных цепочек, соединенных по атомам кислорода. Легкость подобных переходов приводит к тому, что tпл=170С, а tкип=450С. Это также кислотный оксид. Взаимодействие его с водой происходит очень энергично (∆H=-130кДж/моль). Возможно также взаимодействие с газообразными галогеноводородами, при этом получаются галогенсульфоновые кислоты: HSO3F (tкип=1630C) и HSClO3(tкип=1510С), легко разлагающиеся водой. При нагревании SO3 разлагается на SO2 и O2.

2. Серная кислота H2SO4 – сильная, двухосновная, устойчивая кислота. В чистом виде представляет собой маслянистую бесцветную жидкость, затвердевающую при 100С и кипящую при 2800С. Высокая температура кипения используется, например, для вытеснения азотной кислоты из твердых нитратов, так как температура кипения азотной кислоты существенно ниже: KNO3 + H2SO4 = KHSO4 + HNO3↑. Серная кислота обладает рядом интересных свойств. Во-первых, она растворяет собственный ангидрид, давая полисерные кислоты, смесь которых носит название «олеум». Во-вторых, в разбавленном состоянии она является кислотой-неокислителем, то есть окисляет металлы за счет восстановления катиона водорода, а концентрированная кислота окисляет за счет серы (VI), поэтому становится более сильным окислителем и продуктами восстановления оказываются SO2, S, H2S в зависимости от активности восстановителя. Концентрированная серная кислота окисляет медь, ртуть, серебро, стоящие в ряду напряжения после водорода. Она окисляет также HJ и HBr: H2SO4(конц) + 2HBr = Br2 + SO2↑ + 2H2O, H2SO4(конц) + 8HJ = 4J2 +H2S↑ + 4H2O, но не окисляет HCl и HF.96-98%-ная серная кислота пассивирует железо, хром и алюминий, реакция идет только при нагревании с выделением SO2.Серную кислоту получают в промышленных масштабах. Процесс включает три стадии: обжиг пирита, каталитическое окисление оксида серы (IV) и растворение серного ангидрида в серной кислоте: 1. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑ 2. 2SO2 + O2 ↔2SO3. Эта реакция обратима, она является экзотермической, но имеет большую энергию активации, что требует применения высоких температур, сдвигающих равновесие в сторону исходных веществ. Подобное противоречие разрешают, используя катализаторы, понижающие энергию активации и позволяющие, таким образом, достичь приемлемой скорости при более низких температурах. Основой катализатора, используемого в данной реакции, является оксид ванадия (V) – V2O5. 3. Образовавшийся серный ангидрид растворяют в серной кислоте, а не в воде, так как последняя реакция сильно экзотермична и способствует образованию тумана. В результате серную кислоту получают и транспортируют в виде 20-65%-ного олеума и разбавляют перед использованием. Сродство серной кислоты к воде так велико, что ее используют для осушки газов и даже твердых веществ без прямого контакта в специальных емкостях – эксикаторах. Энергичное отнятие элементов воды от органических веществ приводит к их обугливанию: C6H12O6 + H2SO4(конц) = 6С + H2SO4. 6H2O.

3. Соли серной кислоты называются сульфатами. Большинство из них хорошо растворяются в воде. Плохо растворяются сульфаты бария (качественная реакция на сульфат-ион), стронция, свинца (II). Сульфат свинца образует на поверхности металла защитную солевую пленку, поэтому свинец не реагирует с разбавленной серной кислотой. При нагревании сульфаты разлагаются на оксид металла и SO3, который также диссоциирует на SO2 и кислород. Чем более активный металл, тем устойчивее к нагреванию его сульфат, например, сульфат кальция плавится без разложения при 14600С, а сульфат ртути разлагается по уравнению: HgSO4 = Hg + SO2↑+ O2↑. Нагревание гидросульфатов щелочных металлов до 150-2000С приводит к образованию дисульфатов: 2KHSO4 = K2S2O7 + H2O. Дальнейшее нагревание приводит к разрушению дисульфатов на сульфаты и серный ангидрид, а при растворении в воде они вновь переходят в гидросульфаты.

4. Кроме основных кислот, которые названы, сера в разных степенях окисления образует около 20

кислородсодержащих кислот. Причины такого многообразия следующие.

1. Сера склонна к образованию цепочек из атомов, связанных одинарной связью. Получаются политионовые кислоты: H2SxO6, например, тетратионовая кислота – H2S4O6 (HO3S-S-S-SO3H).

