Страница 134 - гдз по химии 9 класс учебник Еремин, Кузьменко

1. Охарактеризуйте физические и химические свойства серы.

Физические свойства

Сера (S) – химический элемент 16-й группы, третьего периода периодической системы Д.И. Менделеева, с атомным номером 16. Это типичный неметалл.

• Агрегатное состояние: При стандартных условиях сера — твёрдое хрупкое вещество.
• Цвет и внешний вид: Имеет характерный лимонно-жёлтый цвет.
• Запах и вкус: В чистом виде не имеет запаха и вкуса.
• Растворимость: Практически нерастворима в воде, но хорошо растворяется в некоторых органических растворителях, например, в сероуглероде ($CS_2$) и толуоле.
• Проводимость: Является плохим проводником тепла и электрического тока (диэлектрик).
• Аллотропия: Сера существует в нескольких аллотропных модификациях. Наиболее известны:
  • Ромбическая сера (α-сера): Наиболее устойчивая форма при температуре ниже $95,6^\circ C$. Состоит из циклических молекул $S_8$, имеющих форму короны.
  • Моноклинная сера (β-сера): Устойчива в интервале температур от $95,6^\circ C$ до температуры плавления ($119,3^\circ C$). Имеет форму игольчатых кристаллов. Также состоит из молекул $S_8$, но с другой кристаллической упаковкой.
  • Пластическая сера: Аморфная, резиноподобная масса тёмно-коричневого цвета, образующаяся при резком охлаждении расплавленной серы (например, выливанием в холодную воду). Состоит из длинных полимерных цепей атомов серы. Эта форма неустойчива и со временем самопроизвольно превращается в устойчивую ромбическую.
• Температуры фазовых переходов:
  • Температура плавления: около $115,2^\circ C$ (ромбическая) и $119,3^\circ C$ (моноклинная).
  • При плавлении сера образует легкоподвижную жёлтую жидкость. При дальнейшем нагревании (выше $160^\circ C$) кольцевые молекулы $S_8$ разрываются и соединяются в длинные цепи, что приводит к резкому увеличению вязкости и потемнению жидкости до красно-коричневого цвета.
  • Температура кипения: $444,6^\circ C$.

Ответ: Сера — твёрдое, хрупкое, жёлтое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде, плохой проводник тепла и электричества. Важнейшим физическим свойством является способность к аллотропии, то есть существование в виде нескольких различных по строению и свойствам простых веществ (ромбическая, моноклинная и пластическая сера).

Химические свойства

Сера — химически активный неметалл. В соединениях проявляет степени окисления от -2 до +6. В зависимости от реагента может выступать как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера как окислитель (взаимодействует с менее электроотрицательными элементами):
   • С металлами: При нагревании реагирует почти со всеми металлами, образуя сульфиды (степень окисления серы -2). Со щелочными, щелочноземельными металлами и ртутью реагирует при комнатной температуре.

     Пример: $Fe + S \xrightarrow{t^\circ} FeS$ (сульфид железа(II))

     Пример: $Hg + S \rightarrow HgS$ (сульфид ртути(II)); эта реакция используется для нейтрализации разливов ртути (демеркуризации).

   • С некоторыми неметаллами:

     С водородом (реакция обратима): $H_2 + S \xrightleftharpoons{150-200^\circ C} H_2S$ (сероводород)

     С углеродом: $C + 2S \xrightarrow{700-1000^\circ C} CS_2$ (сероуглерод)

2. Сера как восстановитель (взаимодействует с более электроотрицательными элементами):
   • С кислородом: Горит на воздухе синим пламенем с образованием оксида серы(IV) (сернистого газа), где сера имеет степень окисления +4.

     $S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} SO_2$

   • С галогенами: Реагирует со всеми галогенами, кроме иода.

