- •Тема 1. Периодическая система и строение атомов
- •Темы 2-3. Химическая связь. Строение вещества в конденсированном состоянии
- •Метод валентных связей
- •Теория гибридизации
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Тема 4. Скорость химических реакций, основные понятия термодинамики
- •Обратимость химических реакций.
- •Смещение химического равновесия
- •Химическая термодинамика
- •Тема 5. Растворы
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Коллигативные свойства растворов
- •Тема 6. Растворы электролитов
- •Сильные электролиты (уравнения диссоциации)
- •Слабые электролиты (уравнения диссоциации)
- •Теория сильных электролитов
- •Теория слабых электролитов
- •Ионные уравнения реакций
- •Тема 7. Равновесия в растворах, протолитическое равновесие, гидролиз солей Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
- •Произведение растворимости
- •0,01 Моль 0,01 моль 0,01 моль
- •Гидролиз солей
- •Описание гидролиза как обратимого процесса
- •Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции и электрохимия
- •Метод электронного баланса
- •Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)
- •Электрохимические процессы
- •Электродные потенциалы
- •Гальванические элементы
- •Аккумуляторы
- •Электролиз
- •Тема 9. Химическая связь в комплексных соединениях
- •Координационная теория Вернера
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Природа химической связи в комплексах
- •Тема 10. I-II группы псэ Главная подгруппа I группы
- •Соединения щелочных металлов
- •Побочная подгруппа I группы
- •Серебро
- •Главная подгруппа II группы
- •Жесткость воды и методы ее устранения
- •Побочная подгруппа II группы
- •Цинк и кадмий
- •Химические свойства
- •Тема 11. III-IV группы псэ Главная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Алюминий
- •Химические свойства
- •Галлий, индий, таллий
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Лантаноиды
- •Химические свойства
- •Актиноиды
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа IV группы
- •Углерод
- •Химические свойства
- •Кремний
- •Химические свойства
- •Германий, олово, свинец
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа IV группы
- •Химические свойства
- •Тема 12. V группа псэ Главная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Азотная кислота и ее соли
- •Химические свойства
- •Мышьяк, сурьма, висмут
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Тема 13. VI группа псэ
- •Химические свойства
- •Селен, теллур, полоний
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VI группы
- •Химические свойства
- •Молибден, вольфрам
- •Химические свойства
- •Тема 14. VII-VIII группы псэ Водород и главная подгруппа VII группы Водород
- •Физические свойства:
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа VII группы
- •Химические свойства
- •Химические свойства
- •Кислородсодержащие соединения хлора
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VII группы
- •Химические свойства марганца
- •Главная подгруппа VIII группы
- •Физические свойства инертных (благородных) газов
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VIII группы
- •Общие свойства триад.
- •Химические свойства
- •Кобальт, никель
- •Химические свойства
- •18.2.3. Платиновые металлы
Химические свойства
1. Сера весьма активный неметалл. Со ртутью взаимодействует при обычной температуре; с углеродом, кислородом, галогенами при нагревании:
Hg + S = HgS
2S + C = CS2
S + O2 = SO2
2S + Cl2 = S2Cl2
2. Легко взаимодействует с концентрированными кислотами и щелочами:
S + 4HNO3 = 4NO2 ↑ + SO2 ↑ + 2H2O
3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
3. Наиболее устойчивое соединение серы с водородом – сероводород H2S. Сероводород можно получить прямым синтезом из простых веществ, пропуская водород над расплавленной серой. Сероводород – газ с запахом тухлых яиц, очень ядовит. В водном растворе сероводород ведет себя как слабая двухосновная кислота (сероводородная кислота). Соли этой кислоты (сульфиды) окрашены в характерные цвета: ZnS – белый, CdS – желтый, MnS – розоватый, PbS – черный.
4. Сероводород – сильный восстановитель. Если его партнером по взаимодействию является сильный окислитель, то H2S окисляется до серной кислоты, если слабый - окисляется до элементарной серы:
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
4Cl2 + H2S + 4H2O = H2SO4 + 8HCl
5. Оксид серы (IV) SO2 получают при обжиге сульфидов:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
Очень активное в химическом отношении вещество. С хлором дает соединение SO2Cl2 (хлористый сульфурил), который является хлорангидридом серной кислоты:
SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl
При взаимодействии SO2 с водой образуется неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водных растворах). Ее соли сульфиты хорошие восстановители:
5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 +
+ 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
SO3 – легколетучая жидкость получается из SO2 окислением в присутствии катализатора (платины или оксида ванадия (V)). Основным потребителем SO3 являются сернокислотные заводы.
При взаимодействии SO3 с водой образуется серная кислота. Получившуюся серную кислоту насыщают SO3 и соединение H2SO4.xSO3 носит название "олеум". Разбавляя олеум водой до 98% получают товарную H2SO4.
Н2S2O7 – дисерная кислота. Ее соли (K2S2O7 и др.) называются пиросульфатами.
6. Концентрированная серная кислота при взаимодействии с металлами образует SO2, S, H2S (в зависимости от активности металла):
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O
Некоторые металлы (Al, Cr, Fe) холодной концентрированной серной кислотой пассивируются.
7. При взаимодействии неметаллов с концентрированной H2SO4 образуются кислоты (как правило высшие), в состав которых входит данный неметалл:
J2 + 5H2SO4 = 2HJO3 + 5SO2 + 4H2O
C + 2H2SO4 = CO2 + 2H2O + 2SO2
В последнем примере образуется угольная кислота, которая разлагается на CO2 и H2O.
8. Соли серной кислоты (сульфаты и гидросульфаты) довольно устойчивы, но могут разлагаться при интенсивном нагревании:
2CuSO4 = 2CuO + 2SO2 + O2
2NaHSO4 = Na2S2O7 + H2O
В последнем случае образуется соль пиросерной кислоты H2S2O7. Эта кислота находит применение при производстве красителей. При взаимодействии ее с водой образуется серная кислота.
9. При электролизе концентрированного раствора KHSO4 на аноде образуется надсерная кислота H2S2O8. Ее соли (персульфаты) являются сильнейшими окислителями. В свободном состоянии надсерная кислота представляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы. H2S2O8 - сильнейший окислитель (обугливает не только бумагу и сахар, но и парафин). При взаимодействии H2S2O8 с водой образуется пероксид водорода:
H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2
Этим способом получают пероксид водорода в промышленности.
10. При кипячении сульфитов с серой образуются тиосульфаты - соли серноватистой (тиосерной) кислоты H2S2O3. В свободном состоянии кислота неустойчива и распадается в момент получения по уравнению:
H2S2O3 = H2O + SO2 + S
Тиосульфаты хорошие восстановители, используются в текстильной промышленности для удаления избытка хлора при отбеливании последним тканей и фотографии для переведение в растворимое состояние незасвеченного бромида серебра:
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O = 2H2SO4 + 6HCl + 2NaCl
2Na2S2O3 + AgBr = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
11. При пропускании галогенов через расплавленную серу образуются галогениды серы. Практическое значение (для вулканизации каучука) имеет хлорид серы:
2S + Cl2 = S2Cl2
Можно получить и гексагалогениды SCl6, SF6. Последний – инертный газ с высокой диэлектрической постоянной, используется как газовый изолятор в высоковольтных установках.