Водород
Химический элемент водород занимает особое положение в периодической системе Д.И. Менделеева. По числу валентных электронов, способности образовывать в растворах гидратный ион H он сходен с щелочными металлами, и его следует поместить в I группу.
По числу электронов, необходимых для завершения внешней электронной оболочки, значению энергии ионизации, способности проявлять отрицательную степень окисления, малому атомному радиусу водород следует поместить в VII группу периодической системы. Таким образом, размещение водорода в той или иной группе периодической системы в значительной мере условно, но в большинстве случаев его помещают в VII группу.
Электронная формула водорода 1s1. Единственный валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. Простота электронной конфигурации водорода отнюдь не означает, что химические свойства этого элемента просты. Напротив, химия водорода во многом отличается от химии других элементов. Водород в своих соединениях способен проявлять степени окисления 1 и –1.
Существует большое количество методов получения водорода. В лаборатории его получают взаимодействием некоторых металлов с кислотами, например:
Водород можно получить электролизом водных растворов серной кислоты или щелочей. При этом происходит процесс выделения водорода на катоде и кислорода на аноде.
В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа.
Простое вещество водород, H2, представляет собой горючий газ без цвета и запаха. Температура кипения –252,8 °C. Водород в 14,5 раза легче воздуха, мало растворим в воде.
Молекула водорода устойчива, обладает большой прочностью. Из-за высокой энергии диссоциации распад молекул H2 на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре выше 2000 °C.
Для водорода возможны положительная и отрицательная степени окисления, поэтому в химических реакциях водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. В тех случаях, когда водород выступает в качестве окислителя, он ведёт себя подобно галогенам, образуя аналогичные галогенидам гидриды (гидридами называют группу химических соединений водорода с металлами и менее электроотрицательными, чем он, элементами):
По окислительной активности водород существенно уступает галогенам. Поэтому ионный характер проявляют лишь гидриды щелочных и щёлочноземельных металлов. Ионные, а также комплексные гидриды, например, являются сильными восстановителями. Их широко используют в химических синтезах.
В большинстве реакций водород ведёт себя как восстановитель. При нормальных условиях водород не взаимодействует с кислородом, однако при поджигании реакция протекает со взрывом:
Смесь двух объёмов водорода с одним объёмом кислорода называют гремучим газом. При контролируемом горении происходит выделение большого количества тепла, и температура водородно-кислородного пламени достигает 3000 °С.
Реакция с галогенами протекает в зависимости от природы галогена по-разному:
С фтором такая реакция идёт со взрывом даже при низких температурах. С хлором на свету реакция также протекает со взрывом. С бромом реакция идёт значительно медленнее, а с йодом не доходит до конца даже при высокой температуре. Механизм этих реакций радикальный.
При повышенной температуре водород взаимодействует с элементами VI группы — серой, селеном, теллуром, например:
Очень важной является реакция водорода с азотом. Эта реакция обратима. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака используют повышенное давление. В промышленности данный процесс осуществляют при температуре 450—500 °С, давлении 30 МПа, в присутствии различных катализаторов:
Водород восстанавливает многие металлы из оксидов, например:
Данную реакцию используют для получения некоторых чистых металлов.
Огромную роль играют реакции гидрирования органических соединений, которые широко используют как в лабораторной практике, так и в промышленном органическом синтезе.
Сокращение природных источников углеводородного сырья, загрязнение окружающей среды продуктами сгорания топлива повышают интерес к водороду как к экологически чистому топливу. Вероятно, водород будет играть важную роль в энергетике будущего.
В настоящее время водород широко применяют в промышленности для синтеза аммиака, метанола, гидрогенизации твёрдого и жидкого топлива, в органическом синтезе, для сварки и резки металлов и т. д.
Вода H2O, оксид водорода, является важнейшим химическим соединением. При нормальных условиях вода — бесцветная жидкость, без запаха и вкуса. Вода — самое распространённое вещество на поверхности Земли. В человеческом организме содержится 63—68 % воды.
Вода является стабильным соединением, её разложение на кислород и водород происходит лишь под действием постоянного электрического тока или при температуре около 2000 °C:
Вода непосредственно взаимодействует с металлами, стоящими в ряду стандартных электронных потенциалов до водорода. Продуктами реакции в зависимости от природы металла могут быть соответствующие гидроксиды и оксиды. Скорость реакции в зависимости от природы металла также изменяется в широких пределах.
Вода может вступать в реакцию со многими неметаллами, так, при обычных условиях вода обратимо взаимодействует с хлором:
При повышенной температуре вода взаимодействует с углем с образованием так называемого синтез-газа — смеси оксида углерода (II) и водорода:
При обычных условиях вода реагирует со многими основными и кислотными оксидами с образованием оснований и кислот соответственно:
Реакция идёт до конца, если соответствующее основание или кислота растворимы в воде.
Галогены
В VIIА группе находятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Эти элементы называют также галогенами (в переводе — рождающие соли).
На внешнем энергетическом уровне всех этих элементов находятся 7 электронов (конфигурации ns2np5), наиболее характерные степени окисления –1, 1, 5 и 7 (кроме фтора).
Атомы всех галогенов образуют простые вещества состава Hal2.
Галогены являются типичными неметаллами. При переходе от фтора к астату происходит увеличение радиуса атома, неметаллические свойства падают, происходит уменьшение окислительных и увеличение восстановительных свойств.
Физические свойства галогенов приведены в таблице 8.
В химическом отношении галогены весьма активны. Их реакционная способность убывает с увеличением порядкового номера. Некоторые характерные для них реакции приведены ниже на примере хлора:
Водородные соединения галогенов — галогеноводороды имеют общую формулу HHal. Их водные растворы являются кислотами, сила которых возрастает от HF к HI.
Галогенводородные кислоты (за исключением HF) способны реагировать с такими сильными окислителями, как KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, CrO3 и другими, с образованием галогенов:
Галогены образуют ряд оксидов, например, для хлора известны кислотные оксиды состава Cl2O, ClO2, ClO3, Cl2O7. Все эти соединения получают косвенными методами. Они являются сильными окислителями и взрывоопасными веществами.
Наиболее устойчивым из оксидов хлора является Cl2O7. Оксиды хлора легко реагируют с водой, образуя кислородсодержащие кислоты: хлорноватистую HClO, хлористую HClO2, хлорноватую HClO3 и хлорную HClO4, например:
В промышленности бром получают при вытеснении хлором из бромидов, а в лабораторной практике — окислением бромидов:
Простое вещество бром является сильным окислителем, легко вступает в реакции со многими простыми веществами, образуя бромиды; вытесняет йод из йодидов.
Простое вещество йод, I2, представляет собой чёрные с металлическим блеском кристаллы, которые возгоняются, т. е. переходят в пар, минуя жидкое состояние. Йод мало растворим в воде, но довольно хорошо растворяется в некоторых органических растворителях (спирт, бензол и т. д.).
Йод является довольно сильным окислителем, способным к окислению ряда металлов и некоторых неметаллов.
Задание 1 из огэ по химии 2021
Выберите два высказывания, в которых говорится о меди как о химическом элементе.
1) Медь реагирует с хлором.
2) Медь не реагирует с раствором серной кислоты.
3) Из меди изготавливают электрические провода.
4) Медь входит в состав микроудобрений.
5) В состав малахита входит медь.
Выберите предложения, где речь идёт о химическом элементе.
1) Содержание азота в воздухе составляет 78%.
2) Азот входит в состав белков.
3) Кислород входит в состав воды.
4) Все живые организмы на Земле дышат кислородом.
5) Кислород плохо растворяется в воде.
Выберите два высказывания, в которых речь идёт о простом веществе.
1) Медь входит в состав малахита.
2) Пластинка изготовлена из меди.
3) Азот содержится в воздухе.
4) Кислород входит в состав углекислого газа.
5) Железо содержится в гемоглобине крови.
Формулы простых веществ представлены в ряду:
2) NH3, CuO, SO2, CH4
3) SO3, CO2, P2O5, FeS
4) CaO, NaCl, H2O, C2H6
Формулы сложных веществ представлены в ряду:
2) NH3, CuO, SO2, CH4
3) SO3, CO2, P2O5, FeS
4) Ca, NaCl, H2, C2H6
Из предложенного перечня выберите названия сложных веществ.
3) углекислый газ
Из предложенного перечня выберите названия простых веществ.
3) углекислый газ
К сложным веществам относится каждое из двух веществ:
1) метан и водород
2) аммиак и уксусная кислота
3) ромбическая сера и сероводород
4) хлор и нитрид калия
5) вода и серная кислота
К простым веществам относится каждое из двух веществ:
2) графит и аммиак
3) белый фосфор и хлороводород
4) силан и фосфин
5) железо и сера
Выберите два высказывания, в которых говорится о фторе как о простом веществе.
1) Фтор имеет самую большую относительную электроотрицательность.
2) Фтор не образует оксидов.
3) Фтор входит в состав плавиковой кислоты.
4) Фтор окисляет кислород.
5) Вода во фторе горит жарким пламенем.
Выберите два высказывания, в которых говорится об азоте как о простом веществе.
1) Молекулы аммиака образованы водородом и азотом.
2) Молекулы азота двухатомные.
3) Азот входит в состав нитрата калия.
4) Азот входит в состав молекулы азотной кислоты.
5) Азот не образует аллотропных видоизменений.
Выберите два высказывания, в которых говорится об алюминии как о химическом элементе.
1) Алюминий входит в состав дюралюминия.
2) Порошок алюминия имеет металлический блеск.
3) Алюминий входит в состав глины.
4) Алюминий — пластичный металл.
5) Из алюминия изготавливают фольгу.
Выберите два высказывания, в которых говорится о водороде как о химическом элементе.
1) Водород малорастворим в воде.
2) Смесь, состоящая из водорода и кислорода, взрывоопасна.
3) Молекулы азотной кислоты образованы водородом, азотом и кислородом.
4) Водород можно собирать методом вытеснения воздуха.
5) Молекула метана состоит из водорода и углерода.
Выберите два высказывания, в которых говорится о кислороде как о простом веществе.
1) Кислород образует две аллотропные модификации.
2) Электроотрицательность кислорода больше, чем электроотрицательность углерода.
3) Кислород и озон различаются по химической активности.
4) Молекулы серной кислоты образованы водородом, серой и кислородом.
5) Кислород занимает первое место по распространённости в земной коре.
Выберите два высказывания, в которых говорится о кислороде как о химическом элементе.
1) Кислород — это газ, который поддерживает дыхание и горение.
2) Рыбы дышат кислородом, растворённым в воде.
3) Атом кислорода входит в состав молекулы воды.
4) Озон состоит из кислорода.
5) Кислород поддерживает горение.
Выберите два высказывания, в которых говорится о железе как о химическом элементе.
1) Железо подвергается ржавлению в окружающей среде.
2) Железо входит в состав бурого железняка.
3) Железо — основной компонент чугуна.
4) Железо пассивируется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах.
5) Железо притягивается магнитом.
Выберите два высказывания, в которых говорится о простом веществе.
1) В воздухе содержится 21% кислорода (по объёму).
2) Азот входит в состав аммиака.
3) При фотосинтезе зелёные растения выделяют кислород.
4) В воде содержится 88,89% кислорода по массе.
5) Азот входит в состав белков.
Выберите два высказывания, в которых говорится о химическом элементе.
1) В воздухе содержится 78% азота (по объёму).
2) Азот входит в состав аммиака.
3) При фотосинтезе зелёные растения выделяют кислород.
4) Кислород малорастворим в воде.
5) Сера входит в состав фармацевтических препаратов.
Выберите два высказывания, в которых говорится о железе как о химическом элементе.
1) Железный колчедан состоит из железа и серы
2) Оцинкованное железо устойчиво к атмосферным осадкам.
3) Железо – тугоплавкий металл
4) Железо реагирует с серой
5) В состав пирита входит железо.
Выберите два высказывания, в которых говорится о меди как о химическом элементе.
1) Сульфид меди ( I ) более богат медью, чем сульфид меди ( II )
2) Медь устойчива к воздействию сухого углекислого газа
3) Основной компонент бронзы — медь
4) Медь реагирует с серой
5) Медь входит в состав малахита.
Выберите два высказывания, в которых говорится о кислороде как о простом веществе.
1) Воздух состоит, главным образом, из кислорода и азота.
2) Малахит состоит из кислорода, водорода, меди и углерода
3) Кислород входит в состав всех гидроксидов
4) Температура кипения кислорода -183 °С
5) Пероксид натрия содержит больше кислорода, чем оксид натрия.
Выберите два высказывания, в которых говорится о хлоре как о простом веществе.
1) Поваренная соль содержит натрий и хлор
2) Хлор – сильный окислитель
3) Хлор – газ желто-зеленого цвета
4) Хлор входит в состав многих минералов
5) Ионы хлора содержатся в крови.
Выберите два высказывания, в которых говорится о фторе как о химическом элементе.
1) Фтор получают электролизом
2) Вода горит в атмосфере фтора
3) Плавиковая кислота состоит из водорода и фтора
4) Фтор реагирует со всеми металлами
5) Зубная паста содержит фтор
Выберите два высказывания, в которых говорится о натрии как о простом веществе.
1) В состав многих минералов входит натрий
2) Натрий — сильный восстановитель
3) Бромид натрия содержит больше натрия, чем его хлорид
4) Атомы натрия больше атомов лития
5) Натрий получают электролизом расплавов
Выберите два высказывания, в которых говорится о магнии как о простом веществе.
1) В состав доломита входит магний
2) Гидроксид магния плохо растворяется в воде
3) Электроотрицательность магния и кальция мала
4) Магний – сильный восстановитель
5) Магний получают электролизом расплавов
Выберите два высказывания, в которых говорится о фосфоре как о простом веществе.
1) В состав зубной эмали входит фосфор
2) Фосфор получают в электропечах
3) Фосфорные удобрения незаменимы в сельском хозяйстве
4) В состав апатита входит фосфор, кальций и фтор
5) Белый фосфор светится в темноте
Курс повышения квалификации
Оксид серы (iv)
Оксид серы (IV) – это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.
Cпособы получения оксида серы (IV):
1.Сжигание серы на воздухе:
S O2 → SO2
2.Горение сульфидов и сероводорода:
2H2S 3O2 → 2SO2 2H2O
2CuS 3O2 → 2SO2 2CuO
3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:
Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:
Na2SO3 H2SO4 → Na2SO4 SO2 H2O
4.Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.
Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:
Cu 2H2SO4 → CuSO4 SO2 2H2O
Химические свойства оксида серы (IV):
Оксид серы (IV) – это типичный кислотныйоксид. За счет серы в степени окисления 4 проявляет свойства окислителяи восстановителя.
1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочамии оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):
SO2 2NaOH(изб) → Na2SO3 H2O
SO2(изб) NaOH → NaHSO3
Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:
SO2 Na2O → Na2SO3
2. При взаимодействии с водой SO2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.
SO2 H2O ↔ H2SO3
3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.
Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:
2SO2 O2 ↔ 2SO3
Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:
SO2 Br2 2H2O → H2SO4 2HBr
Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:
SO2 2HNO3 → H2SO4 2NO2
Озон также окисляет оксид серы (IV):
SO2 O3 → SO3 O2
Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:
5SO2 2H2O 2KMnO4 → 2H2SO4 2MnSO4 K2SO4
Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:
SO2 PbO2 → PbSO4
4. В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства.
Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:
SO2 2Н2S → 3S 2H2O
Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:
SO2 2CO → 2СО2 S
SO2 С → S СO2
Оксид серы (vi)
Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.
Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.
2SO2 O2 ↔ 2SO3
Сернистый газ окисляют и другие окислители, например, озон или оксид азота (IV):
SO2 O3 → SO3 O2
SO2 NO2 → SO3 NO
Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):
Fe2(SO4)3 → Fe2O3 3SO3
Химические свойства оксида серы (VI)
1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:
SO3 H2O → H2SO4
2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.
Например, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:
SO3 2NaOH(избыток) → Na2SO4 H2O
SO3(избыток) NaOH → NaHSO4
Еще пример: оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):
SO3 MgO → MgSO4
3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель, так как сера в нем имеет максимальную степень окисления ( 6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:
SO3 2KI → I2 K2SO3
3SO3 H2S → 4SO2 H2O
5SO3 2P → P2O5 5SO2
4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.
Соли серной кислоты – сульфаты
Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.
1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl
Видеоопытвзаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO2 и кислород O2;
2CuSO4 → 2CuO SO2 O2 (SO3)
2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 6SO2 3O2
2ZnSO4 → 2ZnO SO2 O2
2Cr2(SO4)3 → 2Cr2O3 6SO2 3O2
При разложении сульфата железа (II) в FeSO4 Fe (II) окисляется до Fe (III)
4FeSO4 → 2Fe2O3 4SO2 O2
Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.
3. За счет серы со степенью окисления 6 сульфаты проявляют окислительныесвойстваи могут взаимодействовать с восстановителями.
Например, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:
CaSO4 4C → CaS 4CO
4.Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:
Na2SO4 ∙ 10H2O − глауберова соль
CaSO4 ∙ 2H2O − гипс
CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос
ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос
Способы получения
1. Серную кислоту в промышленностипроизводят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.
Основные стадии получения серной кислоты :
- Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
- Очистка полученного газа от примесей.
- Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
- Взаимодействие серного ангидрида с водой.
Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):
| Аппарат | Назначение и уравненяи реакций |
| Печь для обжига | 4FeS2 11O2 → 2Fe2O3 8SO2 Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800оС |
| Циклон | Из печи выходит печной газ, который состоит из SO2, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз. |
| Электрофильтр | Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). |
| Сушильная башня | Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. |
| Теплообменник | Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата. |
| Контактный аппарат | 2SO2 O2 ↔ 2SO3 Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):
Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню. |
| Поглотительная башня | Получение H2SO4 протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3. nSO3 H2SO4 → H2SO4·nSO3 Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю. |
Общие научные принципы химического производства:
- Непрерывность.
- Противоток
- Катализ
- Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
- Теплообмен
- Рациональное использование сырья
Тренировочные задания
1. Водород при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) кислородом и железом2) серой и хромом3) оксидом углерода (II) и соляной кислотой4) азотом и натрием
2. Верны ли следующие утверждения о водороде?
А. Перекись водорода можно получить сжиганием водорода в избытке кислорода.Б. Реакция между водородом и серой идёт без катализатора.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
3. Кислород при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) гелием и железом2) фосфором и цинком3) оксидом кремния (IV) и хлором4) хлоридом калия и серой
4. Верны ли следующие утверждения о кислороде?
А. Кислород не реагирует с хлором.Б. Реакция кислорода с серой даёт SO2.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
5. Фтор при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) гелием и железом2) аргоном и азотной кислотой3) оксидом углерода (IV) и неоном4) водой и натрием
6. Верны ли следующие утверждения о фторе?
А. Реакция избытка фтора с фосфором приводит к PF5.Б. Фтор реагирует с водой.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
7. Хлор при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) кислородом и железом2) фосфором и серной кислотой3) оксидом кремния (IV) и неоном4) бромидом калия и серой
8. Верны ли следующие утверждения о хлоре?
А. Пары хлора легче воздуха.Б. В заимодействие хлора с кислородом приводит к оксиду хлора (V).
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
9. Бром при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) фосфором и железом2) фосфором и серной кислотой3) оксидом кремния (IV) и хлором4) бромидом калия и серой
10. Верны ли следующие утверждения о броме?
А. Бром не вступает в реакцию с водородом.Б. Бром вытесняет хлор из хлоридов.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
11. Йод при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) гелием и железом2) фосфором и кальцием3) оксидом кремния (IV) и хлором4) хлоридом калия и серой
12. Верны ли следующие утверждения о йоде?
А. Раствор йода обладает бактерицидными свойствами.Б. Йод реагирует с хлоридом кальция.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
13. Сера при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) натрием и железом2) фосфором и оксидом цинком3) оксидом кремния (IV) и хлором4) хлоридом калия и бромидом натрия
14. Верны ли следующие утверждения о сере?
А. При сплавлении серы и кальция образуется CaS.Б. При реакции серы с кислородом образуется SO2.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
15. Азот при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) литием и хлоридом кальция2) хлором и оксидом кальция3) оксидом кремния (IV) и хлором4) литием и кальцием
16. Верны ли следующие утверждения об азоте?
А. В промышленности реакцию азота и водорода осуществляют под высоким давлением в присутствии катализатора.Б. При взаимодействии азота и натрия образуется Na3N.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
17. Фосфор при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) натрием и сульфидом кальция2) хлором и кислородом3) оксидом углерода (IV) и серой4) серой и оксидом цинка
18. Верны ли следующие утверждения о фосфоре?
А. Реакция фосфора с хлором идёт только в присутствии катализатора.Б. При реакции фосфора с избытком серы образуются только P2S3.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
19. Углерод при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) кальцием и сульфатом бария2) хлором и неоном3) оксидом фосфора (V) и серой4) серой и гидроксидом цинка
20. Верны ли следующие утверждения об углероде?
А. При взаимодействии углерода с натрием образуется карбид состава Na2C2.Б. Углерод реагирует с оксидом кальция с образованием CaC2.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
21. Кремний при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) кислородом и гидроксидом натрия2) хлором и неоном3) оксидом фосфора (V) и серой4) серой и гидроксидом цинка
22. Верны ли следующие утверждения о кремнии?
А. При взаимодействии кремния с углеродом образуется карбид состава SiC.Б. Кремний реагирует с магнием с образованием Mg2Si.
1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны
23. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) H2 Ca →Б) H2 Na2SO4 →В) H2 CuO →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2SO3 H2O2) Cu(OH)23) Cu H2O4) CaH25) Na2S H2O
24. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) H2 Fe3O4 →Б) H2 N2 →В) H2 Na →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Fe(OH)22) NH33) N2H44) Fe H2O 5) NaH
25. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) O2 Li →Б) O2 Fe(OH)2 H2O →В) O2 (изб.) P →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Li2O2) Li2O23) P2O54) Fe(OH)35) P2O3
26. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) O2 S →Б) O2 Cr(OH)2 H2O →В) O2 (изб.) C →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) CO2) CO23) SO34) SO25) Cr(OH)3
27. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Cl2 Fe →Б) Cl2 Cr →В) Cl2 (изб.) P →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) PCl32) FeCl23) FeCl34) CrCl35) PCl5
28. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Cl2 NaOH (охл.) →Б) Cl2 NaOH (нагр.) →В) Cl2 NaBr →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaClO3 NaCl H2O2) NaCl NaClO H2O3) NaClO3 NaCl4) NaCl Br25) NaClBr
29. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Br2 NaI →Б) Br2 NaOH (нагр.) →В) Br2 NaOH (охл.) →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaClI2) NaBrO NaBr3) NaBrO3 NaBr H2O4) NaBrO NaBr H2O5) NaBr I2
30. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Br2 NaOH (нагр.) →Б) Br2 I2 →В) Br2 SO2 H2O →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaBr NaBrO3 H2O2) NaBr NaBrO H2O3) I Br4) H2SO4 HBr5) HBr SO3
31. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) I2 SO2 H2O →Б) I2 H2S →В) I2 HNO3 (конц.) →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) HIO3 NO2 H2O2) HI S3) HIO NO H2O4) HIO NO25) HI H2SO4
32. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) I2 HNO3 (конц.) →Б) I2 NaOH (нагрев.) →В) I2 Br2 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaI NaIO H2O2) HIO3 NO2 H2O3) IBr4) HIO NO H2O5) NaI NaIO3 H2O
33. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) S Na →Б) S HI →В) S NaOH →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2SO3 H2O2) Na2S3) H2S I24) Na2S Na2SO3 H2O5) Na2S H2O
34. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) S Cl2 (недост.) →Б) S HNO3 (конц.) →В) S O2 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) H2SO4 NO2 H2O2) SCl63) SO34) SO25) SCl2
35. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) N2 O2 →Б) N2 Na →В) N2 Ca →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Ca3N22) NO23) N2O54) NO5) Na3N
36. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) N2 Li →Б) N2 Al →В) N2 H2 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NH32) Li3N3) N2H24) LiN35) AlN
37. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) P H2 →Б) P Cl2 (изб.) →В) P H2SO4 (конц.) →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) PCl32) H3PO4 SO2 H2O3) H2S PH3 H2O4) PH35) PCl5
38. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) P Br2 (недост.) →Б) P LiВ) P HNO3 (конц.) →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) H3PO4 NO2 H2O2) Li3P3) H3PO4 NH4NO34) PBr55) PBr3
39. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) C H2SO4 (конц.) →Б) C Ca →В) C Na2SO4 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) CO2 SO2 H2O2) Na2SO3 CO3) CaC24) CaC5) Na2S CO2
40. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) C H2O →Б) C HNO3 →В) C S →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) CO2 NO2 H2O2) CO2 NH4NO33) CO H24) CO2 H25) CS2
41. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Si O2 →Б) Si S →В) S i Mg →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) SiS22) Mg2S3) MgS4) SiO25) SiS
42. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Si Cl2 →Б) Si C →В) Si NaOH →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) SiC2) SiCl23) Na2SiO3 H24) Na2SiO3 H2O5) SiCl4
43. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
44. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
45. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
46. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
47. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
48. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
49. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
50. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
51. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
52. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
53. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
54. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
Углерод
Химический элемент углерод расположен во 2-м периоде, главной подгруппе IV группы периодической системы Д.И. Менделеева, его электронная формула 1s22s22p2, наиболее характерные степени окисления –4, 2, 4.
Для углерода известны стабильные аллотропные модификации (графит, алмаз, аллотропия строения), в виде которых он встречается в природе, а также полученные лабораторным путём карбин и фуллерены.
Алмаз — кристаллическое вещество с атомной координационной кубической решёткой. Каждый атом углерода в алмазе находится в состоянии sp3-гибридизации и образует равноценные прочные связи с четырьмя соседними атомами углерода. Это обуславливает исключительную твёрдость алмаза и отсутствие в обычных условиях электропроводности.
В графите атомы углерода находятся в состоянии sp2-гибридизации. Атомы углерода объединены в бесконечные слои из шестичленных колец, стабилизированные ω-связью, делокализованные в пределах всего слоя. Этим объясняется металлический блеск и электрическая проводимость графита.
Углеродные слои объединены в кристаллическую решётку в основном за счёт межмолекулярных сил. Прочность химических связей в плоскости макромолекулы значительно больше, чем между слоями, поэтому графит довольно мягок, легко расслаивается и химически несколько активнее алмаза.
В состав древесного угля, сажи и кокса входят очень мелкие кристаллы графита с очень большой поверхностью, которые называют аморфным углеродом.
В карбине атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации. Его кристаллическая решётка построена из прямолинейных цепочек двух видов:
Карбин представляет собой порошок чёрного цвета с плотностью 1,9—2,0 г/см3, является полупроводником.
Аллотропные модификации углерода могут переходить друг в друга при определённых условиях. Так, при нагревании без доступа воздуха при температуре 1750 °С алмаз переходит в графит.
В нормальных условиях углерод весьма инертен, однако при высоких температурах он вступает в реакции с различными веществами, причём самой реакционноспособной формой является аморфный углерод, менее активен графит, а самый инертный — алмаз.
Реакции, характерные для углерода:
Углерод устойчив к действию кислот и щелочей. Только горячие концентрированные азотная и серная кислоты могут окислить его до оксида углерода (IV):
Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов. При этом в зависимости от природы металла образуются либо чистые металлы (оксиды железа, кадмия, меди, свинца), либо соответствующие карбиды (оксиды кальция, ванадия, тантала), например:
Углерод образует два оксида: CO и CO2.
Оксид углерода (II) CO (угарный газ) представляет собой бесцветный газ без запаха, плохо растворимый в воде. Это соединение является сильным восстановителем. Он горит на воздухе с выделением большого количества теплоты, благодаря чему CO является хорошим газообразным топливом.
Оксид углерода (II) восстанавливает многие металлы из их оксидов:
Оксид углерода (II) является несолеобразующим оксидом, с водой и щелочами он не реагирует.
Оксид углерода (IV) CO2 (углекислый газ) представляет собой бесцветный, без запаха, негорючий газ, малорастворимый в воде. В технике его обычно получают термическим разложением CaCO3, а в лабораторной практике — действием на CaCO3 соляной кислоты:
Оксид углерода (IV) является кислотным оксидом. Его характерные химические свойства:
Оксиду углерода (IV) соответствует очень слабая двухосновная угольная кислота H2CO3, которая не существует в чистом виде. Она образует два ряда солей: средние — карбонаты, например карбонат кальция CaCO3, и кислые — гидрокарбонаты, например Ca(HCO3)2 — гидрокарбонат кальция.
Карбонаты переходят в гидрокарбонаты под действием избытка углекислого газа в водной среде:
Гидрокарбонат кальция превращается в карбонат под действием гидроксида кальция:
Гидрокарбонаты и карбонаты разлагаются при нагревании:
Химические свойства
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.
1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
H2SO4 ⇄ H HSO4–
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4– ⇄ H SO42–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
H2SO4 MgO → MgSO4 H2O
Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
H2SO4 КОН → KHSО4 H2O
H2SO4 2КОН → К2SО4 2H2O
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
3H2SO4 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 6H2O
3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).
Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Н2SO4 2NaHCO3 → Na2SO4 CO2 H2O
Или с силикатом натрия:
H2SO4 Na2SiO3 → Na2SO4 H2SiO3
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
NaNO3(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HNO3
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:
NaCl(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HCl
4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.
Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
H2SO4 BaCl2 → BaSO4 2HCl
5.Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
H2SO4(разб.) Fe → FeSO4 H2
Серная кислота взаимодействует с аммиакомс образованием солей аммония:
H2SO4 NH3 → NH4HSO4
Концентрированнаясерная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н2S.
Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.
6H2SO4(конц.) 2Fe → Fe2(SO4)3 3SO2 6H2O
6H2SO4(конц.) 2Al → Al2(SO4)3 3SO2 6H2O
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
2H2SO4(конц.) Cu → CuSO4 SO2 ↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) Hg → HgSO4 SO2 ↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) 2Ag → Ag2SO4 SO2↑ 2H2O
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
3Mg 4H2SO4 → 3MgSO4 S 4H2O
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
5H2SO4(конц.) 4Zn → 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O
6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl
Видеоопытвзаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
7.Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.
Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
5H2SO4(конц.) 2P → 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) С → СО2↑ 2SO2↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) S → 3SO2 ↑ 2H2O
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
3H2SO4(конц.) 2KBr → Br2↓ SO2↑ 2KHSO4 2H2O
5H2SO4(конц.) 8KI → 4I2↓ H2S↑ K2SO4 4H2O
H2SO4(конц.) 3H2S → 4S↓ 4H2O
Химические свойства серы
В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.
1. Сера проявляет свойства окислителя(при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. При горениисеры на воздухе образуется оксид серы (IV):
S O2 → SO2
1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода)образуются галогениды серы:
S Cl2 → SCl2 (S2Cl2)
S 3F2 → SF6
1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:
2P 3S → P2S3
2P 5S → P2S5
2S C → CS2
1.4. При взаимодействии с металламисера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.
Например, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:
S Fe → FeS
S Hg → HgS
Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:
3S 2Al → Al2S3
1.5. С водородомсера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:
S H2 → H2S
2.Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.
2.1. При взаимодействии с окислителямисера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).
Например, азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:
S 6HNO3 → H2SO4 6NO2 2H2O
Серная кислотатакже окисляет серу. Но, поскольку S 6 не может окислить серу же до степени окисления 6, образуется оксид серы (IV):
S 2H2SO4 → 3SO2 2H2O
Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют серу до 4:
S 2KClO3 → 3SO2 2KCl
Взаимодействие серы с сульфитами(при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:
S Na2SO3 → Na2S2O3
2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.
Например, сера реагирует с гидроксидом натрия:
S 6NaOH → Na2SO3 2Na2S 3H2O
При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:
3S 2H2O (пар) → 2H2S SO2
Химические свойства сульфидов
1. Растворимые сульфиды гидролизуютсяпо аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:
K2S H2O ⇄ KHS KOHS2– H2O ⇄ HS– OH–
2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.
Например, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:
CaS 2HCl → CaCl2 H2S
А сульфид никеля, например, не растворяется:
NiS HСl ≠
3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.
Например, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:
CuS 8HNO3 → CuSO4 8NO2 4H2O
или горячей концентрированной серной кислоте:
CuS 4H2SO4(конц. гор.) → CuSO4 4SO2 4H2O
4.Сульфиды проявляют восстановительныесвойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.
Например, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):
PbS 4H2O2 → PbSO4 4H2O
Еще пример: сульфид меди (II) окисляется хлором:
СuS Cl2 → CuCl2 S
5.Сульфиды горят(обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).
Например, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):
2CuS 3O2 → 2CuO 2SO2
Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:
2Cr2S3 9O2 → 2Cr2O3 6SO2
2ZnS 3O2 → 2SO2 ZnO
6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественныена ион S2−.
Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:
Na2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2NaNO3
Na2S 2AgNO3 → Ag2S↓ 2NaNO3
Na2S Cu(NO3)2 → CuS↓ 2NaNO3
7.Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).
Например, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:
Al2S3 6H2O → 2Al(OH)3 3H2S
Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.
Например, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:
3Na2S 2AlCl3 6H2O → 2Al(OH)3 3H2S 6NaCl