Raua reaktsioon väävliga. Raua füüsikalised ja keemilised omadused. Koostage võrrand raua ja väävli vahel

Raud on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi kaheksanda rühma külgmise alamrühma element aatomnumbriga 26. Seda tähistatakse sümboliga Fe (ladina Ferrum). Üks levinumaid metalle maakoores (alumiiniumi järel teisel kohal). Keskmise aktiivsusega metall, redutseerija.

Peamised oksüdatsiooniastmed - +2, +3

Lihtaine raud on hõbevalge värvusega tempermalmist kõrge keemilise reaktsioonivõimega metall: raud korrodeerub kiiresti kõrgel temperatuuril või kõrge õhuniiskuse korral. Puhtas hapnikus raud põleb ja peenelt hajutatud olekus süttib õhu käes spontaanselt.

Lihtsa aine - raua keemilised omadused:

Roostetamine ja põlemine hapnikus

1) Õhus oksüdeerub raud niiskuse juuresolekul kergesti (roostetamine):

4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe (OH) 3

Kuum raudtraat põleb hapnikus, moodustades katlakivi - raudoksiidi (II, III):

3Fe + 2O2 → Fe3O4

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

2) Kõrgel temperatuuril (700-900 ° C) reageerib raud veeauruga:

3Fe + 4H2O - t ° → Fe3O4 + 4H2

3) Raud reageerib kuumutamisel mittemetallidega:

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 ° С)

Fe + S - t ° → FeS (600 ° С)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° С)

4) Pingete seerias seisab see vesinikust vasakul, reageerib lahjendatud hapetega HCl ja H 2 SO 4, samal ajal moodustuvad raua (II) soolad ja eraldub vesinik:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reaktsioonid viiakse läbi ilma juurdepääsuta õhule, vastasel juhul viiakse Fe +2 hapniku toimel järk-järgult üle Fe +3-le)

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

Kontsentreeritud oksüdeerivates hapetes lahustub raud ainult kuumutamisel, see läheb kohe Fe 3+ katiooniks:

2Fe + 6H 2SO 4 (konts.) - t ° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (konts.) - t ° → Fe (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(külmas, kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhappes passiivne

Sinakasse vasksulfaadi lahusesse kastetud raudnael kattub järk-järgult punase metallilise vase õiega.

5) Raud tõrjub temast paremal seisvaid metalle nende soolade lahustest välja.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Raua amfoteersus avaldub keemise ajal ainult kontsentreeritud leelistes:

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

ja moodustub naatriumtetrahüdroksoferraadi (II) sade.

Tehniline raud- rauasulamid süsinikuga: malm sisaldab 2,06–6,67% C, terasest 0,02-2,06% C, sageli esinevad muud looduslikud lisandid (S, P, Si) ja kunstlikult sisse viidud spetsiaalsed lisandid (Mn, Ni, Cr), mis annab rauasulamitele tehniliselt kasulikud omadused - kõvaduse, termilise ja korrosioonikindluse, vormitavuse jne. . .

Kõrgahjude malmi tootmine

Malmi tootmise kõrgahjuprotsess koosneb järgmistest etappidest:

a) sulfiid- ja karbonaatmaakide valmistamine (röstimine) – ülekandmine oksiidmaagiks:

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) koksi põletamine kuumpuhastuse ajal:

С (koks) + O 2 (õhk) → СO 2 (600–700 ° С) СO 2 + С (koks) ⇌ 2СО (700–1000 ° С)

c) oksiidmaagi redutseerimine süsinikmonooksiidiga CO järjestikku:

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

d) raua karburiseerimine (kuni 6,67% C) ja malmi sulatamine:

Fe (t ) →(C(koks)900–1200 °C) Fe (w) (malm, sulamistemperatuur 1145 °C)

Malmis on tsementiit Fe 2 C ja grafiit alati terade kujul.

Terase tootmine

Malmi muundamine teraseks toimub spetsiaalsetes ahjudes (konverter, lahtine kolle, elektriline), mis erinevad kütteviiside poolest; protsessi temperatuur 1700-2000 ° C. Hapnikuga rikastatud õhu puhumine põhjustab malmist liigse süsiniku, aga ka väävli, fosfori ja räni läbipõlemist oksiididena. Sel juhul püütakse oksiidid kinni heitgaasidena (CO 2, SO 2) või seotakse kergesti eraldatavasse räbu - Ca 3 (PO 4) 2 ja CaSiO 3 segusse. Spetsiaalsete teraste saamiseks sisestatakse ahju teiste metallide legeerivad lisandid.