2. 2. Анион S2- способен замещать в соединении анион O2-. Таким образом могла бы получиться тиосерная кислота H2S2O3, но она неустойчива и при подкислении растворов тиосульфатов разлагается на сернистый газ, воду и серу. Тиосульфаты (гипосульфиты) получаются при кипячении растворов сульфитов с серой: Na2SO3 + S = Na2S2O3, а также: 2Na2S + 2O2 + H2O = Na2S2O3 + 2NaOH, 6KOH + 2H2S + 4SO2 = 3K2S2O3 + 5H2O. В составе тиосульфата имеется формально анион S2-, поэтому он является достаточно сильным восстановителем: Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O = 2NaHSO4 + 8HCl. С мягким окислителем – иодом получается тетратионовая кислота. Эта реакция лежит в основе аналитического метода иодометрии: 2Na2S2O3 + J2 = Na2S4O6 + 2NaJ. Устойчивость тиосульфатов выше устойчивости тиосерной кислоты, но при хранении они постепенно мутнеют из-за выпадения в осадок серы по реакции, обратной реакции их получения. При нагревании тиосульфаты сначала плавятся, затем разлагаются: 4K2S2O3 = 3K2SO4 + K2S + 4S.

3. Как и другие кислоты, кислоты серы способны к полимеризации, получаются дисерная, трисерная и т.д. кислоты общей формулы H2SO4. xSO3.

4. Общим свойством с другими кислородсодержащими кислотами является также возможность образования пероксосоединений, в состав которых входит связь О-О. Наиболее известными являются пероксомоносерная кислота – H2SO5 и пероксодисерная кислота – H2S2O8, соли которой называются пиросульфаты. Все эти соединения являются сильными окислителями, принимая два электрона, превращаются в серную кислоту или сульфат. Осторожный гидролиз на холоду в обоих случаях приводит к образованию пероксида водорода и серной кислоты.

 

 

ФОСФОР

Это элемент с порядковым номером 15, относительной атомной массой 30,9738. Электронная конфигурация отражается формулой: [Ne]3s23p33d0. В основном состоянии в атоме фосфора имеется три неспаренных электрона, способных к образованию трех ковалентных связей по обменному механизму. Наличие вакантного d-подуровня приводит к тому, что неподеленная электронная пара может распариваться с переходом одного электрона на d-орбиталь и образованием пяти ковалентных связей с sp3d-гибридизацией атомных орбиталей. Кроме того, d-орбитали способны выполнять роль акцепторов при образовании донорно-акцепторных связей. Так как размер атома фосфора недостаточно велик, максимально возможное координационное число его равно 6. По электроотрицательности фосфор уступает целому ряду неметаллов: галогенам, кислороду, сере, селену, азоту, углероду. В соединениях с этими элементами фосфор проявляет степени окисления +3 и +5. Причем, +5 – более устойчивая степень окисления. У фосфора существуют соединения, в которых он проявляет степень окисления +1 и +4, но валентность при этом, как правило, равна пяти. В соединениях с металлами фосфор имеет степень окисления –3.

В качестве простого вещества фосфор встречается в виде нескольких аллотропных модификаций, основные из которых: белый, красный и черный. Белый фосфор имеет молекулярную кристалличекую решетку, в узлах которой находятся молекулы Р4. Как все молекулярные кристаллы, белый фосфор имеет низкую температуру плвления: 440С, растворяется в неполярных растворителях. Молекула Р4 представляет собой тетраэдр с атомами фосфора в вершинах и с углом между связями Р-Р, равным 600. Так как связи в такой молекуле осуществляются р-электронами, минимальной энергии отвечает угол между связями, равный 900. Несоответствие валентных углов приводит к внутреннему напряжению и, как следствие, к высокой химической активности, которой способствует также небольшая энергия связи Р-Р: 200 кДж/моль. Известное явление свечения фосфора в темноте (хемилюминесценция) принадлежит как раз этой модификации. При комнатной температуре белый фосфор частично испаряется и окисляется кислородом воздуха с выделением энергии в виде света. Это окисление легко может переходить в бурное горение. Хранят белый фосфор под водой и в темноте. Для человека он чрезвычайно ядовит. При длительном хранении, а особенно, при нагревании фосфор переходит в более устойчивую полимерную модификацию красный фосфор. Температура плавления красного фосфора (который, на самом деле, является смесью нескольких форм) 5850- 6100С. Он гораздо менее активен, нерастворим в воде и в неполярных растворителях, неядовит. Если перевести красный фосфор в пар, а потом пар охладить, то опять получится белый фосфор. Нагревание белого фосфора при высоком давлении приводит к образованию наиболее стабильной модификации – черного фосфора,который имеет атомно-слоистую решетку с углом между связями Р-Р 990, близким к нормальному для фосфора валентному углу. По свойствам черный фосфор напоминает графит, обладает металлическим блеском, тепло- и электропроводностью.При нагревании любой модификации выше 10000С молекула Р4 диссоциирует с образованием молекулы Р2, атомы в которой аналогично молекуле азота связаны тройной связью.

