Сборник основных формул по химии для ВУЗов

Р₄ + 5O₂ = Р₄О₁₀

Р₄О₁₀ ->Н₂O, 0 °C-> НPO₃  ->Н₂O, 20 °C-> Н₄Р₂O₇ ->Н₂O, 10 °C-> Н₃PO₄

Н₃PO₄ ->t-> Н₄Р₂O₇ ->t-> НPO₃

Н₃PO₄ + NH₃ = NH₄H₂PO₄

Н₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O

Н₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O

Н₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄

Са₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ = Са(Н₂PO₄)₂ + 2CaSO₄

2Са₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ ->t-> Р₄ + 6CaSiO₃ + 10CO

7. VIA-группа

VIA-группу образуют четыре неметалла: кислород, сера, селен, теллур, называемые халькогенами, и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA-группы имеют электронную формулу ns²np⁴. Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d-орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d-орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть.

7.1. Кислород и его соединения

Кислород – самый распространенный элемент земной коры. Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Возможные степени окисления кислорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Получение и свойства кислорода

Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха.

2КMnO₄ ->t-> К₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

2KClO₃ ->t-> 2KCl + 3O₂

(NaOH) + 2Н₂O ->электролиз раствора-> 2Н₂ + O₂

O₂ + 2F₂ = OF₂

2Са + O₂ = 2СаО

S + O₂ = SO₂

2С₂Н₂ + 5O₂ = 4CO₂ + 2Н₂O

4FeS₂ + 11O₂ ->t-> 2Fe₂O₃ + 8SO₂

4NH₃ + 3O₂ = 6Н₂O + 2N₂

4NH₃ + 5O₂ ->p, t, Pt-> 4NO + 6Н₂O

Получение и свойства озона O₃

3O₂ ->hv-> 2O₃

O₃ = O₂ + О

KI + Н₂O + O₃ = I₂ + 2KOH + O₂

Свойства пероксида водорода

ВaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄V + Н₂O₂ (на холоду)

2Н₂O₂ ->MnO₂-> 2Н₂O + O₂

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Н₂O₂ = 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

2KI + H₂SO₄ + H₂O₂ = I₂ + K₂SO₄ + 2Н₂O

Н₂O₂ + O₃ = 2O₂ + Н₂O

7.2. Сера и ее соединения

Характерные степени окисления серы, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Чистая сера – хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько модификаций: ромбоэдрическую и призматическую, также пластическую (аморфную). Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S₈. В расплаве серы существуют молекулы S₈, S₆, в парах серы – молекулы S₆, S₄, S₂.

Получение и свойства серы

FeS₂ ->t-> FeS + S

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

S + O₂ ->t-> SO₂

Fe + S ->t-> FeS

Hg + S = HgS

S + 6HNO₃(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

Получение и свойства соединений серы(-2)

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

H₂S -> H⁺ + HS -> 2H⁺ + S^2-

2H₂S + O₂ (недостаток) = 2SV + 2H₂O

2H₂S + 3O₂ (избыток) ->t-> 2SO₂ + 2H₂O

2H₂S + SO₂ = 3SV + 2H₂O

H₂S + I₂ = SV+ 2HI

5H₂S + 3H₂SO₄ + 2KMnO₄ = 5SV + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

3H₂S + 4H₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ = 3SV + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

2NaOH + H₂S = Na₂S + 2H₂O

Na₂S + 2H₂O -> NaHS + NaOH

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃V + 3H₂S^

3Na₂S + Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O = 2Cr(OH)₃^ + 3H₂S^+ 3Na₂SO₄

Получение и свойства соединений серы(+4)

S + О₂ ->t-> SO₂

4FeS₂ + 11O₂ ->t-> 2Fe₂O₃ + 8SO₂

SO₂ + Н₂O -> H₂SO₃ -> Н⁺ + HSO₃ -> 2Н⁺ + SO₃^2-

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + SO₂^

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

H₂SO₃ + 2H₂S = 3SV + 3H₂O

2SO₂ + O₂ ->p, t, Pt -> 2SO₃

H₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = H₂SO₄ + 2HCl

5SO₂ + 2H₂O + 2KMnO₄ = 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄

Получение и свойства соединений серы(+6)

4FeS₂ + 11O₂ ->t-> 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2SO₂ + O₂ ->p, t, V₂O₅-> 2SO₃

H₂O + SO₃ = H₂SO₄

H₂SO₄ + SO₃ = H₂SO₄  • SO₃ = H₂S₂O₇ (олеум)

H₂S₂O₇ + H₂O = 2H₂SO₄

Fe + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ + H₂

Cu + H₂SO₄ (разб.) /=

H₂SO₄(конц.) + H₂O = H₂SO₄  • H₂O + Q

Концентрированная серная кислота пассивирует на холоду Al, Fe, Cr.

2Fe + 6H₂SO₄ (конц.) ->t-> Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6Н₂O

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) ->t-> CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂O

3Zn + 4H₂SO₄ (конц.) = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Ca + 5H₂SO₄ (конц.) = 4CaSO₄ + H₂S + 4H₂O

2H₂SO₄ (конц.) + S ->t-> 3SO₂ + H₂O

2H₂SO₄ (конц.) + С ->t-> 2SO₂ + CO₂ + 2H₂O

8. VIIA-группa

Атомы галогенов, образующих VIIA-группу, имеют электронную конфигурацию ns²np⁵. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F Cl Br  I At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. F₂ и Cl₂ – газы, Br₂ – жидкость, I₂ – твердое вещество. С увеличением радиуса атомов галогенов растет объем их атомов и молекул, а также их поляризуемость. Это приводит к увеличению сил межмолекулярного взаимодействия (сил Ван дер Ваальса) и повышению температур плавления и кипения простых веществ.