Vastuvõtmine puhas raud tööstuses - rauasoolade lahuse elektrolüüs, näiteks:

FeСl 2 → Fe ↓ + Сl 2 (90 ° С) (elektrolüüs)

(on ka teisi erimeetodeid, sealhulgas raudoksiidide redutseerimine vesinikuga).

Puhast rauda kasutatakse spetsiaalsete sulamite tootmisel, elektromagnetite ja trafode südamike valmistamisel, malmi - valandite ja terase tootmisel, terast - konstruktsiooni- ja tööriistamaterjalina, sh kulumis-, kuumus- ja korrosiooni- vastupidavad.

Raud(II)oksiid F eO ... Amfoteerne oksiid, millel on suur põhiomaduste ülekaal. Must, ioonse struktuuriga Fe 2+ O 2-. Kuumutamisel see kõigepealt laguneb, seejärel tekib uuesti. Raua õhus põletamisel seda ei teki. Ei reageeri veega. Lagunenud hapete toimel, sulanud leelistega. Niiskes õhus oksüdeerub aeglaselt. Redutseeritud vesinikuga, koksiga. Osaleb raua sulatamise kõrgahjuprotsessis. Seda kasutatakse keraamika ja mineraalvärvide komponendina. Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

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

FeO + 2HC1 (diil.) = FeC1 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 (konts.) = Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

FеО + 4NAОН = 2Н 2 O + Na 4FeO3 (punane.) trioksoferraat (II)(400–500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (eriti puhas) (350 ° C)

FeO + C (koks) = Fe + CO (üle 1000 ° C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900 ° C)

4FеО + 2Н 2 O (niiskus) + O 2 (õhk) → 4FеО (ОН) (t)

6FеО + O 2 = 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° С)

Vastuvõtmine v laborid: raud(II)ühendite termiline lagunemine ilma õhu juurdepääsuta:

Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 ° C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490–550 °C)

diraud(III)oksiid – raud ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 ... Topeltoksiid. Must, ioonse struktuuriga Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termiliselt stabiilne kuni kõrgete temperatuurideni. Ei reageeri veega. Laguneb hapete toimel. Redutseeritud vesinikuga, kuuma rauaga. Osaleb malmi tootmise kõrgahjuprotsessis. Seda kasutatakse mineraalvärvide komponendina ( rauast plii), keraamika, värviline tsement. Terasetoodete pinna erilise oksüdatsiooni produkt ( mustamine, sinetamine). Koostis vastab pruunile roostele ja raua tumedale katlakivile. Brutovalemi Fe 3 O 4 kasutamine ei ole soovitatav. Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

2 (Fe II Fe 2 III) O 4 = 6FеO + O 2 (üle 1538 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (lahjend.) = FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10НNO 3 (konts.) = 3Fе (NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (õhk) = 6Fе 2 O 3 (450–600 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fе (eriti puhas, 1000 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = ZFeO + CO 2 (500–800 ° C)

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

Vastuvõtmine: raua põlemine (vt) õhus.

magnetiit.

Raud(III)oksiid F e 2 O 3 ... Amfoteerne oksiid, mille põhiomadused on ülekaalus. Punakaspruun, ioonse struktuuriga (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termiliselt stabiilne kuni kõrgete temperatuurideni. Raua õhus põletamisel seda ei teki. Ei reageeri veega, lahusest langeb välja pruun amorfne hüdraat Fe 2 O 3 nH 2 O Reageerib aeglaselt hapete ja leelistega. Redutseeritud süsinikmonooksiidiga, sularauaga. Sulamid teiste metallide oksiididega ja moodustavad topeltoksiide - spinellid(tehnilisi tooteid nimetatakse ferriitideks). Kasutatakse toorainena malmi sulatamisel kõrgahjuprotsessis, katalüsaatorina keraamika, värviliste tsementide ja mineraalvärvide komponendi ammoniaagi tootmisel, teraskonstruktsioonide termiitkeevitamisel jne. heli ja pildi kandja magnetlintidele terase ja klaasi poleerimisvahendina.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

