n(C4H10) = 20л/58г/моль = 0.35 моль
n(O2) = 6.5 n(C4H10) = 0.35 моль * 6.5 = 2.275 моль
V(O2) = n* V молярный = 2.275 моль * 22.4 л/моль = 50.96 л
ω (I₂) = m (I₂) / m (спирта) = 4,74 г / 168 г = 0,0282
2) CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O
3) 3CaCl₂ + 2H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6HCl
Сера в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с древнейших времён. Элементарную природу серы установил Лавуазье в опытах по сжиганию
3 малый период, VI группа, главная подгруппа.
(Электронно-графическая формула в фото 1)
Высший оксид: SO3, летучее водородное соединение: H2S
Нахождение в природе:
Cера встречается в природе в свободном (самородном) состоянии, поэтому она была известна человеку уже в глубокой древности.
PbS – свинцовый блеск,
ZnS – цинковый блеск (цинковая обманка)
FeS2 – пирит (серный колчедан)
Для серы характерно явление аллотропии.\
Ромбическая сера – это наиболее устойчива модификация, состоит из молекул S8. Кристаллы имеют лимонно-желтый цвет и полупрозрачны, Tпл.= 112,8 °С.
Моноклинная сера имеет вид желтых игольчатых кристаллов, Tпл.= 119,3 °С.
Пластическая сера – Вязкая тёмно-коричневая масса, которая через несколько дней снова превращается в ромбическую.
Сера в химических реакциях проявляет окислительные и восстановительные свойства.
2Al + 3S → Al2S3 (сульфид алюминия)
Cu + S → CuS (сульфид меди (II))
Hg + S → HgS (сульфид ртути (II))
2. При повышенной температуре реагирует с водородом:
S + H2→ H2S (сероводород)
3. Сера горит в кислороде голубоватым пламенем.
S + O2 → SO2 (оксид серы (IV))
4. Сера реагирует с галогенами:
Основные отрасли применения:
— для производства серной кислоты
— для производства бенгальских огней
— для производства бумаги
— Изготовление веществ для удобрения растений.
