Задачи и упражнения для самостоятельного решения. 28.1. Закончить уравнения реакций: а) KMnO4 + H2S + H2SO4 = ;

28.1. Закончить уравнения реакций: а) KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ = …;

б) H₂S + H₂O₂ = …; в) H₂S + NaOH = …; г) Na₂S + H₂O ↔ ….

28.2. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций взаимодействия H₂SO₃: а) с сероводородом; б) с кислородом.

28.3. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Написать уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и алюминием и концентрированной – с медью и серебром.

28.4. Какой объем диоксида серы SO₂ при нормальных условиях можно получить при сжигании серы массой 500 г? (Ответ: 350 л).

28.5. Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет сернистая кислота при взаимодействии: а) с магнием; б) с иодом; в) с сероводородом? Составить уравнения соответствующих реакций.

28.6. Можно ли окислить сероводород кислородом при 298 К? Ответ мотивировать, вычислив ΔG° реакции 2H₂S (г) + O₂ (г) = 2S (к) + 2H₂O (ж).

( = –33,8 кДж/моль; = –237,3 кДж/моль).

(Ответ: –407 кДж).

28.7. Раствор, содержащий 5,12 г серы в 100 г сероуглерода CS₂, кипит при 46,67 °С. Температура кипения чистого сероуглерода 46,20 °С. Эбулиоскопическая константа сероуглерода 2,37. Вычислить молекулярную массу серы и установить, из скольких атомов состоит молекула серы. (Ответ: 258; S₈).

28.8. Через 100 мл 0,2 М раствора NaOH пропустили 448 мл SO₂ (н.у.). Какая соль образовалась? Найти ее массу. (Ответ: NaHSO₃; 2,08 г).

28.9. Закончить уравнения реакций: а) H₂S + SO₂ = …; б) H₂SO₃ + I₂ = …;

в) KMnO₄ + SO₂ + H₂O = …; г) HIO₃ + H₂SO₃ = ….

28.10. Привести примеры уравнений реакций (не менее двух на каждый случай) получения SO₂, которые:

а) сопровождаются изменением степени окисления серы;

б) не сопровождаются изменением степени окисления серы.

28.11. Закончить уравнения реакций: а) S + KOH = …; б) HNO₂ + H₂S = …;

в) Na₂S + NaNO₃ + H₂SO₄ = …; г) H₂S + KMnO₄ + H₂O = ….

28.12. Написать уравнение реакции получения сернистого газа (SO₂) из железного колчедана (FeS₂). Рассчитать объем SO₂ (условия нормальные), который получится при окислении 1,5 кг железного колчедана. (Ответ: 560 л).

28.13. Закончить уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде:

а) Na₂S + H₂O ↔ …; б) (NH₄)₂S + H₂O = …;

в) Al₂S₃ + H₂O = …; г) Cr₂(SO₄)₃ + Na₂S + H₂O = ….

28.14. Закончить уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с металлами: а) Cu + H₂SO₄ (конц.) = …; б) Mg + H₂SO₄ (конц.) = …;

в) Hg + H₂SO₄ (конц.) = …; г) Ni + H₂SO₄ (разб.) = ….

28.15. В 10 л воды растворили 2,24 л газообразного SO₃ при нормальных условиях. Рассчитать молярную и молярную концентрацию эквивалентов полученного при этом раствора серной кислоты. (Ответ: 0,008 моль/л; 0,016 моль/л).

28.16. Сколько миллилитров концентрированной серной кислоты

(ρ = 1,84 г/мл), содержащей 98 % H₂SO₄, теоретически необходимо для перевода в раствор 10 г меди? Какой объем SO₂ (условия нормальные) выделится при этом? (Ответ: 17 мл; 3,52 л).

28.17. Определить молярную концентрацию эквивалентов раствора Na₂SO₃, если при окислении 20 мл его в кислой среде требуется 16 мл 0,05 н. раствора KMnO₄. (Ответ: 0,04 н.).

28.18. Сколько литров Н₂S (условия нормальные) потребуется для восстановления в сернокислом растворе 100 мл 5,7 %-го раствора K₂Cr₂O₇ (ρ = 1,04 г/мл)?

(Ответ: 1,35 л).

28.19. Какими тремя способами можно получить сероводород, имея в своем распоряжении цинк, серу, водород и серную кислоту? Составить уравнения соответствующих реакций.

28.20. Закончить уравнения реакций окисления концентрированной серной кислотой следующих веществ:

а) Zn + H₂SO₄ = …; б) KI + H₂SO₄ = …; в) C + H₂SO₄ = ….

Азот

Теоретическое введение

Азот – элемент V группы главной подгруппы, типичный неметалл. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов 2s²2р³. Поэтому в соединениях проявляет степени окисления от −3 (низшая) до +5 (высшая).

При обычных условиях азот – газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде. В лаборатории его получают при нагревании смеси концентрированных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. При комнатной температуре азот химически малоактивен.

При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды, из которых наибольшее значение имеет аммиак NH₃. Это бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворяется в воде и химически с ней взаимодействует. Раствор аммиака в воде называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция.

Для аммиака характерны реакции присоединения по донорно-акцепторному механизму. При взаимодействии с кислотами NН₃ образует соли аммония, содержащие ион NH₄⁺. Все соли аммония термически малоустойчивы, характер разложения зависит от кислоты, образующей соль. Если кислота является окислителем, то при нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления

(NН₄)₂Сr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O.

Если кислота не является окислителем, то при нагревании солей аммония выделяется аммиак. Выделяющийся аммиак при охлаждении может снова реагировать с кислотой, если она сильная и летучая:

NH₄Cl = NH₃ + HCl.

При действии сильных окислителей аммиак проявляет восстановительные свойства.

Азот образует с кислородом оксиды: N₂O, NО, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Наибольшее практическое значение имеют оксиды NO и NO₂. Оксид азота (П) – бесцветный газ, малорастворим в воде и химически с ней не взаимодействует. Это несолеобразующий оксид. В лаборатории его получают при действии разбавленной азотной кислоты на медь. NО легко соединяется с кислородом, образуя NO₂.

Оксид азота (IV) в лаборатории получают при действии концентрированной азотной кислоты на медь или нагреванием Pb(NO₃)₂. NO₂ – газ бурого цвета, при растворении в воде дает две кислоты:

2NO₂ + Н₂O = HNO₂ + HNO₃.

Азотистая кислота НNO₂ в свободном состоянии не получена, известна в водных растворах, относится к слабым кислотам. Соли HNO₂ – нитриты – получены и вполне устойчивые. В реакциях проявляют свойства окислителей и восстановителей.

Азотная кислота HNO₃ относится к сильным кислотам и сильным окислителям. При восстановлении может давать различные продукты в зависимости от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры. Соли азотной кислоты – нитраты, твердые вещества, хорошо растворимые в воде.