Выберите характеристики для щелочных металлов 1) степень окисления в соединениях +1 2) степень окисления в соединениях +2 3) являются сильнейшими восстановителями 4) восстановительные свойства элементов усиливаются с ростом атомного радиуса 5) из-за активности хранятся под слоем керосина 6) это серебристо-белые металлы , с характерным блеском, режутся ножом 7) являются наиболее типичными представителями среди металлов 8) с кислородом образуют только оксиды 9) оксиды этих металлов получают прокаливанием пероксидов с соответствующим металлом 10) при взаимодействии с кислородом образуют пероксиды 11) оксиды получают обжигом карбонатов 12) гидроксиды этих металлов называют щелочи 13) растворимость гидроксидов растет с увеличением активности соответствующего металла 14) имеют только растворимые гидроксиды 15) гидроксиды образуются взаимодействием металлов с водой 16) гидроксиды получают взаимодействием соответствующих оксидов с водой 17) металлы реагируют с кислотами 18) оксиды по характеру кислотные 19) оксиды по характеру основные 20) общая формула гидроксида r(он)2 21) общая формула гидроксида rон 22) общая формула оксида r2о 23) общая формула оксида ro 24) способны восстанавливать редкие металлы из их оксидов 25) все соли металлов растворимы 26) карбонаты этих металлов малорастворимы или нерастворимы в водe

1)

3)

4)

5)

6)

7)

8)

11)

12)

13)

14)

15)

17)

19)

21)

22)

25)

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала. в воде сероводород мало растворим, водный раствор h2s является слабой кислотой: h 2 s → h s − + h + \mathsf{h_2s \rightarrow hs^- + h^+} ka = 6,9·10−7 ; pka = 6,89. реагирует со щелочами: h 2 s + 2 n a o h → n a 2 s + 2 h 2 o \mathsf{h_2s + 2naoh \rightarrow na_2s + 2h_2o } (средняя соль, при избытке naoh) h 2 s + n a o h → n a h s + h 2 o \mathsf{h_2s + naoh \rightarrow nahs + h_2o } (кислая соль, при отношении 1: 1) сероводород — сильный восстановитель. окислительно-восстановительные потенциалы: s + 2 e − → s 2 − ( e h = − 0.444 b ) \mathsf{s + 2e^- \rightarrow s^{2-} (eh = -0.444b) } s + 2 h + + 2 e − → h 2 s ( e h = 0.144 b ) {\displaystyle {\mathsf {s+2h^{+}+2e^{-}\rightarrow h_{2}s(eh=0.144b)}}} в воздухе горит синим пламенем: 2 h 2 s + 3 o 2 → 2 h 2 o + 2 s o 2 \mathsf{2h_2s + 3o_2 \rightarrow 2h_2o + 2so_2 } при недостатке кислорода: 2 h 2 s + o 2 → 2 s + 2 h 2 o \mathsf{2h_2s + o_2 \rightarrow 2s + 2h_2o } (на этой реакции основан промышленный способ получения серы). сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или ион so42−, например: 3 h 2 s + 4 h c l o 3 → 3 h 2 s o 4 + 4 h c l \mathsf{3h_2s + 4hclo_3 \rightarrow 3h_2so_4 + 4hcl} 2 h 2 s + s o 2 → 2 h 2 o + 3 s \mathsf{2h_2s + so_2 \rightarrow 2h_2o + 3s } качественной реакцией на сероводородную кислоту и её соли является их взаимодействие с солями свинца, при котором образуется чёрный осадок сульфида свинца, например[4]: h 2 s + p b ( n o 3 ) 2 → p b s ↓ + 2 h n o 3 \mathsf{h_2s + pb(no_3)_2 \rightarrow pbs{\downarrow} + 2hno_3} при пропускании сероводорода через человеческую кровь она чернеет, поскольку гемоглобин разрушается и железо, входящее в его состав и крови красный цвет, вступает в реакцию с сероводородом и образует чёрный сульфид железа[4].

              галогены находятся в viiа группе, имеют степень окисления -1.               реагируют со всеми простыми веществами, кроме неметаллов.               с увеличением порядкового номера активность галогенов уменьшается.               все галогены - неметаллы. это: f, cl, br, i. являются сильными окислителями. на внешнем энергетическом уровне 7 электронов.               галогены могут вытеснять друг друга из соединений. выше стоящий галоген может вытеснить нижестоящий. i никого не может вытеснить.