Оксид ⭐️ серы (VI): как взаимодействует с кислородом, химическая формула, молекулярная масса

Оксид ⭐️ серы (VI): как взаимодействует с кислородом, химическая формула, молекулярная масса Кислород

Гдз химия 9 класc габриелян о.с. , остроумов и.г., сладков с.а., 2022, §41 основы неорганической химии

ГДЗ Химия 9 класc Габриелян О.С. , Остроумов И.Г., Сладков С.А., 2022, §41 ОСНОВЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Во всех упражнениях

красным цветом приводится решение,

а фиолетовым ― объяснение.

ПРОВЕРЬТЕ СВОИ ЗНАНИЯ
Упражнение 1 

И магний, и медь взаимодействуют с:

1) раствором нитрата свинца (II);

2) разбавленной серной кислотой;

3) хлором;

4) с раствором гидроксида калия.

Ответ:

3)
Mg Cl2 = MgCl2
Cu Cl2 = CuCl2

Упражнение 2 

Химическая реакция возможна между:

1) оксидом фосфора (V) и раствором гидроксида натрия;

2) оксидом меди (II) и водой;

3) растворами хлорида натрия и сульфата калия;

4) гидроксидом железа (III) и магнием.

Ответ:

1)
P2O5 6NaOH = 2Na3PO4 3H2O

Упражнение 3 Сульфат меди (II) в растворе не реагирует с:
1) железом;
2) гидроксидом натрия;
3) хлоридом бария;
4) нитратом цинка.
Ответ: 4)
1) CuSO4 Fe = FeSO4 H2O
2) CuSO4 2NaOH = Na2SO4 Cu(OH)2
3) CuSO4 BaCl2 = CuCl2 BaSO4
4) не реагирует, т.к. образуются растворимые вещества.

Упражнение 4 И гидроксид калия, и серная кислота могут взаимодействовать с:
1) алюминием;
2) хлором;
3) оксидом магния;
4) нитратом бария.
Ответ: 1)
1) 2Al 2KOH 6H2O = 2K[Al(OH)4] 3H2
K[Al(OH)4тетрагидроксоалюминат натрия комплексная соль голубого цвета.

Упражнение 5 С оксидом натрия реагирует каждое из двух веществ:
1) кислород и вода;
2) оксид углерода(IV) и оксид бария;
3) калий и азотная кислота;
4) вода и оксид фосфора (V).
Ответ: 4)
Na2O H2O = 2NaOH
3Na2O P2O5 = 2Na3PO4

Упражнение 6 Разбавленная серная кислота не взаимодействует с:
1) оксидом кремния;
2) магнием;
3) оксидом алюминия;
4) карбонатом калия.
Ответ: 1)
Разбавленная серная кислота реагирует с оксидами (кроме оксида кремния), с металлами, стоящие в ряду напряжений до водорода, из солями с образованием осадка, воды или газа.

Упражнение 7 С гидроксидом натрия взаимодействует вещество, формула которого:
1) Cr(NO3)3;
2) NH3;
3) CaO;
4) O2.
Ответ: 1)
1) 3NaOH Cr(NO3)3 = 3NaNO3 Cr(OH)3

Упражнение 8 Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции.

Исходные веществаПродукты реакции
А) Na2SO3 HCl ⟶
Б) H2S NaOH ⟶
В) Na2SO3 O2
1) Na2SO4
2) NaCl H2SO4
3) NaCl SO2 H2O
4) Na2SO3 H2O
5) Na2S H2O

Ответ

А)―3, Б)―5, В)―1
А) Na2SO3 2HCl = 2NaCl SO2 H2O
Б) H2S 2NaOH = Na2S 2H2O
В) 2Na2SO3 O2 = 2Na2SO4

ПРИМЕНИТЕ СВОИ ЗНАНИЯ
Упражнение 1 Дана цепочка превращений:
P → P2O5 → H3PO4 → Na3PO4 → Ag3PO4. Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для последнего превращения составьте сокращённое ионное уравнение.
4P 5O2 = 2P2O5
P2O5 3H2O = 2H3PO4
H3PO4 3NaOH = Na3PO4 3H2O
Na3PO4 3AgNO3 = 3NaNO3 Ag3PO4
3Na PO43- 3Ag 3NO3 = 3Na 3NO3  Ag3PO4
3Ag PO43- = Ag3PO4

Упражнение 2 Дана цепочка превращений: Na2CO3 HCl → X1 → CaCO3  HNO3 → X2. Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение.
Na2CO3 2HCl = 2NaCl H2O CO2
2Na  CO32- 2H 2Cl = 2Na 2Cl H2O CO2
2H CO32- = H2O CO2
CO2 Ca(OH)2 = CaCO3↓ H2O
CaCO3 2HNO3 = Ca(NO3)2 H2O CO2

Взаимодействие оксидов друг с другом

Прежде всего нужно четко усвоить тот факт, что среди солеобразующих оксидов (кислотных, основных, амфотерных) практически никогда не протекают реакции между оксидами одного класса, т.е. в подавляющем большинстве случаев невозможно взаимодействие:

1) основный оксид основный оксид ≠

2) кислотный оксид кислотный оксид  ≠

3) амфотерный оксид амфотерный оксид  ≠

В то время, как практически всегда возможно взаимодействие между оксидами, относящимися к разным типам, т.е. практически всегда протекают реакции между:

1) основным оксидом и кислотным оксидом;

2) амфотерным оксидом и кислотным оксидом;

3) амфотерным оксидом и основным оксидом.

В результате всех таких взаимодействий всегда продуктом является средняя (нормальная) соль.

Рассмотрим все указанные пары взаимодействий более детально.

В результате взаимодействия:

MexOy кислотный оксид, где MexOy – оксид металла (основный или амфотерный)

образуется соль, состоящая из катиона металла Me (из исходного MexOy) и кислотного остатка кислоты, соответствующей кислотному оксиду.

Для примера попробуем записать уравнения взаимодействия следующих пар реагентов:

Na2O P2O5  и    Al2O3 SO3

В первой паре реагентов мы видим основный оксид (Na2O) и кислотный оксид (P2O5). Во второй – амфотерный оксид (Al2O3) и кислотный оксид (SO3).

Как уже было сказано, в результате взаимодействия основного/амфотерного оксида с кислотным образуется соль, состоящая из катиона металла (из исходного основного/амфотерного оксида) и кислотного остатка кислоты, соответствующей исходному кислотному оксиду.

Таким образом, при взаимодействии Na2O и P2O5 должна образоваться соль, состоящая из катионов Na (из Na2O) и кислотного остатка PO43-, поскольку оксиду P 52O5 соответствует кислота H3P 5O4. Т.е. в результате такого взаимодействия образуется фосфат натрия:

3Na2O P2O5 = 2Na3PO4 — фосфат натрия

В свою очередь, при взаимодействии Al2O3 и SO3 должна образоваться соль, состоящая из катионов Al3 (из Al2O3) и кислотного остатка SO42-, поскольку оксиду S 6O3 соответствует кислота H2S 6O4. Таким образом, в результате данной реакции получается сульфат алюминия:

Al2O3 3SO3 = Al2(SO4)3 — сульфат алюминия

Более специфическим является взаимодействие  между амфотерными и основными оксидами. Данные реакции осуществляют при высоких температурах, и их протекание возможно благодаря тому, что амфотерный оксид фактически берет на себя роль кислотного. В результате такого взаимодействия образуется соль специфического состава, состоящая из катиона металла, образующего исходный основный оксид и «кислотного остатка»/аниона, в состав которого входит металл из амфотерного оксида.

Формулу такого «кислотного остатка»/аниона в общем виде можно записать как MeO2x—, где Me – металл из амфотерного оксида, а х = 2 в случае амфотерных оксидов с общей формулой вида Me 2O (ZnO, BeO, PbO) и x = 1 – для амфотерных оксидов с общей формулой вида Me 32O3 (например, Al2O3, Cr2O3 и Fe2O3).

Попробуем записать в качестве примера уравнения взаимодействия

ZnO Na2O и Al2O3 BaO

В первом случае ZnO является амфотерным оксидом с общей формулой Me 2O, а Na2O – типичный основный оксид. Согласно сказанному выше, в результате их взаимодействия должна образоваться соль, состоящая из катиона металла, образующего основный оксид, т.е. в нашем случае Na (из Na2O) и «кислотного остатка»/аниона c формулой ZnO22-, поскольку амфотерный оксид имеет общую формулу вида Me 2O.

ZnO Na2O =to=> Na2ZnO2

В случае взаимодействующей пары реагентов Al2O3 и BaO первое вещество является амфотерным оксидом с общей формулой вида Me 32O3, а второе — типичным основным оксидом. В этом случае образуется соль, содержащая катион металла из основного оксида, т.е.

Ba2 (из BaO) и «кислотного остатка»/аниона AlO2—. Т.е. формула получаемой соли при соблюдении условия электронейтральности одной ее структурной единицы («молекулы») будет иметь вид Ba(AlO2)2, а само уравнение взаимодействия запишется как:

Al2O3 BaO =to=> Ba(AlO2)2

Как мы уже писали выше, практически всегда протекает реакция:

MexOy кислотный оксид,

где MexOy – либо основный, либо амфотерный оксид металла.

Однако следует запомнить два «привередливых» кислотных оксида – углекислый газ (CO2) и сернистый газ (SO2). «Привередливость» их заключается в том, что несмотря на явные кислотные свойства, активности CO2 и SO2 недостаточно для их взаимодействия с малоактивными основными и амфотерными оксидами.

CO2 Na2O = Na2CO3

SO2 BaO = BaSO3

В то время, как оксиды CuO и Al2O3, не относящиеся к активным основным оксидам, в реакцию с CO2 и SO2 не вступают:

CO2 CuO ≠

CO2 Al2O3 ≠

SO2 CuO ≠

SO2 Al2O3 ≠

Взаимодействие оксидов с кислородом

Для того чтобы в заданиях реального ЕГЭ суметь ответить на вопрос, реагирует ли какой-либо оксид с кислородом (O2), прежде всего нужно запомнить, что оксиды, способные реагировать с кислородом (из тех, что могут попасться вам на самом экзамене) могут образовать только химические элементы из списка:

углерод С, кремний Si, фосфор P, сера S, медь Cu, марганец Mn, железо Fe, хром Cr, азот N

Встречающиеся в реальном ЕГЭ оксиды любых других химических элементов с кислородом  реагировать не будут (!).

Для более наглядного удобного запоминания перечисленных выше списка элементов, на мой взгляд, удобна следующая иллюстрация:

Оксид ⭐️ серы (VI): как взаимодействует с кислородом, химическая формула, молекулярная масса
Все химические элементы, способные образовывать оксиды, реагирующие с кислородом (из встречающегося на экзамене)

В первую очередь, среди перечисленных элементов следует рассмотреть азот N, т.к. отношение его оксидов к кислороду заметно отличается от оксидов остальных элементов приведенного выше списка.

Следует четко запомнить тот факт, что всего азот способен образовать пять оксидов, а именно:

Из всех оксидов азота с кислородом может реагировать только NO. Данная реакция протекает очень легко при смешении NO как с чистым кислородом, так и с воздухом. При этом наблюдается быстрое изменение окраски газа с бесцветной (NO) на бурую (NO2):

Для того чтобы дать ответ на вопрос — реагирует ли с кислородом какой-либо оксид любого другого из перечисленных выше химических элементов (т.е. С, Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Cr) — прежде всего обязательно нужно запомнить их основные степени окисления (СО). Вот они:

элементСSiPSCuCrMnFe
его основные положительные СО 2, 4 2, 4 3, 5 4, 6 1, 2 2, 3, 6 2, 4, 6, 7 2, 3, 6

Далее нужно запомнить тот факт, что из возможных оксидов указанных выше химических элементов, с кислородом будут реагировать только те, которые содержат элемент в минимальной, среди указанных выше, степени окисления. При этом степень окисления элемента повышается до ближайшего положительного значения из возможных:

элемент

Отношение его оксидов  к кислороду

С

Минимальная среди основных положительных степеней окисления углерода равна 2, а ближайшая к ней положительная —  4. Таким образом, с кислородом из оксидов C 2O и C 4O2 реагирует только CO. При этом протекает реакция:

2C 2O O2 =to=>  2C 4O2

CO2 O2 — реакция невозможна в принципе, т.к. 4 – высшая степень окисления углерода.

Si

Минимальная среди основных положительных степеней окисления кремния равна 2, а ближайшая к ней положительная — 4. Таким образом, с кислородом из оксидов Si 2O и Si 4O2 реагирует только SiO. Из-за некоторых особенностей оксидов SiO и SiO2 возможно окисление лишь части атомов кремния в оксиде Si 2O. Т.е. в результате его взаимодействия с кислородом, образуется смешанный оксид, содержащий как кремний в степени окисления 2, так и кремний в степени окисления 4, а именно Si2O3 (Si 2O·Si 4O2):

4Si 2O O2 =to=> 2Si 2, 42O3 (Si 2O·Si 4O2)

SiO2 O2 — реакция невозможна в принципе, т.к. 4 – высшая степень окисления кремния.

P

Минимальная среди основных положительных степеней окисления фосфора равна 3, а ближайшая к нему положительная — 5. Таким образом, с кислородом из оксидов P 32O3 и P 52O5  реагирует только P2O3. При этом протекает реакция доокисления фосфора кислородом от степени окисления 3 до степени окисления 5:

P 32O3 O2 =to=> P 52O5

P 52O5 O2 — реакция невозможна в принципе, т.к. 5 – высшая степень окисления фосфора.

S

Минимальная среди основных положительных степеней окисления серы равна 4, а ближайшая к ней по значению положительная — 6. Таким образом, с кислородом из оксидов S 4O2, S 6O3 реагирует только SO2. При этом протекает реакция:

2S 4O2 O2 =to=> 2S 6O3

2S 6O3 O2 — реакция невозможна в принципе, т.к. 6 – высшая степень окисления серы.

Cu

Минимальная среди положительных степеней окисления меди равна 1, а ближайшая к ней по значению — положительная (и единственная) 2. Таким образом, с кислородом из оксидов Cu 12O, Cu 2O реагирует только Cu2O. При этом протекает реакция:

2Cu 12O O2 =to=>  4Cu 2O

CuO O2 — реакция невозможна в принципе, т.к. 2 – высшая степень окисления меди.

Cr

Минимальная среди основных положительных степеней окисления хрома равна 2, а ближайшая к ней по значению положительная равна 3. Таким образом, с кислородом из оксидов Cr 2O, Cr 32O3 и  Cr 6O3 реагирует только CrO, при этом окисляясь кислородом до соседней (из возможных) положительной степени окисления, т.е. 3:

4Cr 2O O2 =to=>  2Cr 32O3

Cr 32O3 O2 — реакция не протекает, несмотря на то что существует оксид хрома и в большей, чем 3, степени окисления (Cr 6O3). Невозможность протекания данной реакции связана с тем, что требуемый для ее гипотетического осуществления нагрев сильно превышает температуру разложения оксида CrO3.

Cr 6O3 O2 ≠ — данная реакция не может протекать в принципе, т.к. 6 – высшая степень окисления хрома.

Mn

Минимальная среди основных положительных степеней окисления марганца равна 2, а ближайшая к ней положительная — 4. Таким образом, с кислородом из возможных оксидов Mn 2O, Mn 4O2, Mn 6O3 и Mn 72O7 реагирует только MnO, при этом окисляясь кислородом до соседней (из возможных) положительной степени окисления, т.е. 4:

2Mn 2O O2 =to=> 2Mn 4O2

в то время, как:

Mn 4O2 O2и Mn 6O3 O2 — реакции не протекают, несмотря на то что существует оксид марганца Mn2O7, содержащий Mn в большей, чем 4 и 6, степени окисления. Связанно это с тем, что требуемый для дальнейшего гипотетического окисления оксидов Mn 4O2 и Mn 6O3 нагрев существенно превышает температуру разложения получаемых оксидов MnO3 и Mn2O7.

Mn 72O7 O2 — данная реакция невозможна  в принципе, т.к. 7 – высшая степень окисления марганца.

Fe

Минимальная среди основных положительных степеней окисления железа равна 2, а ближайшая к ней среди возможных —  3. Несмотря на то что для железа существует степень окисления 6, кислотного оксида FeO3, впрочем, как и соответствующей ему «железной» кислоты не существует.

Таким образом, из оксидов железа с кислородом могут реагировать только те оксиды, которые содержат Fe в степени окисления 2. Это либо оксид Fe 2O, либо смешанный оксид железа Fe 2, 33O4 (железная окалина):

4Fe 2O O2 =to=> 2Fe 32O3 или

6Fe 2O O2 =to=> 2Fe 2, 33O4

смешанный оксид Fe 2, 33O4 может быть доокислен до Fe 32O3:

4Fe 2, 33O4 O2 =to=> 6Fe 32O3

Fe 32O3 O2≠ — протекание данной реакции невозможно в принципе, т.к. оксидов, содержащих железо в степени окисления выше, чем 3, не существует.

Оксид серы(vi), химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Оксиды серы. общая характеристика, химические свойства ✎

Оксиды серы. Общая характеристика, химические свойства

Большинство школьников знают два оксида серы — SO2 и SO3.

Однако, это не все соединения, которые сера образует с кислородом.

Рассмотрим их все.

Монооксид серы — SO

Оксид ⭐️ серы (VI): как взаимодействует с кислородом, химическая формула, молекулярная масса

  • Встречается только в виде разбавленной газовой фазы;
  • после концентрирования превращается в S2O2 (диоксид дисульфита);

Дисульфид серы — SO2

Оксид ⭐️ серы (VI): как взаимодействует с кислородом, химическая формула, молекулярная масса

  • эндогенный диоксид серы играет важную физиологическую роль в регуляции работы сердца и кровеносных сосудов, а нарушение его метаболизма может привести к артериальной гипертензии, атеросклерозу, стенокардии.

Триоксид серы, серный ангидрид — SO3

Оксид ⭐️ серы (VI): как взаимодействует с кислородом, химическая формула, молекулярная масса

  • Является значительным загрязнителем, основной компонент кислотных дождей;
  • имеет большое значение в промышленности, так как является прекурсором серной кислоты;
  • в сухой атмосфере обильно дымит, без запаха, но едкий;
  • на воздухе образуется прямым окислением сернистого газа;
  • в лаборатории триоксид серы можно получить путем двухстадийного пиролиза бисульфата натрия:
  • серный ангидрид агрессивно гигроскопичен — теплота гидратации достаточна, чтобы смесь этого газа и древесины (или хлопка) могла воспламениться;
  • при вдыхании вызывает ожоги, обладает высокой коррозионной активностью.

Тетроксид серы — SO4

  • Этот оксид серы представляет собой группу химических соединений с формулой SO3 Х, где Х лежит между 0 и 1;
  • здесь содержатся пероксогруппы (О-О), а степень окисления серы как в триоксиде серы, 6;
  • может быть выделен при низких температурах (78 К), после реакции SO3 с атомарным кислородом или фотолиза смесей SO3 — озон.

Оксид ⭐️ серы (VI): как взаимодействует с кислородом, химическая формула, молекулярная масса

Монооксид дисеры, субоксид серы — S2O

  • Представляет собой бесцветный газ, который при конденсации образует твердое вещество бледного цвета, нестабильное при комнатной температуре;
  • был обнаружен Питером Шенком в 1933 году.

Пoсле краткого обзора оксидов серы прилагаю таблицу двух важнейших оксидов серы — сернистого газа и серного ангидрида, так как именно они по большей части встречаются в заданиях ЕГЭ и ОГЭ по Химии.

Сравнительная характеристика оксидов серы SO2 и SO3

Реагент

Оксид серы IV – SO2

— Диоксид серы;

— газ с резким запахом;

— кислотный оксид;

— гибридизация серы – sp2;

— валентный угол — 120

Оксид серы VI – SO3

— Триоксид серы;

— бесцветная летучая жидкость;

— кислотный оксид;

— гибридизация серы — sp3;

— валентный угол 120

Получение

1) В промышленности:

S O2 = SO2 (360 C)

4FeS 7O2 = 2Fe2O3 4SO2 (t)

2) В лаборатории:

Na2SO3 H2SO4 = Na2SO4 SO2 H2O (t)

Me 2H2SO4 (k) = MeSO4 SO2 2H2O

(Me = Cu, Hg, Bi, Ag)

2HBr 2H2SO4 (k) = Br2 SO2 2H2O

1) В промышленности:

2SO2 O2 = 2SO3 (500 C, V2O5)

SO2 O3 = SO3 O2

2) В лаборатории:

2CaSO4 = 2CaO 2SO3 (450 C)

2CuSO4 = 2CuO 2SO3

Na2S2O7 = Na2SO4 2SO3

O2

2SO2 O2 = 2SO3 Q

H2O

SO2 H2O = H2SO3

SO3 H2O = H2SO4

H2O2

SO2 H2O2 = H2SO4

Основные оксиды

SO2 CaO = CaSO3

SO2 Na2O = Na2SO3

SO3 Na2O = Na2SO4

SO3 CaO = CaSO4

Кислотные оксиды

SO2 CO = S 2CO2 (Al2O3, 500 C)

SO2 NO2 = SO3 NO (нитрозный способ получения серной кислоты)

Амфотерные оксиды

SO2 Al2O3, BeO, ZnO ≠

SO3 Fe2O3 = Fe2(SO4)3

Основания

SO2 2NaOH = Na2SO3 H2O

SO2 Me(OH)x ≠ (Me = Fe, Cr, Al, Sn)

SO2 2KOH (расплав) = 3K2SO4 K2S 4H2O (t)

SO3 2NaOH (разб.) = Na2SO4 H2O

SO3 Ca(OH)2 = CaSO4 H2O

Кислоты

SO2 4HI = S↓ 2I2 2H2O

SO2 2H2S = 3S 2H2O

SO2 2HNO3 (k) = H2SO4 2NO2

SO2 2HNO2 (p) = H2SO4 2NO

SO3 HF = HSO3F (45 C)

SO3 HCl = HSO3Cl (20 C, в олеуме)

SO3 H2SO4 CaF2 = 2HSO3F CaSO4

SO3 H2SO4 (безводн.) = H2S2O7

3SO3 H2S = 4SO2 H2O

Соли

SO2 Na2CO3 = Na2SO3 CO2 (20 С)

SO2 Na2SO3 = Na2S2O5 (в этаноле)

SO2 PCl5 = PClO3 SCl2O (50 — 60 C)

SO3 MeF = MeSO3F (Me = Li, K, NH4)

SO3 2KI = K2SO3 I2

SO3 Na2S = Na2SO4

Комплексные соли

3SO2 Na3[Al(OH)6] (P) = Al(OH)3 3NaHSO3

Неметалл

SO2 O3 = SO3 O2

SO2 2C = S↓ 2CO2 (600 С)

SO2 Cl2 = SO2Cl2 (солнечный свет)

SO2 F2 = SO2F2 (20 С, Pt)

SO2 3F2 = SF6 O2 (650 C)

SO2 2H2 = S↓ 2H2O

SO2 3S = 2S2O (вакуум, эл. разряд)

2SO3 C = 2SO2 CO2

10SO3 P4 = P4O10 10SO2

Металл

SO2 Me H2O = MeSO3 H2 (активные Ме)

SO2 Me = MeS2O4 (Me = Zn, Co; в смеси этанола иводы)

SO3 Mg = MgO SO2

ОВР

SO2 Cl2 2H2O = 2HCl H2SO4

SO2 I2 2H2O = 2HI H2SO4

5SO2 2KMnO4 2H2O = K2SO4 2MnSO4 2H2SO4

5SO2 2K2Cr2O7 H2SO4 = K2SO4 Cr2(SO4)3 H2O

SO2 2FeCl3 2H2O = 2FeCl2 H2SO4 2HCl

SO2 2CuCl2 2H2O = 2CuCl 2HCl H2SO4

SO3 2HCl = SO2 Cl2 H2O (t)

SO3 2HBr = SO2 Br2 H2O (0 C)

SO3 8HI = H2S 4I2 3H2O (0 C)

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

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горятна воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F2     O2  →  2OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S      Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S     3F2  →   SF6

1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P       5Cl2   →  2PCl5

2P      3Cl2   →  2PCl3

2F2      C   →   CF4

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl2     2Fe   →  2FeCl3

I2     Fe   →  FeI2

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl2     Cu   →  2CuCl2

I2     2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl2      2Al   →  2AlCl3

1.5.Водород горит в атмосфере фтора:

F2     H2  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl2     H2  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br2     H2  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I2     H2  ↔   2HI

1.6.Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2   F2  →  2ClF

2.Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления ( 1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl2       H2O   ↔  HCl     HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и 5, образуя соляную кислоту и хлорную кислоту:

Cl2      6H2O   ↔  5HCl     HClO3  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F2      2H2O   →    4HF     O2

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl2       2NaOH (хол.)  →  NaCl      NaClO      H2O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl2      6NaOH (гор.)  →  5NaCl      NaClO3       3H2O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2       2Са(OH)2(хол.)  →  СaCl2      Сa(ClO)2      2H2O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl2       2NaI   →   2NaCl      I2

Cl2       2NaBr   →  2NaCl      Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl2      F2    →   2Cl F–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl2     I2    H2O   →   HCl     HIO3

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl2        H2S   →    S       2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl2           H2O          Na2SO3    →   2HCl      Na2SO4

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl2       3H2O2   →  2HCl      2H2O      O2

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl2       2H2O   →  4HCl     O2   (на свету или кип.)

Химические свойства углерода

При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода — невысокая.

1. Углерод проявляет свойства окислителя(с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами, и с неметаллами.

1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:

C    2F2  → CF4

1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремниемс образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:

C      2S   → CS2

C      Si   → SiC

1.3.Углерод не взаимодействует с фосфором.

При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:

С      2Н2  →   СН4

1.4.С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

2С   N2  →  N≡C–C≡N

1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

4C      3Al → Al4C3

2C      Ca → CaC2

1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:

C0  H2 O → C 2O  H20

2.2.Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов. При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.

Например, углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:

ZnO C → Zn CO

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4С Fe3O4 → 3Fe 4CO

При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

Например, углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует в данной реакции:

3С       СаО   →  СаС2       СО

9С       2Al2O3  →   Al4C3      6CO

2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C 2H2SO4(конц) → CO2 2SO2 2H2O

2.4.Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C 4HNO3(конц) → CO2 4NO2 2H2O

2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями, в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.

Например, углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:

4C      Na2SO4  →   Na2S      4CO

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий