§ 10.2. Химические свойства кислорода

Кислород проявляет сильные окислительные свойства. С

большинством металлов он реагирует уже при комнатной температуре, образуя основные оксиды (§ 7.2). С неметалла¬

ми (за исключением гелия, неона, аргона) кислород реагиру¬ ет, как правило, при нагревании. Так, с фосфором он реаги¬

рует при температуре ~ 60 ®С, образуя P2Os (§ 7.2), с серой

при температуре около 250 "С:

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при

Кислород реагирует и со многими сложными соединения¬

ми, например с оксидом азота (II) он реагирует уже при ком¬

натной температуре:

Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, да¬

ет серу:

или оксид серы (IV)

2H2S + 302 = 2S02 + 2Н20. (10.6)

в зависимости от соотношения между кислородом и серово¬

дородом.

Вприведенных реакциях кислород является окислителем.

Вбольшинстве реакций окисления с участием кислорода вы¬

деляется тепло и свет такие процессы называются горени¬

ем.

Еще более сильным окислителем, чем кислород 02, является

озон О3. Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах,

чем объясняется специфический запах свежести после грозы.

Обычно озон получают пропусканием разряда через кисло¬

род (реакция эндотермическая и сильно обратимая; выход

озона около 5%):

3 02 < > 2 Оз 284 кДж.

130

При взаимодействии озона с раствором иодида калия вы¬

деляется иод, тогда как с кислородом эта реакция не идет'.

2KI + 03 + Н20 = 12 + 2КОН + 02.

Реакция часто используется как качественная для обнару¬

жения ионов Г или озона. Для этого в раствор добавляют крахмал, который дает характерный синий комплекс с выде¬

лившимся иодом. Реакция качественная еще и noTOMv, что

озон не окисляет ионы СГ и ВГ.

Получение кислорода. В промышленности кислород полу¬ чают:

1) фракционной перегонкой жидкого воздуха (азот, обла¬ дающий более низкой температурой кипения, испаряется, а

жидкий кислород остается); 2) электролизом воды.

В лабораторных условиях кислород получают разложени¬ ем ряда солей, таких, как КСЮ3, KMn04l KN03 (см. задачу Г),

К2Сг207 (§ 15.2), оксида ртути (см. задачу 1).

Особенно легко кислород выделяется в результате разло¬

жения пероксида водорода (нагревание или на свету), по¬

скольку в ие/?оксиде не двойная, а одинарная связь между атомами кислорода -0-0-:

2Н202 = 2НгО + 02t.

В частности, пероксиды щелочных металлов используют

на космических станциях для обеспечения космонавтов кис¬

лородом за счет его регенерации из выдыхаемого С02:

2К202 + 2С02 = 2К2СОз + 02Т.

§10.3. Химические свойства серы

При комнатной температуре сера реагирует со фтором,

хлором и концентрированными кислотами окислителями

(HN03, H2S04):

S + Cl2 = SCI2.

S + H2S04(icoHio = S02f + 2H20.

На воздухе сера горит, образуя S02 (см. выше уравнение

10.1).

Во всех этих реакциях сера является восстановителем.

При нагревании сера реагирует с углеродом, фосфором,

водородом и большинством металлов, проявляя окислитель¬

ные свойства.

В реакции со ртутью

Hg + S = HgS

взаимодействие происходит уже при комнатной температуре. Это обстоятельство используется в лабораториях для удале¬

ния разлитой ртути, пары которой очень токсичны.

Получение. Сера встречается в природе в свободном виде

§ 10.4. Сероводород. Сульфиды

При нагревании серы с водородом происходит обратимая

реакция

Н2 + S < H2S + 20 кДж

с очень малым выходом сероводорода. Обычно H2S получа¬

ют действием разбавленных кислот на сульфиды:

ядовит. Один сбъем воды растворяет 3 объема сероводорода.

пичный восстановитель и окисляется не только сильными

окислителями, например хлором, но и более слабыми, на¬

пример сернистой кислотой H2SO3:

2H2S + H2S03 = 3S + 3H20,

или ионами трехвалентного железа:

2FeCl3 + H2S = 2FeCI2 + S + 2HCI.

Сероводородная кислота может реагировать с основа¬

ниями, основными оксидами или солями, образуя два ряда

132

солей: средние сульфиды, кислые гидросульфиды. Боль¬

шинство из них (за исключением сульфидов аммония, а так¬ же щелочных и щелочноземельных металлов) плохо раство¬

римо в воде. Сульфиды, как соли очень слабой кислоты,

подвергаются гидролизу.

Помимо сульфидов известны и полисульфиды, например,

дисульфиды щелочных металлов.

§ 10.5. Оксид серы (IV). Сернистая кислота

Оксид серы (IV) SO2 (бесцветный газ с резким запахом)

образуется при сгорании серы на воздухе {уравнение 10. Г), но может быть также получен при сгорании H2S (уравнение 10.6)

или при взаимодействии меди, а также других металлов, с

концентрированной серной кислотой:

Си + 2H2S04<kohu) = CuS04 + S02t + 2 Н20. (10.7)

Оксид серы (IV) ангидрид сернистой кислоты H2SO3,

поэтому при растворении SO2 в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 °С) частично происходит реакция с водой и об¬ разуется слабая сернистая кислота:

SO2 + Н2О ч > H2SO3,

которая малоустойчива, легко распадается вновь на SO2 и

НгО. В водном растворе существуют следующие равновесия:

ЪК2

Н2О + S02 > H2SO3 < > Н+ + HS03 < 2Н+ + SO32"

Константа диссоциации H2SO3 по первой ступени равна

Kj - 1,6-10-2, по второй К2 - 6,3-10-8. Кислота дает два ря¬ да солей: средние сульфиты, и кислые гидросульфиты.

Химические реакции, характерные для SO2, сернистой

кислоты и ее солей, можно разделить на три группы:

1.Протекающие без изменения степени окисления, на¬

пример (см. задачу 4)

2.Сопровождающиеся повышением степени окисления

меры от +4 до +6, (см., например, окисление SO2 дихроматом

калия в задаче 4 к главе 15).

3. Протекающие с понижением степени окисления серы,

например, уже отмеченное выше взаимодействие SO2 с H2S.

133

Таким образом, SO2, сернистая кислота и ее соли могут

проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства (см. задачу 2).

§ 10.6. Оксид серы (VI). Серная кислота.

Оксид серы (VI) SO3 бесцветная жидкость при комнат¬

ной температуре, не затвердевающая уже при 17 °С (Тт =

16,8 °С; Тт = 45 °С).

SO3 получают окислением SO2 только в присутствии ка¬

тализатора (Pt или V203) и высоком давлении

Необходимость использования катализатора в этой обра¬

тимой реакции обусловлена тем, что сместить равновесие вправо можно только при понижении температуры, однако при низких температурах сильно падает скорость протека¬ ния реакции.

Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту (маслянистая жидкость с Тт = 10 °С):

S03 + Н20 = H2S04.

S03 очень Хирошо растворяется в 100%-ной серной кисло¬

те. Раствор S03 в такой кислоте называется олеумом (см. за¬

дачу 4).

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с

различными металлами, как правило, происходит ее восста¬

новление до S02 (см. уравнение 10.7), точно так же, как и при

взаимодействии с неметаллами: серой (см. выше § 10.3), угле¬

родом или фосфором:

С ^ 2Н2304(конц) ™ С02Т + 2S02t ^ 2Н20. 2Р ь 5H2S04(kohu) = 2Н3Р04 + 5S02t.

Разбавленная серная кислота окисляет только металлы,

стоящие в ряду напряжений левее водорода, за счет ионов Н\

например:

Zn + H2S04(pju6)= ZnS04 + Н2Т.

В заключение отметим, что из всех сульфатов наименьшей

растворимостью обладает сульфат бария именно поэтому

его образование в виде белого осадка используют как каче¬ ственную реакцию на сульфат-ион:

134