Какие свойства проявляют металлы при взаимодействии с неметаллами
В химических реакциях неметаллы могут проявить себя и как восстановители, и как окислители. Из общих химических свойств неметаллов отметим их способность взаимодействовать с металлами, с водородом и кислородом.
Взаимодействие неметаллов с металлами
В реакциях с металлами неметаллы проявляют себя как окислители.
А. Особенно активно с металлами взаимодействуют галогены. В результате реакций соединения образуются соли — галогениды.
Например, при взаимодействии алюминия с иодом образуется иодид алюминия AlI3 :
2Al0+3I20⟶H2O2Al+3I3−1.
Вода в этой химической реакции является катализатором.
Видеофрагмент:
Взаимодействие алюминия с иодом
Железо активно реагирует с хлором, образуя хлорид железа((III)) FeCl3:
2Fe0+3Cl20⟶to2Fe+3Cl3−1.
Видеофрагмент:
Взаимодействие железа с хлором
Б. Металлы реагируют с серой, образуя сульфиды.
Реакция соединения алюминия с серой начинается после того, как смесь веществ нагрели. Продуктом реакции является сульфид алюминия AlS32:
2Al0+3S0⟶toAl2+3S3−2.
Видеофрагмент:
Взаимодействие алюминия с серой
Химическое взаимодействие между натрием и серой протекает при простом механическом смешивании. В результате образуется сульфид натрия NaS2:
2Na0+S0→Na2+1S−2.
Видеофрагмент:
Взаимодействие натрия с серой
Взаимодействие неметаллов с водородом
По сравнению с другими неметаллами водород имеет невысокую электроотрицательность. В силу этой причины в реакциях с другими неметаллами, как правило, данный химический элемент будет восстановителем, а другие неметаллы — окислителями.
В таких реакциях образуются летучие водородные соединения, состав молекул которых отвечает общей формуле RHx, где (R) — неметалл, а (х) — индекс, указывающий число атомов водорода в молекуле образовавшегося вещества. Этот индекс численно совпадает с валентностью неметалла, с которым водород соединяется.
Например, в реакции соединения водорода с хлором образуется газ хлороводород (HCl):
H20+Cl20⟶to2H+1Cl−1.
Видеофрагмент:
Взаимодействие водорода с хлором
Взаимодействие водорода с азотом происходит при выcокой температуре и давлении. В промышленности для ускорения данного процесса используют катализатор. Продуктом взаимодействия этих двух неметаллических веществ является газ аммиак NH3:
N20+3H20⇄to,p2N−3H3+1.
Взаимодействие неметаллов с кислородом
Кислород имеет высокую электроотрицательность, поэтому в реакциях с другими неметаллами он является окислителем, а другие неметаллы — восстановителями.
В результате соединения кислорода с другими неметаллами образуются оксиды.
Например, сера сгорает в кислороде, образуя сернистый газ или оксид серы((IV)) SO2:
S0+O20→S+4O2−2.
Фосфор энергично cгорает в кислороде ярким пламенем. В ходе реакции образуются белые клубы оксида фосфора((V)) PO52:
4P0+5O20→2P2+5O5−2.
Видеофрагмент:
Горение фосфора в кислороде
В то же самое время взаимодействие кислорода с химически малоактивным азотом протекает медленно и начинается только при очень высокой температуре. Продуктом реакции является газообразный оксид азота((II)) NO:
N20+O20⟶to2N+2O−2.
Такая химическая реакция протекает в атмосфере при разряде молнии, а также в цилиндрах двигателей при сгорании топлива.
Общая характеристика неметаллов
Неметаллы в периодической системе расположены справа от диагонали «бор – астат». Это элементы главных подгрупп III, IV, V, VI, VII, VIII групп. К неметаллам относятся: бор, углерод, кремний, азот, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур, водород, фтор, хлор, бром, йод, астат, а также благородные газы: гелий, неон, криптон, ксенон, радон.
Среди неметаллов два элемента – водород и гелий – относятся к s-семейству, все остальные принадлежат к р-семейству.
На внешнем электронном слое у атомов неметаллов находится различное число электронов: у атома водорода – один электрон (1s1), у атомов гелия – два электрона (1s2), у атома бора – три электрона (2s22p1). Однако атомы большинства неметаллов, в отличие от атомов металлов, на внешнем электронном слое имеют большое число электронов – от 4 до 8; их электронные конфигурации изменяются от ns2np2 у атомов элементов главной подгруппы IV группы до ns2np6 у атомов инертных газов.
Физические свойства
Элементы – неметаллы образуют простые вещества, которые при обычных условиях существуют в разных агрегатных состояниях:
Газы: гелий, неон, криптон, ксенон, радон, водород, кислород, азот, фтор, хлор.
Жидкость: бром
Твердые вещества: йод, углерод, кремний, фосфор, и др.
7 элементов-неметаллов образуют простые вещества, существующие в виде двухатомных молекул Э2 (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2).
Бром
Кристаллические решетки металлов и твердых веществ-неметаллов отличаются между собой. Атомы металлов образуют плотно упакованную кристаллическую структуру, в которой между атомами существуют ковалентные связи. В кристаллической решетке неметаллов, как правило, нет свободных электронов. В связи с этим твердые вещества-неметаллы в отличие от металлов плохо проводят тепло и электрический ток, не обладают пластичностью.
Химические свойства
Неметаллы как окислители
- Окислительные свойства неметаллов проявляются в первую очередь при их взаимодействии с металлами. Например:
4Al + 3C = Al4C3
2Al + N2 = 2AlN
- Все неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом. Например:
H2 + Cl2 = 2HCl
3H2 + N2 = 2NH3
- Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкую ЭО. Например:
2P + 5S = P2S5
В этой реакции сера – окислитель, а фосфор – восстановитель, так как ЭО фосфора меньше ЭО серы.
- Окислительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами. Здесь важно особо отметить окислительные свойства неметалла – кислорода в реакциях окисления сложных веществ:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
- Не только кислород, но и другие неметаллы (фтор, хлор, бром и другие) также могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами. Например, сильный окислитель Cl2 окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III):
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
На разной окислительной активности основана способность одних неметаллов вытеснять другие из растворов их солей. Например, бром, как более сильный окислитель, вытесняет йод в свободном виде из раствора йодида калия:
2KI + Br2 = 2KBr + I2
Неметаллы как восстановители
Стоит отметить, что неметаллы (кроме фтора) могут проявлять и восстановительные свойства. При этом электроны атомов неметаллов смещаются к атомам элементов- окислителей. В образующихся соединениях атомы неметаллов имеют положительные степени окисления. Высшая положительная степень окисления неметалла обычно равна номеру группы.
- Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом, так как ЭО кислорода больше ЭО всех других неметаллов (кроме фтора):
4P + 5O2 = 2P2O5
S + O2 = SO2
Горение фосфора в кислороде
- Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями:
— взаимодействие с кислотами-окислителями:
S + 6HNO = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
— взаимодействие с солями-окислителями:
6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5
Наиболее сильные восстановительные свойства имеют неметаллы углерод и водород:
ZnO + C = Zn + CO
SiO2 + 2C = Si + 2CO
Таким образом, практически все неметаллы могут выступать как в роли окислителей, так и в роли восстановителей. Это зависит от того, с каким веществом взаимодействует неметалл.
Реакции самоокисления – самовосстановления
Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования). Например:
Скачать:
Скачать бесплатно реферат на тему: «Неметаллы»
Неметаллы.docx (89 Загрузок)
Скачать рефераты по другим темам можно здесь
Положение в
периодической системе
1. Типичные металлы – s- элементы: IА-IIА группы (искл.Н)
2. Нетипичные металлы: р-элементы: IIIА гр. (кроме
В), IV гр – Ge, Sn,Pb; Vгр.- Sb,Bi; VI гр.-Po.
3. Переходные металлы: d-элементы – все элементы побочных
подгрупп; f- элементы: лантоноиды,
актиноиды.
У атомов металлов небольшое количество электронов (ē) на внешнем
энергетическом уровне и большие радиусы атомов (R)
Кристаллическая
решетка – металлическая: состоит из чередующихся в пространстве атомов и положительных ионов,
внутри-общие электроны– «электронный газ».
Тип
химической связи – металлическая.
Металлические
(восстановительные) свойства в группе (А п/гр) усиливаются (растет R атома, иэлектроны легче
отрываются), в периоде – ослабляются (растет заряд ядра, электроны внешнего
уровня сильнее удерживаются).
Восстановительные свойства уменьшаются (активность металлов уменьшается)
Li, Cs,Rb,K, Ba,
Ca, Na, Mg, Al, Mn, Cr, Zn,
Fe, Cd, Co, Sn,
Ni, Pb, H2, Cu, Ag,
Hg, Pt, Au
Физические свойства
Наличие
свободных электронов обуславливает:
- Металлический
блеск (непрозрачность)-ē отражают световые лучи, большинство металлов в порошкообразном состоянии теряют свой блеск, за исключением алюминия и магния. - Цвет Большинство металлов светло-серого цвета (Исключение: золото — желтое, медь- красная, цезий — светло-желтый)
- Электропроводность
(свободные ē приобретают направленное движение) Лучшие проводники электричества: Cu, Ag, далее Au,Al,Fe. С повышением
температуры – электропроводность понижается, т.к. усиливаются колебания атомов, электронам трудно
перемещаться. - Теплопроводность
- Пластичность
- Плотность ( Самый легкий — Li, самые тяжелые — Os и Ir)
- Температура плавления ( самый легкоплавкий — Hg −39 °C , самый тугоплавкий – W 3410 °C )
- Твердость (щелочные металлы можно резать ножом, самый твердый – Cr) Большинство металлов твердые, за исключением ртути и ,условно, франция.
Получение
·
Пирометаллургия- получение из руд при высоких температурах при взаимодействии с хорошими восстановителями (H2, CO,C и др.)
Выделяют два этапа: 1) Обжиг металлсодержащей руды; 2) Получение чистого металла
Cu2O+C=2Cu+CO; WO3+3H2= W+3H2O;
Fe3O4+ 4CO=3Fe+4CO2
· Металлотермия—
восстановление металлами (алюминотермия, кальцийтермия, магнийтермия и т.д.):
Cr2O3
+ 2Al= 2Cr + Al2O3
· Гидрометаллургия— соединения
металлов переводят в раствор и восстанавливают:
CuO+H2SO4=CuSO4+Н2О;
CuSO4+Fe =Cu+ FeSO4
·
Электрометаллургия – электролиз
растворов и расплавов:
В расплаве: 2NaCl→2Na +Cl2;
В растворе: 2NaCl + 2 H2O→2NaOH + H2↑+Cl2↑;
NiSO4+2Н2О→Ni +Н2↑+Н2SO4+
О2↑;
Запомнить: Алюминий получают из оксида (глинозема, бокситов и т.д.) в расплаве криолита Na3AlF6
2Al2O3 → 4Al + 3O2
Химические свойства
Металлы — это хорошие восстановители. Из-за небольшого числа электронов и большого радиуса, они легко отдают электроны: Ме – ē → Ме+n .
1. Взаимодействие с простыми веществами неметаллами:
Большинство металлов образуют основные или амфотерные оксиды.
С кислородом
кроме золота и платиныС галогенами С серой
кроме золота и платиныС азотом
только самые активныеС другими неметаллами 2Mg+О2 = 2MgO (t0);
4Li + O2 = 2Li2O
Запомнить:
2Na + O2 = Na2O2 (t0); (пероксид натрия Nа –O – O –Na);
K+ O2 = KO2 (надпероксид калия)
3Fe + 2 O2= Fe3O4Mg + Cl2 = MgCl2
2 Fe + 3 Cl2 = 2 FeCl3Fe + S = FeS 3Li + N2 = Li3N (взаимодействуют при обычных условиях, в отличии от всех остальных металлов) Ca + H2 = CaH2
2. Со сложными веществами
а) Взаимодействие металлов с водой (см ряд акт. Ме)
с активными металлами до Mn образуется соответствующий гидроксид: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
с металлами средней активности — оксид: Zn + H2O = ZnO + H2↑
неактивные металлы с водой не взаимодействуют: Cu +H2O ≠
б) Взаимодействие с кислотами (см.
ряд напряжений): Zn +2HCl = ZnCl2 + H2 ↑
Запомнить: Металлы никогда не вытесняют из НNО3(к) H2SO4(к) водород; они пассивируют Al,Cr,Fe
H2SO4 (р-р — H2;
конц- H2S; S; SО2, ); Cu + 2H2SO4
= Cu SO4 + SO2 ↑+ 2Н2О.
НNО3 (NН3; NН4NО3;N2;;NO; NO2), но не H2; 4HNO3(конц) +Сu = Сu( NO3)2
+ 2NO2 + 2H2O
в) Взаимодействие с солями (более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей)
CuCl2 + Fe = FeCl2
+ Cu;
— но
если металл взаимодействует с водой, то
CuCl2+2К +2H2 O = 2КCl+Cu(ОН)2↓+
Н2↑; т.к.: 1) 2К + 2H2O = 2КОН+ Н2
2) CuCl2 +2КОН= Cu(ОН)2↓+ 2КCl
г)Взаимодействуют с
оксидами металлов и неметаллов:Fe2O3 + 2Al = Al2O3
+2Fe (t0);2Mg + SiO2
= Si +2MgО(t0);2Mg+CO2=С+2MgО(t0)
д) Металлы, оксиды и
гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства взаимодействуют с основаниями:2NaOH+Zn=Na2ZnO2+H2↑(сплав);
2NaOHконц.+Zn+2H2O=Na2[Zn(OH﴿4]+H2↑
е)Другое:
Между собой
образуют интерметаллические соединения, сплавы: Na2Sb
С
органическими веществами (со спиртами, фенолами, карбоновыми кислотами и др.)2СН3СН2ОН+2Na →2 СН3СН2ОNa +H2↑;
2СН3СООН+ Zn → (СН3СОО)2Zn + H2;
2СН3СН2Cl + 2Na → 2NaCl + СН2СН2
СН2СН3 – реакция Вюрца- удлинение цепи.
Среди металлов традиционно выделяют несколько групп. Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:
- благородные металлы (серебро, золото, платина);
- щелочные металлы (металлы, образованные элементами (I)А группы периодической системы);
- щелочноземельные металлы (кальций, стронций, барий, радий).
Простые вещества, обладающие металлическими свойствами, в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются свойства восстановителя).
Ряд активности металлов
| (Li, K, Ba, Ca, Na, ) | (Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb) | H2 | (Cu, Hg, Ag, Pt, Au) |
активные металлы | металлы средней активности | неактивные металлы |
1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые в ряду активности стоят после него (правее).
3. Металлы, находящиеся в ряду активности левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
4. Щелочные и щелочноземельные металлы в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.
Общие химические свойства металлов
Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами
1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды.
Металл + кислород → оксид.
Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется оксид магния:
2Mg0+O02→2Mg+2O−2.
Видеофрагмент:
Обрати внимание!
Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют.
2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и иодом), образуя галогениды.
Металл + галоген → галогенид металла.
Например, при взаимодействии натрия с хлором образуется хлорид натрия:
2Na0+Cl02→2Na+1Cl−1.
3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.
Металл + сера → сульфид металла.
Например, при взаимодействии цинка с серой образуется сульфид цинка:
Zn0+S0→Zn+2S−2.
Видеофрагмент:
Взаимодействие цинка с серой
4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.
Например, при взаимодействии лития с азотом образуется нитрид лития:
6Li0+N02→2Li+13N−3.
При взаимодействии кальция с фосфором образуется фосфид кальция:
3Ca0+2P0→Ca+23P−32.
Взаимодействие со сложными веществами
1. Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой при обычных условиях, образуя растворимое в воде основание (щёлочь) и водород.
Активный металл + вода → щёлочь + водород.
Например, при взаимодействии натрия с водой образуются гидроксид натрия и водород:
2Na0+2H+12O−2→2Na+1O−2H+1+H02.
Видеофрагмент:
Взаимодействие натрия с водой
Обрати внимание!
Некоторые металлы средней активности реагируют с водой при повышенной температуре, образуя оксид металла и водород.
Например, раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe_3O_4 и водород:
3Fe0+4H+12O−2→Fe+2O−2⋅Fe+32O−23+4H02.
2. Mеталлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот, образуя соль и водород.
Металл + кислота → соль + водород.
Например, при взаимодействии алюминия с серной кислотой образуются сульфат алюминия и водород:
2Al0+3H+12S+6O−24→Al+32(S+6O−24)3+3H02.
Видеофрагмент:
Реакция алюминия с серной кислотой
3. Металлы реагируют с солями менее активных металлов в растворе, образуя соль более активного металла и менее активный металл в свободном виде.
Более активный металл + соль → соль более активного металла + менее активный металл.
Например, при взаимодействии железа с сульфатом меди((II)) образуются сульфат железа((II)) и медь:
Fe0+Cu+2S+6O−24→Fe+2S+6O−24+Cu0.
Видеофрагмент:
Взаимодействие железа с сульфатом меди
Определение
Серная кислота $H_2SO_4$ — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.
Олеум — раствор серного ангидрида $SO_3$ в концентрированной серной кислоте. Формулы, отражающие состав олеума: $H_2SO_4·SO_3$ и $H_2SO_4·2SO_3$.
Особым свойством концентрированной серной кислоты является ее способность отнимать воду, поэтому ее используют как гигроскопическое средство во многих химических реакциях, особенно при получении органических веществ, для осушки или предотвращения поглощения веществами воды. Для этих целей в лабораториях используют эксикаторы — специальные герметические сосуды:
Кроме того, благодаря этой способности, концентрированная серная кислота обугливает органические вещества (сахар, древесину), вызывает сильные ожоги кожи. На фотографиях представлены «продукты» обугливания — «угольный пирог», получающийся из сахарной пудры действием концентрированной серной кислоты, и обугленная лучина.
При работе с серной кислотой следует соблюдать особую осторожность, так как даже при попадании на одежду или кожу разбавленной кислоты, по мере испарения воды ее концентрация будет увеличиваться.
Свойства разбавленной серной кислоты
Разбавленная $H_2SO_4$ — вступает в реакции замещения, за счет окисления катионов $Н^+$:
$H_2SO_4textrm{(разб.)} + Mg = MgSO_4 + H_2uparrow$
$2H^+ + 2bar{e} = H_2^0$ |2 1 окислитель, восстановление
$Mg — 2bar{e} = Mg^{2+}$ |2 1 восстановитель, окисление
$H_2SO_4textrm{(разб.)} + Cu (Ag, Au, Hg) ne$
Поэтому с активными металлами, стоящими до H в ряду напряжений, реагирует как обычная кислота, вытесняя водород. С благородными металлами (Au, Pt) и металлами, стоящими после Н в ряду напряжений не реагирует. Другие окислительные свойства для разбавленной $H_2SO_4$ нехарактерны. Серная кислота реагирует с основными оксидами и основаниями (в том числе нерастворимыми) и образует два ряда солей: средние — сульфаты ($Na_2SO_4$) и кислые — гидросульфаты ($NaHSO_4$).
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:
$H_2SO_4 + BaCl_2 = BaSO_4 downarrow + 2HCl$
Свойства концентрированной серной кислоты
Концентрированные растворы серной кислоты проявляют сильные окислительные свойства, обусловленные наличием в её молекулах атома серы в высшей степени окисления (+6).
1. Концентрированная $H_2SO_4$ взаимодействует с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода (медь, серебро, ртуть), с образованием сульфатов, воды и продуктов восстановления серы. Глубина восстановления серы зависит от восстановительных свойств металлов:
активные металлы (натрий, калий, литий) восстанавливают серную кислоту до сероводорода,
металлы, расположенные в ряду напряжений от алюминия до железа — до свободной серы,
металлы с меньшей активностью — до сернистого газа.
2. Концентрированные растворы серной кислоты не реагируют с золотом и платиной вследствие их малой активности.
3. Без нагревания не происходят реакции с алюминием, хромом, железом вследствие пассивирования этих металлов: на поверхности этих металлов образуется защитная оксидная плёнка.
Таким образом, продукт восстановления серной кислоты зависит от концентрации кислоты и активности металла:
| Металлы | активные | среднеактивные | неактивные |
|---|---|---|---|
| Li, K, Ba, Ca, Na, Mg | | Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb | | $H_2$, Cu, Ag, Hg, Au | |
| $H_2SO_4textrm{(разб.)}$ | соль + водород: $H_2SO_4textrm{(разб.)} + Zn = ZnSO_4 + H_2uparrow$ | не регаируют $ne$ | |
| $H_2SO_4textrm{(конц.)}$ | соль + вода + $H_2S$: | соль + вода + S: $4H_2SO_4textrm{(конц.)} + 3Zn = $ $3ZnSO_4 + 4H_2O + S$ или соль + вода + $SO_2$: $2Al + 6H_2SO_4textrm{(конц.)} = $ $Al_2(SO_4)_3 + 6H_2O + 3SO_2$ | соль + вода + $SO_2$: $2H_2SO_4textrm{(конц.)} + 2Ag = $ $Ag_2SO_4 + 2H_2O + SO_2$ кроме Au, Pt, Pd (не реагируют) |
Запомни! Концентрированная серная кислоты пассивирует металлические алюминий, хром и железо.
Данные металлы могут растворяться в $H_2SO_4textrm{(конц.)}$ при сильном нагревании, при этом образуются соль металла (III) и продукты восстановления кислоты:
$8Al+15H_2SO_4textrm{(конц.)} stackrel{t^circ}{=} 4Al_2(SO_4)_3+3H_2Suparrow + 12H_2O $
$2Cr + 6H_2SO_4textrm{(конц.)} stackrel{t^circ}{=} Cr_2(SO_4)_3 + 3SO_2 uparrow+ 6H_2O$
$2Fe + 6H_2SO_4textrm{(конц.)} stackrel{t^circ}{=} Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2uparrow + 6H_2O$
Взаимодействие серной кислоты с неметаллами
Взаимодействие серной кислоты с неметаллами происходит с выделением $SO_2$ и окислением неметаллов до высшей степени окисления:
$C + 2H_2SO_4textrm{(конц.,гор.)} = CO_2uparrow+ 2SO_2uparrow+ 2H_2O$
$S + 2H_2SO_4textrm{(конц.)} = 3SO_2 uparrow+ 2H_2O$
$2P + 5H_2SO_4 = 2H_3PO_4 + 5SO_2uparrow + 2H_2O $
$H_2SO_4textrm{(конц.)} + H_2S = SO_2uparrow + Sdownarrow + 2H_2O$