Сероводород, получение и свойства. Сероводородная кислота. 1-ая и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно – восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты.

Сероводород — бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом.

Хим. формула — H₂S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы.

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем.

Получение: 1) прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C 2) воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой. Fe+2HCl→FeCl2+H2S↑

Константы диссоциации:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl

2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Серная кислота. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли серной кислоты. Применение.

H2SO4. Сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). Сильный окислитель, окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, S — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO2, а наиболее сильными восстановителями — до S и H2S. Соли – сульфиты (SO4)

Серную кислоту применяют в производстве минеральных удобрений, как электролит в свинцовых аккумуляторах, для получения различных минеральных кислот и солей, химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности.

 Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окислительно-восстановительных процессах (примеры). Применение.

SO2. Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты: SO2 + H2O ↔ H2SO3. Со щелочами образует сульфиты: SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O.

В ОВР может быть, как окислителем, так и восстановителем. (Окислительно-восстановительная двойственность)

SO2 + 2H2 = S + 2H2O - окислитель

2SO2 + O2 = 2SO3 – восстановитель

Применение: в фотографии, удаляет остатки хлора после отбеливания.

Общая характеристика подгруппы азота.

Подгруппа азота: N, P, As, Sb, Bi

Общ. формула: ns2np3

Сверху вниз радиус атома увеличивается, металлические свойства усиливаются, восстановительные свойства усиливаются, а восстановительные свойства, электроотрицательность уменьшаются.

Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Аммиак. Получение, химические свойства, применение.

Аммиак — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха.

Получение: 1) Промышленно: N2+3H2-2NH3; NH3 - распад

2) HH4Cl+NaOH = NaCl + NH4OH; H2O - распад

Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как комплексообразователь

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония

Аммиак также является очень слабой кислотой, способен образовывать с металлами соли — амиды.

Аммиак - сильный восстановитель. 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства · Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот). С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов). С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды.

Применение: В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя. В холодильной технике используется в качестве холодильного агента В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга.