Dom » pulmologija » Međudjelovanje željeza sa jednadžbom sumpora. Proučavanje mogućnosti provođenja reakcija na interakciju sumpora s metalima

Međudjelovanje željeza sa jednadžbom sumpora. Proučavanje mogućnosti provođenja reakcija na interakciju sumpora s metalima

Željezo je element sekundarne podskupine osme skupine četvrtog razdoblja periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva s atomskim brojem 26. Označeno je simbolom Fe (lat. Ferrum). Jedan od najčešćih metala u zemljinoj kori (drugo mjesto nakon aluminija). Metal srednje aktivnosti, redukcijski agens.

Glavna oksidacijska stanja - +2, +3

Jednostavna tvar željezo je savitljiv srebrno-bijeli metal s visokom kemijskom reaktivnošću: željezo brzo korodira pri visokim temperaturama ili visokoj vlazi u zraku. U čistom kisiku željezo gori, a u fino raspršenom stanju spontano se zapali na zraku.

Kemijska svojstva jednostavne tvari - željeza:

Rđanje i izgaranje u kisiku

1) U zraku se željezo lako oksidira u prisutnosti vlage (hrđa):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Zagrijana željezna žica gori u kisiku, stvarajući kamenac - željezni oksid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe + 2O 2 → (Fe II Fe 2 III) O 4 (160 ° C)

2) Na visokim temperaturama (700-900°C), željezo reagira s vodenom parom:

3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Željezo reagira s nemetalima kada se zagrijava:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °S)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° C)

4) U nizu napona nalazi se lijevo od vodika, reagira s razrijeđenim kiselinama Hcl i H 2 SO 4, pri čemu nastaju soli željeza (II) i oslobađa se vodik:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcije se provode bez pristupa zraka, inače se Fe +2 postupno pretvara kisikom u Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (razl.) → FeSO 4 + H 2

U koncentriranim oksidirajućim kiselinama željezo se otapa tek kada se zagrijava, odmah prelazi u kation Fe 3+:

2Fe + 6H 2 SO 4 (konc.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (konc.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(u hladnoj, koncentrirane dušične i sumporne kiseline pasivizirati

Željezni čavao uronjen u plavkastu otopinu bakrenog sulfata postupno se prekriva premazom od crvenog metalnog bakra.

5) Željezo istiskuje metale desno od sebe u otopinama njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoternost željeza očituje se samo u koncentriranim lužinama tijekom ključanja:

Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O \u003d Na 2 ↓ + H 2

te nastaje talog natrijevog tetrahidroksoferata(II).

Tehničko željezo- legure željeza s ugljikom: lijevano željezo sadrži 2,06-6,67% C, željezo 0,02-2,06% C, često su prisutne druge prirodne nečistoće (S, P, Si) i umjetno uneseni specijalni aditivi (Mn, Ni, Cr), što daje legurama željeza tehnički korisna svojstva - tvrdoću, toplinsku i korozijsku otpornost, kovljivost itd. . .

Proces proizvodnje željeza u visokim pećima

Proces proizvodnje željeza u visokim pećima sastoji se od sljedećih faza:

a) priprema (prženje) sulfidnih i karbonatnih ruda - pretvaranje u oksidnu rudu:

FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2, 800 ° C, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2, 500-600 ° C, -CO 2)

b) spaljivanje koksa vrućim mlazom:

C (koks) + O 2 (zrak) → CO 2 (600-700 °C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2CO (700-1000 °C)

c) redukcija oksidne rude ugljičnim monoksidom CO uzastopno:

Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe

d) karburizacija željeza (do 6,67% C) i taljenje lijevanog željeza:

Fe (t ) →(C(koks)900-1200°C) Fe (g) (lijevano željezo, t pl 1145°S)

U lijevanom željezu cementit Fe 2 C i grafit su uvijek prisutni u obliku zrna.

Proizvodnja čelika

Preraspodjela lijevanog željeza u čelik provodi se u posebnim pećima (konverterskim, otvorenim, električnim), koje se razlikuju po načinu grijanja; temperatura procesa 1700-2000 °C. Puhanjem zraka obogaćenog kisikom izgara se višak ugljika iz lijevanog željeza, kao i sumpor, fosfor i silicij u obliku oksida. U tom slučaju oksidi se ili hvataju u obliku ispušnih plinova (CO 2, SO 2), ili se vežu u trosku koja se lako odvaja - mješavinu Ca 3 (PO 4) 2 i CaSiO 3. Za dobivanje posebnih čelika u peć se unose aditivi za legiranje drugih metala.

Priznanicačisto željezo u industriji - elektroliza otopine željeznih soli, na primjer:

FeCl 2 → Fe↓ + Cl 2 (90°C) (elektroliza)

(postoje i druge posebne metode, uključujući redukciju željeznih oksida vodikom).

Čisto željezo se koristi u proizvodnji specijalnih legura, u proizvodnji jezgri elektromagneta i transformatora, lijevano željezo se koristi u proizvodnji odljevaka i čelika, čelik se koristi kao konstrukcijski i alatni materijali, uključujući habanje, toplinu i koroziju -otporni materijali.

Željezov(II) oksid F EO . Amfoterni oksid s velikom prevlašću osnovnih svojstava. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ O 2-. Kada se zagrije, prvo se razgrađuje, a zatim ponovno formira. Ne nastaje tijekom izgaranja željeza u zraku. Ne reagira s vodom. Razloženo kiselinama, spojeno s lužinama. Polako oksidira na vlažnom zraku. Obnavlja se vodikom, koksom. Sudjeluje u visokopećnom procesu taljenja željeza. Koristi se kao sastavni dio keramike i mineralnih boja. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

4FeO ⇌ (Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 ° C, 900-1000 ° C)

FeO + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 (konc.) \u003d Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

FeO + 4NaOH \u003d 2H 2 O + Na 4FeO3 (crveno.) trioksoferat (II)(400-500 °S)

FeO + H 2 \u003d H 2 O + Fe (visoke čistoće) (350 ° C)

FeO + C (koks) \u003d Fe + CO (iznad 1000 ° C)

FeO + CO \u003d Fe + CO 2 (900 ° C)

4FeO + 2H 2 O (vlaga) + O 2 (zrak) → 4FeO (OH) (t)

6FeO + O 2 \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° C)

Priznanica u laboratorije: termička razgradnja spojeva željeza (II) bez pristupa zraka:

Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C)

FeSOz \u003d FeO + CO 2 (490-550 ° C)

Diželjezov oksid (III) - željezo ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Dvostruki oksid. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termički postojan do visokih temperatura. Ne reagira s vodom. Razgrađuju kiseline. Reducira se vodikom, užarenim željezom. Sudjeluje u visokopećnom procesu proizvodnje željeza. Koristi se kao sastavni dio mineralnih boja ( minimalno željezo), keramika, obojeni cement. Proizvod posebne oksidacije površine čeličnih proizvoda ( crnjenje, plavilo). Sastav odgovara smeđoj hrđi i tamnoj ljusci na željezu. Ne preporučuje se korištenje formule Fe 3 O 4. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

2 (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 6FeO + O 2 (iznad 1538 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10HNO 3 (konc.) \u003d 3 Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (zrak) \u003d 6Fe 2 O 3 (450-600 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + 3Fe (visoke čistoće, 1000 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO \u003d 3 FeO + CO 2 (500-800 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O4 + Fe ⇌4 FeO (900-1000 ° C, 560-700 ° C)

Priznanica: izgaranje željeza (vidi) u zraku.

magnetit.

Željezov(III) oksid F e 2 O 3 . Amfoterni oksid s prevladavanjem osnovnih svojstava. Crveno-smeđa, ima ionsku strukturu (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Toplinski postojan do visokih temperatura. Ne nastaje tijekom izgaranja željeza u zraku. Ne reagira s vodom, iz otopine se taloži smeđi amorfni hidrat Fe 2 O 3 nH 2 O. Polagano reagira s kiselinama i lužinama. Smanjuje se ugljičnim monoksidom, rastaljenim željezom. Legira s oksidima drugih metala i tvori dvostruke okside - spineli(tehnički proizvodi se nazivaju feritima). Koristi se kao sirovina pri taljenju željeza u visokoj peći, kao katalizator u proizvodnji amonijaka, kao komponenta keramike, obojenih cementa i mineralnih boja, u termitnom zavarivanju čeličnih konstrukcija, kao nosač zvuk i slike na magnetskim vrpcama, kao sredstvo za poliranje čelika i stakla.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

6Fe 2 O 3 \u003d 4 (Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 ° C)

Fe 2 O 3 + 6HC1 (razb.) → 2FeC1 3 + ZH 2 O (t) (600 ° C, p)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konc.) → H 2 O+ 2 NaFeO 2 (Crvena)dioksoferat (III)

Fe 2 O 3 + MO \u003d (M II Fe 2 II I) O 4 (M = Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2 O 3 + ZN 2 \u003d ZN 2 O + 2Fe (visoko čist, 1050-1100 ° C)

Fe 2 O 3 + Fe \u003d ZFeO (900 ° C)

3Fe 2 O 3 + CO \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 + CO 2 (400-600 ° C)

Priznanica u laboratoriju - termička razgradnja soli željeza (III) u zraku:

Fe 2 (SO 4) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 ° C)

4 (Fe (NO 3) 3 9 H 2 O) \u003d 2 Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 ° C)

U prirodi - rude željeznog oksida hematit Fe 2 O 3 i limonit Fe 2 O 3 nH 2 O

Željezo(II) hidroksid F e(OH)2. Amfoterni hidroksid s prevladavanjem bazičnih svojstava. Bijele (ponekad zelenkaste), Fe-OH veze su pretežno kovalentne. Toplinski nestabilan. Lako oksidira na zraku, osobito kada je mokar (potamni). Netopljiv u vodi. Reagira s razrijeđenim kiselinama, koncentriranim lužinama. Tipičan restaurator. Međuproizvod u hrđanju željeza. Koristi se u proizvodnji aktivne mase željezo-nikl baterija.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C, u atm.N 2)

Fe (OH) 2 + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + 2H 2 O

Fe (OH) 2 + 2NaOH (> 50%) \u003d Na 2 ↓ (plavo-zeleno) (kipuće)

4Fe(OH) 2 (suspenzija) + O 2 (zrak) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe (OH) 2 (suspenzija) + H 2 O 2 (razb.) \u003d 2FeO (OH) ↓ + 2H 2 O

Fe (OH) 2 + KNO 3 (konc.) \u003d FeO (OH) ↓ + NO + KOH (60 ° C)

Priznanica: taloženje iz otopine s alkalijama ili amonijačnim hidratom u inertnoj atmosferi:

Fe 2+ + 2OH (razb.) = Fe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2 (NH3H2O) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NH4

Željezov metahidroksid F eO(OH). Amfoterni hidroksid s prevladavanjem bazičnih svojstava. Svijetlosmeđe, Fe-O i Fe-OH veze su pretežno kovalentne. Zagrijavanjem se raspada bez topljenja. Netopljiv u vodi. Taloži se iz otopine u obliku smeđeg amorfnog polihidrata Fe 2 O 3 nH 2 O, koji se, držeći se pod razrijeđenom alkalnom otopinom ili kada se osuši, pretvara u FeO (OH). Reagira s kiselinama, čvrstim lužinama. Slabo oksidacijsko i redukcijsko sredstvo. Sinterirano s Fe(OH) 2 . Međuproizvod u hrđanju željeza. Koristi se kao baza za žute mineralne boje i emajle, kao apsorber ispušnih plinova, kao katalizator u organskoj sintezi.

Sastav veze Fe(OH) 3 nije poznat (nije dobiven).

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °S, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700°C na zraku, -H2O)→Fe 2 O 3

FeO (OH) + ZNS1 (razb.) \u003d FeC1 3 + 2H 2 O

FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O-koloidni(NaOH (konc.))

FeO(OH)→ Na 3 [Fe(OH)6]bijelim, Na5 i K4, redom; u oba slučaja taloži se plavi produkt istog sastava i strukture, KFe III. U laboratoriju se taj talog naziva pruska plava, ili turnbull blue:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Kemijski nazivi početnih reagensa i produkta reakcije:

K 3 Fe III - kalijev heksacijanoferat (III)

K 4 Fe III - kalijev heksacijanoferat (II)

KFe III - heksacijanoferat (II) željezo (III) kalij

Osim toga, tiocijanatni ion NCS - dobar je reagens za Fe 3+ ione, s njim se kombinira željezo (III) i pojavljuje se svijetlo crvena ("krvava") boja:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

S ovim reagensom (na primjer, u obliku KNCS soli), čak se i tragovi željeza (III) mogu otkriti u vodi iz slavine ako prođe kroz željezne cijevi prekrivene hrđom iznutra.

Uvod

Proučavanje kemijskih svojstava pojedinih elemenata sastavni je dio kolegija kemije u suvremenoj školi, koji omogućuje, na temelju induktivnog pristupa, pretpostavku o značajkama kemijske interakcije elemenata na temelju njihove fizikalno-kemijske karakteristike. Međutim, mogućnosti školskog kemijskog laboratorija ne dopuštaju uvijek u potpunosti pokazati ovisnost kemijskih svojstava elementa o njegovom položaju u periodičnom sustavu kemijskih elemenata, strukturnim značajkama jednostavnih tvari.

Kemijska svojstva sumpora koriste se kako na početku izučavanja kolegija kemije kako bi se pokazala razlika između kemijskih pojava i fizikalnih, tako i pri proučavanju karakteristika pojedinih kemijskih elemenata. Najčešće preporučena demonstracija u smjernicama je interakcija sumpora sa željezom, kao primjer kemijskih pojava i primjer oksidacijskih svojstava sumpora. Ali u većini slučajeva ova reakcija se ili uopće ne odvija, ili se rezultati njezina tijeka ne mogu procijeniti golim okom. Različite mogućnosti za provođenje ovog eksperimenta često karakterizira niska ponovljivost rezultata, što ne dopušta njihovo sustavno korištenje za karakterizaciju gore navedenih procesa. Stoga je relevantno tražiti opcije koje mogu predstavljati alternativu demonstraciji procesa interakcije željeza sa sumporom, adekvatne karakteristikama školskog kemijskog laboratorija.

Cilj: Istražiti mogućnost provođenja reakcija na interakciju sumpora s metalima u školskom laboratoriju.

Zadaci:

Odrediti glavne fizikalne i kemijske karakteristike sumpora;

Analizirati uvjete za odvijanje i tijek reakcija interakcije sumpora s metalima;

Proučiti poznate metode za provedbu interakcije sumpora s metalima;

Odaberite sustave za provođenje reakcija;

Procijeniti primjerenost odabranih reakcija uvjetima školskog kemijskog laboratorija.

Predmet studija: reakcije interakcije sumpora s metalima

Predmet studija: izvedivost interakcijskih reakcija između sumpora i metala u školskom laboratoriju.

Hipoteza: Alternativa interakciji željeza sa sumporom u uvjetima školskog kemijskog laboratorija bit će kemijska reakcija koja zadovoljava zahtjeve jasnoće, ponovljivosti, relativne sigurnosti i dostupnosti reaktanata.

Želimo započeti svoj rad kratkim opisom sumpora:

Položaj u periodnom sustavu: sumpor je u razdoblju 3, grupa VI, glavna (A) podskupina, pripada s-elementima.

Atomski broj sumpora je 16, dakle, naboj atoma sumpora je + 16, broj elektrona je 16. Tri elektronske razine u vanjskoj razini su 6 elektrona

Shema rasporeda elektrona po razinama:

16S )))
2 8 6

Jezgra 32 S atoma sumpora sadrži 16 protona (jednako nuklearnom naboju) i 16 neutrona (atomska masa minus broj protona: 32 - 16 = 16).

Elektronička formula: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

stol 1

Vrijednosti ionizacijskih potencijala atoma sumpora

Ionizacijski potencijal

Energija (eV)

Sumpor na hladnoći prilično inertan (snažno se povezuje samo sa fluor), ali pri zagrijavanju postaje vrlo reaktivan – reagira s halogenidima(osim joda), kisik, vodik i gotovo svi metali. Kao rezultat reakcije od potonjeg tipa nastaju odgovarajući spojevi sumpora.

Reaktivnost sumpora, kao i bilo kojeg drugog elementa, pri interakciji s metalima ovisi o:

aktivnost reagirajućih tvari. Na primjer, sumpor će najaktivnije komunicirati s alkalnim metalima

na temperaturu reakcije. To se objašnjava termodinamičkim značajkama procesa.

Termodinamička mogućnost spontanih kemijskih reakcija u standardnim uvjetima određena je standardnom Gibbsovom energijom reakcije:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 T > 0 - izravna reakcija je nemoguća

o stupnju mljevenja reagirajućih tvari, budući da i sumpor i metali reagiraju uglavnom u čvrstom stanju.

Dane su termodinamičke karakteristike nekih reakcija interakcije sumpora s metalima na slajdu 4

Iz tablice se može vidjeti da je termodinamički moguće da sumpor stupi u interakciju s oba metala početka niza naprezanja i s niskoaktivnim metalima.

Dakle, sumpor je prilično aktivan nemetal kada se zagrijava, sposoban reagirati s metalima visoke aktivnosti (alkalne) i niske aktivnosti (srebro, bakar).

Proučavanje interakcije sumpora s metalima

Izbor sustava za istraživanje

Za proučavanje interakcije sumpora s metalima odabrani su sustavi, uključujući metale koji se nalaze na različitim mjestima Beketovljeve serije, koji imaju različite aktivnosti.

Kao uvjeti odabira određeni su sljedeći kriteriji: brzina izvođenja, vidljivost, potpunost reakcije, relativna sigurnost, reproducibilnost rezultata, tvari se trebaju značajno razlikovati po fizičkim svojstvima, prisutnost tvari u školskom laboratoriju, postoje uspješni pokušaji. provoditi interakcije sumpora s određenim metalima.

Kako bi se procijenila ponovljivost provedenih reakcija, svaki pokus je izveden tri puta.

Na temelju ovih kriterija za eksperiment su odabrani sljedeći reakcijski sustavi:

SUMPOR I BAKAR Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmimo 4 g sumpora u prahu i ulijmo ga u epruvetu. Zagrijte sumpor u epruveti do vrenja. Zatim uzmite bakrenu žicu i zagrijte je na plamenu. Kad se sumpor otopi i prokuha, u njega stavite bakrenu žicu

Očekivani rezultat:Epruveta je ispunjena smeđim parama, žica se zagrijava i "izgara" stvaranjem krhkog sulfida.

2. Interakcija sumpora s bakrom.

Pokazalo se da reakcija nije baš jasna, spontano zagrijavanje bakra također nije došlo. Kada je dodana klorovodična kiselina, nije uočeno posebno razvijanje plina.

SUMPOR I ŽELJEZO Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite 4 g sumpora u prahu i 7 g željeza u prahu i promiješajte. Dobivenu smjesu ulijte u epruvetu. U epruveti zagrijavamo tvari

Očekivani rezultat:Dolazi do snažnog spontanog zagrijavanja smjese. Dobiveni željezni sulfid se sinterira. Tvar nije odvojena vodom i ne reagira na magnet.

1. Interakcija sumpora sa željezom.

Praktički je nemoguće provesti reakciju za dobivanje željeznog sulfida bez ostatka u laboratorijskim uvjetima, vrlo je teško odrediti kada su tvari potpuno reagirale, spontano zagrijavanje reakcijske smjese se ne opaža. Dobivena tvar je provjerena radi li se o željeznom sulfidu. Za to smo koristili HCl. Kad smo na tvar ispustili klorovodičnu kiselinu, ona se počela pjeniti, oslobodio se sumporovodik.

SUMPOR I NATRIJ 2Na + S \u003d Na 2 S + 370,3 kJ / mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite 4 g sumpora u prahu i ulijte u žbuku, dobro izmrvite

Odrežemo komad natrija težine oko 2 g. Odrežemo oksidni film, samljemo ih zajedno.

Očekivani rezultat:Reakcija se odvija burno, moguće je samozapaljenje reagensa.

3. Interakcija sumpora s natrijem.

Interakcija sumpora s natrijem sama je po sebi opasan i nezaboravan eksperiment. Nakon nekoliko sekundi trljanja poletjele su prve iskre, natrij i sumpor su se rasplamsali u malteru i počeli gorjeti. Kada proizvod stupi u interakciju s klorovodičnom kiselinom, aktivno se oslobađa sumporovodik.

SUMPOR I CINK Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite sumpor i cink u prahu, po 4 g, pomiješajte tvari. Gotovu smjesu izlijte na azbestnu mrežicu. Donosimo vruću baklju do tvari

Očekivani rezultat:Reakcija se ne odvija odmah, već se burno formira zelenkasto-plavi plamen.

4. Interakcija sumpora s cinkom.

Reakciju je vrlo teško pokrenuti, potrebna je upotreba jakih oksidacijskih sredstava ili visoka temperatura da bi se pokrenula. Tvari bljeskaju zelenkasto-plavim plamenom. Kada se plamen ugasi, na ovom mjestu ostaje talog; pri interakciji sa klorovodičnom kiselinom, sumporovodik se lagano oslobađa.

SUMPOR I ALUMINIJ 2Al + 3S \u003d Al 2 S 3 + 509,0 kJ / mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite sumpor u prahu mase 4 g i aluminij mase 2,5 g i pomiješajte. Dobivenu smjesu stavljamo na azbestnu mrežu. Zapalite smjesu gorućim magnezijem

Očekivani rezultat:Reakcija je bljesak.

5. Interakcija sumpora s aluminijem.

Reakcija zahtijeva dodavanje jakog oksidacijskog sredstva kao inicijatora. Nakon paljenja sa gorućim magnezijem, došlo je do snažnog bljeska žućkasto-bijele boje, sumporovodik se oslobađa prilično aktivno.

SUMPOR I MAGNEZIJ Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite magnezijeve strugotine 2,5 g i sumpor u prahu 4 g i promiješajte

Dobivena smjesa će se staviti na azbestnu mrežu. Donesemo iver do dobivene smjese.

Očekivani rezultat:Tijekom reakcije dolazi do snažnog bljeska.

4. Interakcija sumpora s magnezijem.

Reakcija zahtijeva dodavanje čistog magnezija kao inicijatora. Postoji snažan bljesak bjelkaste boje, sumporovodik se aktivno oslobađa.

Zaključak

Reakcija za dobivanje željeznog sulfida nije završena, jer je ostatak ostao u obliku smjese plastičnog sumpora i željeza.

Najaktivnije oslobađanje sumporovodika očitovalo se u natrijevom sulfidu te magnezijevim i aluminijevim sulfidima.

Manje aktivno oslobađanje sumporovodika bilo je u bakrenom sulfidu.

Provođenje pokusa za dobivanje natrijevog sulfida opasno je i ne preporučuje se u školskom laboratoriju.

Reakcije za proizvodnju aluminijskih, magnezijevih i cinkovih sulfida najprikladnije su za provođenje u školskim uvjetima.

Očekivani i stvarni rezultati poklopili su se s interakcijom sumpora s natrijem, magnezijem i aluminijem.

Zaključak

Unatoč postojećim preporukama za demonstriranje interakcije željeza sa sumporom kao primjer koji ilustrira kemijske pojave i oksidacijska svojstva sumpora u općem školskom kolegiju kemije, stvarna provedba takvog pokusa često nije popraćena vidljivim učinkom.

Prilikom određivanja alternative ovoj demonstraciji odabrani su sustavi koji su udovoljavali zahtjevima vidljivosti, sigurnosti i dostupnosti reaktanata u školskom laboratoriju. Kao moguće opcije odabrani su reakcijski sustavi sumpora s bakrom, željezom, cinkom, magnezijem, aluminijem, natrijem, što je omogućilo procjenu učinkovitosti korištenja reakcije interakcije sumpora s različitim metalima kao demonstracijskih eksperimenata u nastavi kemije.

Na temelju rezultata pokusa utvrđeno je da je za te svrhe najoptimalnije koristiti reakcijske sustave sumpora s metalima srednje visoke aktivnosti (magnezij, aluminij).

Na temelju eksperimenata napravljen je video koji pokazuje oksidacijska svojstva sumpora na primjeru njegove interakcije s metalima, što omogućuje opisivanje ovih svojstava bez provođenja eksperimenta u punoj mjeri. Kao dodatna pomoć izrađena je web stranica ( ), koji, između ostalog, prikazuje rezultate istraživanja u vizualnom obliku.

Rezultati istraživanja mogu postati temelj za dublje proučavanje značajki kemijskih svojstava nemetala, kemijske kinetike i termodinamike.

Kemijska svojstva željeza razmotrimo primjer njegove interakcije s tipičnim nemetalima - sumporom i kisikom.

Pomiješajte željezo i sumpor zdrobljene do praškastog stanja u Petrijevoj zdjelici. Zagrijmo čeličnu iglu u plamenu i dodirnimo je mješavinom reagensa. Burna reakcija između željeza i sumpora je popraćena oslobađanjem toplinske i svjetlosne energije. Čvrsti produkt interakcije ovih tvari - željezov (II) sulfid - je crne boje. Za razliku od željeza, magnet ga ne privlači.

Željezo reagira sa sumporom i nastaje željezo(II) sulfid. Napišimo jednadžbu reakcije:

Reakcija željeza s kisikom također zahtijeva prethodno zagrijavanje. U posudu debelih stijenki ulijte kvarcni pijesak. Zagrijmo snop vrlo tanke željezne žice, takozvanu željeznu vunu, u plamenu plamenika. Donesimo užarenu žicu u posudu s kisikom. Željezo gori blistavim plamenom, raspršujući iskre - užarene čestice željeznog kamenca Fe 3 O 4.

Ista reakcija se događa u zraku, kada se čelik jako zagrijava trenjem tijekom obrade.

Kada se željezo sagorijeva u kisiku ili u zraku, nastaje željezni kamenac:

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4, materijal sa stranice

ili 3Fe + 2O 2 \u003d FeO. Fe2O3.

Željezov oksid je spoj u kojem željezo ima različite vrijednosti valencije.

Prolazak obje reakcije veze popraćen je oslobađanjem toplinske i svjetlosne energije.

Na ovoj stranici materijal o temama:

Kakva je reakcija željezni sulfid s kisikom
Napišite jednadžbu između željeza i sumpora
Jednadžba reakcije željeza s kisikom
Primjer kemijske reakcije kombinacije željeza sa sumporom
Jednadžba za interakciju kisika sa željezom

Pitanja o ovoj stavci:

DEFINICIJA

Željezo- element osme skupine četvrtog razdoblja Periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva.

A klonuli broj je 26. Simbol je Fe (lat. “ferrum”). Jedan od najčešćih metala u zemljinoj kori (drugo mjesto nakon aluminija).

Fizička svojstva željeza

Željezo je sivi metal. U svom čistom obliku, prilično je mekan, savitljiv i duktilan. Elektronička konfiguracija vanjske energetske razine je 3d 6 4s 2 . U svojim spojevima željezo pokazuje oksidacijska stanja "+2" i "+3". Talište željeza je 1539C. Željezo tvori dvije kristalne modifikacije: α- i γ-željezo. Prvi od njih ima kubičnu rešetku usmjerenu na tijelo, a drugi ima kubičnu rešetku usmjerenu na lice. α-željezo je termodinamički stabilno u dva temperaturna raspona: ispod 912 i od 1394C do točke taljenja. Između 912 i 1394C, γ-željezo je stabilno.

Mehanička svojstva željeza ovise o njegovoj čistoći – sadržaju u njemu čak i vrlo malih količina drugih elemenata. Čvrsto željezo ima sposobnost rastvaranja mnogih elemenata u sebi.

Kemijska svojstva željeza

U vlažnom zraku željezo brzo zahrđa, t.j. prekriven smeđim premazom od hidratiziranog željeznog oksida, koji zbog svoje lomljivosti ne štiti željezo od daljnje oksidacije. U vodi, željezo intenzivno korodira; uz obilan pristup kisika nastaju hidratizirani oblici željeznog oksida (III):

2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 × H 2 O.

Uz nedostatak kisika ili s otežanim pristupom, nastaje miješani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Željezo se otapa u klorovodičnoj kiselini bilo koje koncentracije:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2.

Slično, otapanje se događa u razrijeđenoj sumpornoj kiselini:

Fe + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2.

U koncentriranim otopinama sumporne kiseline, željezo se oksidira u željezo (III):

2Fe + 6H 2 SO 4 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Međutim, u sumpornoj kiselini, čija je koncentracija blizu 100%, željezo postaje pasivno i praktički ne dolazi do interakcije. U razrijeđenim i umjereno koncentriranim otopinama dušične kiseline željezo se otapa:

Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

Pri visokim koncentracijama dušične kiseline otapanje se usporava i željezo postaje pasivno.

Kao i drugi metali, željezo reagira s jednostavnim tvarima. Reakcije interakcije željeza s halogenima (bez obzira na vrstu halogena) odvijaju se pri zagrijavanju. Interakcija željeza s bromom odvija se pri povećanom tlaku pare potonjeg:

2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.

Interakcija željeza sa sumporom (prah), dušikom i fosforom također se događa kada se zagrijava:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Željezo može reagirati s nemetalima kao što su ugljik i silicij:

3Fe + C = Fe 3 C;

Među reakcijama interakcije željeza sa složenim tvarima posebnu ulogu imaju sljedeće reakcije - željezo može reducirati metale koji se nalaze u nizu aktivnosti desno od njega, od otopina soli (1), do redukcije željeza (III) spojevi (2):

Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu (1);

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).

Željezo pri povišenom tlaku reagira s oksidom koji ne stvara sol - CO i nastaje tvari složenog sastava - karbonili - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12.

Željezo je, u nedostatku nečistoća, stabilno u vodi i u razrijeđenim alkalnim otopinama.

Dobivanje željeza

Glavni način dobivanja željeza je iz željezne rude (hematit, magnetit) ili elektrolizom otopina njegovih soli (u ovom slučaju dobiva se "čisto" željezo, tj. željezo bez nečistoća).

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

Željezna skala Fe 3 O 4 mase 10 g prvo je tretirana sa 150 ml otopine klorovodične kiseline (gustoće 1,1 g/ml) s masenim udjelom klorovodika od 20 %, a zatim je u dobivenu otopinu dodan višak željeza. Odredite sastav otopine (u težinskim %).

Riješenje

Zapisujemo jednadžbe reakcije prema uvjetu zadatka:

8HCl + Fe 3 O 4 \u003d FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O (1);

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2).

Znajući gustoću i volumen otopine klorovodične kiseline, možete pronaći njezinu masu:

m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl);

m sol (HCl) \u003d 150 × 1,1 \u003d 165 g.

Izračunajte masu klorovodika:

m(HCl)=msol(HCl)×ω(HCl)/100%;

m(HCl) = 165 x 20%/100% = 33 g.

Molarna masa (masa od jednog mola) klorovodične kiseline, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev - 36,5 g / mol. Nađite količinu tvari klorovodika:

v(HCl) = m(HCl)/M(HCl);

v (HCl) \u003d 33 / 36,5 \u003d 0,904 mol.

Molarna masa (masa jednog mola) skale, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev - 232 g/mol. Nađite količinu tvari skale:

v (Fe 3 O 4) \u003d 10/232 \u003d 0,043 mol.

Prema jednadžbi 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) \u003d 1: 8, dakle, v (HCl) \u003d 8 v (Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Tada će količina tvari klorovodika izračunata jednadžbom (0,344 mol) biti manja od one naznačene u uvjetu zadatka (0,904 mol). Stoga je klorovodična kiselina u suvišku i nastavit će se druga reakcija:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3).

Odredimo količinu tvari željeznog klorida nastala kao rezultat prve reakcije (indeksi označavaju određenu reakciju):

v 1 (FeCl 2): v (Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 mol;

v 1 (FeCl 3): v (Fe 2 O 3) = 2:1;

v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol.

Odredimo količinu klorovodika koja nije reagirala u reakciji 1 i količinu tvari željezovog (II) klorida nastala tijekom reakcije 3:

v rem (HCl) \u003d v (HCl) - v 1 (HCl) \u003d 0,904 - 0,344 = 0,56 mola;

v 3 (FeCl 2): v rem (HCl) = 1:2;

v 3 (FeCl 2) \u003d 1/2 × v rem (HCl) \u003d 0,28 mol.

Odredimo količinu tvari FeCl 2 nastala tijekom reakcije 2, ukupnu količinu tvari FeCl 2 i njezinu masu:

v2 (FeCl3) = v1 (FeCl3) = 0,086 mol;

v 2 (FeCl 2): v 2 (FeCl 3) = 3:2;