Пероксидные соединения
Оба атома кислорода в перекиси водорода связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. Связи между атомами водорода и кислорода (вследствие смещения общих электронов в сторону кислорода) полярны. При обычных условиях вязкая бесцветная жидкость. Между молекулами Н2О2 возникает водородная связь. Молекула Н2О2 тоже полярна. Н2О2 смешивается с водой в любых соотношениях. В лаборатории используют 30% (пергидроль) и 3% растворы. В водном растворе очень слабая кислота.
В Н2О2 у кислорода степень окисления О2 -2. (О2 + 2е - → О2 -2)
В лаборатории Н2О2 получают:
H2SO4 + BaO2 → BaSO4↓ + H2O2.
В промышленности получают разложением надсерной кислоты или её солей:
H2S2O8 + H2O → H2SO4 + H2O2.
В отличие от воды Н2О2 непрочное соединение (непрочность связи О–О). Поэтому она легко разлагается при освещении, нагревании или при соприкосновении с некоторыми катализаторами (MnO2, PbO2 и др.) на кислород и воду. Этим же обуславливается её окислительная способность:
KI + H2O2 + H2SO4 → I2 + К2SO4 + H2O
С сильными окислителями перекись водорода может проявлять и восстановительные свойства:
MnO2 + H2O2 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + H2O (если перекись водорода в окислительно-восстановительной реакции восстановитель – выделяется кислород, напомнить сильные окислители).
Пероксидные соединения характерны для некоторых активных металлов: Na + O2 → Na2O2; Ba + O2 → BaO2.
Их получают по обменной реакции с Н2О2 (пероксид-радикал может без изменения переходить в другие соединения): H2O2 + NaOH → Na2O2 + H2O.
Если к кислороду присоединить не два, а один электрон то образуется надпероксид ион (О2 + 1е- → О2-). Его производные надпероксиды характерны для наиболее активных металлов подгруппы калия (K, Rb, Cs).
Они очень сильные окислители, реагируют с водой с выделением кислорода:
KO2 + H2O → KOH + O2 + H2O2.
Сера
Нахождение в природе. Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (острова Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.
Иногда серу получают окислением сероводорода:
H2S + SO2 → S + H2O
H2S + O2 kt→ S + H2O.
Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS2 — железный колчедан, или пирит; ZnS — цинковая обманка; PbS — свинцовый блеск; HgS — киноварь и др., атакжесоли серной кислоты (кристаллогидраты): СаSO4∙2Н2O — гипс,Na2SO4∙10H2O — глауберова соль, МgSО4∙7H2O — горькая соль и др.
Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти.
Физические свойства.Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует несколько аллотропных модификаций — сера ромбическая (α-сера), моноклинная (β-сера, устойчива в интервале температур от 95,4 до плавления 119,30С), пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются все остальные модификации.
При 444,6 °С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, состоящий из мельчайших кристаллов серы, называемый серным цветом. В растворах молекулы серы состоят из 8 атомов, соединённых между собой в виде короны.
Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов: 
Химические свойства.Сера может отдавать свои электроны при взаимодействии с более сильными окислителями (окисляется кислородом и галогенами):
S + O2 → SO2
S + Г2 → SГx (x= 2÷6)
В этих реакциях сера является восстановителем. Нужно подчеркнуть, что оксид серы (VI) может образовываться только в присутствии Pt или V2O5 и высоком давлении.
При взаимодействии с металлами сера проявляет окислительные свойства:
Zn + S t→ ZnS
С большинством металлов сера реагирует при нагревании, но в реакции со ртутью взаимодействие происходит уже при комнатной температуре. Это обстоятельство используется в лабораториях для удаления разлитой ртути, пары которой являются сильным ядом.
При нагревании в кипящей щелочи диспропорционирует:
S + NaOH t→ Na2S + Na2SO3 + H2O.
Применение. Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука: каучук приобретает повышенную прочность и упругость. В виде серного цвета (тонкого порошка) сера применяется для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Она употребляется для получения пороха, спичек, светящихся составов. В медицине приготовляют, серные мази для лечения кожных заболеваний.
Сероводород, сероводородная кислота, сульфиды.При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция:
с очень малым выходом сероводорода H2S. Обычно Н2S получают действием разбавленной соляной кислотой на сульфиды:
Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.
Или взаимодействием цинка с концентрированной серной кислотой:
Zn + H2SO4(конц.) → ZnSO4 + H2S + H2O.
Физические свойства.Сероводород Н2S — бесцветный газ с характерным запахом, ядовит. МолекулаH2S полярна, при обычных условиях между молекулами водородные связи не образуются. Один объем воды при обычных условиях растворяет 3 объема сероводорода.Сероводород — очень ядовитый газ, поражающий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание H2S в производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.
Раствор сероводорода а воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой.
Химические свойства.Сероводород — типичный восстановитель (напомнить про мин. ст. окисления). Для него характерны два типа химических реакций с повышением степени окисления и без изменения.
На воздухе он горит: H2S + O2 → SO2 + H2O.
В растворе медленно окисляется кислородом воздуха: H2S + O2 → S + H2O (можно провести и в газовой фазе при недостатке кислорода).
Сильные окислители окисляют H2S до свободной S:
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O.
Раствор сероводорода в воде представляет собой очень слабую сероводородную кислоту, которая диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:
Сероводородная кислота, так же как и сероводород, — типичный восстановитель.
Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, например хлором,
но и более слабыми, например сернистой кислотой H2SO3:
или ионами трехвалентного железа:
Сероводородная кислота может реагировать с основаниями, основными оксидами или солями, образуя два ряда солей: средние — сульфиды, кислые — гидросулъфиды. Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде(известны гидросульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, гидросульфиды Ca2+ и Sr2+ очень нестойки). Большинство сульфидов (за исключением сульфидов щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфида аммония) плохо растворимо в воде. Сульфиды,каксоли очень слабой кислоты, подвергаются гидролизу.
Сульфиды нерастворимые в воде, но растворимые в кислотах: