Получение и св-ва сероводорода.Растворимость и гидролиз сульфидов.Отношение сульфидов к кислотам.
Без цвета,с неприятным запахом,газ.Имет угловую форму,молекула полярна,но р-ть в воде не велика.Водный р-р явл.к-той.Хороший вос-ль,горит на воздухе:
2H2S+3O2=2SO2+2H2O
2H2S+O2=2S+2H2O.
Легко ок-тся диоксидлм свинца и диоксидом серы:
4H2S+3PbO2=SO2+3PbS+4H2O
2H2O+SO2=3S+2H2O
Р-ры могут окислять металлы:
H2S+2Ag=Ag2S↓+H2.Сульфиды:
1)растворимее в воде(аммония,щел.и щел-зем металлов),подвергаются гидролизу
S(2-)+H2O↔HS(-)+OH(-)
2)не р-мые в воде,но р-мые в разбавленных к-тах(FeS,MnS,ZnS,др) ZnS+2HCl↔ZnCl2+H2S
3)р-мые в кислотах-окислителях(Ag2S,Bi2S3,PdS и др) Ag2S+4HNO3=S+2AgNO3+2NO2+2H2O
4)р-мые в р-рах сульфидов щел металлов(SnS2,Sb2S3,Sb2S5 и др.)
SnS2+Na2S=Na2SnS3
Na2S(гор)+(x-1)S=Na2S(x=2-23)
Na2Sx+2HCl=2NaCl+H2S+(x-1)S(t>-5)
Получение серной к-ты и сероводорода в промышленности.В промышленности применяют два метода окисления SO2 в производстве серной кислоты: контактный — с использованием твердых катализаторов (контактов), и нитрозный (башенный) — с оксидами азота. Контактный способ вытесняет нитрозный.
Нитрозный метод получения серной кислоты
SO2 + NO2 → SO3 + NO↑.
2NO+O2 → 2NO2
При реакции SO3 с водой выделяется огромное количество теплоты и серная кислота начинает закипать с образованием "туманов" SO3 + H2O = H2SO4 + Q Поэтому SO3смешивается с H2SO4, образуя раствор SO3 в 91% H2SO4 - олеум
CaS+2HCl=H2S+CaCl2 или
H2+S=H2S(особо чистый)
Взаимодействие неметаллов с концентрированной азотной и серной к-ми.
4HNO3(k) +C=CO2+4NO2+2H2O
10HNO3(k)+I2=2HIO3+10NO2+4H2O
C+2H2SO4(k)=CO2+2SO2+2H2O
2P+5H2SO4(k)=2H3PO4+5SO2+2H2O
Получение водорода в промышленности.
1)Электролиз водных растворов солей:
2NaCl + 2H2O → H2↑ + 2NaOH + Cl2
2) Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:
H2O + C ⇄ H2 + CO
3)Из природного газа.
Конверсия с водяным паром:
CH4 + H2O ⇄ CO + 3H2 (1000 °C)
Каталитическое окисление кислородом:
2CH4 + O2 ⇄ 2CO + 4H2
4)Крекинг и риформинг углеводородов в процессе
переработки нефти.
Получение Cl2,Br2 и хлората калия в промышленности. Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
Вытеснение из брома из бромидов хлором:
Cl2 + 2NaBr → Br2 + 2NaCl.
Промышленное получение хлоратов вообще (и хлората калия в частности) основано на реакции диспропорционированиягипохлоритов, в свою очередь получаемых взаимодействием хлора с растворами щелочей:
Cl2 + 2OH(−) ClO(−) + Cl(−) + H2O
3ClO(−) ClO3(−) + 2Cl(−)
Кислородосодержащие к-ты серы,селена и теллура:получение,к-о св-ва,ов св-ва.
H2SO3-сернистая к-та.,в индивидуальном виде не выделена.При добавлении к щелочи возмоны кислые и средние соли:
H2SO3+KOH=KHSO3+H2O
KHSO3+KOH=K2SO3+H2O
Потенциал,как окислителя не высок,но H2SO3+2H2S=3S+3H2O
Силный в-ль:
H2SO4-серная к-та.Получение:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 (V2O5) → 2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Сильнв=ая двухосновная к-таю
Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; 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. Концентрированная H2SO4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всемиметаллами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H2SO4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.
Селенистая и теллуристая к-ты-проявляют в основно ок-ные св-ва:
H2SeO3+4HI=2I2+Se+3H2O
H2TeO3+2H2S=Te+2S+3H2O
Сильные ок-ли легко окисляют к-ты:
H2SeO3+H2O2=H2SeO4+H2O
H2SeO4-концентрированная более сильный ок-ль.
