28.1. Закончить уравнения реакций: а) KMnO4 + H2S + H2SO4 = …;
б) H2S + H2O2 = …; в) H2S + NaOH = …; г) Na2S + H2O ↔ ….
28.2. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций взаимодействия H2SO3: а) с сероводородом; б) с кислородом.
28.3. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Написать уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и алюминием и концентрированной – с медью и серебром.
28.4. Какой объем диоксида серы SO2 при нормальных условиях можно получить при сжигании серы массой 500 г? (Ответ: 350 л).
28.5. Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет сернистая кислота при взаимодействии: а) с магнием; б) с иодом; в) с сероводородом? Составить уравнения соответствующих реакций.
28.6. Можно ли окислить сероводород кислородом при 298 К? Ответ мотивировать, вычислив Δ G ° реакции 2H2S (г) + O2 (г) = 2S (к) + 2H2O (ж).
(
= –33,8 кДж/моль; 
= –237,3 кДж/моль).
(Ответ: –407 кДж).
28.7. Раствор, содержащий 5,12 г серы в 100 г сероуглерода CS2, кипит при 46,67 °С. Температура кипения чистого сероуглерода 46,20 °С. Эбулиоскопическая константа сероуглерода 2,37. Вычислить молекулярную массу серы и установить, из скольких атомов состоит молекула серы. (Ответ: 258; S8).
28.8. Через 100 мл 0,2 М раствора NaOH пропустили 448 мл SO2 (н.у.). Какая соль образовалась? Найти ее массу. (Ответ: NaHSO3; 2,08 г).
28.9. Закончить уравнения реакций: а) H2S + SO2 = …; б) H2SO3 + I2 = …;
в) KMnO4 + SO2 + H2O = …; г) HIO3 + H2SO3 = ….
28.10. Привести примеры уравнений реакций (не менее двух на каждый случай) получения SO2, которые:
а) сопровождаются изменением степени окисления серы;
б) не сопровождаются изменением степени окисления серы.
28.11. Закончить уравнения реакций: а) S + KOH = …; б) HNO2 + H2S = …;
в) Na2S + NaNO3 + H2SO4 = …; г) H2S + KMnO4 + H2O = ….
28.12. Написать уравнение реакции получения сернистого газа (SO2) из железного колчедана (FeS2). Рассчитать объем SO2 (условия нормальные), который получится при окислении 1,5 кг железного колчедана. (Ответ: 560 л).
28.13. Закончить уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде:
а) Na2S + H2O ↔ …; б) (NH4)2S + H2O = …;
в) Al2S3 + H2O = …; г) Cr2(SO4)3 + Na2S + H2O = ….
28.14. Закончить уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с металлами: а) Cu + H2SO4 (конц.) = …; б) Mg + H2SO4 (конц.) = …;
в) Hg + H2SO4 (конц.) = …; г) Ni + H2SO4 (разб.) = ….
28.15. В 10 л воды растворили 2,24 л газообразного SO3 при нормальных условиях. Рассчитать молярную и молярную концентрацию эквивалентов полученного при этом раствора серной кислоты. (Ответ: 0,008 моль/л; 0,016 моль/л).
28.16. Сколько миллилитров концентрированной серной кислоты
(ρ = 1,84 г/мл), содержащей 98 % H2SO4, теоретически необходимо для перевода в раствор 10 г меди? Какой объем SO2 (условия нормальные) выделится при этом? (Ответ: 17 мл; 3,52 л).
28.17. Определить молярную концентрацию эквивалентов раствора Na2SO3, если при окислении 20 мл его в кислой среде требуется 16 мл 0,05 н. раствора KMnO4. (Ответ: 0,04 н.).
28.18. Сколько литров Н2S (условия нормальные) потребуется для восстановления в сернокислом растворе 100 мл 5,7 %-го раствора K2Cr2O7 (ρ = 1,04 г/мл)?
(Ответ: 1,35 л).
28.19. Какими тремя способами можно получить сероводород, имея в своем распоряжении цинк, серу, водород и серную кислоту? Составить уравнения соответствующих реакций.
28.20. Закончить уравнения реакций окисления концентрированной серной кислотой следующих веществ:
а) Zn + H2SO4 = …; б) KI + H2SO4 = …; в) C + H2SO4 = ….
Азот
Теоретическое введение
Азот – элемент V группы главной подгруппы, типичный неметалл. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов 2 s2 2 р3. Поэтому в соединениях проявляет степени окисления от −3 (низшая) до +5 (высшая).
При обычных условиях азот – газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде. В лаборатории его получают при нагревании смеси концентрированных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. При комнатной температуре азот химически малоактивен.
При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды, из которых наибольшее значение имеет аммиак NH3. Это бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворяется в воде и химически с ней взаимодействует. Раствор аммиака в воде называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция.
Для аммиака характерны реакции присоединения по донорно-акцепторному механизму. При взаимодействии с кислотами NН3 образует соли аммония, содержащие ион NH4+. Все соли аммония термически малоустойчивы, характер разложения зависит от кислоты, образующей соль. Если кислота является окислителем, то при нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления
(NН4)2Сr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O.
Если кислота не является окислителем, то при нагревании солей аммония выделяется аммиак. Выделяющийся аммиак при охлаждении может снова реагировать с кислотой, если она сильная и летучая:
NH4Cl = NH3 + HCl.
При действии сильных окислителей аммиак проявляет восстановительные свойства.
Азот образует с кислородом оксиды: N2O, NО, N2O3, NO2, N2O5. Наибольшее практическое значение имеют оксиды NO и NO2. Оксид азота (П) – бесцветный газ, малорастворим в воде и химически с ней не взаимодействует. Это несолеобразующий оксид. В лаборатории его получают при действии разбавленной азотной кислоты на медь. NО легко соединяется с кислородом, образуя NO2.
Оксид азота (IV) в лаборатории получают при действии концентрированной азотной кислоты на медь или нагреванием Pb(NO3)2. NO2 – газ бурого цвета, при растворении в воде дает две кислоты:
2NO2 + Н2O = HNO2 + HNO3.
Азотистая кислота НNO2 в свободном состоянии не получена, известна в водных растворах, относится к слабым кислотам. Соли HNO2 – нитриты – получены и вполне устойчивые. В реакциях проявляют свойства окислителей и восстановителей.
Азотная кислота HNO3 относится к сильным кислотам и сильным окислителям. При восстановлении может давать различные продукты в зависимости от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры. Соли азотной кислоты – нитраты, твердые вещества, хорошо растворимые в воде.
