Серная кислота - H2SO4

Высший гидроксид серы. Тяжелая маслянистая жидкость, в воде растворяется в любых соотношениях.

Серная кислота в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO₂, серу — до SO₂, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом концентрированная серная кислота восстанавливается до SO_2.

Наиболее сильными восстановителями концентрированная серная кислота восстанавливается до S и H₂S.

Разбавленная H₂SO₄ взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением

Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые —гидросульфаты, а также эфиры.

Биологическая роль и применение серы и её соединений в медицине: Сера — один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков). Сера обеспечивает в клетке такой тонкий и сложный процесс, как передача энергии: переносит электроны, принимая на свободную орбиталь один из неспаренных электронов кислорода. Сера участвует в фиксации и транспорте метильных групп.

Сера входит в состав мазей, обладающих противопаразитарными и противомикробными свойствами. Очищенную и осажденную серу употребляют в мазях и присыпках для лечения некоторых кожных заболеваний (себорея, псориаз, сикоз); в порошке - при глистных инвазиях (энтеробиоз); в растворах - для пиротерапии прогрессивного паралича. Мази с содержанием серы применяют при кожных заболеваниях. Применение натрия тиосульфата основано на его свойстве выделять серу. Препарат используется в качестве противоядия при отравлениях галогенами, цианидами и синильной кислотой. Препарат может использоваться также при отравлении соединениями мышьяка, ртути, свинца. Натрия тиосульфат применяется также при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии внутривенно в виде 30%-ного водного раствора.

Качественные реакции на ионы серы:

1. BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl (белый)
2. FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl (темно-красный)

№41
ГАЛОГЕНЫ

Атомы галогенов имеют на последнем электронном уровне по 7 электронов - s 2p 5. Для завершения оболочки им не хватает одного электрона. Особенностью атома фтора является отсутствие d-подуровня. Типичными степенями окисления хлора, брома, иода, является -1, +1, +3, +5, +7. Фтор за счет неспаренного электрона способен образовывать одну связь (валентность равнa 1). Типичная степень окисления -1.
1. Наиболее высока электроотрицательность у фтора 4,0, затем она падает в ряду Cl, Br, I (2.83, 2.7, 2.2).

2. Все галогены активные окислители. Их окислительная активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I. Вследствии различий в электроотрицательности фтор вытесняет хлор, бром, иод из солей, хлор вытесняет бром и йод, а бром вытесняет йод.

3. В пределах группы меняются и физико-химические свойства галогенов. Фтор и хлор газы, бром - жидкость, иод - твердое вещество.

4. Растворы галогеноводородов в воде - кислоты. Степень диссоциации (сила кислот) возрастает в ряду HF < HCl < HBr < HI. Иодистоводородная кислота самая сильная (связь H-I наименее прочна и легко разрывается под действием молекул воды), а фтористоводородная кислота самая слабая, что связано с высокой прочностью связи фтора с водородом.5. Восстановительные свойства отсутствуют у HF и увеличиваются в ряду HCl < HBr < HI. Иодистоводородная кислота и ее соли сильные восстановители