Чтение онлайн

SO2 + NaOH = NaHSO3

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

H2SO3 + 2H2S = 3SV + 3H2O

2SO2 + O2 ->p, t, Pt– > 2SO3

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl

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

Получение и свойства соединений серы (+6)

4FeS2 + 11O2– >t– > 2Fe2O3 + 8SO2

2SO2 + O2 ->p, t, V2O5– > 2SO3

H2O + SO3 = H2SO4

H2SO4 + SO3 = H2SO4  • SO3 = H2S2O7 (олеум)

H2S2O7 + H2O = 2H2SO4

Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2

Cu + H2SO4 (разб.) /=

H2SO4(конц.) + H2O = H2SO4  • H2O + Q

Концентрированная серная кислота пассивирует на холоду Al, Fe, Cr.

2Fe + 6H2SO4 (конц.) ->t– > Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2O

Cu + 2H2SO4 (конц.) ->t– > CuSO4 + SO2 + 2Н2O

3Zn + 4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Ca + 5H2SO4 (конц.) = 4CaSO4 + H2S + 4H2O

2H2SO4 (конц.) + S ->t– > 3SO2 + H2O

2H2SO4 (конц.) + С ->t– > 2SO2 + CO2 + 2H2O

Атомы галогенов, образующих VIIA-группу, имеют электронную конфигурацию ns2np5. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I > At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. F2 и Cl2 – газы, Br2 – жидкость, I2 – твердое вещество. С увеличением радиуса атомов галогенов растет объем их атомов и молекул, а также их поляризуемость. Это приводит к увеличению сил межмолекулярного взаимодействия (сил Ван дер Ваальса) и повышению температур плавления и кипения простых веществ.

HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде образуют кислоты (HF – слабую, HCl, HBr и HI – сильные). В HF имеются сильные водородные связи. В ряду HCl – HBr – HI сила кислот несколько увеличивается в связи с увеличением поляризуемости молекул, пропорциональной их объему.

Электронная формула атома водорода 1s1. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s2. Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA-группе.

Водород – наиболее распространенный элемент во Вселенной. Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Возможные степени окисления водорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

CH4 + 2Н2O ->t, катализатор– > 4Н2 + CO2

Zn + 2HCl = ZnCl2 + Н2

(NaOH) + 2Н2O ->электролиз раствора– > 2Н2 + O2

Н2 + 2Na ->t– > 2NaH

Н2 + Са ->t– > СаН2

2Н2 + O2 = 2Н2O

Н2 + Cl2– >hv– > 2HCl

ЗН2 + N2– >t, p, катализатор– > 2NH3

NaH + Н2O = NaOH + Н2

СаН2 + 2HCl = CaCl2 + 2Н2

Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличии от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.

Кислород в молекуле воды находится в состоянии sp3– гибридизации, две связи О—Н и две неподеленные пары кислорода располагаются тетраэдрически, угол между связями О—Н равен 104,5°, поэтому молекула воды полярная. Вода является хорошим растворителем для веществ с ионными или полярными связями.

2Na + 2Н2O = 2NaOH + Н2

Fe + 4Н2O ->t– > Fe3O4 + 4Н2

Ag + Н2O /=

Н2O + СаО = Са(OH)2

Н2O + Al2O3 /=

N2O3 + Н2O = 2HNO2

2CuSO4 + 2Н2O <-> (CuOH)2SO4 + H2SO4

H2SO4(конц.) + H2O = H2SO4  • H2O

CuSO4 + 5H2O = CuSO4 • 5H2O

Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем.

F2 + Н2 = 2HF

2F2 + 2Н2O = 4HF + O2

F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2

4HF + SiO2 = SiF4^ + 2Н2O