Формула гидрида кислорода в химии

Содержание

Серная кислота (h2so4)
Сероводород
Соединения кислорода с водородом.
Сульфиды
Химические свойства оксида меди (ii). химические реакции оксида меди (ii):

Серная кислота (h2so4)

Способы
получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов
металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS2.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

4FeS2
11O2 → 2Fe2O3
8SO2 Q

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4.Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

2SO2 O2 ↔ 2SO3 Q

6.Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические
свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот!

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные
реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl

ВидеоВзаимодействие хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион).

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

H2SO4 ⇄ H HSO4–

HSO4– ⇄ H SO42–

Характерны все свойства кислот:

Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

H2SO4 MgO → MgSO4 H2O

H2SO4 КОН → KHSО4 H2O

H2SO4 2КОН → К2SО4 2H2O

3H2SO4 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 6H2O

H2SO4 NH3 → NH4HSO4

Вытесняетболее слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Н2SO4 2NaHCO3 → Na2SO4 CO2 H2O

H2SO4 Na2SiO3 → Na2SO4 H2SiO3

Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

NaNO3(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HNO3

NaCl(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HCl

Вступает в обменные реакции ссолями:

H2SO4 BaCl2 → BaSO4 2HCl

Взаимодействует с металлами:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

H2SO4(разб.) Fe → FeSO4 H2

H2SO4 Zn = ZnSO4 H2

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

H2SO4 Na = Na2SO4 Н2S↑ H2O

5H2SO4(конц.) 4Zn → 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O

Металлы средней активности с концентрированной H₂SO₄образуют соль, серу и воду:

4H2SO4 3Mg → 3MgSO4 S 4H2O

Такие металлы, как железо Fe,
алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной
серной кислотой на холоде. При нагревании,
при удалении оксидной пленки реакция возможна.

6H2SO4(конц.) 2Fe → Fe2(SO4)3 3SO2 6H2O

6H2SO4(конц.) 2Al → Al2 (SO4)3 Н2S↑ 6H2O

Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

2H2SO4(конц.) Cu → CuSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) Hg → HgSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) 2Ag → Ag2SO4 SO2↑ 2H2O

В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

5H2SO4(конц.) 2P → 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) С → СО2↑ 2SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) S → 3SO2 ↑ 2H2O

3H2SO4(конц.) 2KBr → Br2↓ SO2↑ 2KHSO4 2H2O

5H2SO4(конц.) 8KI → 4I2↓ H2S↑ K2SO4 4H2O

H2SO4(конц.) 3H2S → 4S↓ 4H2O (комнатная температура)

H2SO4(конц.) H2S = S↓ SО2↑ 2Н2О (при нагревании)

H2SO4(конц.) 2HBr = Br2 SO2 2H2O

Сероводород

Получение
сероводорода

Получение из простых веществ:

S Н2 = H2S

Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:

FeS 2HCI = H2S↑ FeCl2

5H2SO4(конц.) 8Na = H2S↑ 4Na2SO4 4H2О

AI2S3 6Н2О = 3H2S↑ 2Аl(ОН)3↓

C40H82 41S = 41Н2S 40С

ВидеоПолучение и обнаружение сероводорода

Физические
свойства и строение сероводорода

Сероводород H2S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H2S — бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым
запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м3 вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H2S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1о.

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для
обнаружения анионов S2- и сероводорода используют
реакцию газообразного H2S с Pb(NO3)2:

H2S Pb(NO3)2 = 2HNO3 PbS↓ черный
осадок.

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO3)2 чернеет в присутствии H2S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H2S является сильным восстановителем

При взаимодействии H2S с окислителями образуются различные вещества — S, SО2, H2SO4

Окисление кислородом воздуха:

2H2S 3О2(избыток) = 2SО2↑ 2Н2О

2H2S О2(недостаток) = 2S↓ 2Н2О

H2S Br2 = S↓ 2НВr

H2S Cl2 → 2HCl S↓

H2S 4Cl2 4H2O → H2SO4 8HCl

Взаимодействие с кислотами-окислителями:

3H2S 8HNО3(разб.) = 3H2SO4 8NO 4Н2О

H2S 8HNО3(конц.) = H2SO4 8NО2↑ 4Н2О

H2S H2SO4(конц.) = S↓ SО2↑ 2Н2О

Взаимодействие со сложными окислителями:

5H2S 2KMnO4 3H2SO4 = 5S↓ 2MnSO4 K2SO4 8Н2О

5H2S 6KMnO4 9H2SO4 = 5SО2 6MnSO4 3K2SO4 14Н2О

H2S 2FeCl3 = S↓ 2FeCl2 2HCl

2H2S SO2 = 2H2O 3S

3H2S K2Cr2O7 4H2SO4 → 3S Cr2(SO4)3 K2SO4 7H2O

Сероводородная кислота H₂S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень:
H2S → Н HS—

2-я ступень:
HS— → Н S2-

H2S очень слабая
кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

H2S Mg = Н2↑ MgS

с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

2H2S 4Аg O2 = 2Ag2S↓ 2Н2O

H2S ВаО = BaS Н2O

H2S NaOH(недостаток) = NaHS Н2O

H2S 2NaOH(избыток) → Na2S 2H2O

H2S 2NH3(избыток) = (NH4)2S

с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

CuSO4 H2S = CuS↓ H2SO4

H2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2HNO3

Реакция
с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

ВидеоВзаимодействие сероводорода с нитратом свинца

Соединения кислорода с водородом.

Наиболее известным и наиболее изученным соединением кислорода является его оксид H₂O – вода. Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость без запаха и вкуса. В толстом слое имеет голубовато-зеленоватый цвет.

Вода существует в трех агрегатных состояниях: в твердом – лед, жидком и газообразном – водяной пар.

Из всех жидких и твердых веществ вода обладает наибольшей удельной теплоемкостью. Благодаря этому факту вода является аккумулятором теплоты в различных организмах.

При нормальном давлении температура плавления льда 0⁰С (273⁰К), температура кипения воды 100⁰С (373⁰К). Это аномально высокие значения. При Т⁰ 4⁰С вода имеет небольшую плотность, равную 1 г/мл. Выше или ниже этой температуры плотность воды меньше 1 г/мл. Эта особенность отличает воду от всех других веществ, плотность которых с понижением t⁰ увеличивается. При переходе воды их жидкого состояния в твердое состояние происходит увеличение объема: из каждых 92 объемов жидкой воды образуется 100 объемов льда. С увеличением объема плотность уменьшается, поэтому, будучи легче воды, лед всегда всплывает на поверхность.

Про кислород: Исследования воздействия атомарного кислорода в верхней атмосфере Земли на материалы. Дипломная (ВКР). Химия. 2017-08-22

Исследования строения воды показали, что молекула воды построена по типу треугольника, в вершине которого находится электроотрицательный атом кислорода, а в углах оснований – водород. Валентный угол равен 104, 27. Молекула воды полярна – электронная плотность смещена к атому кислорода. Такая полярная молекула может взаимодействовать с другой молекулой с образованием более сложных агрегатов как за счет взаимодействия диполей, так и путем образования водородных связей. Это явление получило название ассоциации воды. Ассоциация молекул воды в основном определяется образованием между ними водородных связей. Молекулярная масса воды в состоянии пара равна 18 и отвечает ее простейшей формуле – Н₂О. В остальных случаях молекулярная масса воды в кратное число раз больше восемнадцати (18).

Полярность и малые размеры молекулы приводят к тому, что она обладает сильными гидратирующими свойствами.

Диэлектрическая проницаемость воды настолько велика (81), что она оказывает мощное ионизирующее действие на растворенные в ней вещества, вызывая диссоциацию кислот, солей и оснований.

Молекула воды способна присоединиться к различным ионам, образуя гидраты. Эти соединения характеризуются специфическим стрением, напоминая комплексные соединения.

Одним из важнейших продуктов присоединения является ион гидроксония – Н₃О, который образуется вследствие присоединения иона Н к неподеленной паре электронов атома кислорода.

Вследствие этого присоединения образующийся ион гидроксония приобретает заряд 1.

Н Н₂О Н₃О

Такой процесс возможен в системах, где содержатся вещества, отщепляющие ион водорода.

Вода, как на холоде, так и при нагревании активно взаимодействует со многими металлами, стоящими в ряду активности до водорода. В этих реакциях образуются соответствующие им оксиды или гидроксиды и вытесняется водород.:

2 Fe 3 HOH = Fe₂O₃ 3 H₂↑

2 Na 2 HOH = 2 NaOH H₂↑

Ca 2 HOH = Ca (OH)₂ H↑

Вода довольно активно присоединяется к основным и кислотным оксидам, образуя соответствующие гидроксиды:

CaO H₂O = Ca (OH)₂ – основание

P₂O₅ 3 H₂O = 2 H₃PO₄ – кислота

Вода, которая присоединена в этих случаях, называется конституционной (в отличие от кристаллизационной в кристаллогидратах).

Вода реагирует с галогенами, в этом случае образуется смесь кислот:

H₂ HOH HCl HClO

Наиболее важным свойством воды является ее растворяющая способность.

Вода – самый распространенный растворитель в природе и технике. Большинство химических реакций проводится в воде. Но, пожалуй, наибольшее значение имеют биологические и биохимические процессы, происходящие в растительном и животном организмах с участием белков, жиров, углеводов и других веществ в водной среде организма.

Второе соединение водорода с кислородом – пероксид водорода H₂O₂.

Структурная формула Н – О – О – Н, молекулярный вес – 34.

Латинское название Hydrogenii peroxydum.

Это вещество было открыто в 1818 году французским ученым Луи-Жаком Тенаром, который изучал действие различных минеральных кислот на бария пероксид (BaO₂). В природе пероксид водорода образуется в процессе окисления. Наиболее удобным и современным способом получения H₂O₂ является электролитический способ, который и используется в промышленности. В качестве исходных веществ используют серную кислоту или аммония сульфат.

Современными физико-химическими методами установлено, что оба атома кислорода в пероксиде водорода связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. связи же между атомами водорода и кислорода (вследствие смещения общих электронов в сторону кислорода) полярны. Поэтому молекула H₂O₂ также полярна. Между молекулами H₂O₂ возникает водородная связь, что приводит к их ассоциации с энергией связи О – О, равной 210 кДж, это значительно меньше энергии связи Н – О (470 кДж).

Раствор перекиси водорода – прозрачная бесцветная жидкость, без запаха или со слабым своеобразным запахом, слабокислой реакции. Быстро разлагается под действием света, при нагревании, при соприкосновении с щелочью, окисляющими и восстанавливающими веществами, выделяя кислород. Происходит реакция: H₂O₂ = H₂O O

Малая устойчивость молекул H₂O₂ обусловлена непрочностью связи О – О.

Хранят его в посуде из темного стекла и в прохладном месте. При действии на кожу концентрированных растворов перекиси водорода образуются ожоги, причем обожженное место болит.

ПРИМЕНЕНИЕ: в медицине применяют 3 % раствор перекиси водорода как кровоостанавливающее средство, дезинфицирующее и дезодорирующее средство для промываний и полосканий при стоматите, ангине, гинекологических заболеваниях и др.

При соприкосновении с ферментом каталазой (из крови, гноя, тканей) действует атомарный кислород в момент выделения. Действие H₂O₂ кратковременное. Ценность препарата заключается в том, что продукты его разложения безвредны для тканей.

ГИДРОПЕРИТ – комплексное соединение перекиси водорода с мочевиной. Содержание перекиси водорода составляет около 35 %. Применяют как антисептическое средство вместо перекиси водорода.

Одним из основных химических свойств H₂O₂ является его окислительно-восстановительные свойства. Степень окисления кислорода в H₂O₂ равна -1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0). Поэтому перекись водорода обладает свойствами как окислителя, так и восстановителя, т.е. проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Следует отметить, что окислительные свойства H₂O₂ выражены гораздо сильнее, чем восстановительные и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах. Например:

2 KI H₂SO₄ H₂O₂ = I₂ K₂SO₄ 2 H₂O

2 I^— — 2ē → I₂⁰ 1 – в-ль

H₂O₂ 2 H 2ē → 2 H₂O 1 – ок-ль

2 I^— H₂O₂ 2 H → I₂ 2 H₂O

Под действием сильных окислителей H₂O₂ проявляет восстановительные свойства:

2 KMnO₄ 5 H₂O₂ 3 H₂SO₄ = 2 MnSO₄ 5 O₂ K₂SO₄ 8 H₂O

MnO₄^— 8H 5ē → Mn² 4 H₂O 2 – ок-ль

H₂O₂ — 2ē → O₂ 2 H 5 – в-ль

2 MnO₄^— 5 H₂O₂ 16 H → 2 Mn² 8 H₂O 5 O₂ 10 H

Выводы:

1. Кислород -самый распространенный элементна Земле.

В природе кислород встречается в двух аллотропных видоизменениях: O₂ – дикислород или «обычный кислород» и О₃ – трикислород (озон).

2.Аллотропия – образование разных простых веществ одним элементом.

3.Аллотропные видоизменения кислорода: кислород и озон.

4.Соединения кислорода с водородом -вода и пероксид водорода .

5.Вода существует в трех агрегатных состояниях: в твердом – лед, жидком и газообразном – водяной пар.

6.При Т⁰ 4⁰С вода имеет плотность, равную 1 г/мл.

7.Молекула воды построена по типу треугольника, в вершине которого находится электроотрицательный атом кислорода, а в углах оснований – водород.

8.Валентный угол равен 104, 27

9.Молекула воды полярна – электронная плотность смещена к атому кислорода.

12.Сера. Характеристика серы, исходя из ее положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, возможные степени окисления, физические свойства, распространение в природе,биологическая роль, способы получения, химические свойства. . Применение серы и её соединений в медицине и народном хозяйстве.

СЕРА:

А) нахождение в природе

Б) биологическая роль

В) применение в медицине

Сера широко распространена в природе и встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в виде соединений – FeSe (пирит), CuS, Ag₂S, PbS, CaSO₄ и др. Входит в состав различных соединений, содержащихся в природных углях, нефтях и природных газах.

Сера принадлежит к числу элементов, имеющих важное значение для жизненных процессов, т.к. она входит в состав белковых веществ. Содержание серы в организме человека составляет 0, 25 %. Входит в состав аминокислот: цистеина, глютатиона, метионина и др.

Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Кроме того, сера является составной частью биологически активных веществ организма: витаминов и гормонов (н-р, инсулина).

В виде соединений сера обнаружена в нервной ткани, в хрящах, костях и в желчи. Она участвует в окислительно-восстановительных процессах организма.

При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость и ломкость костей, выпадение волос.

Сера содержится в крыжовнике, винограде, яблоках, капусте, луке репчатом, ржи, горохе, ячмене, гречихе, пшенице.

Рекордсмены: горох 190, соя 244 %.

ПРИМЕНЕНИЕ:

1. Сера осажденная – мельчайший аморфный бледно-желтый порошок без запаха. Практически нерастворим в воде. При взаимодействии серы с органическими веществами образуются сульфиды и пентатионовая кислота, обладающая противомикробной и противопаразитарной активность. Применяют наружно в виде мазей (5 – 10 – 20 %) и присыпок при лечении кожных заболеваний: себореи, сикоза, псориаза и др. Применения серной мази является относительно простым и эффективным методом лечения чесотки.

Про кислород: Что тяжелее аргон или воздух

ера осажденная входит в состав ряда мазей:

а) мазь серная простая

б) мазь серно-салициловая

в) мазь «сульфодекортэм»

2. Сера очищенная – порошок лимонно-желтого цвета. Растворим в воде, мало растворим в эфире. В качестве противоглистного средства применяют при энтеробиозе. Используют также иногда как легкое слабительное средство. Входит в состав сложного порошка солодкового корня.

Примечание: для приема внутрь нельзя заменять серу очищенную серой осажденной (последняя быстро восстанавливается в кишечнике до сероводорода, что может привести к побочным явлениям).

3. Сульсен (селена дисульфид) – тонкий аморфный порошок желто-оранжевого цвета, практически нерастворим в воде и спирте. Содержит около 55 % селена и 45 % серы. Применяют при лечении себореи волосистой части головы.

SO₂ – ОКСИД СЕРЫ (IV) – бесцветный газ с характерным резким удушливым запахом. Ядовит. Раздражает слизистые оболочки, вызывает одышку. Хроническое отравление сернистым газом вызывает нарушение работы пищеварительных органов и воспаление дыхательных путей.

Оксид серы (IV) легко сгущается в бесцветную жидкость. Хорошо растворим в воде. Водный раствор имеет кислую реакцию среды, т.к.

SO₂ H₂O H₂SO₃

Оксид серы (IV) применяется в производстве серной кислоты, солей серной кислоты. Благодаря окислительным свойствам SO₂ широко применяется в трикотажном, целлюлозно-бумажном, кожевенном производствах в качестве отбеливателя.

Используется в санитарно-гигиенической практике как дезинфицирующее средство. Им окуривают сырые подвалы, погреба, винные бочки, бродильные чаны, для удаления плесневых грибков.

Характерной особенностью является его окислительные и восстановительные свойства.

S⁰ ← S⁴ → S⁶

ок-ль в-ль

В реакциях, не сопровождающихся изменением степени окисления серы, SO₂ ведет себя как типичный кислотный оксид.

СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА – является слабой, двухосновной кислотой, известной лишь в разбавленных растворах.

K₁ = 1,7 * 10-2 H₂SO₃ H HSO₃^— Na₂SO₃ 2 HCl 2 NaCl H₂SO₃

K₂ = 6,8 * 10-8 HSO₃^— H SO₃^2- H2SO3 → SO₂↑ H₂O

Качественная реакция на сульфит-ион: Na₂SO₃ 2 HCl 2 NaCl H₂SO₃

H2SO3 → SO₂↑ H₂O

Сернистая кислота образует два ряда солей: кислые – гидросульфиты, средние – сульфиты. В реакциях окисления-восстановления сернистая кислота и ее соли полностью дублируют свойства оксида серы (IV) как восстановителя. В аналитической химии сульфит натрия используется как восстановитель.

5 Na₂⁴SO₃ 3 H₂SO₄ 3 H₂SO₄ 2 KMn⁷O₄ = 5 Na₂S⁶O₄ K₂SO₄ 2 Mn²SO₄ 3 H₂O

S⁴ — 2ē → S⁶ 2 5 пр. ок. в-ль

Mn⁷ 5ē → Mn² 5 2 пр. в-ль ок-ль

раствор перманганата калия – обесцвечивается.

SO₃ – оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид.

Выводы:

1.SO₂ – ОКСИД СЕРЫ (IV) – бесцветный газ с характерным резким удушливым запахом. Ядовит.

2.Оксид серы (IV) легко сгущается в бесцветную жидкость. Хорошо растворим в воде. Водный раствор имеет кислую реакцию среды, т.к.

SO₂ H₂O H₂SO₃

3.Характерной особенностью является его окислительные и восстановительные свойства.

S⁰ ← S⁴ → S⁶

ок-ль в-ль

4.В реакциях, не сопровождающихся изменением степени окисления серы, SO₂ ведет себя как типичный кислотный оксид.

5.СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА – является слабой, двухосновной кислотой, известной лишь в разбавленных растворах.

6.Сернистая кислота образует два ряда солей: кислые – гидросульфиты, средние – сульфиты.

7. В реакциях окисления-восстановления сернистая кислота и ее соли проявляют свойства восстановителя.

Вопросы для самоконтроля:

1. Назовите низшую степень окисления галогенов?

2. Как изменяется восстановительная способность галогенов «сверху — вниз»? 3. Почему фтор не может проявлять валентность равную 3, 5, 7?

4. Назовите агрегатное состояние фтора, хлора, брома, йода?

5. Назовите общий реактив на галогениды?

6. Какие по свойствам осадки образуются от действия реактива нитрата

серебра на галогенид ионы?

7. На каких свойствах галогенид ионов основана реакция с хлорной водой?

8. В каких соединениях хлор проявляет положительные степени окисления?

9. Перечислите кислородосодержащие кислоты хлора.

10.Какая из четырех кислот хлора проявляет наибольшую окислительную

способность?

11.В пробирки с растворами хлора и йодида натрия добавили бромной воды. В какой из пробирок будет наблюдаться изменение? Сделайте заключение об активности в ряду галогенов.

12.Перечислить элементы относящиеся к халькогенам.

13.Назовите соединение в котором кислород проявляет положительную степень окисления.

14.Какие соединения с водородом образует «О»?

15.Назовите высшую и низшую степени окисления серы.

16.Какие свойства характерны для соединений серы ( 2)?

17.Почему сульфиты обладают окислительно-восстановительной двойственностью?

18.В чем причина токсичности сероводорода?

19.Как называются соли сероводородной кислоты?

20.Перечислите растворимые сульфиды?

Тестовые задания для самоконтроля:

1. Формуле Fe₂ (SO₃)₃ соответствует название:

А. сульфат железа (III);

Б. сульфит железа (III);

В. сульфид железа (III);

Г. сульфит железа (II);

Д. сульфат железа (II).

2. Пергидролем называют раствор перекиси водорода с массовой долей:

А. 100%;

Б. 65%;

В. 30%;

Г. 3%;

3. Физиологический раствор – это раствор:

А. хлорида магния

Б. сульфата цинка

В. гидроксида натрия

Г. 0, 9% хлорида натрия

4. Из галогенов наиболее слабым окислителем является:

А. хлор

Б. йод

В. фтор

Г. бром

5. Для открытия иодид-иона используются реактивы:

А. р-р гидроксида аммония

Б. р-р крахмала

В. р-р нитрата серебра и р-р крахмала

Г. Р-р нитрата серебра

6. Внешний эффект качественной реакции на хлорид-анион:

А. белый кристаллический осадок, ни в чем нерастворимый

Б. белый студенистый осадок, растворимый в минеральных кислотах

В. белый студенистый осадок, растворимый в р-ре

гидроксида аммония и в сильных кислотах

Г. белый творожистый осадок, растворимый в р-ре

гидроксида аммония

7. Для открытия сульфат-иона используют реактив:

А. р-р бария хлорида

Б. р-р серебра нитрата

В. р-р калия иодида

Г. р-р хлорамина Б.

Д. р-р железа (III) хлорида

В уравнении реакции

Cl₂ KBr KCl Br₂

сумма всех коэффициентов равна:

А. 4

Б. 6

В. 7

Г. 9

9. Кислота, в которой валентность кислотного остатка и валентность кислотообразующего элемента совпадают, это:

А. H₃PO₄

Б. H₂Cr₂O₇

В. HClO

Г. HNO₂

10. 5% спиртовой раствор иода применяется в медицине:

А. для лечения чесотки

Б. как успокоительное средство

В. как дезинфицирующее средство

Г. как антисептическое средство в глазной практике

Д. как рентгеноконтрастное средство

В реакции, схема которой

KI H₂O₂ H₂SO₄ = I₂ K₂SO₄ H₂O

сумма коэффициентов перед формулами продуктов реакции равна:

А. 4

Б. 3

В. 8

Г. 6

Ключевые понятия темы:

1. Галогены(от греч. «хальс» — соль и «геннао» — рождаю) – химические элементы главной подгруппы 7 группы ПСХЭ Д.И. Менделеева – фтор, хлор, бром, йод, астат. Они относятся к неметаллам.

2.Халькогены-элементы главной подгруппы VI группы ПСХЭ Д.И.Менделеева: кислород, сера, теллур и полоний.

3.Галогеноводородами называют вещества, образованные водородом и каким-либо галогеном: HF, HCl, HBr, HI.

4.Аллотропия – образование разных простых веществ одним элементом.

5. ПОЛИМОРФИЗМ – вещества состоят из одинакового количества атомов, но имеют неодинаковую структуру, форму кристаллов.

Домашнее задание:

ЛИТЕРАТУРА основная:

1.Э. Т. Оганесян, М. З. Книжник «Неорганическая химия», М., «Медицина», 2001 г.,

стр. 223-228, 228-236.

2.Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е.Неорганическая химия. Ростов-на-Дону. Феникс. 2005. Стр.184-221

3. ) Вопросы для самостоятельного конспектирования:

1. Применение кислорода и его соединений в медицине и народном хозяйстве.

2. Сера. Распространение и биологическая роль. Способы получения

серы.

Литература дополнительная:

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 2009.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. КноРус, 2009.

3. Егоров А.С. и др. Химия. Пособие репетитор для поступающих в ВУЗы. Ростов-на-Дону. Феникс,2003.

4. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. М.: Экзамен, 2002.

Про кислород: Окислительный стресс при сахарном диабете 2-го типа и пути его коррекции

5.Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вуз. М.: Новая Волна, 2007.

6.Аликберова Л. Занимательная химия. М., «Арт – пресс», 2002 г.

7. Врублевский А. И. Химия. 6000 новых тестов для старшеклассников и абитуриентов. Минск. ЧУП «Издательство Юнипресс», 2007

8.Габриелян О. С, Остроумов И. Г. Химия. Пособие для школьников старших классов и поступающих в ВУЗы. М., Дрофа, 2005.

9.Тамаров М. А. Неорганическая химия. М.: Медицина, Феникс, 2001.

10. Пугачева О. А. Методические рекомендации по самоподготовке к практическим и семинарским занятиям. /учебное пособие: Калуга, 2008.

11.Химия. Пособие-репетитор для поступающих в ВУЗы. Под редакцией профессора В. Н. Чернышова и доцента А. С. Егорова, Ростов-на-Дону, «Феникс», 1997г

Сульфиды

Получение сульфидов

Непосредственно из простых веществ:

S Fe → FeS

S Mg → MgS

S Ca → CaS

Взаимодействие H₂S с растворами щелочей:

H2S 2NaOH = 2H2O Na2S

H2S NaOH = H2O NaHS

Взаимодействие H₂S или (NH₄)₂S с растворами солей:

H2S CuSO4 = CuS↓ H2SO4

H2S 2AgNO3 = Ag2S↓ 2HNO3

Pb(NO3)2 Н2S → PbS↓ 2НNO3

ZnSO4 Na2S → ZnS↓ Na2SO4

Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Na2SO4 4С = Na2S 4СО

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости
в воде и кислотах сульфиды классифицируют
на:

нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);

нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)

гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))

По цвету сульфиды можно разделить на:

Чёрные – HgS, Ag₂S, PbS, CuS, FeS,
NiS;
Коричневые – SnS, Bi₂S₃;
Оранжевые – Sb₂S₃, Sb₂S₅;
Жёлтые – As₂S₃, As₂S₅,
SnS₂, CdS;
Розовые — MnS
Белые – ZnS, Al₂S₃, BaS,
CaS;

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

K2S H2O ⇄ KHS KOH

S2- H2O → HS— ОН—

Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

2CaS 2НОН
= Ca(HS)2 Са(ОН)2

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

HS— H2O → H2S↑ ОН—

Необратимый
гидролиз сульфидов

Сульфиды некоторых металлов (Cr₂S₃, Fe₂S_3,Al₂S₃) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Al2S3 6H2O = 3H2S↑ 2AI(OH)3↓

Нерастворимые
сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS HСl ≠

Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

FeS 2HCI =
FeCl2 H2S↑

ZnS 2HCI =
ZnCl2 H2S↑

CuS 8HNO3 → CuSO4 8NO2 4H2O

CuS 4H2SO4(конц. гор.) → CuSO4 4SO2 4H2O

MnS 3HNO3 = MnSO4 8NO2 4H2O

Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:

PbS 4H2O2 → PbSO4 4H2O

СuS Cl2 → CuCl2 S

Окислительный обжиг сульфидов является
важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

2ZnS 3O2 = 2ZnO 2SO2

4FeS2 11O2 = 2Fe2O3 8SO2↑

2CuS 3O2 → 2CuO 2SO2

2Cr2S3 9O2 → 2Cr2O3 6SO2

Взаимодействия
сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S2−:

Na2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2NaNO3

Na2S 2AgNO3 → Ag2S↓ 2NaNO3

Na2S Cu(NO3)2 → CuS↓ 2NaNO3

Химические свойства оксида меди (ii). химические реакции оксида меди (ii):

Оксид меди (II) относится к основным оксидам.

Химические свойства оксида меди (II) аналогичны свойствам основных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида меди (II)с водородом:

CuО H2 → Cu H2О (t = 300 oC).

В результате реакции образуется медь и вода.

2. реакция оксида меди (II) с углеродом:

CuО С → Cu СО (t = 1200 oC).

В результате реакции образуется медь и оксид углерода.

3. реакция оксида меди (II)с серой:

CuО 2S → Cu S2О (t = 150-200 oC).

Реакция протекает в вакууме. В результате реакции образуется медь и оксид серы.

4. реакция оксида меди (II)с алюминием:

3CuО 2Al → 3Cu Al2О3 (t = 1000-1100 oC).

В результате реакции образуется медь и оксид алюминия.

5. реакция оксида меди (II)с медью:

CuО Cu → Cu2О (t = 1000-1200 oC).

В результате реакции образуется оксид меди (I).

6. реакция оксида меди (II)с оксидом лития:

CuО Li2О → Li2CuО2 (t = 800-1000 oC, О2).

Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат лития.

7. реакция оксида меди (II)с оксидом натрия:

CuО Na2О → Na2CuО2 (t = 800-1000 oC, О2).

Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат натрия.

8. реакция оксида меди (II)с оксидом углерода:

CuО СО → Cu СО2.

В результате реакции образуется медь и оксид углерода (углекислый газ).

9. реакция оксида меди (II)с оксидом железа:

CuО Fe2O3 → CuFe2О4 (to).

В результате реакции образуется соль – феррит меди. Реакция протекает при прокаливании реакционной смеси.

10. реакция оксида меди (II)с плавиковой кислотой:

CuO 2HF → CuF2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – фторид меди и вода.

11. реакция оксида меди (II)с азотной кислотой:

CuO 2HNO3 → 2Cu(NO3)2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат меди и вода.

Аналогично проходят реакции оксида меди (II)и с другими кислотами.

12. реакция оксида меди (II)с бромистым водородом (бромоводородом):

CuO 2HBr → CuBr2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – бромид меди и вода.

13. реакция оксида меди (II)с йодоводородом:

CuO 2HI → CuI2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – йодид меди и вода.

14. реакция оксида меди (II)с гидроксидом натрия:

CuO 2NaOH → Na2CuO2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – купрат натрия и вода.

15. реакция оксида меди (II)с гидроксидом калия:

CuO 2KOH → K2CuO2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – купрат калия и вода.

16. реакция оксида меди (II)с гидроксидом натрия и водой:

CuO 2NaOH H2O → Na2[Cu2(OН)]2 (t = 100 oC).

Гидрокосид натрия растворен в воде. Раствор гидроксида натрия в воде 20-30 %. Реакция протекает при киппении. В результате химической реакции получается тетрагидроксокупрат натрия.

17. реакция оксида меди (II)с надпероксидом калия:

2CuO 2KO2 → 2KCuO2 О2 (t = 400-500 oC).

В результате химической реакции получается соль – купрат (III) калия и кислород.

18. реакция оксида меди (II)с пероксидом калия:

2CuO 2K2O2 → 2KCuO2 (t = 700 oC).

В результате химической реакции получается соль – купрат (III) калия.

19. реакция оксида меди (II)с пероксидом натрия:

2CuO 2Na2O2 → 2NaCuO2 (t = 700 oC).

В результате химической реакции получается соль – купрат (III) натрия.

20. реакция оксида меди (II)с аммиаком:

3CuO 2NH3 → N2 3Cu 3H2O (t = 500-550 oC).

Аммиак пропускают через нагретый оксид меди (II). В результате химической реакции получается азот, медь и вода.

6CuO 4NH3 → 2Cu3N N2 6H2O (t = 250-300 oC).

В результате химической реакции получается нитрид меди, азот и вода.

21. реакция оксида меди (II) и йодида алюминия:

6CuO 4AlI3 → 6CuI 2Al2O3 3I2 (t = 230 oC).

В результате химической реакции получаются соль – йодид меди, оксид алюминия и йод.