Сборник основных формул школьного курса химии

Логинова Г. П.

Важнейшие элементы-неметаллы VIA-группы (халькогены)

*Электронные формулы атомов: кислород О [He] 2s22p4 ; сера S [Ne] 3s23p4 .

Аллотропные модификации кислорода и серы

Дикислород O2 – бесцветный газ.

Озон O3 – синий газ.

Кристаллическая сера S8 – твердое вещество желтого цвета.

Пластическая сера Sn – твердое вещество коричневого цвета.

*Получение

кислорода

В промышленности: перегонка жидкого воздуха. В лаборатории:

термическое разложение сложных веществ, например:

2КМnO4 = К2МnO4 + МnO2 + O2↑

2Н2O2 = 2Н2O + O2↑

Химические свойства кислорода

Кислород – окислитель:

1) с металлами (сгорание на воздухе):

O2 + К = КO2 (надпероксид калия)

O2 + 2Na = Na2O2 (пероксид натрия)

O2 + 2Mg = 2MgO (оксид магния)

3O2 + 4Аl = 2Аl2O3 (оксид алюминия)

2) с неметаллами (сгорание на воздухе):

O2 + S = SO2

5O2 + 4Р (красный) = 2Р2O5

3) со сложными веществами:

O2 + 4Fe(OH)2 + 2Н2O = 4Fe(OH)3

Химические свойства серы

Сера – окислитель:

1) с водородом: S + Н2 = H2S (200 °C)

2) с металлами: 3S + 2Аl = Al2S3 (200 °C)

3) с некоторыми неметаллами:

2S + С = CS2 (700 °C)

Сера – восстановитель:

1) с кислородом: S + O2= SO2

2) с галогенами: S + 3F2= SF6

S + Cl2= SCl2 (до 20 °C)

*Получение и химические свойства оксида серы(IV) и его гидрата

Получение в промышленности:

1) S + O2 = SO2 (сгорание на воздухе)

2) обжиг сульфидных руд:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2PbS + 3O2 = 2РЬО + 2SO2

Получение в лаборатории обменной реакцией:

Na2SO3(т) + 2H2S04(конц.) = 2NaHSO4 + SO2↑ + Н2O

Отношение к воде:

SO2 + Н2O = SO2 • Н2O

(гидрат диоксида серы – сернистая кислота)

SO2 • Н2О + Н2О ↔ HSO3¯ + Н3О+

слабая кислота

Получение серной кислоты

окисление 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 (400 °C; кат. Pt, V2O5, Fe2O3)

SO3 + H2O = H2SO4 + Q

Химические свойства серной кислоты

В разбавленном водном растворе сильная двухосновная кислота:

H2SO4 + 2Н2O = SO42- + 2Н3O+

Обменные реакции:

1) с оксидами металлов → соль + вода:

H2SO4 + CuO = CuSO4 + Н2O

2) с основаниями → средняя или кислая соль + вода:

H2SO4(разб.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H2SO4(конц.) + NaOH = NaHSO4 + H2O

3) с солями → соль + кислота,

осадок или газ:

H2SO4 + ВаСl2 = BaSO4↓ + 2HCl

H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + CO2↑+ H2O

4) с водой → гидраты:

H2SO4(конц.) + nH2O = H2SO4 • nH2O + Q

Окислительно-восстановительные реакции:

1) разб. с металлами → соль + Н2↑:

H2SO4(разб.) + Zn = ZnS04 + H2T

2) конц. с металлами → соль + SO2↑ или H2S↑:

2H2SO4(конц.) + Сu = CuSO4 + SO2↑ + 2Н2O

5H2SO4(конц.) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2S↑+ 4H2O (примесь S)

3) конц. с органическими веществами → обугливание

Важнейшие элементы-неметаллы VIIA-группы (галогены)

*Электронные формулы атомов: фтор F [He] 2s22p5 ; хлор CI [Ne] 3s23p53d0 ; бром Br [Ar,3d10] 4s24p5 ; иод I [Kr,4d10] 5s25p5

Простые вещества

F2 – светло-зеленый газ.

Сl2 – желто-зеленый газ.

Вr2 – красно-бурая жидкость.

I2 – черные кристаллы.

Хорошо растворимы в органических растворителях.

Окислительная способность убывает в ряду: F2 → С12 → Вr2 → I2.

Восстановительная активность растет в ряду: Сl¯ → Вr¯ → I¯ .

*Примеры соединений галогенов в различных степенях окисления

HF-I, KF-I, HCl-I, Са(Сl-I)2, HBr-I, NaBr-I, HI-I, КI-I

НСlIO, Са(СlIO)2, НВrIO, IIF

HClVO3, KClVO3 HBrvO3, NaBrvO3, HIvO3

HClVIIO4, KClVIIO4, HBrVIIO4, H5IVIIO6

Химические свойства галогенов

Взаимодействие с водой:

1) 2F2 + Н2O = 2HF + OF2

2) Сl2 + Н2O ↔ НСlO + НСl хлорная вода

3) Вr2 + Н2O ↔ HBrO + HBr бромная вода

4) I2 + Н2O ≠

Галогены – сильные окислители:

1) с металлами → ионные галогениды:

F2 + 2Na = 2NaF; Br2 + Mg = MgBr2

2) с неметаллами → ковалентные соединения:

3F2 + S = SF6; 3Cl2 + 2P (красный) = 2PCl3

3) с галогенидами – более активные «вытесняют» менее активные (ниже в VIIA-группе) из их солей:

2NaCl + F2 = Cl2 + 2NaF

2KI + Br2 = I2 + 2KBr

*Получение хлора

В промышленности:

1) электролиз расплава:

2NaCl → 2Na + Cl2

2) электролиз раствора:

2NaCl + Н2O → Н2↑ + Сl2↑ + 2NaOH