Стихи придурку молекулярную массу ферум (2) оксиду ​

Фосфор — один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) фосфорит Ca3(PO4)2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ) , является элементом жизни.

Серная кислота в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель.

Окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов.

\mathsf{8HI + H_2SO_4 = 4I_2\downarrow + H_2S\uparrow + 4H_2O}

\mathsf{2HBr + H_2SO_4 = Br_2\downarrow + SO_2\uparrow + 2H_2O}

Углерод до CO2, серу — до SO2.

\mathsf{C + 2H_2SO_4 = 2SO_2\uparrow + CO_2\uparrow + 2H_2O}

\mathsf{S + 2H_2SO_4 = 3SO_2\uparrow + 2H_2O}

Окисляет многие металлы (исключения: Au, Pt, Ir, Rh, Ta.). При этом концентрированная серная кислота восстанавливается до SO2, например[3]:

\mathsf{Cu + 2H_2SO_4 = CuSO_4 + 2H_2O+SO_2}

На холоду в концентрированной серной кислоте Fe, Al, Cr, Co, Ni, Ba пассивируются и реакции не протекают.

Наиболее сильными восстановителями концентрированная серная кислота восстанавливается до S и H2S. Концентрированная серная кислота поглощает водяные пары, поэтому она применяется для сушки газов, жидкостей и твёрдых тел, например, в эксикаторах. Однако концентрированная H2SO4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Отщепляя воду от органических соединений и оставляя при этом чёрный углерод (уголь), концентрированная серная кислота приводит к обугливанию древесины, сахара и других веществ[3].

Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением, например[3]:

\mathsf{Fe + H_2SO_4 = FeSO_4 + H_2{\uparrow}}

Окислительные свойства для разбавленной H2SO4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.

\mathsf{H_2SO_4 + NaOH = NaHSO_4 + H_2O}

\mathsf{H_2SO_4 + 2NaOH = Na_2SO_4 + 2H_2O}

Серная кислота реагирует также с основными оксидами, образуя сульфат и воду:

\mathsf{CuO + H_2SO_4 = CuSO_4 + H_2O}

На металлообрабатывающих заводах раствор серной кислоты применяют для удаления слоя оксида металла с поверхности металлических изделий, подвергающихся в процессе изготовления сильному нагреванию. Так, оксид железа удаляется с поверхности листового железа действием нагретого раствора серной кислоты:

\mathsf{Fe_2O_3 + 3H_2SO_4 = Fe_2 (SO_4)_3 + 3H_2O}

Качественной реакцией на серную кислоту и её растворимые соли является их взаимодействие с растворимыми солями бария, при котором образуется белый осадок сульфата бария, нерастворимый в воде и кислотах, например[4]:

\mathsf{H_2SO_4+BaCl_2=BaSO_4{\downarrow}+2HCl}