Главная | Обратная связь

Деякі важливі відомості про p-елементиVІА групи наведені у таблиці 13.

6.2. Прості речовини

Кисень – найбільш розповсюджений елемент. У вільному стані кисень О₂ знаходиться у повітрі (ω(О₂) = 23%).Крім О₂ у верхніх шарах атмосфери є озон О₃. Максимальна концентрація О₃ знаходиться на висоті ≈ 25км. Цей озоновий шар утворюється з О₂ під дією ультрафіолетового опромінювання Сонця. Озоновий шар затримує жорстке сонячне випромінювання, дія якого шкідлива для всіх організмів.

У природі зустрічається у великій кількості самородна сірка. Вона існує в кількох алотропних формах. За кімнатної температури стабільна жовта ромбічна сірка.

Se, Te зустрічаються як домішки у сульфідних рудах.

У промисловості кисень одержують ректифікацією рідкого повітря, електролізом води.

В лабораторії:

2ВаО₂ 2ВаО + О₂;

2Н₂О₂ 2Н₂О + О₂;

2КМnО₄ К₂МnО₄ + МnО₂ + О₂;

2КСІО₃ 2КСІ + 3О₂.

О₃ одержують в озонаторах із О₂ дією тихого електричного розряду: 3О₂ D 2О₃.

Сірку у промисловості одержують із газів металургійних та коксових печей, із самородної сірки. Селен і телур – переробкою відходів електролітичної очистки кольорових металів.

Кисень має високу хімічну активність. Він безпосередньо взаємодіє з усіма простими речовинами, крім галогенів, благородних металів Ag, Au, Рt та благородних газів. О₃ – дуже сильний окисник; в реакціях за його участю, як правило, утворюється О₂:

2Аg + О₃ → Аg₂О + О₂;

2КІ + О₃ + Н₂О → І₂ + 2КОН + О₂.

Кисень окислюється тільки фтором, а S, Se, Те, Ро, на відміну від кисню, можуть і окислюватись, і відновлюватись. Вони з легкістю окислюються киснем та галогенами. В ряду S – Ро здатність окислюватись збільшується, а відновлюватись – зменшується.

Якщо кип’ятити S, Se, Te у розчинах лугів, то вони диспропорціонують. З кислотами – неокисниками не реагують. При нагріванні реагують з кислотами – окисниками. Ро взаємодіє з кислотами як типовий метал.

S, Se, Te можуть розчинятись у розчинах своїх аніонів Е²‾, утворюючи поліаніони Е _п²‾.

 

Реакції з простими речовинами:

О ₂ + 2Н₂ 2Н₂ О;

Е + Н₂ Н₂ Е (E = S, Se);

О₂+N₂ 2NO;

Е + 2Г₂ ЕГ₄; (Е = S, Se, Te; Г – F, Cl, Br);

Е + О₂ ЕО₂ (Е = S, Se, Te, Ро);

5Е + 2Р Р₂ Е₅; (Е = О₂, S, Se);

3Те + 2Р Те₃ Р₂;

2Е + С → СЕ_2.

 

З металами елементи VIA групи утворюють оксиди, сульфіди, селеніди, телуриди. Більшість селенідів та телуридів є напівпровідниками.

Найбільш активні лужні метали (K, Rb, Cs) утворюють з киснем надпероксиди ЕО_2, а натрій – пероксид, Nа₂О₂.

Реакції з найважливішими реагентами:

Ро + 2НСІ → РоСІ₂ + Н₂;

Е + 2Н₂SO₄(конц.) → ЕО₂ + 2SО₂ + 2Н₂О (Е = S, Se, Te);

3Е + 6NaOH (надл.) 2Na₂ E + Na₂EO₃ + 3H₂O; (Е = S, Se, Te);

3S + 3Н₂О 2Н₂S + Н₂SО₃;

S + 6НNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O;

E + 4HNO₃ (конц.) → H₂EO₃ + 4NO₂ + H₂O; (Е = Se, Те)

Po + 8 HNO₃ (конц.) → Po(NO₃)₄ + 4NO₂ + 4H₂O;

6.3. Бінарні сполуки

Сполуки з киснем та їх властивості наводяться в хімії кожного елемента.

