33.Сера

S 3s² 3p4

Из-за наличия свободного d –подуровня возможен переход s и p на d подуровень соответственно число неспаренных электронов может быть 2 4 6. Поэтом степень окисления в сере появляется с.о. +-2, +4, +6. В органических соединениях S с.о. (-2)Что обуславливает ее высокие восстановительные свойства. Особенно это характерно для соединений содержащих тиольную группу (R-Sh) которая легко окисляется в дисульфидную группу

2R-Sh -2е --- R-S-S-R + 2H⁺

В частности свободную тиольную группу содержат а-аминокислота цистеин, которая при окислении переходит в цистин , является природным антидотом нейтрализующий действие окислителей

HSCH₂CH (NH₂) COOH -2е ---- S –CH2-CH(NH2)-COOH +2 H⁺

S –CH2-CH(NH2)-COOH

Круговорот серы

Сера достаточно распространенный элемент, в природе встречается в самородном состоянии в виде сульфидов и сульфатов. Потребность живых организмов в S удовлетворяется за счет растений которые усваивают ее из почвы большую роль в круговороте S играют бактерии окисляющие и восстанавливающие сероводородсодержащие соединения.

Н₂S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Очень ядовит, поражает цнс. В 1 V Н₂O растворяется 3V H₂S . Раствор H₂S является слабой двухосновной кислотой. Если в растворах подвергаются глубокому гидролизу, поэтому среда сильно щелочная.

N₂S + Н₂O NaHS + NaOH

S^2- + Н₂O HS^- + OH^-

Ряд сульфидов подвергается необратимому гидролизу.

AL2S3 + 6 H2O ---- 2AL(OH)3 осад +3 H2S газ

В H₂S сера находится в низшей степени окисления ( -2) поэтому легко окисляется в зависимости от силы окисления до S, SO_2, H2SO4

2H₂S + O_{2 (нед)} 2S + Н₂O

2H₂S + 3 O_{2 (из)} 2 SO₂ + 2Н2O

H₂S +4Cl +4Н2O H2SO4 8HCl

Количественно сульфид ионы в растворе определяют йодометрическим методом , добавляют в раствор йод , избыток которого титруют раствором Na2S2O4

H2S + I2 (из) --- S +HI2 + I2 (ост)

I2(ост) +2 Na2S2O3 --- 2NaI + Na2S4O6 тетратионат натрия

Кислородные соединения серы

Сера образует 2 кислотных оксида SO2 ( сернистый газ) и SO3(серный ангидрид) При растворении SO2 в воде образуются существуют только в растворах 2-х основная средней силы сернистая кислота, соли которой сущ в индивидуальном виде (противоядия)

2NaOH + SO2 --- Na2SO3+ H2O

При кипячении концентрированных растворов сульфидов с порошкообразной серой обр. тиосульфаты, явл. универсальным антидотом (противоядия)

Na2SO3 +S --- Na2S2O3

SO3 представляет собой бесцветный кристалин, с температурой плавления в зависимости от модификации от +17 до +62 При растворении в воде образуется сильная 2х основная серная кислота Процесс сопровождается выделением большого количества тепла

SO3 + H2O--- H₂SО4 +Q

При разбавлении H₂SО4конц кислоту льют в воду !!!

Вода обладает высокой теплоемкостью . Многие сульфаты применяют в медицине : Na2SO4*7H20 – глауберова соль, MgSO4 *7H20 ---(горька соль) Оба вещества слабительные . CuSO4*5H20—медный купорос *дезинфекция) BaSo4- в качестве контрастного при рентгене пищевода и желудочка(хорошо поглощает рентгеновское излучение)

Na2S2O3 – тиосульфат натрия

Один атом серы находится в с.т. 0 , другой в +4 поэтому Na2S2O3 может проявлять как вост-е св-а (наиболее характерны), так и окислительные св-а При отравлении хлором необходимо выпить тиосульфата!!!

Na2S2O3 + 4CL +5 H2O---- Na2S04 + H₂SО4 +8 HCl

S2O3^2- + 5 H2O – 8e --- 2 SO4^2- + 10 H⁺ 1

CL2 +2e ---2CL 4

Раствор I2 оттитровывают тиосульфатом в присутствии крахмала до исчезновения синей окраски. Na2S2O3 также используют при обработке кино- и фотопленки , рентгеновских снимков за счет протекания реакции

AgB2 + 2Na2S2O3 ---- Na3(Ag(S2O3)2) + NaB2

На всякий случай, мож пригодится !!!!

H₂SО4

3.Физические свойства.

а) жидкость б) бесцветная  в)тяжелая (купоросное масло)  г)нелетучая

г) при растворении в воде происходит сильное разогревание (поэтому серную кислоту непременно нужно наливать в воду, а не наоборот!)

 

4. Химические свойства Серной кислоты.

Разбавленная    H2SO4	Концентрированная   H2SO4
Обладает всеми свойствами кислот	Обладает специфическими свойствами
1.Изменяет окраску индикатора: H2SO4 H^++HSO4^- HSO4^-  H^++SO4^2- 2.Реагирует с металлами, стоящими до водорода: Zn+ H2SO4 ZnSO4+H2   3.Реагирует с основными и амфотерными оксидами: MgO+ H2SO4 MgSO4+H2O   4.Взаимодействует с основаниям (реакция нейтрализации) 2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O при избытке кислоты образуются кислые соли NaOH+H2SO4 NaHSO4+H2O   5.Реагирует с сухими солями, вытесняя из них другие кислоты (это самая сильная и нелетучая кислота): 2NaCl+H2SO4 Na2SO4+2HCl   6.Реагирует с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая соль:   BaCl2+H2SO4 BaSO4 +2HCl  -                        белый осадок качественная реакция на ион SO4^2- 7.При нагревании разлагается:             t H2SO4 H2O+SO3	1.Концентрированная H2SO4- сильнейший окислитель, при нагревании она реагирует со всеми металлами (кроме Au и Pt). В этих реакциях в зависимости от активности металла и условий выделяется S,SO2 или H2S Например:   0                        +6             +2              +4 Cu+конц2H2SO4 CuSO4+SO2+H2O   2.конц. H2SO4  пассивирует железо и алюминий, поэтому её можно перевозить в стальных и алюминиевых цистернах.   3. конц. H2SO4  хорошо поглощает воду H2SO4+H2O  H2SO4*2H2O Поэтому она обугливает органические вещества

 

5.Применение: Серная  кислота -один из важнейших продуктов, используемых в различных отраслях промышленности. Основными её потребителями являются производство минеральных удобрений, металлургия, чистка нефтепродуктов. Серная кислота применяется при производстве других кислот, моющих средств, взрывчатых веществ, лекарств, красок, в качестве электролитов для свинцовых аккумуляторов. (Учебник стр.103).

 

Н2SO3

Серни́стая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическаякислотасредней силы. Химическая формула.

Химические свойства 

Кислота средней силы:

Существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):

Растворы H₂SO₃ всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водойSO₂.

Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые —гидросульфиты(в недостаткещёлочи):

и средние — сульфиты(в избыткещёлочи):

Применение 

Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти,шелкаи других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей (хлора). Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощей.Гидросульфит кальция(сульфитный щелок, Са(HSO₃)₂) используют для переработки древесины в так называемуюсульфитную целлюлозу(раствор гидросульфита кальция растворяетлигнин— вещество, связывающее волокна целлюлозы, в результате чего волокна отделяются друг от друга; обработанную таким образом древесину используют для получениябумаги)

34.Галогены и их характеристика:

главная подгруппа 7 группы включает F,CL,Br,Y,At.Строение внешнего эн. уровня-ns2np5(2 и 5 степени).У атомов всех элементов кроме F на внешнем уровне имеется свободный d-подуровень, на который в возбужд. состоянии переходят электроны с нижележащих подуровней. При этом число неспаренных электронов в соединениях может быть 1,3,5,7.При этом степень окисл. В соединениях +-1,+3,+5,+7.Молекулы простых в-в двухатомные. Все в-ва типичные неметаллы с выраженными окисл. Св-вами.С увеличением порядкового номера неметал. Св-ва убывают, что проявляется в закономерном изменении физ. Св-в:F2-трудно сжижающийся газ; CL2-легко сжижающийся газ; Br2-жидкость; Y2-твердо кристаллическое в-во.

Химическая активность галогенов уменьш. В ряду F2>CL2>Br2>Y2

Более активнее галоген способен вытеснять менее активные из его галогеноводородных соедин. И солей.

2HBr+CL2=2HCL+Br2

2KY+Br2=2KBr+Y2

Все галогены-сильные окислители,F2 настолько сильный что способен разлагать воду с образ.фторида кислорода:H2O+2F2=OF2+2HF

Р-ры CL2 и Br2 в H2O соотв.называются хлорной и бромной водой,в этих р-рах галогены диспропорционируют с образ. Смеси к-т CL2+H2O=HCL+HCLO

Хлор: применяется для обеззараживания воды. Обеззараживающее действие хлора основано как на высокой окислит. способности самого хлора, так и за счет образования хлорноватистой к-ты(HCLO),которая распадается с образ. Атомарного кислорода-чрезвычайно сильного окислителя

HCLO=HCL+O

Взаимодействие CL2 и Br2 с р-рами щелочей зависит от температуры. В холодны р-рах образ. Смесь хлоридов и гипохлоритов Na

2NaOH+CL2=NaCL+NaCLO+H2O

NaCLO применяется как отбеливающее средство, которое основано на образовании HCLO при гидролизе –сильнейшего окислителя

NaCLO+H2O=HCLO+NaOH

При пропускании хлора через суспензию извести(Ca(OH)2) образ. Хлорная известь, которая представляет собой смесь гипохлорита и хлорида Ca:

2Ca(ОН)2 + 2CL2=CaCL2+Ca(CLO)2 +2H2O(первые два соединения после = это хлорная известь)

Хлорную известь применяют как отбеливающее и дезинфецирующее ср-во, которое при контакте с воздухом образует CuSO4*5H2O-медный купорос

При отравлении хлором необходимо выпить р-р Na2S2O3

Na2S2O3+4CL2+5H2O=Na2SO3+8HCL+H2SO4

Активный хлор: это хлор который выделяется в свободном виде при взаимодействии данного в-ва с соляной кислотой. Выделение хлора происходит в рез. Ок.-вост. Реакции HCL с соединениями в которых хлор имеет положительные степени ок. Массовая доля активного хлора в веществе =массе молекулярного хлора который выделяется из 100 г этого вещ. При взаимодействии с избытком соляной к-ты.На практике акт. хлор определяют как массу хлора которая способна выделить из р-ра HJ такое же количество йода что и 100 г анализируемого вещ.

Например:из сравнении двух реакций:

CL2+2HJ=J2+2HCL

NaOCL+2HCL=J2+NaCL+H2O

Видно что 1 моль йода выделяется под действием либо 70,9 г CL2 либо 74.5 г NaCLO поэтому содержание активного хлора в NaCLO равно(70,9/74.5)*100=95.2%(считается что в CL2 содержиться 100 % активного хлора)