Опишите химические свойства натрия

Химические свойства натрия таковы:
 
1. Энергично взаимодействуют со многими неметаллами: 
2Nа + Cl2 = 2NaCl (хлорид натрия
2Na+ S = Na2S (сульфид натрия
2Na + Н2 = 2NаН (гидрид натрия 
2. При взаимодействии с кислородом натрий, в отличие от других щелочных металлов, образует пероксид натрия:
2Na+О2 = Nа2О2
3. Бурно взаимодействует с водой: 
2Nа + 2Н2О = 2NаОН + Н2 
 4. А гидроксид натрия поглощает углекислый газ на воздухе и потом превращается в карбонат натрия: 
2NаОН + СO2 = Na2СО3 + Н2О
 
5. Растворим! Натрий растворяется почти во всех кислотах с образованием большого количества солей: 
2Nа + 2НСl = 2MаСl + Н2
2Nа + Н2SО4 = Na2SО4 + Н2

Каково строение молекулы аммиака и как оно предопределяет его физические и химические свойства?

Молекула аммиака имеет тетраэдрическую форму из-за sp3-гибридизации орбиталей атома азота. Аммиак очень реакционноспособен. Он проявляет основные свойства за счёт присоединения протона к атому азота по донорно-акцепторному механизму:
H(+)+NH3(-)=NH4(+)
Поэтому он взаимодействует с кислотами, оксидами и гидроксидами, металлами и неметаллами, органическими соединениями.

Поясните, какие химические свойства аммиака используют при получении
1) Взрывчатых веществ.
2) Минеральных добрений.
3) Азотной кислоте.
4) В быту.
5) Паянии.
6) В медицине.

Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда». Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:
Водный раствор аммиака («нашатырный спирт» ) имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
Ko = 1,8·10−5
Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:
Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода, способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH2−, называются амидами, NH2− — имидами, а N3− — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:
Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.
Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН− и NH2−, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:
и в спиртах:
Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:
Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в малиновый цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы.
При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:
На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:
Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:
Галогены (хлор, йод образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот.
С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов:
(гидрохлорид метиламмония
С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование.
При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

H2S
1) строение
2) физические свойства
3) химические свойства
4) получение
5) приминение

1) H2S
Структурная: H-S-H
Тип связи: ковалентная неполярная.
2) При обычной температуре H2S - бесцветный газ с чрезвычайно неприятным удушливым запахом тухлых яиц, очень ядовитый (при концентрации > 3 г/м3 вызывает смертельное отравление. Сероводород тяжелее воздуха, легко конденсируется в бесцветную жидкость. H2S растворим в воде (при обычной температуре в 1 л H2O растворяется - 2,5 л газа.
3) Взаимодействие H2S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО2, H2SO4),

Окисление кислородом воздуха

Сероводородная кислота H2S 2-основная кислота диссоциирует ступенчато

Для H2S в водном растворе характерны реакции, общие для класса кислот, в которых она ведет себя как слабая кислота. Взаимодействует:

а с активными металлами

б с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) в присутствии окислителей

в с основными оксидами

г со щелочами

д с аммиаком

2. Действие неокисляющих кислот на сульфиды металлов:

3. Действие конц. H2SO4 (без избытка на щелочные и щелочно-земельные Me:

4. Образуется при необратимом гидролизе некоторых сульфидов:

5) H2S присутствует в вулканических и подземных газах, в воде серных источников. Он образуется при гниении белков, содержащих серу, а также выделяется в процессе жизнедеятельности многочисленных микроорганизмов.

1) Написать уравнения химических реакций, где сера проявляет себя окислителем (1 уравнение) и восстановителем (1 уравнение)
2) Написать молекулярные уравнения реакций, характеризующие химические свойства серы (одно из них рассмотреть с т. зрения электронного баланса), определив окислитель и восстановитель.

.

1). 2H2S + 3O2 => 2H2O + 2SO2 (как вост. )
H2 + S = H2S (как окисл. )
2). Сера реагирует с металлами:
2Na + S => Na2S
С неметаллами:
H2 + S => H2S
C + 2S => CS2
С кислотами окислителями:
2H2SO4(конц. ) + S => 3SO2 + 2H2O
окисл. S +6 - +2ē -> S +4| 2
вост. S 0 -4ē -> S +4 | 1
С щелочами:
3S + 6KOH => K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Химические свойства кислорода

Изменяется агрегатное состояние. При температуре -183°С, а при охлаждении до -218°С представляет собой неметалл и вступает в реакцию почти со всеми элементами кроме серебро, золото, платины