14. Квантово - механическая модель атома. Атомные орбитали. Квантовые числа.

В основу КММ положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке можно судить не точно, а с определенной долей вероятности. Поэтому в КММ орбиты Бора заменили орбиталями. Вся совокупность сложных движений электрона в атоме описывается 5 квантовыми числами: главным n, побочным l, магнитным m_l, спиновым s и проекцией спина m_s

1. главное квантовое число- хар-ет энергет уровни электрона в Эл/магнитном поле ядра, n- номер энергет уровня, принимает любые целые значения от 1 до ∞, исключая 0.

2. орбитальное – хар-ет форму Эл/орбиталей, приним все значения от 0 до n-1. орбитальное квант число обознач лат строчными буквами s,p,d,f. 0-s орбиталь (шар), l=1 (p-орбиталь- гантеля), и др.

3. магнитное- хар-ет пространственную ориентацию Эл/облаков , относительно др друга может принимать любве целые численные значения от - ∞ до + ∞, включая 0.

4. спиновое – хар-ет движение электрона вокруг собственной оси . имеет всего 2 значения: -1/2 и + ½. S- состояние м.б.не более 2℮, p- 6℮, d-10℮, f-14℮.

Атомная орбиталь — пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Каждой орбитали соответствует свой уровень энергии. Электрон может перейти на уровень с большей энергией, поглотив фотон. При этом он окажется в новом квантовом состоянии с большей энергией. Аналогично, он может перейти на уровень с меньшей энергией, излучив фотон. Энергия фотона при этом будет равна разности энергий электрона на этих уровнях. Атомные орбитали отличаются энергией, размером, формой и положением в пространстве относительно ядра. Согласно квантово-механическим расчетам s-орбитали имеют форму шара, p-орбитали — форму гантели, d-орбиталь в зависимости от характеризующих ее квантовых чисел может принимать две различные формы, а f-орбиталь — четыре различные формы.

15. Многоэлектронные атомы. Заполнение электронных оболочек атомов: принцип наименьшей энергии, правило Клечковского, принцип запрета Паули и правило Хунда. Электронные конфигурации атомов малых и больших периодов.

Многоэлекторонные атомы - это атомы, содержащие более одного валентного электрона. Принцип наименьшей энергии. При заполнении электронами уровней и подуровней последовательность размещения электронов должна отвечать как наименьшей энергии электрона, так и наименьшей энергии атома в целом. Электрон не занимает вышележащий уровень, если в нижележащем есть ячейки, располагаясь в которых, он будет обладать меньшей энергией. Этот принцип выражает общее термодинамическое требование к устойчивости системы: максимуму устойчивости системы соответствует минимум ее энергии. Но помните также и о том, что в состоянии максимальной устойчивости электронной системы в атоме связь электронов с ядром наиболее прочна. Чем ближе к ядру находится электрон, тем прочнее его связь с ядром. правило Клечковского. Энергия электрона в атоме определяется значениями главного n и побочного l квантовых чисел, поэтому сначала заполняются электронами те энергетические уровни и подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n + l минимальна. Если для двух подуровней одного или разных уровней суммы n + l равны, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением n. Правило Гунда (Хунда). Заполнение электронами ячеек p-, d- и f-подуровней вначале происходит неспаренными электронами, и лишь после такого заполнения подуровня начинается вхождение в ячейки вторых электронов (с противоположными спиновыми квантовыми числами), т. е. происходит их спаривание.

У эл-ов 2го периода электр. заполн. второй энергет. уровень, на кот. может нах-ся не более 8 электр. Вначале электр. заполн. s подуров., потом р.

Li 1s²2s¹ Be 1s²2s² Ne 1s²2s²2p⁶

На внеш. энерг. уровне атома не может нах-ся более 8 электр., поэт. 2ой электрон. слой атома Nе яв-ся завершенным.

В ат. эл-ов 3го периода формир-ся 3й электр. слой, на кот. нах-ся до 18 электр. Вначале заполн-ся s подуров., потом p, заполнение d подуровня 3го энергет. уровня не происх.

Nа 1s²2s²2p⁶3s¹ Al 3s²3p¹ Ar 3s²3p⁶

У первых 2х эл-ов 4го периода начинает заполняться 4й энергет. уровень

F 1s²…..3p⁶4s¹ Ca 3p⁶4s²

Начиная с эл-та №21 скандия происходит заполнение электронов d подуровня 3 энергет. уровня. На этом подуровне может быть 10 электр., поэт. у эл-ов начиная со Sc заполн-ся только 3d подуров.

Sc 3p⁶4s²3d¹

В дальн. электрон. формулы записыв-ся по порядку номеров уровней энергии электронов

Mn 4s²4p¹3d¹

Заполн-е энерг. уровней эл-ов 5го периода идет аналогично. Начиная с иттрия у десяти эл-ов происходит заполнение электронов 4d подуровня. В атомах эл-ов 6-7 периодов начиная с Ce появ-ся электр. на f подуровнях.

У атомов некот-ых эл-ов наблюдается явление проскока электр. с внеш. энергет. уровня на последний Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹ Cu 3s²3p⁶3d¹⁰4s¹

Область пространства, где наиболее часто пребывает электрон облако наз атомной орбиталью. АО – есть распределение отрицат заряда в пространстве. Орбитали бывают нескол типов: s,p,d,f (q). Т.о. каждая орбиталь наз-ся от назв-я спектральной линии

16. Водород. Положение в периодической системе. Нахождение в природе. Получение в промышленности и в лаборатории, применение. Химические и физические свойства. Соединения водорода с металлами и неметаллами и их свойства.

Элемент водород, химический знак Н, занимает первое место в периодической системе. В первом периоде есть один элемент гелий. Он – первый представитель элементов нулевой группы и как по физическим, так и по химическим свойствам является их полным аналогом.

Ядро атома водорода имеет один положительный заряд, который нейтрализуется вращающимся вокруг ядра электроном.

Атом водорода способен отдавать электрон и превращаться в положительно заряженный ион:

Н⁰-е=Н⁺

Атомы щелочных металлов, имеющие по одному электрону на внешнем валентном уровне, также способны отдавать по одному электрону и превращается в положительно заряженные ионы:

Na⁰-е=Na⁺

По электронной формуле 1S¹ он формально относится к s-элементам и явл. аналогом типических элементов 1 группы (Li и Na) и собственно щел. металлов (подгруппа К). Это обусловливает сходство оптических спектров водорода и щелочных металлов. Водород и Металлы IА- группы проявл. степень окисления +1 и являются типичными восстановителями. Единств. электрон атома водорода явл. кайносимметричным, а потому исключительно прочно связан с ядром.

У водорода, как и у галогенов не хватает одного электрона до электронной структуры последующего благородного газа. Действит., водород, подобно галогенам, проявляет степень окисления -1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному сост., и по сост. молекул Э ₂.

Т. о., в отличие от др. элементов ПС у Н₂ нет истинных элементов-аналогов вследствие исключительности строения его атома. Не случайно только для соединений водорода в степени окисления + 1 имеет место специфический вид связи - водородная связь.

Изотопы водорода. Природный водород представляет собой смесь изотопов: протия(¹₁Н), дейтерия(²₁Н) и трития(³₁Н). Ядра протия и дейтерия стабильны. Тритий же радиоактивен: выбрасывая электрон, он превращается в легкий изотоп гелия 2³He с периодом полураспада 12,26 года. Для изотопных соединений характерна термодинамическая неравноценность и наблюдается кинетический изотопный эффект.

Нахождение в природе.

Во Вселенной водород яв-ся самым распространенным элементом – на его долю приходится около 75% массы Вселенной или свыше 90% всех ее атомов.

Водород входит в состав воды в ее важнейшую геологическую оболочку Земли – гидросферу.

Он образует, наряду с углеродом, все органические вещества, т.е. входит в состав живой оболочки Земли – биосферы.

В земной коре – литосфере – массовое содержание водорода составляет всего лишь 0,88%, т.е. он занимает 9-е место среди всех элементов. Но по числу атомов, приходящихся на долю водорода, ему принадлежит почетное 3-е место.

Воздушная оболочка Земли – атмосфера содержит менее миллионной части общего объема, приходящейся на долю молекулярного водорода. Он встречается только в верхних слоях атмосферы.

Получение в промышленности и в лаборатории, применение.

В промышленности наиболее известных способа получения водорода (превращение)

Действие водяных паров на раскаленный уголь при температуре около 1000⁰

С+Н₂О=СО+Н₂ и далее СО+ Н₂О=СО₂+Н₂

Действия метана с водяным паром в присутствии никелевого катализатора при температуре 1300⁰С:

СН₄+2Н₂О=СО₂+4Н₂

Водород в промышленности получают также электролизом воды в присутствии щелочи или серной кислоты:

_{электролиз}

2Н₂О→2Н₂+О₂

Как побочный продукт при электролизе водных растворов хлоридов калия или натрия также образуется водород:

_{электролиз}

2NaCl+2H₂O→H₂+Cl₂+2NaOH

В лабораторных условиях для получения водорода наиболее часто применяют взаимодействие соляной или разбавленной серной кислоты с цинком:

Zn+2H⁺=Zn²⁺+H₂ Zn+H₂SO₄=ZnSO₄+H₂↑

Водород можно также получить взаимодействием алюминия с раствором щелочей:

2Al+2OH^-+8H₂O=2[Al(OH)₄(H₂O)₂]^-+3H₂↑

Иногда для получения водорода испль-ют взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов с водой:

Са+2Н₂О=Са(ОН)₂+Н₂↑

2Na+2H₂O=2NaOH+H₂↑

Химические и физические свойства.

Молекула водорода состоит из двух атомов. Связь м/у атомами – ковалентный. Водород - газ без цвета, вкуса, запаха, трудно сжижается и затвердевает, так как молекула его неполярны. Водород плохо растворяется в воде однако хорошо поглощается d-металлами – никелем, платиной, палладием.

Восстановительные свойства водорода проявляется в первую очередь в реакциях с неметаллами. На взаимодействия водорода с галогенами легко проиллюстрировать зависимость скорости реакции от природы галогена.

CuO+H₂=Cu+H₂O

2NO+2H₂=N₂+2H₂O

CO+2H₂O↔CH₃OH

Фтор взаимодействует с водородом со взрывом даже в темноте. Реакция с хлором протекает с взрывом только после инициирования светом. С бромом и иодом водород обратимо реагирует без взрыва. С серой, азотом, углеводородом взаим.-ет обратимо при нагревании, образуя различные по кислотно-основным свойствам летучие водородные соединения.

Атомарный водород более активен, чем молекулярный.

Применение.

Для промыш. синтеза аммиака и хлороводорода;

Для получения метанола и синтетического жидкого топлива в составе синтез-газа;

Для гидроочистки и гидрокрекинга фракций;

Для гидрогенизации жидких жиров;

Для резки и сварки металлов;

Для получения вольфрама, молебдина и рения из их оксидов;

Для космических двигателей в качестве топлива.

17. Галогены. Общая характеристика элементов VIIA группы (фтор, хлор бром, йод). Природные соединения и получение, физические и химические свойства; основные соединения и их свойства, применение простых и сложных веществ.

Элементы VIIA группы ПС Д.И. Менделеева. Объединенные общим название галогены: фтор, хлор, бром, иод, (астат)- типичные неметаллы. Их атом содержат на внешнем энергетическом уровне 7 электронов. Им недостает лишь одного электрона, чтобы завершить этот уровень. Томы этих элементов при взаимодействии с металлами принимают электроны от атомов металлов, при этом возникает ионная связь и образуется соли. Внешняя электронная конфигурация атомов галогенов описывается формулой ns²np⁵. Поэтому наиболее характерная валентность галогенов равна одному, как и наиболее характерная степень окисления -1. Для фтора, самого электроотрицательного из всех элементов, атомы которгоо не имеют близких по значению энергии вакантных d-орбиталей, такая ст.окисления в соединениях единственная. Остальные галогены в соединениях с более электроотрицательными элементами (фтор, кислород, азот) могут получать полож. Нечетные ст.окисления +1, +3, +5, +7. С увеличением порядкового номера галогенов радиус их атомов увеличивается, а энергия ионизации уменьшается.

F→CI→Br→I→At. От F→ At уменьшаются неметаллические св-ва.

Закономерно изменяются физ св-ва галогенов с ростом порядкового номера. Молекулы двухатомны, хар-р связи-ковалентный неполярный. С увеличением молекулярной массы галогенов их температура плавления и кипения повышаютя, возрастают плотности: F трудно сжижающийся газ, CI легко сжижающийся газ, Br-жидкость, I-твердое в-во. Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и молекул галогенов возрстают силы межмолекулярного взаимодействия между ними. От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски. У кристаллов иода появляется металлический блеск. Химическая активность галогенов как неметаллов от фтора к иоду ослабевает. Каждый галоген яв-ся самым сильным окислителем в своем периоде. Окислительные свойства галогенов проявляется в первую очередь при взаимодействии с металлами и с водородом. Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании – и с серебром, и с золотом, и с платиной. Остальные галогены реагирует с металлами в основном при нагревании, при этом образуются соли, в которых металл проявляет большее значение ст.окисления.

2 Fe+3Cl₂=2FeCl₃

Иод окисляет металлы остальных галогенов, но в присутсвии воды, которая яв-ся катализатором, рекация иода с порошком алюминия протекает очень бурно. Фтор сильный окислитель окисляет все элементы как в составе протсых веществ, так и в соединениях.

O₂+F₂=O₂F₂

8NH₃+F₂=N₂+6NH₄F

Фтор окисляет благородные газы F₂+XeF₂

В результате взаимодействия галогенов с водородом образуются галогеноводороды. НF→ HCI→HBr→HI – длина связи в ряду возрастает. Водные растворы галогеноводородов яв-ся кислотами. От фтора к иоду способны вытеснятҗ друг друга.

Водный р-р НF-плавиковая к-та. Разъедает стекла, ее хранят в сосудах из фторопласта. НCI получается растворением в воде хлороводорода и Н₂+CI₂ → 2НСI. Соляная к-та бесцветная жидкость, на воздухе дымит.

2НСI+Zn →ZnCI₂+H₂

2НСI+ZnO→ZnCI₂+H₂O(амфотерный оксид)

2НСI+CuO→CuCI₂+H₂O(основной оксид)

2НСI+Cu(OH)₂→CuCI₂+2H₂O

НBr НI-бесцветные газы.

Соединения F с кислородом-малоустойчивые в-ва OF_2- газ с запахом озона_; O₂F₂; O₃F₂ . кислородные соед-я хлора получают только косвенно. СI₂+H₂O→НCI+HOCI

HOCI-хлорноватистая к-та. сильный окислитель, соли-гипохлориды, т.к. мало стабильна диспропорционирует 2HOCI= НCI+HCIO_2. HCIO₂-хлористая к-та, соли-хлориты. При разложении обр-ся хлорноватая к-та(4HCIO₂→HCIO₃+2CIO₂+НCI+H₂O), существует только в р-ре, ее соли-хлораты.

CIO₂-желто-бурый взрывчатый газ. Взаимодействуя с озоном дает триоксид хлора CIO_3- красная дымящаяся жидкость. HCIO₄ –сильная к-та, бесцветная жидкость, ее соли перхлораты. При отнятии воды от HCIO₄ обр-ся CI₂O₇ бесцветное масло.

HOCI → HCIO₂ → HCIO₃ → HCIO₄ усиливаются кислотные св-ва; повышается устойчивость.

Бромноватистая, йодноватистая получаются Э ₂+ H₂O →НЭ+ HOЭ

18. Кислород, строение молекулы, нахождение в природе, получение в лаборатории и промышленности. Физические и химические свойства. Озон. Разрушение озонового слоя в атмосфере. Оксиды неметаллов, металлов, пероксиды, супероксиды и озониды.

Кислород – это самый распространенный элемент на Земле. Химический знак-О. Занимает место в главной погруппе 6 группы во втором периоде системы Менделеева, порядковй номер 8. Порядковый номер показывает, что ядро атома кислорода имеет 8 полож.-х зарядов, а вне ядра нах-ся 8 электронов. Электроны атома кислорода расположены на 2 уровнях энергии: первом-2, на втром-6.

О (1s²2s²2p⁴)

Элемент кислород образует 2 простых веществ – кислород и озон, 2 аллотропических видоизменения, отличающийся различными составом молекул. Молекула кислорода состоят из двух атомов кислорода О₂ ,а молекула озона из трех атомов О₃.

Кислород входит в состав многих минералов, в состав белков, жиров и углеводов. Природный кислород представляет собой смесь трех изотопов с массовыми числами 16,17,18.

Получение в лаборатории и промышленности.

В промышленности кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, из которого вначале испаряется более легкокипящий азот т остается в основном кислород. Чистый кислород как и водород получают электролизом воды в присутствии NaOH или H₂SO₄

В лаборатории кислород получают термическим разложением бертолетовый соли (присутствии катализатора оксида маргенец (4)), калийной селитры или перманганата калия:

_кат.

2KClO₃→2KCl+3O₂

2KMnO₄=K₂MnO₄+MnO₂+O₂

2KNO₃=2KNO₂+O₂

В качестве кат. Оксид марганца(4) используют также и для получения кислорода из пероксида водорода:

_кат.

2Н₂О₂→2Н₂О+О₂

Физические и химические свойства.

Ф.св-ва. Кислород – газ, без цвета, вкуса и запаха. В жидком и твердом состояниях он голубого цвета. Низкие тем-ры плавления и кипения объясняются тем, что его молекулы не обладают полярностью, связь м/у атомами в молекулах ковалентная .

Химические свойства.

Кислород - - один из активных элементов: он в низких тем-рах соединяется металлами. Щелочные металлы, как наиболее активные, сгорая на воздухе, образуют перекиси.

2Na+O₂=Na₂O₂

Поверхности многих металлов, например алюминия, хрома, под действием кислорода воздуха покрывается окисной пленкой, которая предохраняет всю массу от дальнейшего окисления. Образующаяся окисная пленка у некоторых металлов не предохраняет металл поэтому, например кусок металла, оставленный на воздухе, весь переходит в окисел:

4Fe+3O₂=2Fe₂O₃

При сжигании железа в кислороде образуется оксид железа (4)

3Fe+2O₂=Fe₃O₄

С металлами кислород образует нормальные и смешанные оксиды, а также пероксиды и надпероксиды;

2Mg+O₂=2MgO

2Na+O₂=Na₂O₂

C неметаллами кислород образует различные оксиды в зависимости от условий реакции:

С+О₂=СО₂ и 2С+О₂=2СО

4Р+3О₂=2Р₂О₃ и 4Р+5О₂=2Р₂О₅

Оксиды элементов с меньшей степенью окисления под действием кислорода превращаютя в оксиды с большой степенью окисления:

2CO+O₂=2CO₂

2SO₂+O₂=2SO₃

Кислород реагирует и другими сложными веществами:

4NH₃+3О₂=2N₂+6H₂O (без катализатора)

4NH₃+5О₂=4NO+6H₂O (с катализатором)

2Na₂SO₃+O₂=2Na₂SO₄

Большое практическое значение имеют реакции окисления кислорода с орг. Веществами.

Реакция горения СН₄+2О₂=СО₂+2Н₂О

Восстановительные св-ва кислород проявляет только в реакциях с фтором:

_{t или эл.разряд.}

O₂+F₂→O₂F₂

Озон, в отличие от кислорода, энергично окисляет, например, серебро:

8Ag+2O₃=4Ag₂O+O₂

Осень активные металлы отдают молекулы озона электрон без разрушения молекулы, превращая ее в озанид-ион О₃^-

K+O₃=KO₃

Озониды можно получить воздействием озона на бесцветные кристаллы гидроксидов калия, рубидия иди цезия, которые можно при этом превращаться в оранжево-красные кристаллы.

4KOH+4O₃=4KO₃+O₂+H₂O

Качественно и количественно зон определяют с помощью следующей реакции:

O₃+2KI+H₂O=I₂+2KOH+O₂

Применение кислорода и озона

Кислород применяют в металлургии для сталеплавильных процессов, как окислитель во многих производствах, для резки и сварке металлов, жидкий кислород применяется в качестве окмислителя ракетного топлива.

Озон применяют для обеззараживания воды и воздуха, отбеливания тканей, дезодирования продуктов питания.

19. Сера, оксиды и кислоты серы. Аллотропные модификации. Важнейшие соединения, их свойства и практическая значимость. Сероводород, получение, свойства, токсичность. Оксиды серы. Серная, сернистая и тиосерная кислоты и их соли. Получение, свойства.

Элемент сера, химический знак S, нах-ся в главной подгруппе 6 группы, в 3 периоде, поряд.номер 16, атомный вес 32. Ядро атома серы имеет 16 полож.зарядов, а вне ядра нах-ся 16 электронов.

S⁰(1s²2s²2p⁶3s³3p⁴) Наиболее характерны степени окисления в соединениях –2, +4, +6 (валентности соответственно II, IV и VI). Значение электроотрицательности серы по Полингу 2,6. Сера относится к числу неметаллов.

В атоме серы не хватает 2 электронов для образования устойчивой электронной конфигурации.

Сера образ-т ряд аллотропных видоизменений. Чистач сера при кристаллизации из расплава дает лимонно-желтые кристаллы игольчатый формы – моноклинную серу, которая при охлаждении переходит в наиболее устойчивую при обычных условиях ромбическую серу. Если расплавленную серу влить в холодную воду, то образуется пластическая сера. Сера обладает очень малой электро- и теплопроводностью.

Нахождение в природе.

В природе сера встречается в трех формах:

1. Самородная сера;

2. Сульфидная сера: FeS (пирит)

3. Сульфатная сера: СаSO₄*2H₂О

Сера входит в состав белковых молекул, а также органических серосодержащих соединений нефти и газа.

Сера яв-ся окислителем по отношению в первую очередь с металлами:

2Na + S = Na₂S, Ca + S = CaS, Fe + S = FeS 2Al + 3S = Al₂S₃

С водородом при нагревании сера образует сероводород H₂S и в небольшом количестве сульфаны

H₂ + S = H₂S.

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Na₂S + S = Na₂S₂

Восстановительные свойства сера проявляется с простым веществами, образованными неметаллами с большим значением электроотрицательности – кислородом и галогенами (кроме йода):

Сера — достаточно активный неметалл. Даже при умеренном нагревании она окисляет многие простые вещества, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами.

S + O₂ = SO₂; S + 3F₂ = SF₂,

2S + Cl₂ = S₂Cl₂ (c примесью SCl₂)

Сера является восстановителем и по отношению к сложным веществам-окислителям:

S + 6HNO₃(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ ↑ + 2H₂О

S + 2H₂SO₄ (конц.) = 3SO₂ ↑ + 2H₂О

Применение. Серу используют для производства серной кислоты, сульфитов, для борьбы с болезнями растений. Т. ж. для получения фейерверков, салютов, в медицине для производства кожных мазей.

Сероводород. Нахождение в природе.

Сероводород содерж-ся вулканических газах и постоянно обр-ся на дне Черного моря. Образ-ся при гниении белка. Содер-ся в некоторых минеральных водах.

Получение. В промышленности сероводород получают как побочный продукт при очистке нефти, природного и коксового газа. В лаборатории его получают взаимод-ем соляной или разбавленной серной кислот с сульфидами железа и цинка:

Молекула сероводорода имеет угловое строение. Бесцветный газ с резким запахом, очень ядовит, вызывает отравление малом колич. в воздухе. Накапливается в организме. (присод.с гемоглабином)

Сероводород – это сильный восстановитель. Он сгорает в кислороде или на воздухе:

2H₂S + ЗО₂ = 2Н₂О + 2SO₂

при недостатке кислорода:

2H₂S + О₂ = 2S+ 2Н₂О

Сероводород легко окисляется галогенами, оксидом серы(4), хлоридом железа (3):

H₂S+Cl₂=2HCl+S

2 H₂S+SO₂= 2Н₂О+3S

H₂S+2FeCl₃=2FeCl₂+S+2HCl

На воздухе сероводород окисляет серебро, что и объясняет почерение серебряных изделий, которое наб-ся со временем.

4Ag + 2H₂S + O₂ = 2Ag₂S + 2H₂O

Сероводородная кислота и сульфиды. Сероводород хорошо растворим в спирте и хуже в воде. Как двухосновная, сероводородная кислота образует два ряда солей – средние(сульфиды) и кислые (гидросульфаты)

2 КОН+ H₂S= К₂S+2H₂O

2КОН+ H₂S= КНS+H₂O

Сульфиды зависимости от ст.окисления могут быть основными(Na₂S), амфотерными(Al₂S₃), кислотными(P₂S₅).

Сульфиды яв-ся сильными восст-ями:

H₂S + 2HNO₃(конц.) = S↓ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Оксиды серы. Серная, сернистая и тиосерная кислоты и их соли. Получение, свойства.

Оксид серы (4), сернистая кислота и ее соли.

Оксид серы (4), или сернистый газ, получают при горении серы или сероводорода, а также при обжиге сульфидов.

В лаб. SO₂ моңно получитҗ реакцией обмена м/у сульфитом и р-ром серной кислоты:

Na₂SO₃ + H₂SO₄= Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

Оксид серы(4) –бесцветный газ с резким запахом, менее токсичен, чем сероводород, и лучше растворим в воде. В водном растворе сернистого газа, часто называемом сернистой кислотой.

Наиболее характерным и практически важным химическим свойством двуокиси серы, сернистой кислоты и ее соли яв-ся их окисление с образованием соединений, в котором сера проявляет валентость =6. В воде растворимы сульфиты щелочных метллов и гидросульфиты.

Окислительные св-ва.

2 H₂S+SO₂= 2Н₂О+3S

Восстановительные св-ва.

2SO₂+O₂↔2SO₃

Применение. Сернистый газ применяют в производстве серной кислоты, для отбеливания шерсти, дезинфекции.

Оксиды серы (6). Серная кислоты и их соли.

Получают как промежуточный продукт при производстве серной кислоты каталитическим окислением сернистого газа при тем-е 500С:

2SO₂+O₂↔2SO₃

Молекула. При обычных условиях – это бесцветная ядовитая жидкость. Оксид серы (6) типичный кислотный оксид. Серный ангидрид – очень сильный окислитель, так как сера в нем имеет макс. Ст.окисления (+6). Он энергично взаим-ют с такими восс-ями иодид калия, сероводород, фосфор.

5SO₃ + 2P→ P₂O₅ + 5SO₂

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

2SO₃ + 2KI → SO₂ + I₂ + K₂SO₄.

Серная кислота и ее соли. Произ-во 3 стадия.

1 стадия – получение окисда серы (4). 2H₂S + О₂ = 2S+ 2Н₂О

2 стадия- пол-е оксида серы (6) 2SO₂+O₂↔2SO₃

3 стадия – пол-е серная кислота. SO₃ + H₂O= H₂SO₄

Химическая чистая серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость. Химические свойства серной кислоты в значительной степени зависят от ее концентрации.

Разбавленная серная кислот проявляет все хар-ные св-ва кислот: вз-ет с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с оксидами металла, с основаниями, с солями, с амфотерными гидроксидами. Поскольку серная кислота двухосновна, она образует 2 ряда солей средние-сульфаты, кислые-гидросульфаты.

Zn + H₂SO₄= ZnSO₄ + Н₂↑.

Концентрированная серная кислота по свойствам сильно отличается от разб. К.с.к. окисляет металлы вне зависимости от их положения в рядуинапряжений, но не железо, золото и металлы платиновой группы:

Cu+2H₂SO₄ =CuSO₄+SO₂+2H₂O

Наиболее активные из металлов – щелочные, щелочноземельные, магний, цинк – восст-ют сульфат ионы до различ.продуктов:

Zn + 2 H₂SO₄ (конц.)= ZnSO₄ + SO₂ + 2Н₂О

4Mg+5 H₂SO₄ (конц.)=4MgSO₄+H₂S+4H₂O

Окислителем конц. серн.кислота с неметаллами:

С + 2 H₂SO₄ (конц.)= СО₂ + 2SO₂+2Н₂О

2Р+ 5 H₂SO₄ (конц.)= 2Н₃РO₄ + 5 SO₂ + 2Н₂О

При комнатной температуре окисляет галогеноводороды и сероводород:

8HI+H₂SO₄=4I₂+H₂S+4H₂O

2HBr+ H₂SO₄=S+SO₂+2H₂O

Применение. Серную кислоту широко исп-ют в производстве удоюрений, минералҗных кислот, солей, синетич.моюцих средств.