6Fе 2 O 3 = 4 (Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200–1300 ° C)

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konts.) → H 2 O + 2 NaFeO 2 (punane)dioksoferraat (III)

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

Fe 2 O 3 + ZN 2 = ZN 2 O + 2Fе (eriti puhas, 1050–1100 ° C)

Fe 2 O 3 + Fe = ZFeO (900 ° C)

3Fе 2 O 3 + CO = 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 + CO 2 (400–600 ° C)

Vastuvõtmine laboris - raua (III) soolade termiline lagunemine õhus:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500–700 ° C)

4 (Fe (NO 3) 3 9 Н 2 O) = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 ° С)

Looduses - raudoksiidi maagid hematiit Fe 2 O 3 ja limoniit Fe2O3nН2O

Raud(II)hüdroksiid F e (OH) 2. Amfoteerne hüdroksiid, mille põhiomadused on ülekaalus. Valged (mõnikord roheka varjundiga), Fe-OH sidemed on valdavalt kovalentsed. Termiliselt ebastabiilne. Oksüdeerub kergesti õhu käes, eriti märjana (tumeneb). Vees lahustumatu. Reageerib lahjendatud hapetega, kontsentreeritud leelistega. Tüüpiline redutseerija. Raua roostetamise vahepealne. Seda kasutatakse raud-nikkelakude aktiivse massi tootmiseks.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O (150–200 ° C, N 2 atm)

Fe (OH) 2 + 2HC1 (diil.) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe (OH) 2 + 2NаОН (> 50%) = Na 2 ↓ (sinakasroheline) (keevad)

4Fе (ОН) 2 (vedrustus) + O 2 (õhk) → 4FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе (ОН) 2 (suspensioon) + Н 2 O 2 (diil.) = 2FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O

Fe (OH) 2 + KNO 3 (konts.) = FeO (OH) ↓ + NO + KOH (60 ° C)

Vastuvõtmine: leelise või ammoniaakhüdraadi lahusest sadestumine inertses atmosfääris:

Fe 2+ + 2OH (laiendatud) = Fe (OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2 (NH 3 H 2O) = Fe (OH) 2 ↓+ 2NH 4

Raudmetahüdroksiid F eO (OH). Amfoteerne hüdroksiid, mille põhiomadused on ülekaalus. Helepruunid, Fe - O ja Fe - OH sidemed on valdavalt kovalentsed. Kuumutamisel laguneb sulamata. Vees lahustumatu. See sadestub lahusest amorfse pruuni polühüdraadi Fe 2 O 3 nH 2 O kujul, mis lahjendatud aluselise lahuse all hoidmisel või kuivatamisel muutub FeO-ks (OH). Reageerib hapetega, tahkete leelistega. Nõrk oksüdeeriv ja redutseeriv aine. Paagutatud Fe (OH) 2-ga. Raua roostetamise vahepealne. Seda kasutatakse kollaste mineraalvärvide ja emailide alusena, heitgaaside absorbeerijana, orgaanilise sünteesi katalüsaatorina.

Ühend koostisega Fe (OH) 3 ei ole teada (ei ole saadud).

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Fe2O3. nН 2 O → ( 200-250 ° C, -H 2 O) FeO (OH) → ( 560–700 °C õhus, -H2O)→ Fe2O3

FeO (OH) + ZNS1 (lahjendus) = FeC1 3 + 2H 2 O

FeO (OH) → Fe 2 O 3 . nH 2 O-kolloid(NaOH (konts.))

FeO (OH) → Na 3 [Fe (OH) 6]Valge, vastavalt Na5 ja K4; mõlemal juhul sadestub sama koostise ja struktuuriga sinine saadus КFе III. Laboris nimetatakse seda setet Preisi sinine, või turnbulli sinine:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Lähtereaktiivide ja reaktsioonisaaduse keemilised nimetused:

K 3 Fe III – kaaliumheksatsüanoferraat (III)

K 4 Fe III – kaaliumheksatsüanoferraat (II)

КFе III - raud (III) kaaliumheksatsüanoferraat (II)

Lisaks on Fe 3+ ioonide jaoks hea reaktiiv tiotsüanaadi ioon NСS -, sellega ühineb raud (III) ja ilmub helepunane ("verine") värvus:

Fe 3+ + 6NSS - = 3-

See reaktiiv (näiteks KNCS-i soola kujul) suudab tuvastada isegi raua (III) jälgi kraanivees, kui see läbib seest roostega kaetud raudtorusid.

