Решебник по химии 9 класс Габриелян §15

Кислородные соединения серы

Стр. 81

Вопрос

В соединениях с кислородом сера проявляет степени окисления +4 и +6. Какими свойствами характеризуются эти соединения? Какие из этих веществ проявляют только окислительные свойства, а какие — и окислительные, и восстановительные?

Сера в соединениях с кислородом может иметь степени окисления +4 (например, в диоксиде серы SO₂) и +6 (например, в триоксиде серы SO₃, серной кислоте H₂SO₄ и её солях). Эти соединения имеют важное химическое и промышленное значение и отличаются по свойствам в зависимости от степени окисления.

Соединения серы в степени окисления +6 (SO₃, H₂SO₄, сульфаты) — это соединения, в которых сера достигла своей высшей степени окисления. Она уже отдала максимум электронов, поэтому может только принимать их. Это значит, что эти вещества проявляют только окислительные свойства. Примеры:

• (Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O) — сера в H₂SO₄ восстанавливается до +4 (SO₂);

• (S + 2H₂SO₄(конц.) → 3SO₂↑ + 2H₂O) — восстановление серы до SO₂.

Соединения серы в степени окисления +4 (SO₂, H₂SO₃, сульфиты) — находятся в промежуточном состоянии. Такие вещества могут как отдавать электроны (то есть восстанавливаться), так и принимать их (окисляться). Поэтому соединения серы с +4 проявляют и окислительные, и восстановительные свойства. Примеры:

• (SO₂ + 2H₂O₂ → H₂SO₄ + H₂O) — SO₂ окисляется до H₂SO₄ (окисляется);

• (SO₂ + 2H₂S → 3S↓ + 2H₂O) — SO₂ выступает как окислитель, H₂S — восстановитель.

Таким образом:

• Сера в степени окисления +6 — только окислитель.

• Сера в степени окисления +4 — и окислитель, и восстановитель.

Стр. 85

Лабораторный опыт 34

В одну пробирку налейте 2 мл раствора сульфата натрия, в другую — 2 мл раствора серной кислоты. Затем прилейте в каждую пробирку по 1 мл раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

Наблюдение:

В обеих пробирках происходит выпадение белого осадка — это нерастворимый сульфат бария BaSO₄. Он образуется как в результате реакции соли (сульфата натрия), так и кислоты (серной кислоты) с ионами бария из раствора хлорида бария.

Молекулярные уравнения реакций:

1. (Na₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NaCl)

2. (H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2HCl)

Полные ионные уравнения:

1. (2Na⁺ + SO₄²⁻ + Ba²⁺ + 2Cl⁻ → BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻)

2. (2H⁺ + SO₄²⁻ + Ba²⁺ + 2Cl⁻ → BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl⁻)

Сокращённые ионные уравнения для обеих реакций одинаковы:

(Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓)

Вывод:

Хлорид бария используется как качественный реактив на сульфат-ион (SO₄²⁻). В обеих пробирках подтверждается присутствие этого иона выпадением характерного белого осадка BaSO₄, который не растворяется в кислотах.

Стр. 85

Проверьте свои знания

1. Дайте сравнительную характеристику оксидов серы в степенях окисления +4 и +6. От чего зависит их кислотность? Какие из них проявляют только окислительные свойства, а какие — и окислительные, и восстановительные?

Сера в соединениях с кислородом может иметь степень окисления +4 (оксид серы(IV), SO₂) и +6 (оксид серы(VI), SO₃). Оба вещества являются кислотными оксидами и при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты:

(SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃) — сернистая кислота,

(SO₃ + H₂O → H₂SO₄) — серная кислота.

Кислотность этих оксидов зависит от степени окисления серы: чем выше степень окисления, тем сильнее кислотные свойства соединения. Поэтому оксид серы(VI) и соответствующая ему серная кислота значительно сильнее, чем сернистая кислота.

По химическим свойствам оксиды различаются:

• SO₃ (оксид серы(VI)) проявляет только окислительные свойства, так как степень окисления +6 — высшая для серы.

• SO₂ (оксид серы(IV)) может выступать и как окислитель, и как восстановитель, потому что сера в степени окисления +4 может как окислиться до +6, так и восстановиться до 0 или −2. Например:

(2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O) — SO₂ как окислитель,

(SO₂ + 2HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 2NO₂) — SO₂ как восстановитель.

2. Какие соединения образует сера с кислородом и с чем они взаимодействуют?

Сера образует с кислородом два основных оксида:

Оксид серы(IV) — SO₂

Оксид серы(VI) — SO₃

Оба оксида — кислотные, и при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты:

(SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃),

(SO₃ + H₂O → H₂SO₄).

Они вступают в реакции:

С основаниями и основными оксидами, образуя соли — сульфиты и сульфаты: (SO₂ + CaO → CaSO₃),

(SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O)

С восстановителями — в окислительно-восстановительных реакциях: (SO₂ + H₂S → 3S + 2H₂O),

(SO₂ + Cl₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HCl)

SO₃ особенно активно и агрессивно, легко взаимодействует с влагой и даже с органическими веществами, поэтому при промышленном получении H₂SO₄ его сначала поглощают концентрированной кислотой с образованием олеума.

3. Сравните свойства сернистой и серной кислот. Как различаются их кислоты и соли?

Сернистая кислота H₂SO₃ — слабая, нестойкая кислота, существует только в растворе и легко разлагается при нагревании:

(H₂SO₃ ⇄ SO₂↑ + H₂O).

Она проявляет восстановительные свойства, вступает в реакции с сильными окислителями, такими как бром или азотная кислота.

Серная кислота H₂SO₄ — одна из сильнейших кислот, устойчивая, двухосновная. Концентрированная кислота проявляет сильные окислительные свойства. Она активно взаимодействует с металлами, неметаллами, органическими веществами, обугливает сахар, бумагу и ткань.

Соли сернистой кислоты — сульфиты (SO₃²⁻), например, Na₂SO₃, CaSO₃. Они нестойки, при нагревании легко разлагаются.

Соли серной кислоты — сульфаты (SO₄²⁻), например, Na₂SO₄, BaSO₄ — гораздо более устойчивы. Сульфат бария (BaSO₄) нерастворим в воде и кислотах, применяется в качественной реакции на сульфат-ион.

4. Какие качественные реакции используют для различения ионов сульфида и сульфата?

Для обнаружения иона сульфида (S²⁻) используют реакцию с ионами тяжёлых металлов. Например, с ионами свинца:

(Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓) — образуется чёрный осадок сульфида свинца(II).

Для обнаружения иона сульфата (SO₄²⁻) используют реакцию с раствором хлорида бария:

(Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓) — образуется белый нерастворимый в кислотах осадок сульфата бария.

Это реакция, применяемая в качественном анализе на сульфат-ион.

Таким образом, чёрный осадок указывает на сульфид-ион, а белый — на сульфат-ион.

5. Какое правило должно соблюдаться при разбавлении серной кислоты?

При разбавлении концентрированной серной кислоты всегда следует добавлять кислоту в воду, а не наоборот.

Правильная формулировка: "Лей кислоту в воду, а не воду в кислоту!"

Это связано с тем, что разбавление серной кислоты — экзотермический процесс, при котором выделяется большое количество тепла. Если добавить воду в кислоту, на её поверхности может мгновенно закипеть вода и произойти разбрызгивание горячей кислоты, что опасно. При добавлении кислоты в воду тепло распределяется более равномерно, и вероятность ожогов сводится к минимуму.

Стр. 85

Примените свои знания

6. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующее превращение:

а) S → SO₂ → SO₃ → Na₂SO₄ → BaSO₄

б) H₂SO₃ → SO₂ → K₂SO₃ → MgSO₃ → SO₂

а) (S + O₂ → SO₂) — горение серы на воздухе

(2SO₂ + O₂ → 2SO₃) — катализируемое окисление оксида серы(IV)

(SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O) — взаимодействие с щёлочью

(Na₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NaCl) — качественная реакция на сульфат-ион

б) (H₂SO₃ → SO₂↑ + H₂O) — разложение сернистой кислоты

(SO₂ + 2KOH → K₂SO₃ + H₂O) — реакция с щёлочью

(K₂SO₃ + MgCl₂ → MgSO₃↓ + 2KCl) — реакция обмена

(MgSO₃ + 2HCl → SO₂↑ + MgCl₂ + H₂O) — выделение SO₂ кислотой

7. Массовые доли химических элементов в соли составляют: калий — 49,4 %, сера — 20,2 %, кислород — 30,4 %. Определите формулу соли, назовите её.

Пусть масса вещества — 100 г. Тогда:

• Калия: 49,4 г

• Сер: 20,2 г

• Кислорода: 30,4 г

Мольные количества:

K: 49,4 г / 39 г/моль ≈ 1,27 моль

S: 20,2 г / 32 г/моль ≈ 0,63 моль

O: 30,4 г / 16 г/моль ≈ 1,9 моль

Делим на наименьшее число (0,63):

K: 1,27 / 0,63 ≈ 2

S: 0,63 / 0,63 = 1

O: 1,9 / 0,63 ≈ 3

Соотношение атомов: K₂SO₃

Ответ: формула соли — K₂SO₃, сульфит калия.

8. В 1960 г. 5%-ный раствор серной кислоты растворил 2,24 л аммиака (н. у.). Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе.

Находим количество вещества аммиака:

V = 2,24 л, Vm = 22,4 л/моль

n(NH₃) = 2,24 / 22,4 = 0,1 моль

Реакция:

(2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄)

0,1 моль NH₃ → 0,05 моль (NH₄)₂SO₄

Масса соли:

Mr((NH₄)₂SO₄) = 132 г/моль

m = 0,05 × 132 = 6,6 г

Масса раствора H₂SO₄:

5% раствор → m(H₂SO₄) = 5 г, m(раствора) = 100 г

тогда: масса раствора = 100 г

массовая доля соли = 6,6 / (100 + 6,6) ≈ 6,2%

Ответ: массовая доля соли в растворе ≈ 6,2%.

9. Железную пластинку погрузили в раствор сульфата меди(II). Через некоторое время масса пластинки увеличилась на 0,4 г. Вычислите массу меди, выделившейся на пластинке.

Реакция:

(Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓)

Медь выделяется, а железо переходит в раствор, поэтому прирост массы равен разности масс:

Δm = m(Cu) − m(Fe) = 0,4 г

Или: m(Cu) = m(Fe) + 0,4 г

Пусть x — масса меди, тогда: кол-во вещества меди: x / 64

кол-во вещества железа: (x − 0,4) / 56

Из уравнения реакции: n(Fe) = n(Cu)

x / 64 = (x − 0,4) / 56

Решаем пропорцию:

56x = 64(x − 0,4)

56x = 64x − 25,6

8x = 25,6

x = 3,2 г

Ответ: масса меди, выделившейся на пластинке, равна 3,2 г.

10. Массовая доля воды в кристаллогидрате сульфата железа(II), который называют железным купоросом, составляет 45,3 %. Выведите формулу кристаллогидрата.

Обозначим формулу кристаллогидрата как FeSO₄·nH₂O.

Найдём массовую долю воды в этой соли для различных значений n, пока она не совпадёт с 45,3 %.

Найдём молярную массу FeSO₄ = 56 (Fe) + 32 (S) + 64 (O₄) = 152 г/моль

Молярная масса воды — 18 г/моль

Общая масса кристаллогидрата:

M = 152 + 18n

Массовая доля воды:

w(H₂O) = (18n / (152 + 18n)) × 100%

Приравняем к 45,3 и найдём n:

(18n / (152 + 18n)) × 100 = 45,3

18n / (152 + 18n) = 0,453

18n = 0,453 × (152 + 18n)

18n = 68,856 + 8,154n

9,846n = 68,856

n ≈ 7

Ответ: формула кристаллогидрата — FeSO₄·7H₂O

11. В трёх пробирках без этикеток находятся растворы сульфида, сульфита и сульфата калия. Как с помощью одного реактива распознать эти вещества? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Для распознавания можно использовать раствор хлорида бария (BaCl₂), поскольку:

• сульфат-ион (SO₄²⁻) и сульфит-ион (SO₃²⁻) дают осадки с Ba²⁺,

• а сульфид-ион (S²⁻) не образует осадка в щелочной среде, но может быть определён по запаху H₂S при добавлении кислоты.

Итог:

• Сульфат: белый осадок, нерастворим в кислоте

• Сульфит: белый осадок, растворяется с выделением газа

• Сульфид: выделяется H₂S с запахом тухлых яиц

Реакции:

Сульфат калия: Молекулярное:

(BaCl₂ + K₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2KCl)

Ионное:

(Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓) — белый осадок, нерастворим в кислотах.

Сульфит калия: Молекулярное:

(BaCl₂ + K₂SO₃ → BaSO₃↓ + 2KCl)

Ионное:

(Ba²⁺ + SO₃²⁻ → BaSO₃↓) — белый осадок, растворяется в кислотах с выделением SO₂.

Проверка: добавить кислоту → (H₂SO₃ → SO₂↑ + H₂O) — запах газа.

Сульфид калия: Добавляем кислоту (например, HCl):

(K₂S + 2HCl → 2KCl + H₂S↑)

Появляется запах тухлых яиц (H₂S) — признак сульфида.

Ионное:

(S²⁻ + 2H⁺ → H₂S↑)

12. Разделите лист бумаги пополам вертикальной линией. Напишите уравнения восьми реакций, характеризующих химические свойства серной кислоты, так, чтобы левая часть реакции оказалась на левой половине листа, знаки равенства — на линии, а правая часть уравнения — на правой половине листа. Разрежьте лист по линии, две половинки отдайте двум своим одноклассникам. Их задача — восполнить недостающие половины уравнений реакций. Проверьте их работу, поставьте свою отметку. Допишите уравнения реакций по половинкам листов, полученных от двух других одноклассников.

Так как это практическое задание в группе, предложу примеры 8 уравнений реакций, демонстрирующих химические свойства серной кислоты. Их можно использовать при выполнении задания:

1. (H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O) — нейтрализация

2. (H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2HCl) — качественная реакция на SO₄²⁻

3. (Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑) — взаимодействие с металлом

4. (Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O) — окислительно-восстановительная

5. (FeS + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂S↑) — сульфид + кислота

6. (Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O) — сульфит + кислота

7. (H₂SO₄ + KOH → KHSO₄ + H₂O) — нейтрализация с образованием кислой соли

8. (2Al + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑) — реакция с металлом

Каждое уравнение можно разделить на две части:

Левая сторона (реактивы) — на левую часть листа,

Правая сторона (продукты) — на правую часть.

Таким образом, участники задания должны логически и химически точно восполнить недостающие части, что развивает знание и понимание реакций серной кислоты.

Стр. 86

Практическая работа 3

1. В три пробирки налейте по 1–2 мл разбавленной серной кислоты. В первую пробирку добавьте 1–2 капли раствора лакмуса, во вторую — 1–2 капли раствора метилоранжевого, в третью — 1–2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Объясните результаты.

Серная кислота — сильная кислота, поэтому:

• лакмус окрасится в красный (в кислой среде),

• метилоранжевый станет розово-красным,

• фенолфталеин останется бесцветным (в кислоте он не проявляет окраску).

Все эти наблюдения подтверждают кислотную реакцию среды раствора серной кислоты.

2. В первую и вторую пробирки из первого опыта добавляйте по каплям гидроксид натрия до тех пор, пока лакмус не станет фиолетовым, метилоранжевый — оранжевым. Сделайте вывод и напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Добавляя щёлочь (NaOH), мы нейтрализуем серную кислоту, среда становится нейтральной. При этом происходит реакция нейтрализации:

Молекулярное уравнение:

(H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O)

Ионное уравнение:

(2H⁺ + SO₄²⁻ + 2Na⁺ + 2OH⁻ → 2Na⁺ + SO₄²⁻ + 2H₂O)

Сокращённое ионное уравнение:

(2H⁺ + 2OH⁻ → 2H₂O)

Вывод: кислотные свойства нейтрализуются, индикаторы переходят в нейтральное состояние (лакмус — фиолетовый, метилоранжевый — оранжевый).

3. В одну пробирку поместите гранулу цинка, а в другую — кусочек медной проволоки (или скрепки). В обе пробирки налейте по 1–2 мл раствора разбавленной серной кислоты. Что наблюдаете? Объясните результат. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Укажите окислительно-восстановительные процессы.

С цинком произойдёт бурная реакция с выделением водорода:

Молекулярное:

(Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑)

Ионное:

(Zn + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂↑)

Цинк вытесняет водород, так как стоит левее водорода в электрохимическом ряду.

С медью реакции не происходит, так как медь не вытесняет водород из кислоты — она менее активна.

Вывод: только активные металлы взаимодействуют с разбавленной серной кислотой, вытесняя водород.

4. В одну пробирку поместите на кончике шпателя оксид меди(II), во вторую — порошок карбоната натрия. В обе пробирки налейте по 1–2 мл разбавленной серной кислоты. Объясните результаты. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

1-я пробирка:

(СuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O)

(СuO + 2H⁺ → Cu²⁺ + H₂O)

2-я пробирка:

(Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O)

(CO₃²⁻ + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O)

Наблюдение:

В 1-й пробирке — растворение чёрного оксида меди, появляется голубой раствор с ионами Cu²⁺.

Во 2-й пробирке — шипение, пузырьки — выделение газа CO₂.

5. В пробирку налейте 1–2 мл раствора сульфата меди(II), добавьте 1–2 мл раствора гидроксида натрия. К полученному осадку добавляйте по каплям серную кислоту до полного растворения осадка. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Образование осадка:

(CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄)

(Cu²⁺ + 2OH⁻ → Cu(OH)₂↓)

Растворение осадка кислотой:

(Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O)

(Cu(OH)₂ + 2H⁺ → Cu²⁺ + 2H₂O)

Наблюдение: Сначала образуется голубой осадок Cu(OH)₂, затем он растворяется при добавлении кислоты.

6. В одну пробирку налейте 1–2 мл раствора серной кислоты, в другую — 1–2 мл раствора сульфата натрия. В обе пробирки добавьте несколько капель раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

В обеих пробирках происходит выпадение белого осадка сульфата бария:

Молекулярные уравнения:

1. (H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2HCl)

2. (Na₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NaCl)

Ионное уравнение (общее):

(Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓)

Вывод: качественная реакция на сульфат-ион — образование нерастворимого BaSO₄, одинаково протекает как с солью, так и с кислотой.