11. Получение кислорода и пероксида водорода в промышленности и в лаборатории.

Реакции пероксида водорода в роли окислителя и восстановителя.

Кислород-самый распространенный на Земле элемент. Промышленные способы получения молекулярного кислорода: перегонка жидкого воздуха, электролиз воды (точнее щелочного раствора). Возможные лабораторные способы получения O2:

2KClO3= (усл t, MnO2)=2KCl+3O2

2H2O2=(кат)=2H2O+O2

2KMnO4=(t)=K2MnO4+MnO2+O2

2Лучшим лабораторным способом получения пероксида водорода является обработка пероксида бария серной кислотой:

BaO2+H2SO4=BASO4↓+H2O2

В промышленности пероксид водорода получают, подвергая электролизу 50 мас.%-й раствор серной кислоты:

2H2SO4=(эл. ток)=H2S2O8+H2

H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2

Окислительные свойства у H2O2 выражены сильнее, чем восстановительные:

3H2O2+I2=2HIO3+3H2O

Na₂SO₃ + H₂O₂ → Na₂SO₄ + H₂O

Mn(OH)₂ + H₂O₂ → MnO₂ + 2H₂O

В качестве окислителя используется концентрированный раствор H2O2, разбавленный же раствор выступает в качестве восстановителя, особенно в присутствии серьезных окислителей, например:

2K2FeO4+3H2O2+5H2SO4=Fe2(SO4)3+2K2SO4+3O2+8H2O

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄+K₂SO₄+5O₂ + 8H₂O

2AgNO₃ + H₂O₂ → 2Ag+O₂+2HNO₃

12. *Общая характеристика и химические свойства серы, селена и теллура.

**Получение и свойства сероводорода. Растворимость и гидролиз сульфидов. Отношение сульфидов к кислотам.

***Кислородсодержащие кислоты серы, селена и теллура: получение, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

****Взаимодействие металлов с серной кислотой.

*****Получение серной кислоты и сероводорода в промышленности.

******Взаимодействие неметаллов с концентрированными серной и азотной кислотами.

*Общая характеристика и химические свойства серы, селена и теллура.

Сера в виде сульфидов металлов, сульфатов металов.

Три аллотропные модификации серы альфа, бета, гамма. Альфа более устойчива.

Получение: SO2+2H2S=3S+2H2O

Валентные возможности атома серы по методу ВС составляют 2, 4, 6; в соответствии с этим основные степени окисления в соединениях -2, +2, +4,+6. Соединения серы ст.ок. +2 крайне неустойчивы, а соед. ст.ок. +4 проявляют преимущественно восстановительные св-ва.

При небольшом нагреве, сера – достаточно хим. активное в-во. Горит на воздухе с обр. SO2, энергично сгорает в атмосфере F2, образуя SF6. При высокой температуре S(_г) и C_(к) образуют CS₂; при незначительном нагреве порошки серы и металлов спекаются, образуя сульфиды (ZnS, Al2S_3, K2S).

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании:

S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4 конц. = 3SO2 + 2H2O

Сера диспропорционирует в горячем растворе щёлочи:

3S+6KOH ->2K2S+K2SO3+3H2O

Реагирует с металлами и неметаллами.

Селен, теллур.

Наиболее распространенный вариант получения селена и теллура-перевод рудного сырья в соединения ст.ок. +4 и дальнейшем их восстановлении до элементарны форм.

Сера и Теллур имеют полупроводниковые неметаллические модификации.

При переходе от S к Se и Te увеличивается склонность к проявлению нулевой степени окисления.

Se при нагревании, а Te при комн. темп. реагируют с водой:

Э + 2Н2О = ЭО2 + 2Н2

При сгорании Se и Te образуются оксиды ЭО2.

Н2Se и H2Te получают обработкой селенидов и теллуридов растворами минеральных кислот:

MgЭ + H2SO4 = MgSO4 + H2Э

**H2S-достаточно ядовитый газ.

FeS+H2SO4=H2S+FeSO4

Водный раствор сероводорода – слабая двухосновная сероводородная кислота. Соли этой кислоты – сульфиды и гидросульфиды.

Сероводород и сульфиды в окислительно – восстановительных процессах проявляет восстановительные свойства, окисляясь, как правило, до S:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 --> 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

3K2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O

В обычных условиях только HNO₃(конц) способна окислить сульфиды до иона SO₄^2-(до S⁺⁶):

FeS + 6HNO3(конц) = Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + 2H₂O + 3NO

Окисление сероводорода в условиях избытка кислорода:

2H2S+302=2S02+2H20;

Окисление сероводорода в условиях недостатка кислорода:

2H2S+02=2S(ос) +2H20;

Сульфиды: растворимые в воде, растворимые в минеральных кислотах, не растворимые в минеральных кислотах.

Действие минеральных кислот на сульфиды:

CaS+2HCl=H2S+CaC12;

Св-ва:

Все кислые сульфиды очень легко растворимы в воде. Из нормальных сульфидов также легко растворимы сульфиды щелочных металлов. В водном растворе они очень сильно гидролизуются.

Поэтому их растворы имеют сильно щелочную реакцию. Нейтральные сульфиды щелочноземельных металлов как таковые в воде не растворяются. Однако при действии воды они претерпевают гидролитическое расщепление, например,

2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2

Растворимые сульфиды сильно гидролизованы:

S^2- + H₂O = HS^- + OH^-

Зачастую гидролиз протекает и по второй ступени:

HS^-+H₂O = H₂S + OH^-

Поэтому растворы сульфидов имеют характерный запах сероводорода. Сульфиды Fe(III) , Al(III), Cr(III) и ряда дрцгих катионов М³⁺ не могут быть получены в водных растворах в силу взаимного усиления гидролиза: 2AlCl3 + 3K2S + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6KCl

***Кислородсодержащие кислоты серы, селена и теллура: получение, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства:

H₂SeO₄ (селеновая к-та) _и H₆TeO₆ (H₂TeO_4, теллуровая к-та) получаются при окислении соединений + 4 сильными окислителями:

H2SeO3+H2O2(конц)=H2SeO4+H2O

5TeO₂ + 2KMnO₄ + 6HNO₃ + 12 Н₂О  5H₆TeO₆ + 2KNO₃ + 2Mn(NO₃)₂

Селеновая кислота по силе практически равна серной, теллуровая – очень слабая к-та. Соли селеновой к-ты похожи на сульфаты, соли теллуровой – существенно от них отличаются.

И селеновая, и теллуровая кислоты являются весьма сильными окислителями; H₂SeO₄ кинетически более сильный окислитель, чем серная:

 H₂SeO₄ + 6 HI = 3I₂ + Se(SeO₂) + 4 H₂O

2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3(SeO2) + 3H2O

Обезвоживанием селеновой и теллуровой кислот можно получить соединения ЭО_3. SeO3 похож на SO3, легко растворяется в воде, а TeO3 мало растворим в воде.

В ряду кислот H₂SO₃ - H2SeO3 - H₂TeO₃ отмечается усиление окислительной активности (падение восстановительной способности), падение силы кислот.

****Взаимодействие металлов с серной кислотой

Кислот	Конц.	Продукты реакции кислоты с металлами
		K,Ba,Ca,Na,Mg	Al,Cr,Fe	Zn,Sn	Cu,Hg
H2SO4	Разб	Соль+H2	Соль+H2	Соль+H2	-
	Конц	Соль+H2S+H2O	Пасс. Металла	Соль+SO2+H2O	Соль+SO2+H2O

*****Получение серной кислоты и сероводорода в промышленности

Стадии производства серной кислоты

1)Обжиг сульфидов

4FeS₂ + 11O₂ (t)= 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2)Каталитическое окисление SO₂ (контактный мет од):

2SO₂ + O₂ (V₂O₅, t) → 2SO₃

Или окисление диоксидом азота (нитрозный метод):

SO2+NO2=SO3+NO

3)Поглощение SO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

В промышленности сероводород получают как побочный продукт при очистке нефти, природного и промышленного газов. FeS+H2SO4=H2S+FeSO4

*******Взаимодействие неметаллов с концентрированными серной и азотной кислотами.

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO₂:

S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2(газ) + 2H2O 

3P+5HNO3(конц)+2H2O -> 3H3PO4+5NO(газ)

Концентрированная серная кислота очень активно взаимодействует с неметаллами.

Реакцию растворения углерода в горячей концентрированной серной кислоте можно представить уравнением

С + 2 Н2SO4(конц) = СО2 + 2 SO2 + 2 Н2О

При окислении серы горячей концентрированной серной кислотой в качестве продукта окисления и продукта восстановления образуется диоксид серы:

S + 2 Н2SO4(конц) = 3 SO2 + 2 Н2О

Концентрированная серная кислота окисляет бромид — и иодид-ионы до свободных брома и иода:

2 КВг + 2 Н2SO4(конц) = К2SО4 + SO2 + Вr2 + 2Н2О

2 КI + 2 Н2SО4(конц) = К2SO4 + SO2 + I2 + 2 Н2О

Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции двойного обмена:

NаСl + Н2SO4(конц.) = NаНSO4 + НСl