Важнейшими минералами фосфора являются фосфорит – Ca3(PO4)2, гидроксилапатит – 3Ca3(PO4)2.Ca(OH)2, фторапатит – Ca3(PO4)2.CaF2. Промышленный способ получения фосфора состоит в прокаливании фосфата кальция с песком и углем при 15000С: 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 10CO + P4. Эта реакция была предложена еще Вёлером в 1829 году.Строго говоря, при температуре процесса получается газообразный фосфор Р2, который отгоняется из реакционной зоны и конденсируется под водой уже как белый фосфор. Эта реакция интересна также тем, что она сильноэндотермична (ΔH°=3000 кДж/моль фосфата кальция), но прохождению ее способствует большое увеличение энтропии, так как из твердых веществ образуется 6 моль (считая на Р2) газов. При 2000°С ΔG0=0.

 

 

Свойства простого вещества. Когда фосфор проявляет положительную степень окисления, он образует два ряда соединений: фосфора (III) и фосфора (V), в зависимости от соотношения реагентов.

1. Реакция с кислородом: P4 + 5O2 = P4O10, P4 + 3O2 = P4O6. В лабораторной практике чаще используется красный фосфор, как более безопасный. Так как он является полимером, то впредь будем обозначать фосфор упрощенно как Р.

2. Реакция с галогенами происходит аналогично, причем белый фосфор загорается.

3. С рсплавленной серой (выше 100°С) получаются продукты P4Sx, где х от 3 до 10.

4. С водородом, азотом и углеродом фосфор не взаимодействует.

5. С металлами, особенно активными, образуются фосфиды. Реакция проходит при нагревании: 3Ca + 2P = Ca3P2.

6. Реакция с водой, точнее, с водяным паром происходит при 600°С в присутствии порошка меди: P4 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2↑. Таким образом в промышленности получают чистую фосфорную кислоту.

7. При нагревании фосфора со щелочью происходит его диспропорционирование: P4 + 3KOH 3H2O = PH3↑ + 3K(PH2O2).

8. Кислоты-окислители легко окисляют фосфор до ортофосфорной кислоты: P4 + 20HNO3 = 4H3PO4 = 20NO2↑ + 4H2O, P4 + 8H2SO4 = 4H3PO4 + 7SO2↑ + S↓ + 2H2O.

9. С кислотами-неокислителями фосфор не взаимодействует.

10. Как восстановитель фосфор реагирует с оксидами азота и углерода. Белый фосфор при этом загорается: 2P4 + 10NO2 = 2P4O10 + 5N2↑ P4 + 10CO2 = P4O10 + 10CO↑.







Дата добавления: 2015-08-29; просмотров: 643. Нарушение авторских прав; Мы поможем в написании вашей работы!



Аальтернативная стоимость. Кривая производственных возможностей В экономике Буридании есть 100 ед. труда с производительностью 4 м ткани или 2 кг мяса...

Вычисление основной дактилоскопической формулы Вычислением основной дактоформулы обычно занимается следователь. Для этого все десять пальцев разбиваются на пять пар...

Расчетные и графические задания Равновесный объем - это объем, определяемый равенством спроса и предложения...

Кардиналистский и ординалистский подходы Кардиналистский (количественный подход) к анализу полезности основан на представлении о возможности измерения различных благ в условных единицах полезности...

Менадиона натрия бисульфит (Викасол) Групповая принадлежность •Синтетический аналог витамина K, жирорастворимый, коагулянт...

Разновидности сальников для насосов и правильный уход за ними   Сальники, используемые в насосном оборудовании, служат для герметизации пространства образованного кожухом и рабочим валом, выходящим через корпус наружу...

Дренирование желчных протоков Показаниями к дренированию желчных протоков являются декомпрессия на фоне внутрипротоковой гипертензии, интраоперационная холангиография, контроль за динамикой восстановления пассажа желчи в 12-перстную кишку...

Мотивационная сфера личности, ее структура. Потребности и мотивы. Потребности и мотивы, их роль в организации деятельности...

Классификация ИС по признаку структурированности задач Так как основное назначение ИС – автоматизировать информационные процессы для решения определенных задач, то одна из основных классификаций – это классификация ИС по степени структурированности задач...

Внешняя политика России 1894- 1917 гг. Внешнюю политику Николая II и первый период его царствования определяли, по меньшей мере три важных фактора...

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2024 год . (0.009 сек.) русская версия | украинская версия