2. Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и углекис­лый газ:

MgC0₃ = MgO + CО₂

3. Качественной реакцией на карбонаты и гидрокарбонаты является их взаимодействие с растворами кислот:

NaHC0₃ + НС1 = NaCl + Н₂0 + C0₂t

4. Реагируют со щелочами: K₂CO₃+ Ca(OH)₂ = CaCO₃ +2KOH

5. с солями: Na₂CO₃ + CaCI₂ = CaCO₃ + NaCI

Карбонаты и гидрокарбонаты некоторых металлов име­ют широкое применение.

CO – оксид углерода (II) (угарный газ) – несолеобразующий оксид, сильный восстановитель.

СО₂ – оксид углерода (IV) (углекислый газ) – кислотный оксид.

CaCO₃ – карбонат кальция (известняк, мел, мрамор), NaHCO₃ – питьевая сода,

Na₂CO₃•10H₂O – кристаллическая сода, K₂CO₃ – поташ (в золе). Входит в состав всех органических соединений, каменного угля, нефти, торфа, природного газа. В свободном виде – алмаз, графит.

Экзаменационный билет № 22

1. Сера, ее аллотропные модификации. Бинарные соединения серы, их получение и строение молекул. Сера, ее аллотропные модификации.

Известны 3 аллотропные модификации серы: ромбическая, или α-сера; моноклинная, или β-сера, и пластическая, или каучукоподобная. Наиболее устойчивая модификация – ромбическая, именно в таком виде сера встречается в природе в свободном состоянии. Ромбическая сера состоит из циклических молекул S8, в которых атомы серы соединены одинаковыми ковалентными связями. Важнейшие природные соединения серы:

FeS2 – пирит, или железный колчедан, CuS – медный блеск, PbS – свинцовый блеск, CaSO4 2H2O – гипс, Na2SO4 10H2O – глауберова соль.

Получение: H2SO3 + 2H2S→3S+3H2O; 2H2S +O2 = 2H2O +2S

Сера может проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя.

Сероводород.В молекуле сероводорода ст. ок. серы= -2 (низшая ст. ок.), поэтому сероводород является восстановителем.

Получение: FeS+2HCI=FeCI2+H2S

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли является взаимодействие их с растворимыми солями свинца. При этом выделяется PbS черного цвета.

Оксид серы (IV), сернистый газ, сернистый ангидрит.

SO2 – кислотный оксид. В ОВР может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель: SO2 + 2H2S = 3S +2H2O

Как восстановитель: 2SO2+O2 = 2SO3

Получение: t t

1. S+O2=SO2 2. в промышленности: 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2

3. В лаборатории: t

a)Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2+H2O

t

б)Cu+2H2SO4 (конц.)=CuSO4+SO2+2H2O

Оксид серы (VI), серный ангидрит.

SO3 – кислотный оксид, характиризуется сильными окислительными свойствами (т.к. сера находиться в наивысшей степени окисл. +6): 3SO3 + H2S = 4SO2 + Н2О

Получение: t, кат.

2SO2+O2 = 2SO3

Экзаменационный билет № 23

1. Серная кислота, строение молекул, получение. Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты (реакции с металлами и неметаллами).

Серная кислота - это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кисло­та в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду и перемешивать раствор.

Раствор серной кислоты в воде с содержанием Н₂SО₄ менее 70% называется разбавленной серной кислотой. Раствор серной кислоты в воде с содержанием Н₂SО₄ более 70% обычно - концентрированная серная кислота.

Химические свойства

Кислотно-основные свойств. Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Ее диссоциация (ионизация) выражается следующим уравнением: H₂SO₄ ↔ 2Н⁺ + SO^2-₄. Разбавленная серная кислота реагирует:

а) с основными оксидами: MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + Н₂О;

б) с основаниями: H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О;

в) с солями: H₂SO₄ + ВаС1₂ = BaSO₄↓ + 2HC1

SO₄^2-+Ba²⁺=BaSO₄↓ Это качественная реакция на сульфат-ион. (белого осад­ка BaSO₄)

Окислительно-восстановительные свойства.

Н⁺ - окислитель, 2Н⁺ + 2е^- → Н₂⁰↑

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород: Zn +H₂SO₄=ZnSO₄+ H₂↑

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряже­ний находятся после водорода (Сu, Ag, Hg, Аu), не реаги­руют с разбавленной серной кислотой: Сu + H₂SO₄ р ≠

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет мно­гие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.

При взаимодействии концентрированной серной кисло­ты с металлами, которые в электрохимическом ряду напря­жений находятся после водорода (Сu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления сер­ной кислоты — SO₂.

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентриро­ванная серная кислота может восстанавливаться до свобод­ной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависи­мости от концентрации кислоты одновременно могут обра­зовываться различные продукты восстановления серной кислоты — SO₂, S, H₂S: _{+6 +2 +4 +6 +2}

Zn° + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O /// 3Zn° + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S°↓ + 4H₂O

_{+6 +2 -2}

4Zn° + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

На холоду концентрированная серная кислота пассиви­рует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах: Fe + H₂SO₄ конц. ≠ (на холоду)

Концентрированная серная кислота H₂SO₄ окисляет не­которые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO₂:

_{+6 +4 +6 +4}

S° + 2H₂SO₄ конц.= 3SO₂↑ + 2H₂O /// С⁰ + 2H₂SO₄ конц.= 2SО₂↑ + СО₂↑ + 2Н₂О

S⁺⁶ – окислитель ; ///S⁺⁶ +8е^-→S^-2 ; S⁺⁶ +6е^-→S⁰ ; S⁺⁶ +2е^-→S⁺⁴///

Используют в химической промышленности для получения красителей, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, искусственного шелка, солей, глюкозы, кислот, для очистки нефтепродуктов, для осушки газов, для получения удобрений, различных красителей, при производстве СМС, пластмасс, тканей и лекарственных пр-ов. в качестве водоотнимающего средства. Электролит в автоаккумуляторах.