     С фтором: $S + 3F_2 \rightarrow SF_6$ (гексафторид серы, степень окисления +6)

     С хлором: $2S + Cl_2 \rightarrow S_2Cl_2$ (дихлорид дисеры)

   • С концентрированными кислотами-окислителями:

     С концентрированной азотной кислотой: $S + 6HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} H_2SO_4 + 6NO_2\uparrow + 2H_2O$ (сера окисляется до +6)

     С концентрированной серной кислотой: $S + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} 3SO_2\uparrow + 2H_2O$ (сера окисляется до +4)

3. Реакция диспропорционирования: В растворах щелочей при нагревании сера одновременно и окисляется, и восстанавливается.

   $3S + 6KOH(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} 2K_2S^{-2} + K_2S^{+4}O_3 + 3H_2O$

Ответ: Сера является типичным неметаллом, проявляющим двойственную окислительно-восстановительную природу. Она выступает окислителем в реакциях с металлами и водородом (образуя сульфиды со степенью окисления -2) и восстановителем в реакциях с кислородом, галогенами и кислотами-окислителями (образуя соединения со степенями окисления +4, +6).

2. В реакциях с какими веществами сера проявляет свойства:

а) окислителя;

б) восстановителя?

Сера ($S$), как элемент 16-й группы периодической системы, в виде простого вещества имеет степень окисления $0$. Это промежуточная степень окисления для серы, так как она может проявлять степени окисления от $-2$ до $+6$. Благодаря этому сера обладает двойственными окислительно-восстановительными свойствами, то есть может быть как окислителем, так и восстановителем в зависимости от реагента, с которым взаимодействует.

а) окислителя

Свойства окислителя сера проявляет в реакциях с веществами, имеющими меньшую электроотрицательность. В таких реакциях атомы серы принимают электроны, и степень окисления серы понижается с $0$ до $-2$. К таким веществам относятся металлы и некоторые неметаллы (например, водород, фосфор, углерод).

Примеры реакций:

• С металлами (например, с натрием или железом):
  $2Na + S \xrightarrow{t} Na_2S$
  $Fe + S \xrightarrow{t} FeS$
  В этих реакциях сера окисляет металл, понижая свою степень окисления с $0$ до $-2$ ($S^0 + 2e^- \rightarrow S^{-2}$).
• С водородом:
  $H_2 + S \xrightarrow{t} H_2S$
  Здесь сера также является окислителем, образуя сероводород, где её степень окисления равна $-2$.

Ответ: Сера проявляет свойства окислителя в реакциях с металлами (например, $Na, K, Fe, Al$) и менее электроотрицательными неметаллами (например, $H_2, C, P$).

б) восстановителя

Свойства восстановителя сера проявляет в реакциях с более электроотрицательными элементами, такими как кислород и галогены (фтор, хлор), а также со сложными веществами-окислителями (например, концентрированными кислотами-окислителями). В этих реакциях атомы серы отдают электроны, и степень окисления серы повышается с $0$ до положительных значений (чаще всего $+4$ или $+6$).

Примеры реакций:

• С кислородом:
  $S + O_2 \xrightarrow{t} SO_2$
  В этой реакции сера является восстановителем, она окисляется, повышая свою степень окисления с $0$ до $+4$ ($S^0 - 4e^- \rightarrow S^{+4}$). Кислород — окислитель.
• С фтором (самым сильным окислителем):
  $S + 3F_2 \rightarrow SF_6$
  Сера окисляется до своей высшей степени окисления $+6$.
• С концентрированной азотной кислотой:
  $S + 6HNO_3(конц.) \xrightarrow{t} H_2SO_4 + 6NO_2\uparrow + 2H_2O$
  Сера окисляется с $0$ до $+6$, являясь восстановителем по отношению к азотной кислоте.

Ответ: Сера проявляет свойства восстановителя в реакциях с более электроотрицательными элементами (например, $O_2, F_2, Cl_2$) и сильными окислителями (например, концентрированные $HNO_3$, $H_2SO_4$, перманганат калия).

3. Что называют аллотропией? Приведите примеры.

Решение

Аллотропия — это способность некоторых химических элементов существовать в виде двух или более простых веществ, различных по строению и свойствам. Эти простые вещества называют аллотропными модификациями или аллотропами. Явление аллотропии обусловлено либо разным числом атомов в молекуле (например, кислород $O_2$ и озон $O_3$), либо различным строением кристаллических решеток (например, алмаз и графит у углерода). Аллотропные модификации одного и того же элемента отличаются друг от друга физическими свойствами (плотностью, температурой плавления, цветом, твёрдостью) и химической активностью.

Наиболее известные примеры химических элементов, для которых характерна аллотропия:

• Углерод (C). Обладает большим разнообразием аллотропных модификаций, что связано со способностью его атомов образовывать различные типы химических связей.
  • Алмаз — прозрачное, бесцветное, очень твёрдое вещество. В его кристаллической решётке каждый атом углерода находится в центре тетраэдра и связан с четырьмя соседними атомами. Является диэлектриком.
  • Графит — серо-чёрное, непрозрачное, мягкое, жирное на ощупь вещество. Его структура слоистая. Внутри слоя атомы углерода образуют прочные шестиугольные кольца, а связи между слоями слабые. Хорошо проводит электрический ток.
  • Фуллерены — молекулярные соединения, в которых атомы углерода образуют замкнутую сферическую или эллипсоидальную поверхность. Наиболее известный представитель — фуллерен $C_{60}$, молекула которого по форме напоминает футбольный мяч.
  • Графен — двумерная аллотропная модификация, представляющая собой одиночный слой атомов углерода толщиной в один атом, соединённых в гексагональную решётку.
• Кислород (O). Существует в виде двух основных аллотропных модификаций, различающихся числом атомов в молекуле.
  • Кислород ($O_2$) — двухатомная молекула. При нормальных условиях это бесцветный газ без вкуса и запаха, необходимый для дыхания живых организмов.
  • Озон ($O_3$) — трёхатомная молекула. При нормальных условиях это газ голубого цвета с резким характерным запахом. Он значительно более реакционноспособен, чем кислород, и в высоких концентрациях ядовит.
• Фосфор (P). Известно несколько аллотропных модификаций, сильно различающихся по свойствам.
  • Белый фосфор — состоит из молекул $P_4$. Это мягкое воскообразное вещество, очень ядовитое. Химически крайне активен, самовоспламеняется на воздухе.
  • Красный фосфор — имеет полимерное строение. Это порошок тёмно-красного цвета, неядовитый, значительно менее активный, чем белый фосфор.
  • Чёрный фосфор — наиболее термодинамически устойчивая модификация. По внешнему виду, строению и свойству проводить электрический ток похож на графит.
• Сера (S). Образует множество аллотропных модификаций, различающихся строением молекул и способом их упаковки в кристалле.
  • Ромбическая сера ($\alpha$-S) — устойчивая при комнатной температуре модификация. Состоит из коронообразных циклических молекул $S_8$.
  • Моноклинная сера ($\beta$-S) — устойчива при температуре выше 95,6 °C. Также состоит из молекул $S_8$, но они имеют иную упаковку в кристалле.
  • Пластическая сера — аморфная резиноподобная масса, получаемая при резком охлаждении расплавленной серы. Состоит из длинных полимерных цепей атомов серы.

Ответ:

Аллотропия — это явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ (аллотропных модификаций), которые различаются по строению и свойствам. Примеры: для углерода — алмаз, графит, фуллерены; для кислорода — кислород ($O_2$) и озон ($O_3$); для фосфора — белый, красный и чёрный фосфор; для серы — ромбическая, моноклинная и пластическая сера.

4. Приведите три уравнения реакций, в результате которых образуется сернистый газ.

Решение

Сернистый газ (диоксид серы, $SO_2$) — это кислотный оксид, который может быть получен в результате различных химических реакций. Ниже приведены три примера таких реакций с подробным описанием.

1. Прямой синтез из простых веществ — горение серы в атмосфере кислорода. Эта реакция является одной из самых простых для получения диоксида серы и протекает при нагревании:

$S + O_2 \xrightarrow{t} SO_2$

2. Обжиг сульфидных минералов. Это основной промышленный способ получения сернистого газа, который в дальнейшем используется для производства серной кислоты. Примером служит обжиг железного колчедана (пирита $FeS_2$). В этой окислительно-восстановительной реакции сера и железо окисляются кислородом воздуха:

$4FeS_2 + 11O_2 \xrightarrow{t} 2Fe_2O_3 + 8SO_2$

3. Взаимодействие солей сернистой кислоты (сульфитов) с более сильными кислотами. Это удобный лабораторный способ получения сернистого газа. Например, при действии соляной кислоты ($HCl$) на сульфит натрия ($Na_2SO_3$) происходит реакция ионного обмена, в результате которой образуется неустойчивая сернистая кислота ($H_2SO_3$). Она тут же разлагается на воду и сернистый газ, который выделяется в виде пузырьков:

$Na_2SO_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2O + SO_2\uparrow$

Ответ:

Три уравнения реакций, в результате которых образуется сернистый газ:

1) Горение серы: $S + O_2 \xrightarrow{t} SO_2$

2) Обжиг пирита: $4FeS_2 + 11O_2 \xrightarrow{t} 2Fe_2O_3 + 8SO_2$

3) Реакция сульфита натрия с соляной кислотой: $Na_2SO_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2O + SO_2\uparrow$

5. Раствор сернистого газа в воде сохраняет запах сернистого газа.
Какой вывод о силе сернистой кислоты вы можете сделать?
Обоснуйте свой ответ.

Решение

При растворении сернистого газа (диоксида серы, $SO_2$) в воде происходит обратимая химическая реакция, в результате которой образуется сернистая кислота ($H_2SO_3$). Эту реакцию можно представить в виде следующего химического равновесия:

$SO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2SO_3$

Факт сохранения запаха сернистого газа в растворе говорит о том, что в воде присутствует значительное количество молекул $SO_2$, которые не превратились в сернистую кислоту. Это означает, что данное химическое равновесие не смещено полностью вправо (в сторону образования продукта), а существует в виде динамического равновесия, при котором в растворе одновременно находятся и молекулы $SO_2$, и молекулы $H_2O$, и молекулы $H_2SO_3$.

Таким образом, сернистая кислота $H_2SO_3$ является соединением неустойчивым, она легко распадается обратно на исходные вещества — сернистый газ и воду. Неустойчивость и неполное образование при взаимодействии с водой являются характерными признаками слабой кислоты.

Сила кислоты также определяется ее способностью диссоциировать на ионы. Сильные кислоты в водных растворах диссоциируют практически полностью, а слабые — лишь частично. Сернистая кислота является слабой двухосновной кислотой и диссоциирует обратимо и ступенчато:

$H_2SO_3 \rightleftharpoons H^+ + HSO_3^-$

Наличие в растворе большого количества молекул $SO_2$ (которые мы и ощущаем по запаху) является прямым следствием неустойчивости молекул $H_2SO_3$ и подтверждает, что сернистая кислота является слабой.

Ответ: Можно сделать вывод, что сернистая кислота является слабой и неустойчивой. Обоснование: запах сернистого газа в растворе указывает на присутствие в нем значительного количества свободных молекул $SO_2$. Это означает, что равновесие реакции $SO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2SO_3$ смещено влево, то есть сернистая кислота легко распадается обратно на оксид и воду, что и является признаком слабой, неустойчивой кислоты.

6. При обжиге сульфида свинца(II) на воздухе образуется оксид свинца(II) и сернистый газ. Какой объём сернистого газа, измеренный при н. у., можно получить из 23,9 г сульфида свинца(II)?

Дано:

$m(PbS) = 23,9 \text{ г}$

Условия: н. у. (нормальные условия)

Найти:

$V(SO_2) - ?$

Решение:

1. Запишем уравнение реакции обжига сульфида свинца(II) на воздухе. В результате реакции образуется оксид свинца(II) и сернистый газ (диоксид серы). Кислород для реакции берется из воздуха.

$2PbS + 3O_2 \rightarrow 2PbO + 2SO_2$

2. Рассчитаем молярную массу сульфида свинца(II) $(PbS)$, используя относительные атомные массы свинца $(Pb)$ и серы $(S)$ из периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева.

$A_r(Pb) = 207$

$A_r(S) = 32$

$M(PbS) = A_r(Pb) + A_r(S) = 207 + 32 = 239 \text{ г/моль}$

3. Найдем количество вещества (число молей) сульфида свинца(II) массой 23,9 г.

$n(PbS) = \frac{m(PbS)}{M(PbS)} = \frac{23,9 \text{ г}}{239 \text{ г/моль}} = 0,1 \text{ моль}$

4. По уравнению реакции определим количество вещества сернистого газа $(SO_2)$, которое образуется из 0,1 моль сульфида свинца(II). Соотношение стехиометрических коэффициентов для $PbS$ и $SO_2$ равно $2:2$, или $1:1$.

$n(PbS) : n(SO_2) = 2:2 = 1:1$

Следовательно, количество вещества сернистого газа равно количеству вещества сульфида свинца:

$n(SO_2) = n(PbS) = 0,1 \text{ моль}$

5. Рассчитаем объем сернистого газа, измеренный при нормальных условиях (н. у.). При н. у. молярный объем любого газа $(V_m)$ составляет 22,4 л/моль.

$V(SO_2) = n(SO_2) \cdot V_m = 0,1 \text{ моль} \cdot 22,4 \text{ л/моль} = 2,24 \text{ л}$

Ответ: объём сернистого газа, который можно получить, равен 2,24 л.

7. Напишите уравнения реакций, отвечающие следующей схеме превращений:

$S \rightarrow H_2S \rightarrow K_2S \rightarrow FeS \rightarrow H_2S \rightarrow SO_2 \rightarrow BaSO_3.$

Решение

Для осуществления данной цепи превращений необходимо последовательно провести шесть химических реакций:

1. S → H₂S

Для получения сероводорода из серы проводят реакцию прямого синтеза, пропуская газообразный водород над расплавленной серой при повышенной температуре.

Ответ: $S + H_2 \xrightarrow{t} H_2S$

2. H₂S → K₂S

Сероводород является слабой двухосновной кислотой. При взаимодействии с избытком сильного основания, такого как гидроксид калия, образуется средняя соль — сульфид калия, и вода.

Ответ: $H_2S + 2KOH \rightarrow K_2S + 2H_2O$

3. K₂S → FeS

Сульфид железа(II) — это нерастворимое в воде соединение, которое можно получить в результате реакции ионного обмена. При добавлении к раствору сульфида калия раствора какой-либо растворимой соли железа(II), например, хлорида железа(II), выпадает черный осадок сульфида железа(II).

Ответ: $K_2S + FeCl_2 \rightarrow FeS \downarrow + 2KCl$

4. FeS → H₂S

Для вытеснения слабой сероводородной кислоты из её соли (сульфида железа(II)) необходимо подействовать более сильной кислотой, например, разбавленной серной кислотой. В результате реакции выделяется газообразный сероводород.

Ответ: $FeS + H_2SO_4 \rightarrow FeSO_4 + H_2S \uparrow$

5. H₂S → SO₂

Диоксид серы (сернистый газ) образуется при сжигании сероводорода в избытке кислорода. Это окислительно-восстановительная реакция, в которой сера повышает свою степень окисления с -2 до +4.

Ответ: $2H_2S + 3O_2 \xrightarrow{t} 2SO_2 + 2H_2O$

6. SO₂ → BaSO₃

Диоксид серы является кислотным оксидом и соответствует сернистой кислоте. При его взаимодействии с основанием, например, с гидроксидом бария, образуется нерастворимая соль — сульфит бария, которая выпадает в осадок.

Ответ: $SO_2 + Ba(OH)_2 \rightarrow BaSO_3 \downarrow + H_2O$