Кисень утворює чотири типи сполук: оксиди, що мають у своєму складі О‾²; пероксиди: –О–О–; надпероксиди – в їх структурі є іон та озоніди, які містять . Іони та можна вважати молекулами О₂ та О₃, що приєднали по одному електрону. Надпероксиди та озоніди утворюють тільки найбільш активні лужні метали К, Rb, Cs.

За хімічними властивостями оксиди ділять на солетворні та несолетворні. Солетворні, в свою чергу, – на основні, наприклад CaO, BaO, MgO ( утворюють солі, взаємодіючи з кислотами); кислотні, наприклад СО₂, SО₃ (утворюють солі з основами) та амфотерні, наприклад Al₂O₃, ZnO. Амфотерні оксиди взаємодіють з утворенням солей і з кислотами, і з основами.

Несолетворні оксиди, наприклад СО, NО. Існують солеподібні оксиди (Fе₃О₄, Рb₃О₄).

Деякі оксиди d – елементів є нестехіометричними сполуками.

 

6.3.1. Сполуки з воднем. Сполуки з воднем Н₂Е, крім Н₂О та Н₂Ро – отруйні гази. Температури плавлення, кипіння, густина води не підпорядковуються загальній закономірності зміни цих властивостей у ряду Н₂ S – Н₂Ро. Аномальні властивості води пояснюються малим розміром молекул води та утворенням водневих зв’язків між ними.

Відомі вищі водневі сполуки: для сірки – полісульфіди складу Н₂S_n (n = 2 – 9, частіше 2), для кисню – пероксид водню Н₂О₂.

Н₂ S, Н₂Se, Н₂Te одержують або прямим синтезом, або дією розбавлених кислот чи води на сполуки елементів з металами:

Е+Н₂ Н₂Е (Е = S, Se);

FeS+2HCl → H₂S + FeCl₂;

АІ₂Е₃+ 6Н₂О → 2Аl(ОН)₃ + 3Н₂Е (Е= S, Se, Te).

Н₂S_n одержують: Na₂S_n+2HCl → H₂S_n + 2NaCl

Водні розчини Н₂Е (Е = S, Se, Te) – слабкі двохосновні кислоти. Н₂S і Н₂Se утворюють кислі та середні солі, Н₂Те – тільки середні. Н₂О – дуже слабкий амфотерний електроліт.

Н₂Е, крім Н₂О, – сильні відновники, з легкістю окислюються киснем повітря за звичайної температури до простих речовин, а при спалюванні – до диоксидів. Відновна активність у ряду Н₂ S – Н₂Se – Н₂Te зростає.

2Н₂Е + О₂ → 2Е+ 2Н₂О;

2Н₂Е + 3О₂ 2ЕО₂ + 2Н₂О (Е = S, Se, Te).

При окисленні Н₂S у розчині іншими окисниками утворюється або вільна сірка або іон :

Н₂S + І₂ → S + 2НІ;

5Н₂S + 2КМnО₄ + 3Н₂SО₄→ 5S + 2МnSО₄ + К₂SО₄ + 8Н₂О;

Н₂S + 4НСlО → Н₂SО₄ + 4НСl.

Н₂О може окислюватись до О₂ дією сильних окисників (F₂, О₃ та ін.) і відновлюватись до Н₂ дією сильних відновників (активні метали тощо):

2Н₂О + 2F₂ → O₂ + 4HF;

2H₂O + 2Na → H₂ + 2NaOH.

Молекули Н₂О можуть утворювати кристалогідрати та бути лігандами в аквакомплексах, наприклад: CuSO₄∙5H₂O; [Cr(Н₂О)₆]Cl₃.

6.3.2. Сполуки з металами Найбільше практичне значення мають сполуки кисню та сірки.

Для сірки відомі сульфіди та полісульфіди.

Розчинні сульфіди – сульфіди лужних, лужноземельних металів і амонію – одержують нейтралізацією основ сірководневою кислотою та відновленням сульфатів вугіллям:

2NaOH + H₂S → Na₂S + 2H₂O;

BaSO₄ + 4C BaS + 4CO.

Нерозчинні сульфіди одержують синтезом із простих речовин (сульфіди ртуті та срібла – за кімнатних умов) або за реакцією обміну:

Zn + S ZnS;

CuSO₄ + H₂S → CuS + H₂SO₄.

 

Полісульфіди активних металів та амонію утворюються при взаємодії сірки з відповідними сульфідами при сплавленні або у концентрованому розчині:

Na₂S + (n-I)S Na₂S_n

У водних розчинах сульфіди гідролізують, деякі, наприклад, AI₂S₃, Cr₂S₃, Fe₂S₃, – необоротно:

Na₂S + H₂O D NaHS + NaOH;

Cr₂S₃ + 6H₂O → 2Cr (OH)₃ + 3H₂S.

 

Більшість нерозчинних у воді сульфідів розчиняється у кислотах-неокисниках:

ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S.

Сульфіди, добуток розчинності яких дуже малий, не розчиняються у кислотах – неокисниках, а розчиняються у концентрованій HNO₃, "царській горілці" або у концентрованих розчинах сульфідів лужних металів чи амонію:

3CuS + 8HNO₃ → 3CuSO₄ + 8NO + 4H₂O;

HgS + K₂S → K₂[HgS₂].

 

Всі сульфіди – відновники. Продуктами окислення, в залежності від умов, є S, SО₂, сульфати:

NiS + 2O₂ → NiSO₄;

SnS + 2O₂ SnO₂ + SO₂;

CoS + H₂O₂ + 2CH₃COOH → Co (CH₃COO)₂ + S + 2H₂O.

 

Полісульфіди можуть окислюватись, відновлюватись, диспропор-ціонувати:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂;

Na₂S₂ + SnS → Na₂SnS₃;

Na₂S₂ → Na₂S + S.

 

6.3.3. Сполуки з киснем. Ступеню окислення +4 відповідають діоксиди ЕО₂, ступеню окислення +6 – триоксиди ЕО₃. Оксид Ро (VІ) – РоО₃ – нестійкий. Відомий нестійкий оксид сірки (ІІ) – SО: 2SО → SО₂ + S.

SО₂ у промисловості одержують випалюванням сірчистих руд або спалюванням сірки:

4FeS₂ + IIO₂ 2Fe₂O₃ + 8SO₂;

S + O₂ SO₂;

у лабораторії SО₂ одержують дією сильних кислот на сульфіти:

Na₂ SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O;

SeO₂ і ТеО₂ одержують синтезом з простих речовин:

Е + О₂ ЕО₂;

оксид S(VІ) одержують каталітичним окисленням SО₂:

2SО₂ + О₂ 2SО₃;

SеО₃ – кип’ятінням К₂SeО₄ з SО₃:

K₂SeO₄ + SO₃ K₂SO₄ + SeO₃,

ТеО₃ – зневодненням Н₆ТеО₆:

Н₆ТеО₆ ТеО₃ + 3Н₂О.

За хімічним характером SО₂, SeО₂, ЕО₃ – кислотні оксиди; ТеО₂, РоО₂ – амфотерні:

 

ЕO₂ + H₂О → H₂EO₃ (E= S, Se, Te);

EO₂ + 2KOH → K₂EO₃ + H₂О(E = S, Se, Te);

TeO₂ + 2KOH + 2H₂O → K₂ [Te(OH)₆];

PoO₂ + 2H₂SO₄ → Po(SO₄)₂ + 2H₂O.

ТеО₂, РоО₂ погано розчиняються у воді.

ЕО₂, в залежності від умов, можуть окислюватись, відновлюватись, диспропорціонувати:

 

SО₂ + СІ₂ + 2Н₂О → Н₂SО₄ + 2НСІ;

SО₂ + 2Н₂S → 3S + 2Н₂О;

4SО₂ + 8КОН К₂S + 3К₂SО₄ + 4Н₂О.

ЕО₃ при нагріванні розкладаються:

2ЕО₃ 2ЕО₂ + О₂.

SеО₃ та SО₃ – сильні окисники:

SеО₃ + 2КІ → К₂SeО₃+ І₂;

5SО₃ + 2Р → Р₂О₅ + 5SО₂.

 

6.3.4. Сполуки з галогенами. Для сірки і селену найбільш характерні галогеніди типу Е₂Г₂, для телура – ТеГ₂.

Відомо багато сполук сірки з галогенами. Найбільше значне має SF₆ – це інертний за звичайних умов газ. Інші галогеніди сірки під дією води гідролізують і диспропорціонують:

SCl₄ + 3H₂О → H₂SO₃ + 4HCl;

2SCl₂ + 3H₂О → H₂SO₃ + S+ 4HCl.

Відомі оксогалогеніди сірки – хлористий тіоніл SОСl₂ та хлористий сульфурил SО₂Сl₂. Їх одержують:

SO₂ + PCl₅ → SOCl₂ + POCl₃;

SO₃ + SCl₂ → SOCl₂ + SO₂ ;

SO₂ + Cl₂ → SO₂Cl₂.

SOCl₂ та SO₂Cl2 – отруйні рідини, у воді повністю гідролізують:

SОСl₂ + 2Н₂О → Н₂SО₃ + 2НСl:

SО₂Сl₂ + 2Н₂O → Н₂SО₄ + 2НСl.

Це свідчить про те, що SОСl₂ та SО₂ Сl₂ є хлорангідридами сірчистої та сірчаної кислот.

Галогеніди селену за хімічними властивостями подібні до галогенідів сірки.

Галогеніди телуру більш подібні до солей, ніж до галогенангідридів.

Галогеніди полонію – солі.

 

6.4. Гідроксиди та їх похідні. Оксидам ЕО₂ і ЕО₃ відповідають гідроксиди складу Н₂ЕО₃ і Н₂ЕО₄, а ТеО₃ – Н₆ТеО₆.

Н₂ SО₃ одержують розчиненням SО₂ у воді:

SО₂+ Н₂О → Н₂ SО₃;

Н₂ SеО₃ і Н₂ТеО₃ – окисленням Se і Те концентрованою HNO₃:

Se + 4HNO₃ → H₂SeO₃ + 4NO₂ + H₂O.

або розчиненням SeО₃ та TeО₃ у воді.

Н₂SО₄ одержують у промисловості окисленням SО₂ до SО₃ та подальшим розчиненням SО₃. Схема одержання:

FеS₂ (або S) SО₂ – SО₃ Н₂SО₄:

 

1) контактний спосіб: каталізатор – Pt або оксиди ванадію. Одержують кислоту будь-якої концентрації з незначним вмістом домішок. SО₃ поглинають концентрованою Н₂SО₄, утворюється олеум. Сірчану кислоту з ω(Н₂SО₄) = 98% одержують, змішуючи олеум з розбавленою Н₂SО₄;

2) нітрозний спосіб: каталізатор – оксиди азоту. Кінцевий продукт містить 78% Н₂SО₄:

2NO + O₂ → 2NO₂;

SO₂ + NO₂+ H₂O → NO + Н₂SО₄;

Н₂SeО₄ і Н₆TeО₆ – окисленням простих речовин або сполук Е(ІV) сильними окисниками:

H₂SeO₃ + H₂O₂ → H₂SeO₄+ H₂O;

Te + HClО₃ + 3H₂O → H₆TeO₆ + HCl.

Водні розчини Н₂ЕО₃ (крім Н₂ТеО₃), Н₂ЕО₄ і Н₆ТеО₆ – кислоти. Телуриста кислота Н₂ТеО₃ має амфотерні властивості. Н₂SО₄ і Н₂SeО₄ у розбавлених розчинах є сильними кислотами. Н₂SО_4к, Н₂SeО₄, Н₆TeО₆ – сильні окисники:

H₂SO_4P + Zn → ZnSO₄ + H₂;

2H₂SO_4K + Cu → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

H₂SeO₄ + 2HCl → H₂SeO₃ + Cl₂ + H₂O.

Суміш Н₂SеО₄ і НСl розчиняє Аu і Рt.

Н₂SО₃ проявляє відновні властивості, але може бути відновлена дією сильних відновників:

Н₂SО₃ + І₂ + Н₂О → Н₂ SО₄ + 2HІ;

Н₂SО₃ + 2Н₂S → 3S + 3Н₂О.

Для Н₂SеО₃ і Н₂ТеО₃ окисні властивості більш характерні, ніж для Н₂SО₃:

Н₂SеО₃ + 2Н₂SО₃ → 2Н₂SО₄+ Se + Н₂О.

Серед похідних гідроксидів найбільше значення мають сульфіти та сульфати. Сульфіти утворюються при взаємодії SО₂ з розчинами лугів або карбонатів в результаті реакцій обміну:

SО₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O;

SO₂+ Na₂CO₃ → Na₂SO₃ + CO₂;

Na₂SO₃+ CuSO₄ → CuSO₃ + Na₂SO₄,

Сульфати утворюються як результат окислення металів Н₂SО₄, а також окисленням сульфідів, нейтралізацією основ сірчаною кислотою, в результаті реакцій обміну:

2Ag + 2H₂SO_4k → Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O;

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O;

H₂SO₄ + KOH → KHSO₄ + H₂O;

Sr(NO₃)₂ + K₂SO₄ → SrSO₄ + 2KNO₃.

 

Розчинні у воді сульфіти та сульфати слабких основ гідролізують:

Na₂SO₃ + H₂O D NaHSO₃ + NaOH;

2ZnSO₄ + 2H₂O D (ZnOH)₂ SO₄ + H₂SO₄.

Сульфіти розкладаються під дією сильних кислот:

К₂SО₃ + Н₂SО₄ → К₂SО₄ + SО₂ + Н₂О.

Водні розчини сульфітів мають відновні властивості, але сильні відновники їх відновлюють:

2Na₂SO₃ + O₂ → 2Na₂SO₄;

Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O → 3S + 6NaOH.

При нагріванні сульфіти диспропорціонують:

4Na₂SO₃ Na₂S + 3Na₂SO₄.

При термічному розкладі гідросульфітів утворюються піросульфіти:

2NaHSO₃ Na₂S₂O₅ + H₂O.

При нагріванні розчину Na₂SO₃ з сіркою утворюється тіосульфат натрію:

Na₂SO₃ + S Na₂S₂O₃.

Na₂S₂O₃ з легкістю розкладається кислотами, є сильним відновником; по різному взаємодіє з сильними та слабкими окисниками:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ + S + H₂O;

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O → 2H₂SO₄ + 6HCl + 2NaCl;

2Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆;

Na₂S₂O₃ є сіллю тіосірчаної кислоти Н₂S₂О₃. Це сильна, але нестійка кислота, що має структуру:

Іони S₂О₃²‾ можуть бути лігандами у комплексних сполуках, наприклад Nа[Fe(S₂O₃)₂], K₃[Ag(S₂O₃)₂].

Na₂S₄O₆ – сіль тетратіонової кислоти, однієї з політіонових кислот загальної формули Н₂S_nО₆.(n > 2) і будови:

 

Крім Н₂SO₃, H₂SO₄, H₂S_nO₆ сірка утворює полісірчані: H₂SO₄nSO₃ та пероксокислоти: H₂SO₅ – пероксомоносірчана кислота (мононадсірчана або кислота Каро), Н₂S₂О₈ – пероксодисірчана кислота (двонадсірчана).

Суміш Н₂SО₄ та полісірчаних кислот Н₂S₂О₇, H₂S₃O₁₀, H₂S₄O₁₃ називають олеум – це густа масляна рідина.

Полісірчані та пероксокислоти взаємодіють за звичайних умов з водою, утворюючи сірчану кислоту:

H₂S₂О₇ + Н₂О → 2Н₂SО₄;

піросірчана кислота

Н₂SО₅ + Н₂О → Н₂SО₄ + Н₂О₂;

пероксомоносірчана кислота

Н₂S₂О₈ + 2Н₂О → 2Н₂SО₄ + Н₂О₂.

перексодисірчана кислота

 

 

Лабораторна робота

Дослід 1. Взаємодія сірки з азотною кислотою

У пробірку внести шматочок сірки, додати 5 – 6 крапель концентрованої азотної кислоти, ледь-ледь підігріти полум’ям пальника. Відмітити розчинення сірки та виділення газу NO₂. Після охолодження вмісту пробірки відібрати з неї 2 – 3 краплі розчину у іншу пробірку, додати 3 – 5 крапель дистильованої води та 3 – 5 крапель розчину хлориду барію. Спостерігати утворення осаду ВаSО₄. Написати рівняння реакцій.

 

Дослід 2. Взаємодія сульфіту натрію з дихроматом калію

У пробірку внести 5 – 6 крапель розчину дихромату калію та 3 – 4 краплі розчину сірчаної кислоти, додати 2 – 3 кристалики сульфіту натрію, перемішати скляною паличкою. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій.

 

Дослід 3. Взаємодія сірчаної кислоти з металами

У дві пробірки покласти по шматочку цинку. У першу пробірку додати 5 – 8 крапель розбавленої сірчаної кислоти, у другу – стільки ж концентрованої. Вміст другої пробірки підігріти полум’ям пальника та внести у її отвір за допомогою пінцету фільтрувальний папір, змочений розчином нітрату свинцю. Відмітити зміну кольору паперу за рахунок утворення сульфіду свинцю. Написати рівняння реакцій.

 

Дослід 4. Дегідратуюча дія сірчаної кислоти

Скляною паличкою, змоченою розбавленою сірчаною кислотою, провести по листку фільтрувального паперу. Підсушити папір і відмітити появу чорного кольору у місцях, змочених сірчаною кислотою. Що відбулось з клітчаткою, яка має формулу (С₆Н₁₀О₅)n?

 

Дослід 5. Одержання малорозчинних сульфатів

На предметне скло нанести краплі розчинів солей барію, свинцю, срібла. Додати до крапель солей по одній краплі розчинного сульфату. Спостерігати утворення осадів. Написати рівняння реакцій.

 

Дослід 6. Властивості тіосірчаної кислоти та її солей

а)У пробірку внести 5 – 6 крапель розчину тіосульфату натрію та 3 – 4 краплі розчину сірчаної кислоти. Описати спостереження та написати рівняння реакції.

б) У пробірку набрати 3 – 4 краплі розчину І₂ додати 3 – 4 краплі розчину крохмалю. Відмітити колір суміші. Додавати розчин тіосульфату натрію до знебарвлення розчину у пробірці. Написати рівняння реакції.

 

Вправи.

1. Яка електронна конфігурація атома кисню? Чому він тільки двохвалентний? Як пояснити парамагнетизм молекули О₂? Які ступені окислення може мати кисень у сполуках? Наведіть приклади.

2. Як одержують кисень в лабораторії? Напишіть рівняння реакцій.

3. Охарактеризуйте реакційну здатність кисню по відношенню до простих речовин, хімічних сполук. З якими елементами кисень безпосередньо не взаємодіє?

4. Як можна одержати озон? Які особливості протікання окисно-відновних реакцій за участю озону? Наведіть приклади.

5. Наведіть приклади солетворних оксидів з різними хімічними властивостями. Напишіть рівняння реакцій, що характеризують хімічний характер наведених оксидів.

6. Які ступені окислення проявляють елементи підгрупи сірки в сполуках?

7. З яких молекул складається тверда, рідка та газоподібна сірка?

8. Охарактеризуйте відношення сірки до води, кислот, лугів. Напишіть рівняння реакцій.

9. Наведіть приклади реакцій, коли сірка є відновником, окисником, диспропорціонує.

10. Напишіть рівняння реакцій утворення сірководню.

11. Сульфіди лужних та лужноземельних металів одержують відновленням сульфатів вугіллям. Напишіть рівняння реакцій.

12. З якої причини деякі сульфіди, наприклад Al₂S₃, не утворюються у водному середовищі?

13. Які сульфіди реагують з лугами, сульфідами лужних металів? Наведіть приклади.

14. Що таке полісульфіди? Як їх одержують?

15. Охарактеризуйте природу дисульфіда заліза та його відношення до спалення. Напишіть рівняння реакції.

16. Напишіть рівняння реакцій:

 

а) ZnS + HCl б) Na2S + S в) H2S + I2 г) H2S + KMnO4 + H2SO4

д) Na2S2 + HCl е) H2SO3 + H2S к) H2SO3 + I2 + H2O ж) H2SO3 + H2O2

17. Які хімічні перетворення відбуваються при розчиненні SО₂ у воді?

18. Які солі можуть утворитися при пропусканні сірчистого газу через розчин лугу? Напишіть рівняння реакцій.

19. Як можна збільшити вихід сірчаного ангідриду в реакції:

2SО₂(г) + О₂(г) D 2SО₃(г);

∆Н = -198 кДж?

20. При добуванні сірчаної кислоти сірчаний ангідрид поглинають концентрованою сірчаною кислотою. Що при цьому утворюється? Наведіть склад продукту.

21. Як реагує сірчана кислота з металами ? Наведіть приклади.

22. Напишіть рівняння реакцій:

а) H₂SO₄конц+ NaCl

б) H₂SO₄конц + NaB_г

в) H₂SO₄конц + NaI

г) KHSO₄ + NaOH

д) (NH₄)₂SO₄

 

23. Що відбувається при нагріванні розчину сульфіту натрію з сіркою? Напишіть рівняння реакції.

24. Які особливості будови тіосульфат-іону? Охарактеризуйте його окисно-відновні властивості. Чи може цей іон бути лігандом? Наведіть приклади.

25. Напишіть формули пероксомоносірчаної та пероксодисірчаної кислот. Як вони взаємодіють з водою? Напишіть рівняння реакцій.

26. Що таке політіонові кислоти, який їх склад, будова?

27. Які сполуки сірки з хлором існують? Як вони відносяться до води? Напишіть рівняння реакцій.

28. Як одержати хлористий тіоніл та хлористий сульфурил? Як вони відносяться до води?

29. Чи реагують селен та телур з лугами? Напишіть рівняння реакцій.

30. Яке відношення селену, телуру та полонію до кислот? Напишіть рівняння реакцій.

31. Як змінюються кислотні та відновні властивості у ряду H₂S – H₂Se – H₂Te.

32. Як із оксидів селену(IV) та телуру(IV) можна одержати кислоти складу Н₂ЕО₃? Напишіть рівняння реакцій.

33. Напишіть рівняння реакцій:

а) H₂SeO₄ + SO₂

б) H₂SeO₄ + НСl

в) H₂SeO₃ + Н₂O₂

г) Те + НСlО₃ + Н₂O

д) H₂SeO₄ + Сu

е) К₂SeO₄ + Ва(NО₃)₂

ж) H₂ТeO₃ + НСl

з) ТеО₂ + КОН + Н₂O.