3. Элементы viia подгруппы Галогены

16*. Хлорат калия может быть получен путем электролиза раствора KCl. В первую очередь образуется Cl₂. Если электролиз вести без диафрагмы, то растворы у катода и анода перемешиваются, и поэтому становится возможной реакция:

Cl₂ + 2KOH = KOCl + KCl + H₂O.

Ионы OCl^– подвергаются на аноде электрохимическому превращению:

6ClO^– + 3H₂O – 6ē = 2HClO₃ + 4HCl + 3O

Хлорноватая кислота реагирует со щелочью. В результате получается хлорат калия, который может выпасть в осадок, так как он относительно мало растворим.

33*. Число атомов кислорода, с которым связан центральный атом молекулы кислоты, т. е. координационное число этого атома, может быть тем больше, чем больше его радиус. Максимальное координационное число в хлорсодержащих кислотах равно четырем, в иодосодержащих кислотах оно может достигать шести.

4.Элементы viа подгруппы

5*. Элементы подгруппы серы проявляют валентность +4 и +6 благодаря тому, что их атомы могут относительно легко переходить в возбужденное состояние (распаривать свои электроны в пустые ячейки). Затрата энергии на процесс возбуждения окупается за счет выделения энергии при образовании химических связей возбужденными атомами. Энергия связи Э – О, где Э – S, Se, Te, уменьшается при переходе от S к Te. Поэтому в этом ряду уменьшается устойчивость высшего валентного состояния элементов.

8*. 2NH₄OH + H₂S = (NH₄)₂S + 2H₂O;

(NH₄)₂S + 2H₂S = 2NH₄HS;

NH₄HS + NH₄OH = (NH₄)₂S + H₂O

10*.Гидролизуются Na₂S и трудно растворимые сульфиды трехвалентных металлов.

Гидролиз Al₂S₃ происходит следующим образом:

Al₂S₃  2Al³⁺ + 3S^2–;

S^2– + H₂O  HS^– + OH^–;

HS^–+ H₂O  H₂S + OH^–;

Al³⁺ + H₂O  Al(OH)²⁺ + H⁺;

Al(OH)²⁺ + H₂O  Al(OH)₂⁺ + H⁺;

Al(OH)₂⁺ + H₂O  Al(OH)₃ + H⁺.

Связывание образующихся при гидролизе ионов Н⁺ и ОН^– по уравнению

Н⁺ + ОН^–  Н₂О усиливает гидролиз как катионов, так и анионов. Другой фактор, способствующий гидролизу, это выпадение Al(OH)₃ в осадок. Этот процесс оказывается возможным потому, что растворимость Al₂S₃ больше растворимости Al(OH)₃.

Концентрации ионов Zn²⁺ и Zn(ОН)⁺, находящихся в равновесии с ZnS , недостаточно для образования осадка Zn(ОН)₂. Поэтому в случае ZnS и PbS гидролизуется лишь очень небольшая часть сульфида, перешедшая в раствор, и можно сказать, что эти трудно растворимые сульфиды практически не гидролизуются.

При сливании растворов соли трехвалентного металла и сульфида (например, Na₂S) протекают реакции гидролиза, аналогичные тем, которые отражены приведенными выше химическими уравнениями, и гидроксиды образуются непосредственно без предварительного осаждения сульфидов. Гидролизу ионов, находящихся в растворе, способствует повышение температуры растворов. Однако в связи с тем, что сульфиды ZnS и PbS хуже растворимы, чем соответствующие гидроксиды, они практически не гидролизуются.

16*. 2Na₂SO₃ + C = 2Na₂S + 3CO₂

17*. Один из методов получения гидросульфита может основываться на реакции взаимодействия SO₂ с раствором K₂SO₃, а сульфита – SO₂ со щелочью.

18*. Сульфат натрия и хлороводород.

20*. 4Na₂S₂O₃ = 3Na₂SO₄ + Na₂S₅.

31*. CaSO₄ растворяется в концентрированной серной кислоте. В этом случае происходят следующие процессы:

CaSO₄  Ca²⁺ + SO₄^2–;

H₂SO₄ + SO₄^2– 2HSO₄^–,

благодаря чему повышается растворимость CaSO₄. В молекулярной форме уравнение растворения CaSO₄ может быть записано так:

CaSO₄ + H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂.

32*. Сульфид кальция, из которого можно легко получить сероводород, образуется по реакции:

CaSO₄ + C = CaS + 2CO₂.

34*. ZnSO₄ при нагревании разлагается с образованием SO₂, SO₃ и O₂. Методика выделения чистого SO₂ из смеси основана на различии температуры кипения указанных веществ.

38*. Ионы Fe²⁺ окисляются ионами S₂O₈^2–.

39*. Основность кислот определяется количеством в их молекулах групп ОН^–, связанных с центральным атомом. В случае H₂SO₅ имеется лишь одна группа ОН^–. Константа диссоциации группы Н–О–О – очень мала. Поэтому эта кислота одноосновная.

44*. Ортотеллуровая кислота Н₆ТеО₆. Сера и селен не образуют подобных кислот, так как радиусы их атомов меньше радиуса атома теллура.

45*. Подействовать восстановителем.