Br2+H2O+Ag2SeO3=H2SeO4+2AgBr
6H2SeO4(k)+2Au=Au2(SeO4)3+3H2SeO3+3H2O
2H2SeO4+6HCl+Pt=H2[PtCl6]+2H2SeO3+2H2O.
H6TeO6-получается ок-ем Te или TeO2 сильными ок-ми.Двухосновная к-та.Химически мало активна.
(H2TeO4)n. -аллотеллуровая к-та. Получается при нагревании H6TeO6 под давление,t=150.Проявляет слабые ок-ные св-ва.
(H2TeO4)x-полиметателлуровая к-та.
Общая характеристика и хим.в-ва галогенов.В природе находятся главным образом как соли галогенводородных к-т.Простые в-ва фтор,хлор,бром и йод суш.в виде двух молекул Г2.Многие их св-ва изменяются закономерно.Галогены токсичны,из них менее всего иод.Хлор,бром и иод растворяются в воде слабо.Cl2,Br2 носят название хлорной и бромной воды.При р-нии часть молекул Г2 разлагается водой.По химическим св-ва сильные ок-ли.F-Cl-Br-I
Каждый галоген способен вытеснять все стоящие в этом ряду правее него галогены из их соединений:
2KI+Г2=2KГ+I2(Г=F,Cl,Br)
Фтор самый электроотрицательный атом.
2Kr+3F2=Kr2+KrF4(эл.разряд)
Xe+2F2=XeF4(повыш.температура)
2Xe+4F2=XeF2+XeF6(повыш давл,эл.разряд)
Pt+2F2=PtF4(повыш.температура)
2Au+3F2=2AuF3(повыш.температура)
Хим.акттвны,даже при комнатной t.
Р-ции пермангоната калия с в-лями в кислой,нейтральной и щел.среде.
1)2KMnO4+3H2SO4+5Na2SO3=5Na2SO4+
2MnSO4+3H2O+K2SO4
2)2KMnO4+3Na2SO3+H2O=3Na2SO4+2MnO2+
2KOH
3)2KMnO4+2KOH+Na2SO3=Na2SO4+2K2MnO4+
H2O
Фториды ксинона:получение и св-ва
1)Xe + F2 → XeF2↑(
нагревание,ультрофиолет,эл.разряд)
2)Xe+2F2=XeF4(повыш.температура)
3) Обычно гексафторид получают длительным нагревом дифторида ксенона (XeF2) при 300 °C под давлением 60 атм:
3XeF2 → 2Xe + XeF6
1) При возгонке дифторид ксенона диспропорционирует на свободный ксенон и тетрафторид ксенона:
2XeF2 → Xe + XeF4.
В холодной подкисленной воде разлагается достаточно медленно, зато в щелочной среде разложение идёт быстро:
2XeF2 + 4NaOH → 2Xe↑ + O2↑ + 4NaF + 2H2O.
Менее активный окислитель, чем молекулярный фтор.
2)А)Окисляет ртуть по реакции:
XeF4 + 2Hg → 2HgF2 + Xe↑
Б)Восстанавливается водородом до ксенона[1]:
XeF4 + 2H2 → Xe↑ + 4HF↑.
В)С платиной взаимодействует только в виде р-ра в в жидком фтороводороде:
XeF4 + Pt → PtF4 + Xe↑.
Г)Взаимодействует с водой
В нейтральной среде[1]
XeF4 + 2H2O → Xe + O2 + 4HF.
В кислой среде
3XeF4 + 8H2O → Xe↑ + 2H2XeO4 + 12HF.
В щелочной среде
2XeF4 + 2H2O + 4NaOH → Xe↑ + Na2XeO6 + 8HF.
Д)Количественно реагирует с иодидом калия:
4KI + XeF4 → 4KF + 2I2 + Xe.
3) Водой бурно гидролизуется до триоксида ксенона и плавиковой кислоты в три этапа. Все промежуточные продукты гидролиза выделены в индивидуальном состоянии:
XeF6 + H2O → XeOF4 + 2HF
XeOF4 + H2O → XeO2F2 + 2HF
XeO2F2 + H2O → XeO3 + 2 HF
При растворении в жидком фтороводороде происходит частичная диссоциация:
XeF6 + HF → XeF5+ + HF2−.
Гексафторид ксенона является достаточно сильной кислотой Льюиса. В присутствии фторид-ионов возможно протекание следующих реакций:
XeF6 + F− → XeF7−
XeF7− + F− → XeF82−
Например, вещество легко реагирует с фторидами щелочных металлов (кроме LiF):
XeF6 + RbF → RbXeF7.
Однако при нагревании таких солей выше 50 °C происходит разложение:
2RbXeF7 → XeF6 + Rb2XeF8.