Разработка тестовых заданий к допуску и защите лабораторных работ по химии для студентов химического факультета «Элементы V I А и V I В груп

Пероксид водорода получают по реакции пероксида металла  с кислотой

BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + H₂O₂

Концентрированный раствор H₂O₂ может быть получен специальными методами дистилляции. Пероксид водорода используют как окислитель в двигателях ракет. Разбавленные растворы пероксида служат антисептиками, отбеливателями и мягкими окислителями.

2.2. Сера

Формы нахождения серы в природе разнообразны. Иногда она встречается в самородном состоянии, но основная ее масса связана с металлами в составе различных минералов, которые могут быть разбиты на две большие группы: сернистых и сернокислых соединений. Из минералов первого типа особое значение для технологии серы имеет пирит (FeS₂ ). К минералам второго типа относится, например, гипс (CaSO₄ . 2Н₂ О).

Чистая сера представляет собой желтое кристаллическое вещество с плотностью около 2, плавящееся при 119°С и кипящее при 445°С. Она очень плохо проводит тепло и электричество. В воде сера нерастворима. Лучшим ее растворителем является сероуглерод (CS₂ ) органических растворителях (спиртах, бензоле, сероуглероде и др.).

Химические  свойства. Сера относится к числу, довольно активных неметаллов. Она  хорошо горит в кислороде, образуя  диоксид серы: S + О2 = SO2

При горении  серы в кислороде и на воздухе  образуется также триоксид серы, количество которого в отсутствие катализа незначительно. При пропускании хлора через расплавленную серу образуется монохлорид серы S2Сl2, который затем превращается в SCl2:

2 S + Сl2 = S2Cl2 (хлорид серы (I))

S2Cl2 + Cl2 = 2 SСl2 (хлорид серы (II))

Последнее соединение неустойчиво, поэтому при нагревании реакция сдвигается влево. При нагревании серы в атмосфере водорода образуется сероводород: S + Н2 = Н2S

Если  смешать порошки серы и красного фосфора в мольном соотношении 2,5 : 1 и нагреть до начала реакции, то вся масса очень быстро превращается в темно-красную жидкость:

5 S + 2 Р  = Р2S5 (сульфид фосфора (V))

С металлами  сера взаимодействует в большинстве  случаев при

нагревании, но с некоторыми металлами (например, ртутью) и при комнатной температуре: Zn + S = ZnS (сульфид цинка)

Нg + S = НgS (сульфид ртути (II))

Последняя реакция используется в лабораторной практике для связывания разлитой ртути, пары которой очень ядовиты. Для  этого предполагаемое место нахождения мельчайших капелек ртути посыпают порошком серы.

Серу  можно получить как из источников самородной серы, так и из ее соединений. В промышленности серу получают выплавкой  самородной серы перегретым паром через  скважины. Расплавленная сера выносится  на поверхность, где ее разливают  в формы.

В лаборатории серу можно получить из сульфида и сульфита натрия. Для этого нужно смешать их растворы в стехиометрическом соотношении и полученный раствор нейтрализовать соляной или серной кислотой:

2 Nа2S + Nа2SO3 + 6 НСl = 6 NаСl + 3 S + 3 Н2О

2 Nа2S + Nа2SO3 + 3 Н2SO4 = З Nа2SO4 + 3 S + 3 H2О

Сера  выделяется в виде мелкодисперсного порошка, который при отстаивании  осаждается. Практически серу в лаборатории  получают очень редко.

Сероводород представляет собой бесцветный газ (т. пл. –86 ^СС, т. кип. –60 °С). Уже 1 ч. H₂ S на 100 000 ч. воздуха обнаруживается по его характерному запаху (тухлых яиц). Сероводород весьма ядовит. Будучи подожжен на воздухе, он сгорает по одному из следующих уравнений:

2H₂ S+ ЗО₂ = 2H₂ О + 2SO₂ (при избытке кислорода)

2H₂ S + O₂ = 2H₂ O + 2S (при недостатке кислорода)

сероводород является, сильным восстановителем. В водном растворе H₂ S ведет себя как весьма слабая кислота. Средние соли этой сероводородной кислоты (с анионом S^2-) называются сернистыми или сульфидами, кислые соли (с анионом HS^–) – кислыми сернистыми или гидросульфидами.

Сероводородная кислота (К₁ = 9·10^–8 и К₂ = 4·10^–13) несколько слабее угольной.

При внесении в крепкий раствор сульфида мелко растертой серы она растворяется с образованием соответствующего полисульфида (многосернистого соединения), например: (NH₄ )₂ S +( x– 1)S = (NH₄ )₂ S_x .

Сродство серы к галоидам по ряду F–Сl–Вr–J настолько быстро уменьшается, что ее йодистое производное получить вообще не удается. С остальными галоидами она более или менее легко соединяется. Из образующихся соединений наиболее интересна газообразная при обычных условиях шестифтористая сера (SF₆ ). Она бесцветна, не имеет запаха и не ядовита. От других галоге–нидов серы SF₆ отличается своей исключительной химической инертностью. Как газообразный изолятор, она находит применение в высоковольтных установках. Жидкая при обычных условиях хлористая сера (S₂ CI₂ ) используется в резиновой промышленности.

Заметное  взаимодействие серы с кислородом наступает лишь при нагревании. Будучи подожжена на воздухе, она сгорает синим пламенем с образованием двуокиси по реакции:

S + O₂ = SO₂ + 71 ккал

Молекула O = S = O полярна (длина диполя 0,33 А).

Сернистый газ химически весьма активен. Характерные для него реакции можно разбить на три группы: а) протекающие без изменения валентности серы, б) связанные с ее понижением и в) идущие с ее повышением.

Процессом первого типа является прежде всего  взаимодействие сернистого газа с водой, ведущее к образованию сернистой кислоты (H₂ SO₃ ). Последняя, будучи кислотой средней силы, вместе с тем малоустойчива. Поэтому в водном растворе сернистого газа одновременно имеют место следующие равновесия:

H₂ O + SO₂ < = > H₂ SO₄ < = > H^· + HSO’₃ < = > 2H^· + SO’’₃

При нагревании растворов сернистой кислоты SO₂ улетучивается и приведенные выше равновесия смещаются влево. Кипячением раствора можно добиться полного удаления SO₂ . Напротив, при прибавлении щелочей равновесия смещаются вправо (вследствие связывания ионов Н^·) и жидкость, содержащая теперь уже соответствующие соли сернистой кислоты (называемые сернистокислыми), перестает пахнуть сернистым газом..

Соли H₂ SO₃ получают обычно взаимодействием SO₂ с гидроокисями или карбонатами металлов в водной среде.

При накаливании сульфитов активных металлов они около 600°С разлагаются с образованием соответствующих солей серной и сероводородной кислот, например, реакции:

4K₂ SO₃ = 3K₂ SO₄ +K₂ S

Процесс этот аналогичен образованию перхлоратов и хлоридов при накаливании хлоратов.

Наиболее  характерны для производных четырехвалентной серы реакции, связанные с повышением ее валентности: и сама сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. Растворы их уже при стоянии на воздухе постепенно (очень медленно) присоединяют кислород:

2Na₂ SO₃ + О₂ = 2Na₂ SO₄

Несравненно быстрее (практически моментально) протекает окисление сернистой кислоты и сульфитов при действии таких окислителей, как КМnО₄ , Вr₂ , J₂ и т. п. В результате окисления образуется серная кислота или ее соль, например, по реакции:

J₂ + Н₂ О +Na₂ SO₃ = 2HJ + Na₂ SO₄

Наряду  с кислородом сульфиты способны присоединять также серу, переходя при этом в соли серноватистой (иначе – тиосерной) кислоты по реакции, например:

Na₂ SO₃ + S = Na₂ S₂ O₃

Как я  в случае кислорода, присоединение серы идет медленно и для получения серноват истокислых солей (иначе – тиосульфатов) приходится реакционную смесь кипятить.

Серноватистой кислоте отвечает структурная формула:

Атомы серы в ней имеют разную валентность ( + 6 и –2). Это необходимо учитывать при составлении уравнений реакций, протекающих с участием H₂ S₂ O₃ или ее солей.

Последнее применение основано на восстановительных свойствах гипосульфита, легко окисляющегося под действием хлора до серной кислоты: