Соединения s

Сероводород H₂S

Физические свойства: H₂S – бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит, поражает нервную систему.

Химические свойства: H₂S – восстановитель

1. 2H₂S+O₂=2S+2H₂O (недост. О₂);

2H₂S+3O₂=2SO₂+2H₂O (изб. О₂);

2. H₂S+I₂=2HI+S (с галогенами);

3. H₂S+FeCl₃=2FeCl₂+2HCl+S.

Получение:1) H₂+S=H₂S;

2) FeS+2HCl=H₂S+FeCl₂.

Соли:

Cульфиды – не растворимы в воде (кроме сульфидов щелочных и щелочноземельных металлов).

Гидросульфиды – растворимы в воде (напр., NaHS).

Оксид серы (IV)

Физические свойства: SO₂ – бесцветный газ с резким запахом.

Химические свойства: SO₂ – кислый оксид.

1. SO₂+NaOH=NaHSO₃ (SO₂ изб.);

SO₂+2NaOH=Na₂SO₃+H₂O (NaOH изб.)

2. SO₂+2H₂S=3S+2H₂O

3. SO₂+PbO₂=PbSO₄↓

4) SO₂+Br₂+2H₂O=H₂SO₄+2HBr

Получение:

1)S + O₂ = SO₂ (нагревание)

2)Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂↑+ 2H₂O (в лаборатории)

Сернистая кислота: SO₂+H₂O↔H₂SO₃

Соли:

Сульфиты H₂SO₃+2NaOH=Na₂SO₃+2H₂O

Гидросульфиты H₂SO₃+NaOH=NaHSO₃+H₂O (недост. щелочи)

Применение SO₂ и H₂SO₃: красители; уничтожение микроорганизмов; при перевозке, хранении фруктов и ягод. Для получения серной кислоты.

Оксид серы (VI) SO₃

Физические свойства: бесцветная жидкость, t<17˚C –затвердевает.

Химические свойства: SO₃ – кислотный оксид H₂O+ SO₃=H₂SO₄

Получение: 2SO₂+O₂=2SO₃ (нагревание, кат.V₂O₅).

Серная кислота H₂SO₄

Физические свойства: тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, гигроскопична, нелетучая и не имеет запаха, не проводит электрический ток.

Химические свойства:

1. обугливает углеводы 6H₂SO_4(конц.)+C₆H₁₂O₆=6C+6H₂SO₄·H₂O

2. с металлами (стоящими до водорода в ряду напряжения Me)

H₂SO_4(разб.)+Zn=ZnSO₄+H₂↑

2H₂SO_4(конц.)+ Zn = ZnSO₄ + SО₂ + 2H₂O

3. с сухими солями NaNO₃+4H₂SO₄= NaHSO₄+HNO₃

Применение: производство химических волокон, красителей, моющих, взрывчатых веществ, удобрений; рафинирование минеральных масел, травление металлов.

Соли серной кислоты:

сульфаты H₂SO₄+NaOH = Na₂SO₄+2H₂O

гидросульфаты H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O (недостаток щелочи)

Качественная реакция на сульфат-ион

Реагент – соли бария, например BaCl₂

H₂SO₄+ BaCl₂=BaSO₄↓+2HCl

Na₂SO₄+ BaCl₂=BaSO₄↓+2NaCl

BaSO₄ – нерастворимый в воде и кислотах белый осадок.

Общая характеристика элементов

d

p

+ē s

-nē степени

окисления

ns²np⁵ – последний уровень

– увеличение атомного номера

– уменьшается прочность связи между атомами в простом веществе

– повышается плотность, t кипения и плавления

– уменьшается реакционная способность

– уменьшается сродство к водороду

– увеличение сродства к кислороду

– растет сила галогенводородных кислот

F – трудносжимающийся газ

Cl – легкосжимающийся газ

Br – жидкость

I – твердое вещество

Предыдущий элемент вытесняет последующий из его солей и кислот

В природе: в водах океанов, морей и озер – соединения хлора.

NaCl – хлорид натрия сильвинит;

KCl – хлорид калия;

MgCl₂·6H₂O – хлорид магния.

Получение:

1. В лаборатории: 4HCl+MnO₂=Cl₂+MnCl₂+2H₂O;

2. В промышленности: электролиз раствора NaCl_(конц.),

Cl₂ выделяется на аноде.

Физические свойства: Cl₂ – ядовитый газ желто-зеленного цвета с резким запахом, тяжелее воздуха в 2,5 раза.

Химические свойства:

1. с

   Cl Cl

   молекула

   хлора

   металламиCu+Cl₂=CuCl₂;

2. снеметаллами 2Р+3Cl₂=2РCl₃;

3. с водородом на свету (со взрывом) Cl₂+H₂=2HCl;

4. вытесняет бром и йод Cl₂+2KBr=2KCl+Br₂;

5. с водой Cl₂+H₂O↔HCl+HClO – хлорноватистая кислота.

Применение: обезвоживание воды и др.; отбеливание тканей и бумаги; для получение HCl, хлорной извести.