Шрифт:
3) со сложными веществами:
O2 + 4Fe(OH)2 + 2Н2O = 4Fe(OH)3
Химические свойства серы
Сера – окислитель:
1) с водородом: S + Н2 = H2S (200 °C)
2) с металлами: 3S + 2Аl = Al2S3 (200 °C)
3) с некоторыми неметаллами:
2S + С = CS2 (700 °C)
Сера – восстановитель:
1) с кислородом: S + O2= SO2
2) с галогенами: S + 3F2= SF6
S + Cl2= SCl2 (до 20 °C)
*Получение и химические свойства оксида серы(IV) и его гидрата
Получение в промышленности:
1) S + O2 = SO2 (сгорание на воздухе)
2) обжиг сульфидных руд:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
2PbS + 3O2 = 2РЬО + 2SO2
Получение в лаборатории обменной реакцией:
Na2SO3(т) + 2H2S04(конц.) = 2NaHSO4 + SO2↑ + Н2O
Отношение к воде:
SO2 + Н2O = SO2 • Н2O
(гидрат диоксида серы – сернистая кислота)
SO2 • Н2О + Н2О ↔ HSO3¯ + Н3О+
слабая кислота
Получение серной кислоты
окисление 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 (400 °C; кат. Pt, V2O5, Fe2O3)
SO3 + H2O = H2SO4 + Q
Химические свойства серной кислоты
В разбавленном водном растворе сильная двухосновная кислота:
H2SO4 + 2Н2O = SO42- + 2Н3O+
Обменные реакции:
1) с оксидами металлов → соль + вода:
H2SO4 + CuO = CuSO4 + Н2O
2) с основаниями → средняя или кислая соль + вода:
H2SO4(разб.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
H2SO4(конц.) + NaOH = NaHSO4 + H2O
3) с солями → соль + кислота, осадок или газ:
H2SO4 + ВаСl2 = BaSO4↓ + 2HCl
H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + CO2↑+ H2O
4) с водой → гидраты:
H2SO4(конц.) + nH2O = H2SO4 • nH2O + Q
Окислительно-восстановительные реакции:
1) разб. с металлами → соль + Н2↑:
H2SO4(разб.) + Zn = ZnS04 + H2T
2) конц. с металлами → соль + SO2↑ или H2S↑:
2H2SO4(конц.) + Сu = CuSO4 + SO2↑ + 2Н2O
5H2SO4(конц.) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2S↑+ 4H2O (примесь S)
3) конц. с органическими веществами → обугливание
Важнейшие элементы-неметаллы VIIA-группы (галогены)
*Электронные формулы атомов: фтор F [He] 2s22p5 ; хлор CI [Ne] 3s23p53d0 ; бром Br [Ar,3d10] 4s24p5 ; иод I [Kr,4d10] 5s25p5
Простые вещества
F2 – светло-зеленый газ.
Сl2 – желто-зеленый газ.
Вr2 – красно-бурая жидкость.
I2 – черные кристаллы.
Хорошо растворимы в органических растворителях.
Окислительная способность убывает в ряду: F2 → С12 → Вr2 → I2.
Восстановительная активность растет в ряду: Сl¯ → Вr¯ → I¯ .
*Примеры соединений галогенов в различных степенях окисления
HF-I, KF-I, HCl-I, Са(Сl-I)2, HBr-I, NaBr-I, HI-I, КI-I
НСlIO, Са(СlIO)2, НВrIO, IIF
HClVO3, KClVO3 HBrvO3, NaBrvO3, HIvO3
HClVIIO4, KClVIIO4, HBrVIIO4, H5IVIIO6
Химические свойства галогенов
Взаимодействие с водой:
1) 2F2 + Н2O = 2HF + OF2
2) Сl2 + Н2O ↔ НСlO + НСl хлорная вода
3) Вr2 + Н2O ↔ HBrO + HBr бромная вода
4) I2 + Н2O ≠
Галогены – сильные окислители:
1) с металлами → ионные галогениды:
F2 + 2Na = 2NaF; Br2 + Mg = MgBr2
2) с неметаллами → ковалентные соединения:
3F2 + S = SF6; 3Cl2 + 2P (красный) = 2PCl3
3) с галогенидами – более активные «вытесняют» менее активные (ниже в VIIA-группе) из их солей:
2NaCl + F2 = Cl2 + 2NaF
2KI + Br2 = I2 + 2KBr
*Получение хлора
В промышленности:
1) электролиз расплава:
2NaCl → 2Na + Cl2
2) электролиз раствора:
2NaCl + Н2O → Н2↑ + Сl2↑ + 2NaOH