Пероксидные соединения

Оба атома кислорода в перекиси водорода связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. Связи между атомами водорода и кислорода (вследствие смещения общих электронов в сторону кислорода) полярны. При обычных условиях вязкая бесцветная жидкость. Между молекулами Н₂О₂ возникает водородная связь. Молекула Н₂О₂ тоже полярна. Н₂О₂ смешивается с водой в любых соотношениях. В лаборатории используют 30% (пергидроль) и 3% растворы. В водном растворе очень слабая кислота.

В Н₂О₂ у кислорода степень окисления О₂ ^-2. (О₂ + 2е ^- → О₂ ^-2)

В лаборатории Н₂О₂ получают:

H₂SO₄ + BaO₂ → BaSO₄↓ + H₂O₂.

В промышленности получают разложением надсерной кислоты или её солей:

H₂S₂O₈ + H₂O → H₂SO₄ + H₂O₂.

В отличие от воды Н₂О₂ непрочное соединение (непрочность связи О–О). Поэтому она легко разлагается при освещении, нагревании или при соприкосновении с некоторыми катализаторами (MnO₂, PbO₂ и др.) на кислород и воду. Этим же обуславливается её окислительная способность:

KI + H₂O₂ + H₂SO₄ → I₂ + К₂SO₄ + H₂O

С сильными окислителями перекись водорода может проявлять и восстановительные свойства:

MnO₂ + H₂O₂ + H₂SO₄ → O₂ + MnSO₄ + H₂O (если перекись водорода в окислительно-восстановительной реакции восстановитель – выделяется кислород, напомнить сильные окислители).

Сера

Нахождение в природе. Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (острова Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.

Иногда серу получают окислением сероводорода:

H₂S + SO₂ → S + H₂O

H₂S + O₂ ^kt→ S + H₂O.

Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS₂ — железный колчедан, или пирит; ZnS — цинковая обманка; PbS — свинцовый блеск; HgS — киноварь и др., атакжесоли серной кислоты (кристаллогидраты): СаSO₄∙2Н₂O — гипс,Na₂SO₄∙10H₂O — глауберова соль, МgSО₄∙7H₂O — горькая соль и др.

Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти.

Физические свойства.Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует несколько аллотропных модификаций — сера ромбическая (α-сера), моноклинная (β-сера, устойчива в интервале температур от 95,4 до плавления 119,3⁰С), пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются все остальные модификации.

При 444,6 °С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, состоящий из мельчайших кристаллов серы, называемый серным цветом. В растворах молекулы серы состоят из 8 атомов, соединённых между собой в виде короны.

Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов:

Химические свойства.Сера может отдавать свои электроны при взаимодействии с более сильными окислителями (окисляется кислородом и галогенами):

S + O₂ → SO₂

S + Г₂ → SГ_x (x= 2÷6)

В этих реакциях сера является восстановителем. Нужно подчеркнуть, что оксид серы (VI) может образовываться только в присутствии Pt или V₂O₅ и высоком давлении.

При взаимодействии с металлами сера проявляет окислительные свойства:

Zn + S ^t→ ZnS

С большинством металлов сера реагирует при нагревании, но в реакции со ртутью взаимодействие происходит уже при комнатной температуре. Это обстоятельство используется в лабораториях для удаления разлитой ртути, пары которой являются сильным ядом.

При нагревании в кипящей щелочи диспропорционирует:

S + NaOH ^t→ Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O.

Применение. Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука: каучук приобретает повышенную прочность и упругость. В виде серного цвета (тонкого порошка) сера применяется для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Она употребляется для получения пороха, спичек, светящихся составов. В медицине приготовляют, серные мази для лечения кожных заболеваний.

Сероводород, сероводородная кислота, сульфиды.При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция:

с очень малым выходом сероводорода H₂S. Обычно Н₂S получают действием разбавленной соляной кислотой на сульфиды:

Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.

Или взаимодействием цинка с концентрированной серной кислотой:

Zn + H₂SO_4(конц.) → ZnSO₄ + H₂S + H₂O.

Физические свойства.Сероводород Н₂S — бесцветный газ с характерным запахом, ядовит. МолекулаH₂S полярна, при обычных условиях между молекулами водородные связи не образуются. Один объем воды при обычных условиях растворяет 3 объема сероводорода.Сероводород — очень ядовитый газ, поражающий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание H₂S в производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.

Раствор сероводорода а воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой.

Химические свойства.Сероводород — типичный восстановитель (напомнить про мин. ст. окисления). Для него характерны два типа химических реакций с повышением степени окисления и без изменения.

На воздухе он горит: H₂S + O₂ → SO₂ + H₂O.

В растворе медленно окисляется кислородом воздуха: H₂S + O₂ → S + H₂O (можно провести и в газовой фазе при недостатке кислорода).

Сильные окислители окисляют H₂S до свободной S:

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

Раствор сероводорода в воде представляет собой очень слабую сероводородную кислоту, которая диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:

Сероводородная кислота, так же как и сероводород, — типичный восстановитель.

Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, например хлором,

но и более слабыми, например сернистой кислотой H₂SO₃:

или ионами трехвалентного железа:

Сероводородная кислота может реагировать с основаниями, основными оксидами или солями, образуя два ряда солей: средние — сульфиды, кислые — гидросулъфиды. Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде(известны гидросульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, гидросульфиды Ca²⁺ и Sr²⁺ очень нестойки). Большинство сульфидов (за исключением сульфидов щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфида аммония) плохо растворимо в воде. Сульфиды,каксоли очень слабой кислоты, подвергаются гидролизу.

Сульфиды нерастворимые в воде, но растворимые в кислотах: