doma » pulmologija » Interakcija železa z žveplovo enačbo. Študija možnosti izvajanja reakcij na interakcijo žvepla s kovinami

Interakcija železa z žveplovo enačbo. Študija možnosti izvajanja reakcij na interakcijo žvepla s kovinami

Železo je element sekundarne podskupine osme skupine četrtega obdobja periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva z atomsko številko 26. Označeno je s simbolom Fe (lat. Ferrum). Ena najpogostejših kovin v zemeljski skorji (drugo mesto za aluminijem). Kovina srednje aktivnosti, redukcijsko sredstvo.

Glavna oksidacijska stanja - +2, +3

Enostavna snov železo je temprana srebrno bela kovina z visoko kemično reaktivnostjo: železo hitro korodira pri visokih temperaturah ali visoki vlažnosti v zraku. V čistem kisiku železo gori, v fino razpršenem stanju pa se na zraku spontano vname.

Kemične lastnosti preproste snovi - železa:

Rjanje in gorenje v kisiku

1) Na zraku se železo zlahka oksidira v prisotnosti vlage (rjavenje):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Ogrevana železna žica gori v kisiku in tvori vodni kamen - železov oksid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Pri visokih temperaturah (700–900°C) železo reagira z vodno paro:

3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Železo pri segrevanju reagira z nekovinami:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° С)

4) V nizu napetosti je levo od vodika, reagira z razredčenimi kislinami Hcl in H 2 SO 4, medtem ko nastanejo železove (II) soli in se sprošča vodik:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcije potekajo brez dostopa zraka, sicer se Fe +2 postopoma pretvori s kisikom v Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (razlika) → FeSO 4 + H 2

V koncentriranih oksidacijskih kislinah se železo raztopi šele pri segrevanju, takoj preide v 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

(v hladnem koncentrirane dušikove in žveplove kisline pasivirati

Železen žebelj, potopljen v modrikasto raztopino bakrovega sulfata, se postopoma prekrije s prevleko iz rdečega kovinskega bakra.

5) Železo izpodriva kovine desno od sebe v raztopinah njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoternost železa se kaže le v koncentriranih alkalijah med vrenjem:

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

in nastane oborina natrijevega tetrahidroksoferata(II).

Tehnično železo- zlitine železa z ogljikom: lito železo vsebuje 2,06-6,67% C, jeklo Pogosto so prisotne 0,02-2,06 % C, druge naravne nečistoče (S, P, Si) in umetno vneseni posebni dodatki (Mn, Ni, Cr), kar daje železovim zlitinam tehnično uporabne lastnosti - trdoto, toplotno in korozijsko odpornost, kovnost itd. . .

Postopek proizvodnje železa v plavžih

Proces proizvodnje železa v plavžu je sestavljen iz naslednjih stopenj:

a) priprava (praženje) sulfidnih in karbonatnih rud - pretvorba v oksidno rudo:

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

b) žganje koksa z vročim pihanjem:

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

c) redukcijo oksidne rude z ogljikovim monoksidom CO zaporedoma:

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

d) naogljičenje železa (do 6,67 % C) in taljenje litega železa:

Fe (t ) →(C(kokakola)900-1200°C) Fe (g) (lito železo, t pl 1145°C)

V litem železu sta vedno prisotna cementit Fe 2 C in grafit v obliki zrn.

Proizvodnja jekla

Prerazporeditev litega železa v jeklo se izvaja v posebnih pečeh (konverterske, ognjišče, električne), ki se razlikujejo po načinu ogrevanja; temperatura procesa 1700-2000 °C. S pihanjem zraka, obogatenega s kisikom, izgoreva odvečni ogljik iz litega železa, pa tudi žveplo, fosfor in silicij v obliki oksidov. V tem primeru se oksidi bodisi zajamejo v obliki izpušnih plinov (CO 2, SO 2) bodisi se vežejo v lahko ločljivo žlindro - mešanico Ca 3 (PO 4) 2 in CaSiO 3. Za pridobitev posebnih jekel se v peč vnašajo legirni dodatki drugih kovin.

Potrdilo o prejemučisto železo v industriji - elektroliza raztopine železovih soli, na primer:

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

(obstajajo še druge posebne metode, vključno z redukcijo železovih oksidov z vodikom).

Čisto železo se uporablja pri proizvodnji posebnih zlitin, pri izdelavi jeder elektromagnetov in transformatorjev, lito železo se uporablja pri proizvodnji ulitkov in jekla, jeklo se uporablja kot konstrukcijski in orodni materiali, vključno z obrabo, toploto in korozijo - odporni materiali.

železov(II) oksid F EO . Amfoterni oksid z veliko prevlado osnovnih lastnosti. Črna, ima ionsko strukturo Fe 2+ O 2-. Pri segrevanju najprej razpade, nato pa se ponovno oblikuje. Ne nastane pri zgorevanju železa na zraku. Ne reagira z vodo. Razkrojen s kislinami, spojen z alkalijami. Počasi oksidira na vlažnem zraku. Izdelano z vodikom, koksom. Sodeluje v plavžnem procesu taljenja železa. Uporablja se kot sestavni del keramike in mineralnih barv. Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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 (rdeča.) trioksoferat (II)(400-500 °С)

FeO + H 2 \u003d H 2 O + Fe (visoka čistost) (350 ° C)

FeO + C (koks) \u003d Fe + CO (nad 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 ° С)

Potrdilo o prejemu v laboratoriji: toplotna razgradnja železovih (II) spojin brez dostopa zraka:

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

FeSOz \u003d FeO + CO 2 (490-550 ° C)

Diželezov oksid (III) - železo ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Dvojni oksid. Črna, ima ionsko strukturo Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Toplotno stabilen do visokih temperatur. Ne reagira z vodo. Razkrojijo kisline. Reducira ga vodik, vroče železo. Sodeluje v plavžnem procesu proizvodnje železa. Uporablja se kot sestavina mineralnih barv ( minimalno železo), keramika, barvni cement. Produkt posebne oksidacije površine jeklenih izdelkov ( črnenje, modrenje). Sestava ustreza rjavi rji in temni luski na železu. Uporaba formule Fe 3 O 4 ni priporočljiva. Enačbe najpomembnejših reakcij:

2 (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 6FeO + O 2 (nad 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 (visoka čistost, 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 ° С, 560-700 ° С)

Račun: zgorevanje železa (glej) v zraku.

magnetit.

železov (III) oksid F e 2 O 3 . Amfoterni oksid s prevlado bazičnih lastnosti. Rdeče-rjava, ima ionsko strukturo (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Toplotno stabilna do visokih temperatur. Ne nastane pri zgorevanju železa na zraku. Ne reagira z vodo, iz raztopine se obori rjavi amorfni hidrat Fe 2 O 3 nH 2 O. Počasi reagira s kislinami in alkalijami. Reducira ga ogljikov monoksid, staljeno železo. Zlitine z oksidi drugih kovin in tvorijo dvojne okside - spineli(tehnični izdelki se imenujejo ferit). Uporablja se kot surovina pri taljenju železa v plavžnem procesu, kot katalizator pri proizvodnji amoniaka, kot sestavina keramike, barvnih cementov in mineralnih barv, pri termitnem varjenju jeklenih konstrukcij, kot nosilec zvoka in slike. na magnetnih trakovih, kot polirno sredstvo za jeklo in steklo.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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 NampakFeO 2 (rdeča)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 (zelo 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 ° С)

Potrdilo o prejemu v laboratoriju - toplotna razgradnja železovih (III) soli v zraku:

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

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

V naravi - rude železovega oksida hematit Fe 2 O 3 in limonit Fe 2 O 3 nH 2 O

Železov(II) hidroksid F e(OH)2. Amfoterni hidroksid s prevlado bazičnih lastnosti. Bele (včasih z zelenkastim odtenkom), Fe-OH vezi so pretežno kovalentne. Toplotno nestabilen. Zlahka oksidira na zraku, še posebej, ko je moker (temni). Netopen v vodi. Reagira z razredčenimi kislinami, koncentriranimi alkalijami. Tipičen restavrator. Vmesni produkt pri rjavenju železa. Uporablja se pri izdelavi aktivne mase železo-nikljevih baterij.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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

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

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 ° С)

Potrdilo o prejemu: obarjanje iz raztopine z alkalijami ali amoniak hidratom v inertni atmosferi:

Fe 2+ + 2OH (razb.) = Fe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2 (NH 3 H 2 O) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NH4

Železov metahidroksid F eO(OH). Amfoterni hidroksid s prevlado bazičnih lastnosti. Svetlo rjave, Fe-O in Fe-OH vezi so pretežno kovalentne. Pri segrevanju se razpade brez taljenja. Netopen v vodi. Iz raztopine se obori v obliki rjavega amorfnega polihidrata Fe 2 O 3 nH 2 O, ki se v razredčeni alkalni raztopini ali pri sušenju spremeni v FeO (OH). Reagira s kislinami, trdnimi alkalijami. Šibko oksidacijsko in redukcijsko sredstvo. Sintrano s Fe(OH) 2 . Vmesni produkt pri rjavenju železa. Uporablja se kot osnova za rumene mineralne barve in emajle, kot absorber izpušnih plinov, kot katalizator v organski sintezi.

Sestava povezave Fe(OH) 3 ni znana (ni pridobljena).

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °C, —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-koloid(NaOH (konc.))

FeO(OH) → Na 3 [Fe(OH) 6]Bela, Na 5 in K 4; v obeh primerih se obori modri produkt enake sestave in strukture, KFe III. V laboratoriju se ta oborina imenuje pruska modra, oz turnbull blue:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Kemična imena začetnih reagentov in reakcijskega produkta:

K 3 Fe III - kalijev heksacianoferat (III)

K 4 Fe III - kalijev heksacianoferat (II)

KFe III - heksacianoferat (II) železo (III) kalij

Poleg tega je tiocianat ion NCS - dober reagent za ione Fe 3+, z njim se kombinira železo (III) in pojavi se svetlo rdeča ("krvava") barva:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

S tem reagentom (na primer v obliki KNCS soli) lahko v vodi iz pipe zaznamo celo sledi železa (III), če le-ta prehaja skozi železne cevi, ki so od znotraj prekrite z rjo.

Uvod

Proučevanje kemijskih lastnosti posameznih elementov je sestavni del tečaja kemije v sodobni šoli, ki omogoča na podlagi induktivnega pristopa domnevo o značilnostih kemične interakcije elementov na podlagi njihovih fizikalno-kemijske lastnosti. Vendar pa zmogljivosti šolskega kemijskega laboratorija ne omogočajo vedno v celoti prikazati odvisnosti kemijskih lastnosti elementa od njegovega položaja v periodnem sistemu kemičnih elementov, strukturnih značilnosti preprostih snovi.

Kemijske lastnosti žvepla se uporabljajo tako na začetku študija predmeta kemija za prikaz razlike med kemijskimi pojavi in fizikalnimi pojavi kot pri preučevanju značilnosti posameznih kemijskih elementov. Najpogosteje priporočena predstavitev v smernicah je interakcija žvepla z železom, kot primer kemijskih pojavov in primer oksidacijskih lastnosti žvepla. Toda v večini primerov ta reakcija sploh ne poteka ali pa rezultatov njenega poteka ni mogoče oceniti s prostim očesom. Za različne možnosti izvajanja tega poskusa je pogosto značilna nizka ponovljivost rezultatov, kar ne omogoča, da bi jih sistematično uporabljali za karakterizacijo zgornjih procesov. Zato je pomembno poiskati možnosti, ki lahko predstavljajo alternativo za prikaz procesa interakcije železa z žveplom, ki ustreza značilnostim šolskega kemijskega laboratorija.

Cilj: Raziščite možnost izvajanja reakcij na interakcijo žvepla s kovinami v šolskem laboratoriju.

Naloge:

Določiti glavne fizikalne in kemijske lastnosti žvepla;

Analizirati pogoje za potek in potek reakcij interakcije žvepla s kovinami;

Preučiti znane metode za izvedbo interakcije žvepla s kovinami;

Izberite sisteme za izvajanje reakcij;

Ocenite ustreznost izbranih reakcij razmeram v šolskem kemijskem laboratoriju.

Predmet študija: reakcije interakcije žvepla s kovinami

Predmet študija: izvedljivost interakcijskih reakcij med žveplom in kovinami v šolskem laboratoriju.

Hipoteza: Alternativa interakciji železa z žveplom v pogojih šolskega kemijskega laboratorija bo kemična reakcija, ki izpolnjuje zahteve po jasnosti, ponovljivosti, relativni varnosti in razpoložljivosti reaktantov.

Naše delo želimo začeti s kratkim opisom žvepla:

Položaj v periodnem sistemu: žveplo je v obdobju 3, skupina VI, glavna (A) podskupina, spada v s-elemente.

Atomsko število žvepla je 16, zato je naboj žveplovega atoma + 16, število elektronov je 16. Trije ravni elektronov na zunanji ravni so 6 elektronov

Shema razporeditve elektronov po ravneh:

16S )))
2 8 6

Jedro žveplovega atoma 32 S vsebuje 16 protonov (enako jedrskemu naboju) in 16 nevtronov (atomska masa minus število protonov: 32 - 16 = 16).

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

Tabela 1

Vrednosti ionizacijskih potencialov žveplovega atoma

Ionizacijski potencial

Energija (eV)

Žveplo na mrazu precej inerten (močno se povezuje samo z fluor), vendar pri segrevanju postane zelo reaktiven - reagira s halogenidi(razen joda), kisik, vodik in skoraj vse kovine. Kot rezultat reakcije slednjega tipa nastanejo ustrezne žveplove spojine.

Reaktivnost žvepla, tako kot katerega koli drugega elementa, pri interakciji s kovinami je odvisna od:

aktivnost reakcijskih snovi. Na primer, žveplo bo najbolj aktivno vplivalo na alkalijske kovine

na reakcijsko temperaturo. To je razloženo s termodinamičnimi značilnostmi procesa.

Termodinamična možnost spontanih kemičnih reakcij v standardnih pogojih je določena s standardno Gibbsovo energijo reakcije:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 T > 0 - neposredna reakcija je nemogoča

na stopnjo mletja reagirajočih snovi, saj tako žveplo kot kovine reagirajo predvsem v trdnem stanju.

Podane so termodinamične značilnosti nekaterih reakcij interakcije žvepla s kovinami na diapozitivu 4

Iz tabele je razvidno, da je termodinamično možno, da žveplo interagira z obema kovinama začetka niza napetosti in nizko aktivnimi kovinami.

Tako je žveplo pri segrevanju precej aktivna nekovina, ki je sposobna reagirati s kovinami tako visoke (alkalne) kot nizke aktivnosti (srebro, baker).

Študija interakcije žvepla s kovinami

Izbira sistemov za raziskovanje

Za preučevanje interakcije žvepla s kovinami so bili izbrani sistemi, vključno s kovinami, ki se nahajajo na različnih mestih serije Beketov in imajo različne aktivnosti.

Kot pogoje za izbor so bili določeni naslednji kriteriji: hitrost izvedbe, vidnost, popolnost reakcije, relativna varnost, ponovljivost rezultata, snovi naj se izrazito razlikujejo po fizikalnih lastnostih, prisotnost snovi v šolskem laboratoriju, uspešni so poskusi. izvajati interakcije žvepla s specifičnimi kovinami.

Za oceno ponovljivosti izvedenih reakcij je bil vsak poskus izveden trikrat.

Na podlagi teh meril so bili za poskus izbrani naslednji reakcijski sistemi:

ŽVEPLO IN BAKER Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemimo 4 g žvepla v prahu in ga vlijemo v epruveto. V epruveti segrejemo žveplo do vretja. Nato vzemite bakreno žico in jo segrejte na ognju. Ko se žveplo stopi in zavre, vanjo položimo bakreno žico

Pričakovani rezultati:Epruveta je napolnjena z rjavimi hlapi, žica se segreje in "izgori" s tvorbo krhkega sulfida.

2. Interakcija žvepla z bakrom.

Izkazalo se je, da reakcija ni zelo jasna, do spontanega segrevanja bakra tudi ni prišlo. Ko smo dodali klorovodikovo kislino, niso opazili posebnega razvoja plina.

ŽVELO IN ŽELEZO Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite 4 g žvepla v prahu in 7 g železa v prahu in premešajte. Dobljeno zmes vlijemo v epruveto. V epruveti segrejemo snovi

Pričakovani rezultati:Pojavi se močno spontano segrevanje mešanice. Nastali železov sulfid sintramo. Snov ni ločena z vodo in ne reagira na magnet.

1. Interakcija žvepla z železom.

Praktično je nemogoče izvesti reakcijo za pridobitev železovega sulfida brez ostanka v laboratorijskih pogojih, zelo težko je določiti, kdaj so snovi popolnoma reagirale, spontanega segrevanja reakcijske zmesi ni opaziti. Nastalo snov smo preverili, ali je železov sulfid. Za to smo uporabili HCl. Ko smo na snov spustili klorovodikovo kislino, se je začela peniti, sproščal se je vodikov sulfid.

ŽVELO IN NATRIJ 2Na + S \u003d Na 2 S + 370,3 kJ / mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite 4 g žvepla v prahu in ga vlijte v možnar, dobro zmeljite

Odrežemo kos natrija, ki tehta približno 2 g. Odrežemo oksidni film, jih zmeljemo skupaj.

Pričakovani rezultati:Reakcija poteka burno, možen je samovžig reagentov.

3. Interakcija žvepla z natrijem.

Interakcija žvepla z natrijem je sama po sebi nevaren in nepozaben poskus. Po nekaj sekundah drgnjenja so poletele prve iskre, natrij in žveplo pa sta se vnela v malti in začela goreti. Ko izdelek interagira s klorovodikovo kislino, se vodikov sulfid aktivno sprošča.

ŽVEPLO IN CINK Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite žveplo in cink v prahu, po 4 g, zmešajte snovi. Končano zmes vlijemo na azbestno mrežo. Do snovi prinesemo vročo baklo

Pričakovani rezultati:Reakcija ne poteka takoj, ampak nastane silovito zelenkasto moder plamen.

4. Interakcija žvepla s cinkom.

Reakcijo je zelo težko začeti, za njeno sprožitev je potrebna uporaba močnih oksidantov ali visoka temperatura. Snovi utripajo z zelenkasto modrim plamenom. Ko plamen ugasne, ostane na tem mestu ostanek, pri interakciji s klorovodikovo kislino se rahlo sprošča vodikov sulfid.

ŽVELO IN ALUMINIJ 2Al + 3S \u003d Al 2 S 3 + 509,0 kJ / mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite žveplo v prahu, ki tehta 4 g, in aluminij, ki tehta 2,5 g, in premešajte. Nastalo zmes položimo na azbestno mrežo. Mešanico prižgemo z gorečim magnezijem

Pričakovani rezultati:Reakcija je blisk.

5. Interakcija žvepla z aluminijem.

Reakcija zahteva dodatek močnega oksidanta kot iniciatorja. Po vžigu z gorečim magnezijem je prišlo do močnega utripa rumenkasto bele barve, vodikov sulfid se sprošča precej aktivno.

ŽVELO IN MAGNEZIJ Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite magnezijeve ostružke 2,5 g in žveplo v prahu 4 g in premešajte

Nastala mešanica bo postavljena na azbestno mrežo. K nastali mešanici pripeljemo drobec.

Pričakovani rezultati:Med reakcijo se pojavi močan blisk.

4. Interakcija žvepla z magnezijem.

Reakcija zahteva dodatek čistega magnezija kot iniciatorja. Prisoten je močan blisk belkaste barve, aktivno se sprošča vodikov sulfid.

Izhod

Reakcija za pridobitev železovega sulfida ni bila končana, saj je ostanek ostal v obliki zmesi plastičnega žvepla in železa.

Najbolj aktivno sproščanje vodikovega sulfida se je pokazalo v natrijevem sulfidu ter magnezijevih in aluminijevih sulfidih.

Manj aktivno sproščanje vodikovega sulfida je bilo v bakrovem sulfidu.

Izvajanje poskusov za pridobivanje natrijevega sulfida je nevarno in ni priporočljivo v šolskem laboratoriju.

Za vodenje v šolskih razmerah so najbolj primerne reakcije za proizvodnjo aluminijevih, magnezijevih in cinkovih sulfidov.

Pričakovani in dejanski rezultati so sovpadali z interakcijo žvepla z natrijem, magnezijem in aluminijem.

Zaključek

Kljub obstoječim priporočilom za prikaz interakcije železa z žveplom kot primer, ki ponazarja kemijske pojave in oksidacijske lastnosti žvepla pri splošnem šolskem predmetu kemije, dejanske izvedbe takšnega poskusa pogosto ne spremlja vidni učinek.

Pri določanju alternative tej demonstraciji so bili izbrani sistemi, ki so izpolnjevali zahteve glede vidljivosti, varnosti in razpoložljivosti reaktantov v šolskem laboratoriju. Kot možne možnosti so bili izbrani reakcijski sistemi žvepla z bakrom, železom, cinkom, magnezijem, aluminijem, natrijem, ki omogočajo oceno učinkovitosti uporabe reakcije interakcije žvepla z različnimi kovinami kot demonstracijskih poskusov pri pouku kemije.

Na podlagi rezultatov poskusov je bilo ugotovljeno, da je za te namene najbolj optimalna uporaba reakcijskih sistemov žvepla s kovinami srednje visoke aktivnosti (magnezij, aluminij).

Na podlagi poskusov je bil ustvarjen videoposnetek, ki prikazuje oksidacijske lastnosti žvepla na primeru njegove interakcije s kovinami, kar omogoča opis teh lastnosti brez izvajanja obsežnega eksperimenta. Kot dodaten pripomoček je ustvarjena spletna stran ( ), ki med drugim v vizualni obliki predstavlja rezultate študije.

Rezultati študije lahko postanejo osnova za globlje preučevanje značilnosti kemijskih lastnosti nekovin, kemijske kinetike in termodinamike.

Kemične lastnosti železa poglejmo primer njegove interakcije s tipičnimi nekovinami - žveplom in kisikom.

V petrijevki zmešamo železo in žveplo, zdrobljeno v prah. V plamenu segrejemo jekleno iglo in se je dotaknemo z mešanico reagentov. Burno reakcijo med železom in žveplom spremlja sproščanje toplotne in svetlobne energije. Trden produkt interakcije teh snovi - železov (II) sulfid - je črne barve. Za razliko od železa ga magnet ne privlači.

Železo reagira z žveplom in tvori železov(II) sulfid. Napišimo reakcijsko enačbo:

Reakcija železa s kisikom zahteva tudi predhodno segrevanje. Kremenčev pesek nalijte v posodo z debelimi stenami. V plamenu gorilnika segrejmo snop zelo tanke železne žice, tako imenovano železno volno. V posodo s kisikom pripeljemo vročo žico. Železo gori z bleščečim plamenom, razprši iskre - rdeče vroče delce železove luske Fe 3 O 4.

Ista reakcija se pojavi na zraku, ko se jeklo med obdelavo močno segreje zaradi trenja.

Ko se železo zgoreva v kisiku ali na zraku, nastane železova luska:

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4, gradivo s strani

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

Železov oksid je spojina, v kateri ima železo različne valenčne vrednosti.

Prehod obeh reakcij povezave spremlja sproščanje toplotne in svetlobne energije.

Na tej strani gradivo o temah:

Kakšna je reakcija železovega sulfida s kisikom
Napiši enačbo med železom in žveplom
Enačba reakcij železa s kisikom
Primer kemične reakcije kombinacije železa z žveplom
Enačba za interakcijo kisika z železom

Vprašanja o tem artiklu:

DEFINICIJA

železo- element osme skupine četrtega obdobja periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva.

In ohlapna številka je 26. Simbol je Fe (lat. »ferrum«). Ena najpogostejših kovin v zemeljski skorji (drugo mesto za aluminijem).

Fizikalne lastnosti železa

Železo je siva kovina. V svoji čisti obliki je precej mehka, voljna in duktilna. Elektronska konfiguracija zunanjega energijskega nivoja je 3d 6 4s 2 . V svojih spojinah ima železo oksidacijski stanji "+2" in "+3". Tališče železa je 1539C. Železo tvori dve kristalni modifikacije: α- in γ-železo. Prvi od njih ima kubično telesno osredotočeno mrežo, drugi ima kubično obrazno osredotočeno mrežo. α-železo je termodinamično stabilno v dveh temperaturnih območjih: pod 912 in od 1394C do tališča. Med 912 in 1394C je γ-železo stabilno.

Mehanske lastnosti železa so odvisne od njegove čistosti - vsebnosti v njem celo zelo majhnih količin drugih elementov. Trdno železo ima sposobnost, da v sebi raztopi številne elemente.

Kemične lastnosti železa

V vlažnem zraku železo hitro zarjavi, t.j. prekrita z rjavo prevleko iz hidratiranega železovega oksida, ki zaradi svoje drobljivosti ne ščiti železa pred nadaljnjo oksidacijo. V vodi železo intenzivno korodira; z obilnim dostopom kisika nastanejo hidratizirane oblike železovega oksida (III):

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

Ob pomanjkanju kisika ali težkem dostopu nastane mešani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Železo se raztopi v klorovodikovi kislini katere koli koncentracije:

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

Podobno pride do raztapljanja v razredčeni žveplovi kislini:

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

V koncentriranih raztopinah žveplove kisline se železo oksidira v železo (III):

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

Vendar pa v žveplovi kislini, katere koncentracija je blizu 100%, železo postane pasivno in interakcije praktično ni. V razredčenih in zmerno koncentriranih raztopinah dušikove kisline se železo raztopi:

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

Pri visokih koncentracijah dušikove kisline se raztapljanje upočasni in železo postane pasivno.

Tako kot druge kovine tudi železo reagira s preprostimi snovmi. Reakcije interakcije železa s halogeni (ne glede na vrsto halogena) potekajo pri segrevanju. Interakcija železa z bromom poteka pri povečanem parnem tlaku slednjega:

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

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

Medsebojno delovanje železa z žveplom (prah), dušikom in fosforjem se pojavi tudi pri segrevanju:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Železo lahko reagira z nekovinami, kot sta ogljik in silicij:

3Fe + C = Fe 3 C;

Med reakcijami interakcije železa s kompleksnimi snovmi imajo posebno vlogo naslednje reakcije - železo je sposobno reducirati kovine, ki so v nizu aktivnosti desno od njega, iz raztopin soli (1), do redukcije železa (III) spojine (2):

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

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

Železo pri povišanem tlaku reagira z oksidom, ki ne tvori soli – CO in tvori snovi kompleksne sestave – karbonile – Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 in Fe 3 (CO) 12.

Železo je v odsotnosti nečistoč stabilno v vodi in v razredčenih alkalijskih raztopinah.

Pridobivanje železa

Glavni način pridobivanja železa je iz železove rude (hematit, magnetit) ali elektroliza raztopin njegovih soli (v tem primeru dobimo "čisto" železo, torej železo brez nečistoč).

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Naloga

Železovo tehtnico Fe 3 O 4, ki tehta 10 g, smo najprej obdelali s 150 ml raztopine klorovodikove kisline (gostota 1,1 g/ml) z masnim deležem klorovodika 20 %, nato pa smo dobljeni raztopini dodali presežek železa. Določite sestavo raztopine (v masnih %).

Rešitev

Reakcijske enačbe zapišemo glede na pogoj problema:

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

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

Če poznate gostoto in prostornino raztopine klorovodikove kisline, lahko najdete njeno maso:

m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl);

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

Izračunajte maso vodikovega klorida:

m(HCl)=msol(HCl)×ω(HCl)/100 %;

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

Molska masa (masa enega mola) klorovodikove kisline, izračunana s pomočjo tabele kemičnih elementov D.I. Mendelejev - 36,5 g / mol. Poiščite količino vodikovega klorida:

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

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

Molska masa (masa enega mola) lestvice, izračunana s pomočjo tabele kemičnih elementov D.I. Mendelejev - 232 g / mol. Poiščite količino snovi na lestvici:

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

V skladu z enačbo 1 je v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1: 8, torej v (HCl) \u003d 8 v (Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Potem bo količina snovi vodikovega klorida, izračunana z enačbo (0,344 mol), manjša od tiste, ki je navedena v pogoju problema (0,904 mol). Zato je klorovodikova kislina v presežku in bo potekala druga reakcija:

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

Določimo količino snovi železovega klorida, ki nastane kot posledica prve reakcije (indeksi označujejo določeno reakcijo):

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

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

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

Določimo količino vodikovega klorida, ki ni reagiral v reakciji 1, in količino snovi železovega (II) klorida, ki nastane med reakcijo 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.

Določimo količino snovi FeCl 2, ki nastane med reakcijo 2, skupno količino snovi FeCl 2 in njeno maso:

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

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