Глава III. Неметаллы и их соединения. § 15. Кислородные соединения серы — с. 86
§ 15. Примените свои знания.
10. Массовая доля воды в кристаллогидрате сульфата железа(II), который называют железным купоросом, составляет 45,3 %. Выведите формулу кристаллогидрата.
Дано: w(H₂O) = 45,3 %; кристаллогидрат FeSO₄·xH₂O.
Найти: x.
Решение. Берём 100 г кристаллогидрата: m(H₂O) = 45,3 г, m(FeSO₄) = 100 − 45,3 = 54,7 г.
n(H₂O) = 45,3 : 18 = 2,517 моль; M(FeSO₄) = 56 + 32 + 64 = 152 г/моль; n(FeSO₄) = 54,7 : 152 = 0,360 моль.
x = n(H₂O) : n(FeSO₄) = 2,517 : 0,360 = 6,99 ≈ 7.
Ответ: FeSO₄·7H₂O. Проверка: M = 152 + 126 = 278; w(H₂O) = 126 : 278 = 45,3 %.
Найти: x.
Решение. Берём 100 г кристаллогидрата: m(H₂O) = 45,3 г, m(FeSO₄) = 100 − 45,3 = 54,7 г.
n(H₂O) = 45,3 : 18 = 2,517 моль; M(FeSO₄) = 56 + 32 + 64 = 152 г/моль; n(FeSO₄) = 54,7 : 152 = 0,360 моль.
x = n(H₂O) : n(FeSO₄) = 2,517 : 0,360 = 6,99 ≈ 7.
Ответ: FeSO₄·7H₂O. Проверка: M = 152 + 126 = 278; w(H₂O) = 126 : 278 = 45,3 %.
§ 15. Примените свои знания.
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.
Одним реактивом может служить раствор соляной (или разбавленной серной) кислоты. Добавляем кислоту во все три пробирки.
1) Сульфид калия: выделяется газ с запахом тухлых яиц (сероводород):
K₂S + 2HCl = 2KCl + H₂S↑
2K⁺ + S²⁻ + 2H⁺ + 2Cl⁻ = 2K⁺ + 2Cl⁻ + H₂S↑; S²⁻ + 2H⁺ = H₂S↑
2) Сульфит калия: выделяется бесцветный газ с резким запахом горящей серы (оксид серы(IV)):
K₂SO₃ + 2HCl = 2KCl + SO₂↑ + H₂O
SO₃²⁻ + 2H⁺ = SO₂↑ + H₂O
3) Сульфат калия: видимых изменений нет, так как реакция не идёт (все продукты растворимы и не образуют газа или осадка): K₂SO₄ + HCl ≠.
Таким образом, по запаху выделяющегося газа и отсутствию реакции различаем три вещества. (Сульфат при необходимости подтверждают раствором BaCl₂: Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓.)
1) Сульфид калия: выделяется газ с запахом тухлых яиц (сероводород):
K₂S + 2HCl = 2KCl + H₂S↑
2K⁺ + S²⁻ + 2H⁺ + 2Cl⁻ = 2K⁺ + 2Cl⁻ + H₂S↑; S²⁻ + 2H⁺ = H₂S↑
2) Сульфит калия: выделяется бесцветный газ с резким запахом горящей серы (оксид серы(IV)):
K₂SO₃ + 2HCl = 2KCl + SO₂↑ + H₂O
SO₃²⁻ + 2H⁺ = SO₂↑ + H₂O
3) Сульфат калия: видимых изменений нет, так как реакция не идёт (все продукты растворимы и не образуют газа или осадка): K₂SO₄ + HCl ≠.
Таким образом, по запаху выделяющегося газа и отсутствию реакции различаем три вещества. (Сульфат при необходимости подтверждают раствором BaCl₂: Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓.)
§ 15. Примените свои знания.
12. Разделите лист бумаги пополам вертикальной линией. Напишите уравнения восьми реакций, характеризующих химические свойства серной кислоты, так, чтобы левая часть равенства оказалась на левой половине листа, знак равенства — на черте, а правая часть уравнения — на правой половине листа. Разрежьте лист по линии, две половинки отдайте двум своим одноклассникам. Их задача — восстановить недостающие половинки уравнений реакций. Проверьте их работу, поставьте свою отметку. Допишите уравнения реакций по половинкам листов, полученным от двух других одноклассников.
Образец восьми уравнений (левая часть | правая часть):
1) H₂SO₄ (разб.) + Zn | = ZnSO₄ + H₂↑
2) H₂SO₄ + CuO | = CuSO₄ + H₂O
3) H₂SO₄ + 2NaOH | = Na₂SO₄ + 2H₂O
4) H₂SO₄ + Cu(OH)₂ | = CuSO₄ + 2H₂O
5) H₂SO₄ + Na₂CO₃ | = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑
6) H₂SO₄ + BaCl₂ | = BaSO₄↓ + 2HCl
7) 2H₂SO₄ (конц.) + Cu | = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O (при нагревании)
8) H₂SO₄ + 2NH₃ | = (NH₄)₂SO₄
Для проверки работы одноклассников: уравнения 1–6 и 8 характеризуют свойства разбавленной кислоты как электролита (ионы H⁺ и SO₄²⁻), уравнение 7 — окислительные свойства концентрированной кислоты (S⁺⁶ → S⁺⁴). Одноклассник должен восстановить недостающую половину, соблюдая закон сохранения массы (баланс атомов и коэффициенты). Отметку ставят по числу верно восстановленных и уравненных уравнений.
1) H₂SO₄ (разб.) + Zn | = ZnSO₄ + H₂↑
2) H₂SO₄ + CuO | = CuSO₄ + H₂O
3) H₂SO₄ + 2NaOH | = Na₂SO₄ + 2H₂O
4) H₂SO₄ + Cu(OH)₂ | = CuSO₄ + 2H₂O
5) H₂SO₄ + Na₂CO₃ | = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑
6) H₂SO₄ + BaCl₂ | = BaSO₄↓ + 2HCl
7) 2H₂SO₄ (конц.) + Cu | = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O (при нагревании)
8) H₂SO₄ + 2NH₃ | = (NH₄)₂SO₄
Для проверки работы одноклассников: уравнения 1–6 и 8 характеризуют свойства разбавленной кислоты как электролита (ионы H⁺ и SO₄²⁻), уравнение 7 — окислительные свойства концентрированной кислоты (S⁺⁶ → S⁺⁴). Одноклассник должен восстановить недостающую половину, соблюдая закон сохранения массы (баланс атомов и коэффициенты). Отметку ставят по числу верно восстановленных и уравненных уравнений.
Практическая работа 3. Изучение свойств серной кислоты.
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 метилового оранжевого, в третью — 1—2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Объясните результаты.
2. В первую и вторую пробирки из первого опыта добавляйте по каплям гидроксид натрия до тех пор, пока лакмус не станет фиолетовым, метиловый оранжевый — оранжевым. Сделайте вывод и напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
3. В одну пробирку поместите гранулу цинка, а в другую — кусочек медной проволоки (или стружки). В обе пробирки налейте по 1—2 мл раствора серной кислоты. Что наблюдаете? Объясните результаты. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. Рассмотрите окислительно-восстановительные процессы.
4. В одну пробирку поместите на кончике шпателя оксид меди(II), во вторую — на кончике шпателя порошок карбоната натрия (техническую соду). В обе пробирки налейте по 1—2 мл раствора серной кислоты. Объясните результаты. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
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.
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.
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 метилового оранжевого, в третью — 1—2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Объясните результаты.
2. В первую и вторую пробирки из первого опыта добавляйте по каплям гидроксид натрия до тех пор, пока лакмус не станет фиолетовым, метиловый оранжевый — оранжевым. Сделайте вывод и напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
3. В одну пробирку поместите гранулу цинка, а в другую — кусочек медной проволоки (или стружки). В обе пробирки налейте по 1—2 мл раствора серной кислоты. Что наблюдаете? Объясните результаты. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. Рассмотрите окислительно-восстановительные процессы.
4. В одну пробирку поместите на кончике шпателя оксид меди(II), во вторую — на кончике шпателя порошок карбоната натрия (техническую соду). В обе пробирки налейте по 1—2 мл раствора серной кислоты. Объясните результаты. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
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.
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.
Цель: изучить свойства разбавленной серной кислоты как электролита и качественную реакцию на сульфат-ион. Оборудование: штатив с пробирками, шпатель, пипетки. Реактивы: разбавленная H₂SO₄, растворы лакмуса, метилового оранжевого, фенолфталеина, NaOH, CuSO₄, Na₂SO₄, BaCl₂, гранула Zn, медная проволока, CuO, Na₂CO₃. Правила безопасности: кислоту и щёлочь брать малыми порциями, при попадании на кожу смыть большим количеством воды; кислоту в воду, не наоборот.
Опыт 1. Лакмус в растворе кислоты краснеет; метиловый оранжевый становится розово-красным; фенолфталеин остаётся бесцветным. Объяснение: в растворе серная кислота диссоциирует H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻; наличие катионов H⁺ (кислая среда) вызывает такое изменение окраски индикаторов, а фенолфталеин в кислой среде не меняет цвет.
Опыт 2. При добавлении NaOH по каплям красная окраска лакмуса сменяется фиолетовой, метиловый оранжевый из розового становится оранжевым: кислота нейтрализуется. Вывод: щёлочь нейтрализует кислоту, среда становится нейтральной.
H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O
2H⁺ + SO₄²⁻ + 2Na⁺ + 2OH⁻ = 2Na⁺ + SO₄²⁻ + 2H₂O
H⁺ + OH⁻ = H₂O
Опыт 3. На цинке видны пузырьки газа (выделяется водород), гранула постепенно растворяется; с медью изменений нет. Объяснение: цинк стоит в ряду напряжений до водорода и вытесняет его из разбавленной кислоты, медь стоит после водорода и не реагирует.
Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑
Zn + 2H⁺ + SO₄²⁻ = Zn²⁺ + SO₄²⁻ + H₂↑; Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂↑
Zn⁰ − 2ē → Zn²⁺ — окисление, Zn — восстановитель; 2H⁺ + 2ē → H₂⁰ — восстановление, H⁺ (кислота) — окислитель.
Опыт 4. Чёрный порошок оксида меди(II) при лёгком нагревании растворяется, раствор приобретает голубую окраску (ионы Cu²⁺). К соде при добавлении кислоты — бурное выделение бесцветного газа (вскипание), порошок растворяется. Объяснение: кислота реагирует с основным оксидом и вытесняет более слабую угольную кислоту из карбоната (она распадается на CO₂ и H₂O).
CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O; CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O
Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑
2Na⁺ + CO₃²⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = 2Na⁺ + SO₄²⁻ + H₂O + CO₂↑; CO₃²⁻ + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑
Опыт 5. К голубому раствору сульфата меди(II) при добавлении щёлочи выпадает голубой студенистый осадок гидроксида меди(II); при добавлении серной кислоты осадок растворяется, раствор снова голубой.
CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Cu²⁺ + SO₄²⁻ + 2Na⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓ + 2Na⁺ + SO₄²⁻; Cu²⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓
Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O
Cu(OH)₂ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = Cu²⁺ + SO₄²⁻ + 2H₂O; Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O
Опыт 6. В обеих пробирках выпадает белый нерастворимый осадок сульфата бария (помутнение, «молочная» взвесь).
H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl; 2H⁺ + SO₄²⁻ + Ba²⁺ + 2Cl⁻ = BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl⁻
Na₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NaCl; 2Na⁺ + SO₄²⁻ + Ba²⁺ + 2Cl⁻ = BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻
В обоих случаях сокращённое уравнение: Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓.
Общий вывод. Разбавленная серная кислота — сильный электролит; проявляет общие свойства кислот: изменяет окраску индикаторов (лакмус, метиловый оранжевый), реагирует со щёлочью и нерастворимым основанием (реакция нейтрализации), с основным оксидом, с солью более слабой кислоты (карбонатом), с металлом, стоящим в ряду напряжений до водорода. Качественная реакция на серную кислоту и её соли — образование белого осадка BaSO₄ с ионами бария.
Опыт 1. Лакмус в растворе кислоты краснеет; метиловый оранжевый становится розово-красным; фенолфталеин остаётся бесцветным. Объяснение: в растворе серная кислота диссоциирует H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻; наличие катионов H⁺ (кислая среда) вызывает такое изменение окраски индикаторов, а фенолфталеин в кислой среде не меняет цвет.
Опыт 2. При добавлении NaOH по каплям красная окраска лакмуса сменяется фиолетовой, метиловый оранжевый из розового становится оранжевым: кислота нейтрализуется. Вывод: щёлочь нейтрализует кислоту, среда становится нейтральной.
H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O
2H⁺ + SO₄²⁻ + 2Na⁺ + 2OH⁻ = 2Na⁺ + SO₄²⁻ + 2H₂O
H⁺ + OH⁻ = H₂O
Опыт 3. На цинке видны пузырьки газа (выделяется водород), гранула постепенно растворяется; с медью изменений нет. Объяснение: цинк стоит в ряду напряжений до водорода и вытесняет его из разбавленной кислоты, медь стоит после водорода и не реагирует.
Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑
Zn + 2H⁺ + SO₄²⁻ = Zn²⁺ + SO₄²⁻ + H₂↑; Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂↑
Zn⁰ − 2ē → Zn²⁺ — окисление, Zn — восстановитель; 2H⁺ + 2ē → H₂⁰ — восстановление, H⁺ (кислота) — окислитель.
Опыт 4. Чёрный порошок оксида меди(II) при лёгком нагревании растворяется, раствор приобретает голубую окраску (ионы Cu²⁺). К соде при добавлении кислоты — бурное выделение бесцветного газа (вскипание), порошок растворяется. Объяснение: кислота реагирует с основным оксидом и вытесняет более слабую угольную кислоту из карбоната (она распадается на CO₂ и H₂O).
CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O; CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O
Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑
2Na⁺ + CO₃²⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = 2Na⁺ + SO₄²⁻ + H₂O + CO₂↑; CO₃²⁻ + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑
Опыт 5. К голубому раствору сульфата меди(II) при добавлении щёлочи выпадает голубой студенистый осадок гидроксида меди(II); при добавлении серной кислоты осадок растворяется, раствор снова голубой.
CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Cu²⁺ + SO₄²⁻ + 2Na⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓ + 2Na⁺ + SO₄²⁻; Cu²⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓
Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O
Cu(OH)₂ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = Cu²⁺ + SO₄²⁻ + 2H₂O; Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O
Опыт 6. В обеих пробирках выпадает белый нерастворимый осадок сульфата бария (помутнение, «молочная» взвесь).
H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl; 2H⁺ + SO₄²⁻ + Ba²⁺ + 2Cl⁻ = BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl⁻
Na₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NaCl; 2Na⁺ + SO₄²⁻ + Ba²⁺ + 2Cl⁻ = BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻
В обоих случаях сокращённое уравнение: Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓.
Общий вывод. Разбавленная серная кислота — сильный электролит; проявляет общие свойства кислот: изменяет окраску индикаторов (лакмус, метиловый оранжевый), реагирует со щёлочью и нерастворимым основанием (реакция нейтрализации), с основным оксидом, с солью более слабой кислоты (карбонатом), с металлом, стоящим в ряду напряжений до водорода. Качественная реакция на серную кислоту и её соли — образование белого осадка BaSO₄ с ионами бария.