Réaction du fer avec le soufre. Propriétés physiques et chimiques du fer. Faire une équation entre le fer et le soufre

Le fer est un élément d'un sous-groupe latéral du huitième groupe de la quatrième période du système périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleev avec le numéro atomique 26. Il est désigné par le symbole Fe (latin Ferrum). L'un des métaux les plus répandus dans la croûte terrestre (derrière l'aluminium). Métal d'activité moyenne, agent réducteur.

États d'oxydation majeurs - +2, +3

Une substance simple, le fer est un métal malléable de couleur blanc argenté avec une réactivité chimique élevée : le fer se corrode rapidement à haute température ou à forte humidité de l'air. Dans l'oxygène pur, le fer brûle, et à l'état finement dispersé, il s'enflamme spontanément dans l'air.

Propriétés chimiques d'une substance simple - le fer :

Rouille et brûle dans l'oxygène

1) Dans l'air, le fer s'oxyde facilement en présence d'humidité (rouille) :

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe (OH) 3

Un fil de fer chaud brûle dans l'oxygène, formant du tartre - oxyde de fer (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) A haute température (700-900°C), le fer réagit avec la vapeur d'eau :

3Fe + 4H 2 O - t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Le fer réagit avec les non-métaux lorsqu'il est chauffé :

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 ° )

Fe + S - t ° → FeS (600 ° )

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° )

4) Dans une série de tensions, il se situe à gauche de l'hydrogène, réagit avec les acides dilués HCl et H 2 SO 4, tandis que des sels de fer (II) se forment et de l'hydrogène est libéré :

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (les réactions sont effectuées sans accès à l'air, sinon Fe +2 est progressivement transféré par l'oxygène à Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (dil.) → FeSO 4 + H 2

Dans les acides oxydants concentrés, le fer ne se dissout que lorsqu'il est chauffé, il passe immédiatement dans le cation Fe 3+ :

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

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

(à froid, concentrés acides nitrique et sulfurique passivation

Un clou de fer, plongé dans une solution bleuâtre de sulfate de cuivre, se couvre progressivement d'une fleur de cuivre rouge métallique.

5) Le fer déplace les métaux situés à sa droite des solutions de leurs sels.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

L'amphotéricité du fer ne se manifeste que dans les alcalis concentrés lors de l'ébullition :

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

et un précipité de tétrahydroxoferrate de sodium (II) est formé.

Fer technique- alliages de fer avec carbone : la fonte contient 2,06-6,67 % C, acier 0,02-2,06 % C, d'autres impuretés naturelles (S, P, Si) et des additifs spéciaux introduits artificiellement (Mn, Ni, Cr) sont souvent présents, ce qui confère aux alliages de fer des propriétés techniquement utiles - dureté, résistance thermique et à la corrosion, malléabilité, etc. . .

Production de fonte de haut fourneau

Le procédé de haut fourneau pour la production de fonte se compose des étapes suivantes :

a) préparation (torréfaction) des minerais sulfurés et carbonatés - transfert en minerai oxydé :

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) combustion du coke à vent chaud :

С (coke) + O 2 (air) → СO 2 (600-700 ° ) СO 2 + С (coke) ⇌ 2СО (700-1000 ° С)

c) réduction du minerai oxydé avec du monoxyde de carbone CO de manière séquentielle :

Fe 2 O 3 → (CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 → (CO) FeO → (CO) Fe

d) cémentation du fer (jusqu'à 6,67 % C) et fusion de la fonte :

Fe (t ) →(C(du Coca)900-1200°C) Fe (w) (fonte, point de fusion 1145 °C)

Dans la fonte, la cémentite Fe 2 C et le graphite sont toujours présents sous forme de grains.

Production d'acier

La conversion de la fonte en acier est effectuée dans des fours spéciaux (convertisseur, foyer ouvert, électrique), qui diffèrent par le mode de chauffage; température de processus 1700-2000 ° C. Le soufflage d'air enrichi en oxygène entraîne la combustion du carbone en excès de la fonte, ainsi que du soufre, du phosphore et du silicium sous forme d'oxydes. Dans ce cas, les oxydes sont soit capturés sous forme de gaz résiduaires (CO 2, SO 2), soit liés dans un laitier facilement séparé - un mélange de Ca 3 (PO 4) 2 et de CaSiO 3. Pour obtenir des aciers spéciaux, des additifs d'alliage d'autres métaux sont introduits dans le four.

Réception fer pur dans l'industrie - électrolyse d'une solution de sels de fer, par exemple :

FeСl 2 → Fe ↓ + Сl 2 (90 ° ) (électrolyse)

(il existe d'autres méthodes spéciales, y compris la réduction des oxydes de fer avec de l'hydrogène).

Le fer pur est utilisé dans la production d'alliages spéciaux, dans la fabrication des noyaux d'électro-aimants et de transformateurs, la fonte - dans la production de pièces moulées et d'acier, l'acier - comme matériaux de construction et d'outillage, y compris l'usure, la chaleur et la corrosion- résistant.

Oxyde de fer (II) F eO ... Oxyde amphotère avec une large prédominance de propriétés basiques. Noir, a une structure ionique Fe 2+ O 2-. Lorsqu'il est chauffé, il se décompose d'abord, puis se reforme. Il ne se forme pas lorsque le fer est brûlé dans l'air. Ne réagit pas avec l'eau. Décomposé par les acides, fusionné avec des alcalis. S'oxyde lentement à l'air humide. Réduit avec de l'hydrogène, du coke. Participe au processus du haut fourneau de la fonte du fer. Il est utilisé comme composant de céramiques et de peintures minérales. Équations des réactions les plus importantes :

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

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

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

FеО + 4NаОН = 2Н 2 O + Nun 4Feô3 (rouge.) trioxoferrate (II)(400-500°C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (extra pur) (350°C)

FeO + C (coke) = Fe + CO (au-dessus de 1000°C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

4FеО + 2Н 2 O (humidité) + O 2 (air) → 4FеО (ОН) (t)

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

Réception v laboratoires: décomposition thermique des composés de fer (II) sans accès à l'air :

Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200°C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Oxyde de diiron (III) - fer ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 ... Double oxyde. Noir, a une structure ionique Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Thermiquement stable jusqu'à des températures élevées. Ne réagit pas avec l'eau. Décomposé par les acides. Réduit à l'hydrogène, fer chaud. Participe au processus de haut fourneau de production de fonte brute. Il est utilisé comme composant de peintures minérales ( plomb de fer), céramique, ciment coloré. Produit d'oxydation spéciale de la surface des produits en acier ( noircissement, bleuissement). La composition correspond à la rouille brune et aux écailles foncées sur le fer. L'utilisation de la formule brute Fe 3 O 4 n'est pas recommandée. Équations des réactions les plus importantes :

2 (Fe II Fe 2 III) O 4 = 6FеO + O 2 (au dessus de 1538°C)

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

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

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fе (extra pur, 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 ° , 560-700 ° С)

Réception : combustion du fer (voir) dans l'air.

magnétite.

Oxyde de fer (III) F e 2 O 3 ... Oxyde amphotère avec une prédominance de propriétés basiques. Rouge-brun, a une structure ionique (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Thermiquement stable jusqu'à des températures élevées. Il ne se forme pas lorsque le fer est brûlé dans l'air. Ne réagit pas avec l'eau, tombe en solution de l'hydrate amorphe brun Fe 2 O 3 nH 2 O. Réagit lentement avec les acides et les alcalis. Réduit avec du monoxyde de carbone, du fer fondu. Allie avec des oxydes d'autres métaux et forme des oxydes doubles - spinelles(les produits techniques sont appelés ferrites). Il est utilisé comme matière première dans la fusion de la fonte brute dans le procédé de haut fourneau, comme catalyseur dans la production d'ammoniac, un composant de la céramique, des ciments non ferreux et des peintures minérales, dans le soudage aluminothermique des structures en acier, comme un support de son et d'images sur des bandes magnétiques, comme agent de polissage pour l'acier et le verre.

Équations des réactions les plus importantes :

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

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (conc.) → H 2 O + 2 NuneFeô 2 (rouge)dioxoferrate (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 (extra pur, 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)

Réception en laboratoire - décomposition thermique des sels de fer (III) dans l'air :

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

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

Dans la nature - minerais d'oxyde de fer hématite Fe 2 O 3 et limonite Fe 2 O 3 nН 2 O

Hydroxyde de fer (II) F e (OH) 2. Hydroxyde amphotère avec une prédominance de propriétés basiques. Blanches (parfois avec une teinte verdâtre), les liaisons Fe - OH sont majoritairement covalentes. Thermiquement instable. S'oxyde facilement dans l'air, surtout lorsqu'il est mouillé (s'assombrit). Insoluble dans l'eau. Réagit avec les acides dilués, les alcalis concentrés. Agent réducteur typique. Intermédiaire dans la rouille du fer. Il est utilisé dans la fabrication de masse active de batteries fer-nickel.

Équations des réactions les plus importantes :

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

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

Fe (OH) 2 + 2NаОН (> 50%) = Na 2 ↓ (bleu-vert) (ébullition)

4Fе (ОН) 2 (suspension) + O 2 (air) → 4FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе (ОН) 2 (suspension) + Н 2 O 2 (dil.) = 2FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O

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

Réception: précipitation à partir d'une solution avec des alcalis ou de l'hydrate d'ammoniac dans une atmosphère inerte :

Fe 2+ + 2OH (détendu) = Fe (OH) 2

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

Métahydroxyde de fer F eO (OH). Hydroxyde amphotère avec une prédominance de propriétés basiques. Brun clair, les liaisons Fe - O et Fe - OH sont majoritairement covalentes. Se décompose lorsqu'il est chauffé sans fondre. Insoluble dans l'eau. Il précipite de la solution sous forme de polyhydrate brun amorphe Fe 2 O 3 nH 2 O qui, conservé sous une solution alcaline diluée ou en séchant, se transforme en FeO (OH). Réagit avec les acides, les alcalis solides. Agent oxydant et réducteur faible. Fritté avec Fe (OH) 2. Intermédiaire dans la rouille du fer. Il est utilisé comme base pour les peintures et émaux minéraux jaunes, un absorbeur de gaz d'échappement, un catalyseur en synthèse organique.

Le composé de composition Fe(OH)3 n'est pas connu (non obtenu).

Équations des réactions les plus importantes :

Fe2O3. nН 2 O → ( 200-250°C, -H 2 ô) FeO (OH) → ( 560-700°C dans l'air, -H2O)→ Fe 2 O 3

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

FeO (OH) → Fe 2 ô 3 . nH 2 ô-colloïde(NaOH (conc.))

FeO (OH) → Nun 3 [Fe (OH) 6]blanche, Na 5 et K 4, respectivement; dans les deux cas, un produit bleu de même composition et structure, Fе III, est précipité. En laboratoire, ce sédiment est appelé bleu de Prusse, ou bleu de turnbull:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III

Noms chimiques des réactifs de départ et du produit de réaction :

K 3 Fe III - hexacyanoferrate de potassium (III)

K 4 Fe III - hexacyanoferrate de potassium (II)

Fе III - fer (III) hexacyanoferrate de potassium (II)

De plus, un bon réactif pour les ions Fe 3+ est l'ion thiocyanate NСS -, le fer (III) s'y combine et une couleur rouge vif ("sanglante") apparaît :

Fe 3+ + 6NСS - = 3-

Ce réactif (par exemple, sous forme de sel KNCS) peut même détecter des traces de fer (III) dans l'eau du robinet s'il passe dans des tuyaux en fer recouverts de rouille à l'intérieur.

DÉFINITION

Le fer- un élément du huitième groupe de la quatrième période du tableau périodique des éléments chimiques de D.I.Mendeleev.

Et le nombre langoureux est 26. Le symbole est Fe (latin « ferrum »). L'un des métaux les plus répandus dans la croûte terrestre (derrière l'aluminium).

Propriétés physiques du fer

Le fer est un métal gris. Dans sa forme pure, il est assez mou, malléable et ductile. Configuration électronique du niveau d'énergie externe - 3d 6 4s 2. Dans ses composés, le fer présente des états d'oxydation "+2" et "+3". Le point de fusion du fer est de 1539C. Le fer forme deux modifications cristallines : le fer α et le fer γ. Le premier d'entre eux a un réseau cubique centré sur le corps, le second - un réseau cubique centré sur la face. Le fer α est thermodynamiquement stable dans deux plages de températures : en dessous de 912 et de 1394°C au point de fusion. Entre 912 et 1394C, le fer γ est stable.

Les propriétés mécaniques du fer dépendent de sa pureté - de la teneur même en très petites quantités d'autres éléments. Le fer solide a la capacité de dissoudre de nombreux éléments en lui-même.

Propriétés chimiques du fer

Le fer rouille rapidement dans l'air humide; recouvert d'une fleur brune d'oxyde de fer hydraté, qui, en raison de son relâchement, ne protège pas le fer d'une oxydation supplémentaire. Le fer se corrode intensément dans l'eau; avec un accès abondant à l'oxygène, des formes hydratées d'oxyde de fer (III) se forment :

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

En cas de manque d'oxygène ou d'accès difficile, il se forme un oxyde mixte (II, III) Fe 3 O 4 :

3Fe + 4H 2 O (v) Fe 3 O 4 + 4H 2.

Le fer se dissout dans l'acide chlorhydrique de n'importe quelle concentration :

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

La dissolution dans l'acide sulfurique dilué se produit de la même manière :

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

Dans les solutions concentrées d'acide sulfurique, le fer est oxydé en fer (III) :

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

Cependant, dans l'acide sulfurique dont la concentration est proche de 100 %, le fer devient passif et pratiquement aucune interaction ne se produit. Dans les solutions diluées et modérément concentrées d'acide nitrique, le fer dissout :

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

À des concentrations élevées d'acide nitrique, la dissolution ralentit et le fer devient passif.

Comme les autres métaux, le fer réagit avec des substances simples. Le fer interagit avec les halogènes (quel que soit le type d'halogène) lorsqu'il est chauffé. L'interaction du fer avec le brome se produit à une pression de vapeur accrue de ce dernier :

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

L'interaction du fer avec le soufre (poudre), l'azote et le phosphore se produit également lorsqu'il est chauffé :

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3P.

Le fer est capable de réagir avec des non-métaux tels que le carbone et le silicium :

3Fe + C = Fe 3C;

Parmi les réactions d'interaction du fer avec des substances complexes, les réactions suivantes jouent un rôle particulier - le fer est capable de réduire les métaux dans l'ordre d'activité à sa droite à partir des solutions salines (1), pour réduire les composés du fer (III) (2) :

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1) ;

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

Le fer, à pression élevée, réagit avec un oxyde ne formant pas de sel - CO avec la formation de substances d'une composition complexe - carbonyles - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 et Fe 3 (CO) 12.

Le fer, en l'absence d'impuretés, est stable dans l'eau et dans les solutions diluées d'alcalis.

Obtenir du fer

La principale méthode de production de fer est à partir de minerai de fer (hématite, magnétite) ou par électrolyse de solutions de ses sels (dans ce cas, on obtient du fer "pur", c'est-à-dire du fer sans impuretés).

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

introduction

L'étude des propriétés chimiques des éléments individuels fait partie intégrante du cours de chimie dans une école moderne, ce qui permet, sur la base d'une approche inductive, de faire une hypothèse sur les caractéristiques de l'interaction chimique des éléments sur la base de leurs caractéristiques physico-chimiques. Cependant, les capacités du laboratoire de chimie de l'école ne permettent pas toujours de démontrer pleinement la dépendance des propriétés chimiques d'un élément à sa position dans le tableau périodique des éléments chimiques, caractéristiques structurelles des substances simples.

Les propriétés chimiques du soufre sont utilisées au début de l'étude d'un cours de chimie pour démontrer la différence entre les phénomènes chimiques et physiques, et dans l'étude des caractéristiques des éléments chimiques individuels. La démonstration de l'interaction du soufre avec le fer est le plus souvent recommandée dans les recommandations, comme exemple de phénomènes chimiques et exemple des propriétés oxydantes du soufre. Mais dans la plupart des cas, cette réaction ne se produit pas du tout ou les résultats de son évolution ne peuvent pas être évalués à l'œil nu. Diverses variantes de cette expérience sont souvent caractérisées par une faible reproductibilité des résultats, ce qui ne permet pas leur utilisation systématique pour caractériser les processus ci-dessus. Par conséquent, il est pertinent de rechercher des options pouvant fournir une alternative à la démonstration du processus d'interaction du fer avec le soufre, adéquates aux caractéristiques d'un laboratoire de chimie scolaire.

Cible: Explorer la possibilité de réaliser des réactions sur l'interaction du soufre avec les métaux dans un laboratoire scolaire.

Tâches:

Déterminer les caractéristiques physiques et chimiques de base du soufre;

Analyser les conditions de réalisation et de déroulement des réactions d'interaction du soufre avec les métaux ;

Etudier les techniques connues d'interaction du soufre avec les métaux ;

Sélectionner des systèmes pour effectuer des réactions ;

Évaluer l'adéquation des réactions sélectionnées aux conditions du laboratoire de chimie de l'école.

Objet d'étude : réactions d'interaction du soufre avec les métaux

Sujet d'étude: faisabilité de réactions d'interaction du soufre avec les métaux dans un laboratoire scolaire.

Hypothèse: une alternative à l'interaction du fer avec le soufre dans un laboratoire de chimie scolaire sera une réaction chimique qui répond aux exigences de clarté, de reproductibilité, de sécurité relative et de disponibilité des réactifs.

Nous voulons commencer notre travail par une brève description du soufre :

Position dans le système périodique : le soufre est dans la 3ème période, le groupe VI, le sous-groupe principal (A), fait référence aux éléments s.

Le numéro atomique du soufre est de 16, donc la charge de l'atome de soufre est de + 16, le nombre d'électrons est de 16. Trois niveaux électroniques au niveau externe 6 électrons

Disposition des électrons par niveaux :

16 S )))
2 8 6

Le noyau de l'atome de soufre 32 S contient 16 protons (égal à la charge nucléaire) et 16 neutrons (masse atomique moins le nombre de protons : 32 - 16 = 16).

Formule électronique : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Tableau 1

Les valeurs des potentiels d'ionisation de l'atome de soufre

Potentiel d'ionisation

Énergie (eV)

Dans le soufre froid plutôt inerte (se connecte vigoureusement seulement avec fluor), mais lorsqu'il est chauffé, il devient très chimiquement actif - réagit avec les halogènes(sauf iode), oxygène, hydrogène et avec presque tous les métaux. Par conséquent réactions de ce dernier type, il se forme des composés soufrés correspondants.

La réactivité du soufre, comme tout autre élément lorsqu'il interagit avec les métaux, dépend de :

activité des substances en réaction. Ainsi, par exemple, le soufre interagira le plus activement avec les métaux alcalins

sur la température de la réaction. Ceci s'explique par les caractéristiques thermodynamiques du processus.

La possibilité thermodynamique d'apparition spontanée de réactions chimiques dans des conditions standard est déterminée par l'énergie de Gibbs standard de la réaction :

G 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т> 0 - la réaction directe est impossible

sur le degré de broyage des substances réagissant, puisque le soufre et les métaux réagissent principalement à l'état solide.

Les caractéristiques thermodynamiques de certaines réactions d'interaction du soufre avec les métaux sont données dans la diapositive 4

On peut voir d'après le tableau que l'interaction du soufre avec les deux métaux du début d'une série de contraintes et les métaux de faible activité est thermodynamiquement possible.

Ainsi, le soufre est un non-métal plutôt actif lorsqu'il est chauffé, capable de réagir avec des métaux à la fois de haute activité (alcalins) et de faible activité (argent, cuivre).

Etude de l'interaction du soufre avec les métaux

Sélection de systèmes pour la recherche

Pour étudier l'interaction du soufre avec les métaux, des systèmes ont été sélectionnés qui incluent des métaux situés à différents endroits de la série Beketov, qui ont des activités différentes.

Les critères suivants ont été définis comme conditions de sélection : vitesse, clarté, exhaustivité de la réaction, sécurité relative, reproductibilité du résultat, les substances doivent différer sensiblement par leurs propriétés physiques, la présence de substances dans le laboratoire de l'école, il y a des tentatives réussies pour mener interactions du soufre avec des métaux spécifiques.

Pour évaluer la reproductibilité des réactions conduites, chaque expérience a été réalisée trois fois.

Sur la base de ces critères, les systèmes réactionnels suivants ont été sélectionnés pour l'expérience :

SOUFRE ET CUIVRE Cu + S = CuS + 79 kJ / mol

Méthodologie et effet attendu

Prenez 4 g de soufre sous forme de poudre et versez-le dans un tube à essai. Chauffer le soufre dans un tube à essai à ébullition. Ensuite, prenez un fil de cuivre et chauffez-le sur une flamme. Lorsque le soufre fond et bout, mettez-y du fil de cuivre.

Résultat attendu:Le tube est rempli de vapeurs brunes, le fil est chauffé et « brûlé » avec formation de sulfure cassant.

2. Interaction du soufre avec le cuivre.

La réaction s'est avérée peu claire, le chauffage spontané du cuivre ne s'est pas non plus produit. Aucun dégagement gazeux significatif n'a été observé avec l'ajout d'acide chlorhydrique.

SOUFRE ET FER Fe + S = FeS + 100,4 kJ / mol

Méthodologie et effet attendu

Prenez 4 g de soufre en poudre et 7 g de fer en poudre et mélangez. Versez le mélange obtenu dans un tube à essai. Nous allons chauffer les substances dans un tube à essai

Résultat attendu:Il y a un fort échauffement spontané du mélange. Le sulfure de fer résultant est fritté. La substance n'est pas séparée par l'eau et ne réagit pas à un aimant.

1. Interaction du soufre avec le fer.

Il est pratiquement impossible d'effectuer une réaction pour obtenir du sulfure de fer sans résidu dans des conditions de laboratoire, il est très difficile de déterminer quand les substances ont complètement réagi, un échauffement spontané du mélange réactionnel n'est pas observé. La substance obtenue a été vérifiée pour voir s'il s'agissait de sulfure de fer. Pour cela, nous avons utilisé HCl. Lorsque nous avons fait tomber de l'acide chlorhydrique sur la substance, elle a commencé à mousser, du sulfure d'hydrogène s'est dégagé.

SOUFRE ET SODIUM 2Na + S = Na 2 S + 370,3 kJ / mol

Méthodologie et effet attendu

Prendre 4 g de soufre en poudre et le verser dans un mortier, bien le broyer

Coupez un morceau de sodium pesant environ 2 g. Coupez le film d'oxyde, broyez-les ensemble.

Résultat attendu:Cette réaction est violente, les réactifs peuvent s'auto-enflammer.

3. Interaction du soufre avec le sodium.

L'interaction du soufre avec le sodium est l'expérience la plus dangereuse et la plus mémorable. Après quelques secondes de broyage, les premières étincelles jaillissent, du sodium et du soufre s'enflamment dans le mortier et commencent à brûler. Lorsque le produit interagit avec l'acide chlorhydrique, du sulfure d'hydrogène est activement libéré.

SOUFRE ET ZINC Zn + S = ZnS + 209 kJ / mol

Méthodologie et effet attendu

Prenez du soufre et du zinc en poudre, 4 g chacun, mélangez les substances. Versez le mélange fini sur un treillis en amiante. Nous apportons une torche chaude aux substances

Résultat attendu:La réaction n'a pas lieu immédiatement, mais violemment, une flamme bleu verdâtre se forme.

4. Interaction du soufre avec le zinc.

La réaction est très difficile à démarrer, son initiation nécessite l'utilisation d'oxydants forts ou de températures élevées. Les substances éclatent en une flamme bleu verdâtre. Lorsque la flamme s'éteint, un résidu reste à cet endroit; lors de l'interaction avec l'acide chlorhydrique, le sulfure d'hydrogène est libéré de manière insignifiante.

SOUFRE ET ALUMINIUM 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 kJ / mol

Méthodologie et effet attendu

Prenez du soufre en poudre d'une masse de 4 g et de l'aluminium d'une masse de 2,5 g et mélangez. Placer le mélange obtenu sur un grillage en amiante. Nous avons mis le feu au mélange avec du magnésium brûlant

Résultat attendu:Un flash se produit lors de la réaction.

5. Interaction du soufre avec l'aluminium.

La réaction nécessite l'ajout d'un agent oxydant fort en tant qu'initiateur. Après s'être enflammé avec du magnésium brûlant, un puissant éclair de couleur blanc jaunâtre s'est produit, du sulfure d'hydrogène est libéré assez activement.

SOUFRE ET MAGNÉSIUM Mg + S = MgS + 346,0 kJ / mol

Méthodologie et effet attendu

Prendre 2,5 g de copeaux de magnésium et 4 g de soufre en poudre et mélanger

Placer le mélange obtenu sur un grillage en amiante. Nous apportons la torche au mélange obtenu.

Résultat attendu:Un flash puissant se produit pendant la réaction.

4. Interaction du soufre avec le magnésium.

La réaction nécessite l'ajout de magnésium pur comme initiateur. Un puissant éclair de couleur blanchâtre se produit, le sulfure d'hydrogène est activement libéré.

Sortir

La réaction pour obtenir le sulfure de fer n'était pas terminée, car le reste restait sous la forme d'un mélange de soufre plastique et de fer.

La libération la plus active de sulfure d'hydrogène s'est manifestée dans le sulfure de sodium et dans les sulfures de magnésium et d'aluminium.

Le sulfure de cuivre présentait un dégagement d'hydrogène sulfuré moins actif.

Les expériences sur la préparation du sulfure de sodium sont dangereuses et déconseillées en laboratoire scolaire.

Pour réaliser en conditions scolaires, les réactions les plus adaptées à la production de sulfures d'aluminium, de magnésium et de zinc.

Les résultats attendus et réels ont coïncidé avec l'interaction du soufre avec le sodium, le magnésium et l'aluminium.

Conclusion

Malgré les recommandations existantes pour démontrer l'interaction du fer avec le soufre à titre d'exemple illustrant les phénomènes chimiques et les propriétés oxydantes du soufre dans le cours de chimie d'une école d'enseignement général, la mise en œuvre concrète d'une telle expérience ne s'accompagne souvent pas d'un effet visible.

Lors de la détermination d'une alternative à cette démonstration, des systèmes ont été sélectionnés qui répondent aux exigences de visibilité, de sécurité, de disponibilité des réactifs dans le laboratoire de l'école. Les systèmes de réaction du soufre avec le cuivre, le fer, le zinc, le magnésium, l'aluminium, le sodium ont été choisis comme options possibles, permettant d'évaluer l'efficacité de l'utilisation de la réaction d'interaction du soufre avec divers métaux comme expériences de démonstration dans les cours de chimie.

Sur la base des résultats des expériences, il a été déterminé qu'il est le plus optimal pour les objectifs indiqués d'utiliser les systèmes de réaction du soufre avec des métaux d'activité moyenne à élevée (magnésium, aluminium).

Sur la base des expériences, une vidéo a été créée qui démontre les propriétés oxydantes du soufre par l'exemple de son interaction avec les métaux, ce qui permet de décrire ces propriétés sans effectuer une expérience à grande échelle. En guise de guide supplémentaire, un site Web a été créé ( ), qui présente, entre autres, les résultats de l'étude sous forme visuelle.

Les résultats de la recherche peuvent devenir la base d'une étude plus approfondie des caractéristiques des propriétés chimiques des non-métaux, de la cinétique chimique et de la thermodynamique.