<span>C2H2=>H20=>O2=>Fe2O3
2С</span>₂H₂ + 5O₂ --> 2H₂O + 4CO₂
2H₂O --> O₂ + 2H₂
3O₂ + 4Fe --> 2Fe₂O₃
2KMnO₄ --> K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂
O₂ + 4K --> 2K₂O
2H2S +3O2 = 2SO2 + 2H2O
S(-2) - 6e = S(+4) / 2 востановитель
2O(0) + 4e = 2O(-2) / 3 окислитель
остальные уравнения не OВР, реакции обмена
Mg -> MgO -> MgCl2 -> Mg(OH)2 -> Mg(NO3)2
2Mg + O2 -> 2MgO
MgO + 2HCl -> MgCl2 + H2O
MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2 + 2NaCl
Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O
Положение в ПСХЭ:
p-элемент
Порядковый номер 16
Третий период
6 группа, главная подгруппа
Возможная валентность : 2 , 4 , 6
Нахождение серы в природе:
1) серный колчедон (пирит FeS2)
2) свинцовый блеск ( галенит PbS)
3) Сера самородная (S)
4) Цинковая обманка ( сфалерит ZnS)
5) Киноварь (HgS)
Получение серы:
1) в промышленности (выплавление из руды с помощью водяного пара)
2) неполное окисление сероводорода
2Н2S + O2 -> 2S + 2H2O
3) Реакция Вакенродера
2Н2S + SO2 = 3S + 2H2O
Физическая сера:
- твердое агрегатное состояние
- желтый цвет
- нерастворима в воде
- не смачивается водой
- растворяется в органических растворах
Аллотропия серы:
1) Ромбическая сера
2) Моноклинная сера
3) Пластическая сера
Химические свойства:
Бывает окислителем и восстановителем
Сера-окислитель:
1. Щелочные металлы без нагревания
2Na+ S = Na2S
с остальными металлами (кроме Au, Pt) при повышенной t°
2Al + 3S = Al2S3
2. С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения
H2S = H2 + S
Сера-восстановитель:
1. В реакциях с кислородом
S+ O2 = SO2
2. С галогенами (кроме йода)
S + Cl2 = SCl2
3. С кислотами-окислителями
S + H2SO4 = 3SO2 + 2H2O
4. В реакциях диспропорционирования:
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Применение серы:
1) Производство резины
2) Производство черного пороха и красителей
3) Производство спичек
C12H22O11 - сахароза (сахар)