MÄÄRATLUS

Raud- D.I.Mendelejevi keemiliste elementide perioodilisuse tabeli neljanda perioodi kaheksanda rühma element.

Ja loid number on 26. Sümbol on Fe (ladina keeles “ferrum”). Üks levinumaid metalle maakoores (alumiiniumi järel teisel kohal).

Raua füüsikalised omadused

Raud on hall metall. Puhtal kujul on see üsna pehme, tempermalmist ja plastiline. Välise energiataseme elektrooniline konfiguratsioon - 3d 6 4s 2. Raua ühendites on oksüdatsiooniastmed "+2" ja "+3". Raua sulamistemperatuur on 1539C. Raud moodustab kaks kristallilist modifikatsiooni: α- ja γ-raud. Esimesel neist on kuubikujuline kehakeskne võre, teisel - kuupkujuline näokeskne võre. α-raud on termodünaamiliselt stabiilne kahes temperatuurivahemikus: alla 912 °C ja 1394 °C kuni sulamistemperatuurini. Temperatuurides 912–1394 °C on y-raud stabiilne.

Raua mehaanilised omadused sõltuvad selle puhtusest – isegi väga väikeste koguste muude elementide sisaldusest selles. Tahkel raual on omadus lahustada paljusid elemente iseenesest.

Raua keemilised omadused

Raud roostetab kiiresti niiskes õhus; kaetud pruuni hüdraatunud raudoksiidi õiega, mis oma lõtvuse tõttu ei kaitse rauda edasise oksüdeerumise eest. Raud korrodeerub vees intensiivselt; Rikkaliku hapniku juurdepääsu korral moodustuvad raud(III)oksiidi hüdreeritud vormid:

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

Hapnikupuuduse või raske juurdepääsu korral moodustub segaoksiid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H2O (v) ↔ Fe3O4 + 4H2.

Raud lahustub mis tahes kontsentratsiooniga vesinikkloriidhappes:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Lahustumine lahjendatud väävelhappes toimub sarnaselt:

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2.

Väävelhappe kontsentreeritud lahustes oksüdeeritakse raud rauaks (III):

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

Väävelhappes, mille kontsentratsioon on 100% lähedal, muutub raud aga passiivseks ja koostoimet praktiliselt ei toimu. Lahjendatud ja mõõdukalt kontsentreeritud lämmastikhappe lahustes lahustub raud:

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

Lämmastikhappe kõrge kontsentratsiooni korral lahustumine aeglustub ja raud muutub passiivseks.

Nagu teisedki metallid, reageerib raud lihtsate ainetega. Raud interakteerub halogeenidega (olenemata halogeeni tüübist) tekib kuumutamisel. Raua interaktsioon broomiga toimub viimase suurenenud aururõhul:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

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

Raua koostoime väävli (pulber), lämmastiku ja fosforiga toimub ka kuumutamisel:

6Fe + N2 = 2Fe3N;

2Fe + P = Fe2P;

3Fe + P = Fe 3P.

Raud on võimeline reageerima mittemetallidega, nagu süsinik ja räni:

3Fe + C = Fe3C;

Raua ja komplekssete ainetega interaktsiooni reaktsioonide hulgas on eriline roll järgmistel reaktsioonidel - raud suudab redutseerida metalle aktiivsuse järjekorras soolalahustest (1), redutseerida raua (III) ühendeid. (2):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);

Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2 (2).

Raud reageerib kõrgendatud rõhul mittesoola moodustava oksiidiga - CO, moodustades keeruka koostisega aineid - karbonüüle - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 ja Fe 3 (CO) 12.

Raud on lisandite puudumisel vees ja leeliste lahjendatud lahustes stabiilne.

Raua saamine

Peamine raua tootmise meetod on rauamaagist (hematiit, magnetiit) või selle soolade lahuste elektrolüüs (sel juhul saadakse "puhas" raud, see tähendab lisanditeta raud).

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Sissejuhatus

Üksikute elementide keemiliste omaduste uurimine on kaasaegse kooli keemiakursuse lahutamatu osa, mis võimaldab induktiivse lähenemise alusel teha eelduse elementide keemilise interaktsiooni tunnuste kohta. nende füüsikalis-keemilised omadused. Kuid kooli keemialabori võimalused ei võimalda alati täielikult näidata elemendi keemiliste omaduste sõltuvust selle positsioonist keemiliste elementide perioodilises tabelis, lihtainete struktuuriomadusi.

Väävli keemilisi omadusi kasutatakse keemiakursuse õppe alguses keemiliste nähtuste ja füüsikaliste nähtuste erinevuse demonstreerimiseks ning üksikute keemiliste elementide omaduste uurimisel. Kõige sagedamini soovitatakse juhendis väävli ja raua koostoime demonstreerimist keemiliste nähtuste ja väävli oksüdeerivate omaduste näitena. Kuid enamikul juhtudel seda reaktsiooni kas ei esine üldse või ei saa selle kulgu tulemusi palja silmaga hinnata. Selle katse erinevaid variante iseloomustab sageli tulemuste madal reprodutseeritavus, mis ei võimalda neid süstemaatiliselt kasutada ülaltoodud protsesside iseloomustamisel. Seetõttu on asjakohane otsida võimalusi, mis võiksid pakkuda alternatiivi raua ja väävli interaktsiooni protsessi demonstreerimisele, mis vastab kooli keemialabori omadustele.

Sihtmärk: Uurige koolilaboris võimalust väävli ja metallide koostoime reaktsioonide läbiviimiseks.

Ülesanded:

Määrata väävli põhilised füüsikalised ja keemilised omadused;

Analüüsida väävli ja metallide vastastikmõju reaktsioonide läbiviimise ja kulgemise tingimusi;

Uurige väävli ja metallide koostoime tuntud tehnikaid;

Valige reaktsioonide läbiviimiseks süsteemid;

Hinda valitud reaktsioonide sobivust kooli keemialabori tingimustega.

Õppeobjekt: Väävli ja metallide vastasmõju reaktsioonid

Õppeaine: Väävli ja metallide interaktsiooni reaktsioonide teostatavus koolilaboris.

Hüpotees: Alternatiiviks raua ja väävli interaktsioonile kooli keemialaboris on keemiline reaktsioon, mis vastab selguse, reprodutseeritavuse, suhtelise ohutuse ja reagentide kättesaadavuse nõuetele.

Tahame oma tööd alustada väävli lühikirjeldusega:

Asukoht perioodilisuse süsteemis: väävel on 3. perioodis, VI rühm, põhi(A) alarühm, viitab s-elementidele.

Väävli aatomarv on 16, seega on väävliaatomi laeng + 16, elektronide arv 16. Kolm elektroonilist taset välistasandil 6 elektroni

Elektronide paigutus tasemete järgi:

16 S )))
2 8 6

32 S väävliaatomi tuum sisaldab 16 prootonit (võrdne tuumalaenguga) ja 16 neutronit (aatommass miinus prootonite arv: 32 - 16 = 16).

Elektrooniline valem: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Tabel 1

Väävliaatomi ionisatsioonipotentsiaalide väärtused

Ionisatsioonipotentsiaal

Energia (eV)

Külmas väävlis üsna inertne (ühendab jõuliselt ainult fluor), kuid kuumutamisel muutub see keemiliselt väga aktiivseks - reageerib halogeenidega(va jood), hapnik, vesinik ja peaaegu kõigi metallidega. Tulemusena reaktsioonid viimasest tüübist tekivad vastavad väävliühendid.

Väävli, nagu iga teise elemendi, reaktsioonivõime metallidega suhtlemisel sõltub:

reageerivate ainete aktiivsus. Näiteks väävel interakteerub kõige aktiivsemalt leelismetallidega

reaktsiooni temperatuuri kohta. Seda seletatakse protsessi termodünaamiliste omadustega.

Keemiliste reaktsioonide spontaanse toimumise termodünaamilise võimaluse standardtingimustes määrab reaktsiooni standardne Gibbsi energia:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т> 0 - otsene reaktsioon on võimatu

reageerivate ainete jahvatusastmest, kuna nii väävel kui metallid reageerivad peamiselt tahkes olekus.

Esitatakse mõnede väävli ja metallide interaktsiooni reaktsioonide termodünaamilised omadused slaidil 4

Tabelist on näha, et väävli koostoime nii pingerea alguse metallidega kui ka madala aktiivsusega metallidega on termodünaamiliselt võimalik.

Seega on väävel kuumutamisel üsna aktiivne mittemetall, mis on võimeline reageerima nii kõrge aktiivsusega (leeliseline) kui ka madala aktiivsusega metallidega (hõbe, vask).

Väävli ja metallide vastasmõju uurimine

Süsteemide valik uurimiseks

Väävli ja metallide vastasmõju uurimiseks valiti välja süsteemid, mis hõlmavad Beketovi seeria erinevates kohtades paiknevaid metalle, millel on erinev tegevus.

Valikutingimustena määratleti järgmised kriteeriumid: kiirus, selgus, reaktsiooni täielikkus, suhteline ohutus, tulemuse reprodutseeritavus, ained peaksid füüsikaliste omaduste poolest oluliselt erinema, ainete olemasolu koolilaboris, on õnnestunud katseid läbi viia. väävli vastasmõju spetsiifiliste metallidega.

Läbiviidud reaktsioonide reprodutseeritavuse hindamiseks viidi iga katse läbi kolm korda.

Nende kriteeriumide alusel valiti katse jaoks järgmised reaktsioonisüsteemid:

VÄÄVEL JA VASK Cu + S = CuS + 79 kJ / mol

Metoodika ja oodatav mõju

Võtke 4 g väävlit pulbrina ja valage see katseklaasi. Kuumuta väävel katseklaasis keemiseni. Seejärel võtke vasktraat ja soojendage seda leegi kohal. Kui väävel sulab ja keeb, pange sellesse vasktraat.

Oodatud Tulemus:Toru täidetakse pruunide aurudega, traat kuumutatakse ja "põletakse" rabeda sulfiidi moodustumisega läbi.

2. Väävli koostoime vasega.

Reaktsioon osutus ebaselgeks, samuti ei toimunud vase spontaanset kuumenemist. Vesinikkloriidhappe lisamisel ei täheldatud märkimisväärset gaasieraldust.

VÄÄVEL JA RAUD Fe + S = FeS + 100,4 kJ / mol

Metoodika ja oodatav mõju

Võtke 4 g väävlipulbrit ja 7 g rauapulbrit ning segage. Valage saadud segu katseklaasi. Kuumutame ained katseklaasis

Oodatud Tulemus:Toimub tugev segu spontaanne kuumenemine. Saadud raudsulfiid paagutatakse. Aine ei ole veega eraldatud ega reageeri magnetile.

1. Väävli koostoime rauaga.

Reaktsiooni läbiviimine jäägita raudsulfiidi saamiseks on laboritingimustes praktiliselt võimatu, väga raske on kindlaks teha, millal ained on täielikult reageerinud, reaktsioonisegu spontaanset kuumenemist ei täheldata. Saadud ainet kontrolliti, kas see on raudsulfiid. Selleks kasutasime HCl-i. Kui vesinikkloriidhapet ainele tilgutasime, hakkas see vahutama, eraldus vesiniksulfiid.

VÄÄVEL JA NAATRIUM 2Na + S = Na2S + 370,3 kJ / mol

Metoodika ja oodatav mõju

Võtke 4 g pulbrilist väävlit ja valage see uhmrisse, jahvatage hästi

Lõika ära umbes 2 g kaaluv naatriumtükk Lõika ära oksiidkile, jahvata need kokku.

Oodatud Tulemus:See reaktsioon on äge, reaktiivid võivad isesüttida.

3. Väävli koostoime naatriumiga.

Väävli ja naatriumi koostoime on kõige ohtlikum ja meeldejäävam eksperiment. Pärast mõnesekundilist jahvatamist lendasid esimesed sädemed, naatrium ja väävel lahvatasid uhmris ning hakkasid põlema. Kui toode interakteerub vesinikkloriidhappega, vabaneb aktiivselt vesiniksulfiid.

VÄÄVEL JA tsink Zn + S = ZnS + 209 kJ / mol

Metoodika ja oodatav mõju

Võtke pulber väävel ja tsink, kumbki 4 g, segage ained. Valage valmis segu asbestvõrgule. Toome ainete juurde kuuma tõrviku

Oodatud Tulemus:Reaktsioon ei toimu kohe, vaid ägedalt, tekib rohekassinine leek.

4. Väävli koostoime tsingiga.

Reaktsiooni on väga raske käivitada, selle käivitamiseks on vaja tugevaid oksüdeerijaid või kõrgeid temperatuure. Ained puhkesid rohekassiniseks leegiks. Kui leek kustub, jääb sellesse kohta jääk, vesinikkloriidhappega suhtlemisel eraldub vesiniksulfiid ebaoluliselt.

VÄÄVEL JA ALUMIINIUM 2Al + 3S = Al 2S 3 + 509,0 kJ / mol

Metoodika ja oodatav mõju

Võtke pulbriline väävel massiga 4 g ja alumiinium massiga 2,5 g ning segage. Asetage saadud segu asbestvõrgule. Panime segu põleva magneesiumiga põlema

Oodatud Tulemus:Reaktsioonil tekib sähvatus.

5. Väävli koostoime alumiiniumiga.

Reaktsioon nõuab initsiaatorina tugeva oksüdeeriva aine lisamist. Pärast põleva magneesiumiga süttimist tekkis võimas kollakasvalge värvus, vesiniksulfiid vabaneb üsna aktiivselt.

VÄÄVLI JA MAGNEESIUM Mg + S = MgS + 346,0 kJ / mol

Metoodika ja oodatav mõju

Võtke 2,5 g magneesiumilaaste ja 4 g väävlipulbrit ning segage

Asetage saadud segu asbestvõrgule. Toome põleti saadud segule.

Oodatud Tulemus:Reaktsiooni käigus tekib võimas sähvatus.

4. Väävli koostoime magneesiumiga.

Reaktsioon nõuab initsiaatorina puhta magneesiumi lisamist. Ilmub võimas valkjas sähvatus, vesiniksulfiid vabaneb aktiivselt.

Järeldus

Reaktsioon raudsulfiidi saamiseks ei lõppenud, kuna ülejäänud osa jäi plastilise väävli ja raua seguks.

Kõige aktiivsem vesiniksulfiidi vabanemine ilmnes naatriumsulfiidis ning magneesium- ja alumiiniumsulfiidides.

Vasksulfiidis oli vesiniksulfiidi eraldumine vähem aktiivne.

Naatriumsulfiidi valmistamise katsed on ohtlikud ja neid ei soovitata koolilaboris.

Koolitingimustes läbiviimiseks sobivad kõige sobivamad reaktsioonid alumiiniumi, magneesiumi ja tsingi sulfiidide tootmiseks.

Oodatud ja tegelikud tulemused langesid kokku väävli koosmõjuga naatriumi, magneesiumi ja alumiiniumiga.

Järeldus

Hoolimata olemasolevatest soovitustest raua ja väävli koostoime näitamiseks näitena, mis illustreerib väävli keemilisi nähtusi ja oksüdeerivaid omadusi üldhariduskooli keemiakursusel, ei kaasne sellise eksperimendi tegeliku läbiviimisega sageli nähtavat efekti.

Sellele demonstratsioonile alternatiivi määramisel valiti välja süsteemid, mis vastavad nähtavuse, ohutuse ja reagentide kättesaadavuse nõuetele koolilaboris. Võimalike variantidena valiti väävli reaktsioonisüsteemid vase, raua, tsingi, magneesiumi, alumiiniumi, naatriumiga, võimaldades hinnata väävli ja erinevate metallidega interaktsiooni reaktsiooni kasutamise efektiivsust näidiskatsetena keemiatundides.

Katsete tulemuste põhjal tehti kindlaks, et näidatud eesmärkidel on kõige optimaalsem kasutada väävli reaktsioonisüsteeme keskmise ja kõrge aktiivsusega metallidega (magneesium, alumiinium).

Katsete põhjal on loodud video, mis demonstreerib väävli oksüdeerivaid omadusi selle interaktsiooni näitel metallidega, mis võimaldab kirjeldada neid omadusi ilma täismahus katset tegemata. Lisajuhendina sai loodud veebileht ( ), mis esitab muuhulgas ka uuringu tulemused visuaalsel kujul.

Uurimistulemused võivad saada aluseks mittemetallide keemiliste omaduste tunnuste, keemilise kineetika ja termodünaamika sügavamale uurimisele.