18 Билет

1.Свободная сера-Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета. Химические свойства серы:

Сера - окислитель S0 + 2ē -> S-2	Сера - восстановитель S - 2ē -> S+2; S - 4ē -> S+4; S - 6ē -> S+6
1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания: 2Na + S -> Na2S  ОПЫТ       c остальными металлами (кроме Au,Pt) - при повышенной t°:  2Al + 3S  –t°->  Al2S3 Zn + S  –t°->  ZnS         ОПЫТ Cu + S  –t°->  CuS   ОПЫТ 2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения: H2 + S -> H2S 2P + 3S -> P2S3 C + 2S -> CS2	1)     c кислородом: S + O2  –t°->  S+4O2 2S + 3O2  –t°;pt-> 2S+6O3  2)     c галогенами (кроме йода): S + Cl2 -> S+2Cl2  3)     c кислотами - окислителями: S + 2H2SO4(конц) -> 3S+4O2 + 2H2O S + 6HNO3(конц) -> H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O  Реакции диспропорционирования:  4) 3S0 + 6KOH -> K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Для серы характерны несколько аллотропных модификаций:

Ромбическая   (a - сера) - S8 t°пл. = 113°C;  ρ = 2,07 г/см3.  Наиболее устойчивая модификация.

Моноклинная  (b - сера) - S8 темно-желтые иглы,   t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более  96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

Пластическая  Sn коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

2.

S⁺²

S⁰ S⁺⁴

S⁺⁶

1. S+Cl₂=SCl₂

2. S⁰+2H₂S⁺⁶O₄=2S⁺⁴O₂+H₂O

S⁰ – 4e=S⁺⁴ 1

S⁺⁶+2e=S⁺⁴ 2

3. S⁰+6HN⁺⁵O₃=H₂S⁺⁶O₄+6N⁺⁴O₂+2H₂O

S⁰-6e=S⁺⁶ 1

N⁺⁵+1e=N⁺⁴ 6

3. Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода + λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений.

Под степенью гидролиза понимается отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. Обозначается α (или hгидр);

α = (cгидр/cобщ)·100 %

где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

CO₃^2- + H₂O HCO₃^2- + OH^-

Na₂CO₃ + H₂O NaHCO₃ + NaOH

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺

CuCl₂ + H₂O CuOHCl + HCl

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

2Al³⁺ + 3S^2- +6H₂O 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Al₂S₃ +6H₂O 2Al(OH)₃ + 3H₂S

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Степень гидролиза зависит от природы и концентрации соли, температуры, среды. Уменьшение концентрации и повышение температуры увеличивают степень гидролиза.