Geležies reakcija su siera. Geležies fizinės ir cheminės savybės. Parašykite lygtį tarp geležies ir sieros

Geležis yra D. I. Mendelejevo periodinės cheminių elementų sistemos ketvirtojo periodo aštuntojo pogrupio šoninio pogrupio elementas, kurio atominis skaičius yra 26. Jis žymimas simboliu Fe (lot. Ferrum). Vienas iš labiausiai paplitusių metalų žemės plutoje (antra vieta po aliuminio). Vidutinio aktyvumo metalas, reduktorius.

Pagrindinės oksidacijos būsenos - +2, +3

Paprasta medžiaga geležis yra kalusis sidabro baltumo metalas, pasižymintis dideliu cheminiu reaktyvumu: geležis greitai korozuoja esant aukštai temperatūrai arba esant didelei oro drėgmei. Gryname deguonyje geležis dega, o smulkiai išsklaidyta – savaime užsidega ore.

Paprastos medžiagos – geležies – cheminės savybės:

Rūdija ir dega deguonyje

1) Ore geležis lengvai oksiduojasi esant drėgmei (rūdija):

4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe(OH) 3

Įkaitinta geležies viela dega deguonimi, sudarydama nuosėdas - geležies oksidą (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Aukštoje temperatūroje (700–900°C) geležis reaguoja su vandens garais:

3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Kaitinama geležis reaguoja su nemetalais:

2Fe+3Cl2 →2FeCl3 (200 °С)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° С)

4) Eilėje įtampų jis yra į kairę nuo vandenilio, reaguoja su praskiestomis rūgštimis Hcl ir H 2 SO 4, o susidaro geležies (II) druskos ir išsiskiria vandenilis:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcijos vyksta be oro prieigos, kitaip Fe +2 deguonis palaipsniui paverčiamas Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (diff.) → FeSO 4 + H 2

Koncentruotose oksiduojančiose rūgštyse geležis ištirpsta tik kaitinama, iš karto pereina į Fe 3+ katijoną:

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

(šaltose, koncentruotose azoto ir sieros rūgštyse pasyvus

Geležinė vinis, panardinta į melsvą vario sulfato tirpalą, palaipsniui padengiama raudono metalinio vario danga.

5) Geležis išstumia metalus į dešinę nuo jos jų druskų tirpaluose.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Geležies amfoteriškumas pasireiškia tik koncentruotais šarmais verdant:

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

ir susidaro natrio tetrahidroksoferato(II) nuosėdos.

Techninis lygintuvas- geležies ir anglies lydiniai: ketaus yra 2,06–6,67 % C, plieno 0,02-2,06% C, dažnai yra kitų natūralių priemaišų (S, P, Si) ir dirbtinai įterptų specialių priedų (Mn, Ni, Cr), kurie suteikia geležies lydiniams techniškai naudingų savybių – kietumą, atsparumą terminei ir korozijai, lankstumą ir kt. . .

Aukštakrosnių geležies gamybos procesas

Aukštakrosnių geležies gamybos procesas susideda iš šių etapų:

a) sulfidinių ir karbonatinių rūdų paruošimas (skrudinimas) – pavertimas oksidine rūda:

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) kokso deginimas karštu srove:

C (koksas) + O 2 (oras) → CO 2 (600–700 °C) CO 2 + C (koksas) ⇌ 2CO (700–1000 °C)

c) oksido rūdos redukavimas anglies monoksidu CO iš eilės:

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

d) geležies karbiuracija (iki 6,67 % C) ir ketaus lydymas:

Fe (t ) →(C(koksas)900-1200°С) Fe (g) (ketaus, t pl 1145°C)

Ketaus cementito Fe 2 C ir grafito visada yra grūdelių pavidalu.

Plieno gamyba

Ketaus perskirstymas į plieną atliekamas specialiose krosnyse (konverteris, atvira krosnis, elektrinė), kurios skiriasi šildymo būdu; proceso temperatūra 1700-2000 °C. Pučiant deguonies prisodrintą orą, iš ketaus išdeginamas anglies perteklius, taip pat siera, fosforas ir silicis oksidų pavidalu. Šiuo atveju oksidai sugaunami išmetamųjų dujų (CO 2, SO 2) pavidalu arba sujungiami į lengvai atskirtą šlaką – Ca 3 (PO 4) 2 ir CaSiO 3 mišinį. Norint gauti specialų plieną, į krosnį įvedami kitų metalų legiravimo priedai.

Kvitas gryna geležis pramonėje - geležies druskų tirpalo elektrolizė, pavyzdžiui:

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

(yra ir kitų specialių metodų, įskaitant geležies oksidų redukciją vandeniliu).

Gryna geležis naudojama specialių lydinių gamyboje, elektromagnetų ir transformatorių šerdžių gamyboje, ketus naudojamas liejinių ir plieno gamyboje, plienas naudojamas kaip konstrukcinės ir įrankių medžiagos, įskaitant dilimą, šilumą ir koroziją. - atsparios medžiagos.

Geležies (II) oksidas F EO . Amfoterinis oksidas, turintis daug pagrindinių savybių. Juoda, turi joninę Fe 2+ O 2- struktūrą. Kaitinamas iš pradžių suyra, paskui vėl susidaro. Jis nesusidaro geležies degimo metu ore. Nereaguoja su vandeniu. Skaido rūgštys, susilieja su šarmais. Lėtai oksiduojasi drėgname ore. Išgaunamas vandeniliu, koksu. Dalyvauja geležies lydymo aukštakrosnėse procese. Jis naudojamas kaip keramikos ir mineralinių dažų komponentas. Svarbiausių reakcijų lygtys:

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 (raudona.) trioksoferatas (II)(400–500 °С)

FeO + H 2 \u003d H 2 O + Fe (didelio grynumo) (350 ° C)

FeO + C (koksas) \u003d Fe + CO (virš 1000 ° C)

FeO + CO \u003d Fe + CO 2 (900 ° C)

4FeO + 2H 2O (drėgmė) + O 2 (oras) → 4FeO (OH) (t)

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

Kvitas in laboratorijos: terminis geležies (II) junginių skilimas be oro prieigos:

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

FeSOz \u003d FeO + CO 2 (490-550 ° С)

Geležies oksidas (III) - geležis ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Dvigubas oksidas. Juoda, turi Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4 joninę struktūrą. Termiškai stabilus iki aukštų temperatūrų. Nereaguoja su vandeniu. Skaido rūgštys. Jį redukuoja vandenilis, įkaitusi geležis. Dalyvauja aukštakrosnių geležies gamybos procese. Jis naudojamas kaip mineralinių dažų komponentas ( minimalus geležis), keramika, spalvotas cementas. Specialios plieno gaminių paviršiaus oksidacijos produktas ( pajuodavimas, mėlynavimas). Sudėtis atitinka rudas rūdis ir tamsias geležies apnašas. Nerekomenduojama naudoti Fe 3 O 4 formulės. Svarbiausių reakcijų lygtys:

2 (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 6FeO + O 2 (virš 1538 ° С)

(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 (oras) \u003d 6Fe 2 O 3 (450–600 ° С)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + 3Fe (didelio grynumo, 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)

Kvitas: geležies degimas (žr.) ore.

magnetitas.

Geležies (III) oksidas F e 2 O 3 . Amfoterinis oksidas, kuriame vyrauja pagrindinės savybės. Raudonai ruda, turi joninę struktūrą (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termiškai stabilus iki aukštų temperatūrų. Jis nesusidaro geležies degimo metu ore. Su vandeniu nereaguoja, iš tirpalo nusėda rudas amorfinis hidratas Fe 2 O 3 nH 2 O. Lėtai reaguoja su rūgštimis ir šarmais. Jį sumažina anglies monoksidas, išlydyta geležis. Lydiniai su kitų metalų oksidais ir sudaro dvigubus oksidus - špineliai(techniniai gaminiai vadinami feritais). Jis naudojamas kaip žaliava geležies lydymui aukštakrosnių procese, kaip katalizatorius amoniako gamyboje, kaip keramikos, spalvotų cementų ir mineralinių dažų komponentas, termitiniam plieno konstrukcijų suvirinimui, kaip garso ir vaizdo nešiklis. ant magnetinių juostų, kaip plieno ir stiklo poliravimo priemonė.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

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 NaFeO 2 (raudona)dioksoferatas (III)

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

Fe 2 O 3 + ZN 2 \u003d ZN 2 O + 2Fe (labai grynas, 1050–1100 ° С)

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)

Kvitas laboratorijoje - terminis geležies (III) druskų skilimas ore:

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)

Gamtoje – geležies oksido rūdos hematitas Fe 2 O 3 ir limonitas Fe 2 O 3 nH 2 O

Geležies (II) hidroksidas F e(OH)2. Amfoterinis hidroksidas, kuriame vyrauja pagrindinės savybės. Baltos (kartais su žalsvu atspalviu) Fe-OH jungtys vyrauja kovalentinės. Termiškai nestabilus. Lengvai oksiduojasi ore, ypač drėgna (tamsėja). Netirpi vandenyje. Reaguoja su praskiestomis rūgštimis, koncentruotais šarmais. Tipiškas restauratorius. Tarpinis geležies rūdijimo produktas. Jis naudojamas geležies-nikelio akumuliatorių aktyviosios masės gamybai.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

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

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

Fe (OH) 2 + 2NaOH (> 50%) \u003d Na 2 ↓ (mėlynai žalia) (verda)

4Fe(OH)2 (suspensija) + O 2 (oras) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2O (t)

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

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

Kvitas: nusodinimas iš tirpalo su šarmais arba amoniako hidratu inertinėje atmosferoje:

Fe 2+ + 2OH (razb.) = Fe(OH) 2 ↓

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

Geležies metahidroksidas F eO(OH). Amfoterinis hidroksidas, kuriame vyrauja pagrindinės savybės. Šviesiai rudos, Fe-O ir Fe-OH jungtys dažniausiai yra kovalentinės. Kaitinamas, suyra netirpdamas. Netirpi vandenyje. Iš tirpalo jis nusėda rudo amorfinio polihidrato Fe 2 O 3 nH 2 O pavidalu, kuris, laikomas praskiestame šarminiame tirpale arba džiovinamas, virsta FeO (OH). Reaguoja su rūgštimis, kietais šarmais. Silpnas oksidatorius ir reduktorius. Sukepintas Fe(OH) 2 . Tarpinis geležies rūdijimo produktas. Jis naudojamas kaip geltonų mineralinių dažų ir emalių pagrindas, kaip išmetamųjų dujų absorberis, kaip organinės sintezės katalizatorius.

Jungties sudėtis Fe(OH) 3 nežinoma (negauta).

Svarbiausių reakcijų lygtys:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °С, —H 2 O) FeO(OH)→( 560–700°C ore, -H2O)→Fe 2 O 3

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

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

FeO(OH)→ Na 3 [Fe(OH)6]baltas, atitinkamai Na5 ir K4; abiem atvejais iškrenta tos pačios sudėties ir struktūros mėlynas produktas KFe III. Laboratorijoje šios nuosėdos vadinamos Prūsijos mėlyna, arba mėlyna spalva:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Pradinių reagentų ir reakcijos produkto cheminiai pavadinimai:

K 3 Fe III – kalio heksacianoferatas (III)

K 4 Fe III – kalio heksacianoferatas (II)

KFe III – heksacianoferato (II) geležies (III) kalio

Be to, tiocianato jonas NCS - yra geras Fe 3+ jonų reagentas, su juo susijungia geležis (III) ir atsiranda ryškiai raudona („kruvina“) spalva:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Naudojant šį reagentą (pavyzdžiui, KNCS druskos pavidalu), vandentiekio vandenyje galima aptikti net geležies (III) pėdsakus, jei jis praeina per geležinius vamzdžius, padengtus rūdimis iš vidaus.

APIBRĖŽIMAS

Geležis- D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinės sistemos ketvirtojo periodo aštuntosios grupės elementas.

Ir tingus skaičius yra 26. Simbolis yra Fe (lot. „ferrum“). Vienas iš labiausiai paplitusių metalų žemės plutoje (antra vieta po aliuminio).

Geležies fizinės savybės

Geležis yra pilkas metalas. Gryna forma jis yra gana minkštas, lankstus ir lankstus. Išorinio energijos lygio elektroninė konfigūracija yra 3d 6 4s 2 . Savo junginiuose geležis turi oksidacijos būsenas „+2“ ir „+3“. Geležies lydymosi temperatūra yra 1539 C. Geležis sudaro dvi kristalines modifikacijas: α- ir γ-geležies. Pirmasis iš jų turi kubinį kūno centrą, o antrasis - kubinį veidą. α-geležis yra termodinamiškai stabili dviejuose temperatūrų diapazonuose: žemiau 912 ir nuo 1394C iki lydymosi temperatūros. Tarp 912 ir 1394C γ-geležis yra stabili.

Geležies mechaninės savybės priklauso nuo jos grynumo – net ir labai mažų kitų elementų kiekio joje. Kieta geležis turi savybę ištirpinti daugelį elementų.

Geležies cheminės savybės

Drėgname ore geležis greitai rūdija, t.y. padengtas ruda hidratuoto geležies oksido danga, kuri dėl savo trapumo neapsaugo geležies nuo tolesnės oksidacijos. Vandenyje geležis intensyviai rūdija; esant gausiai deguonies prieigai, susidaro hidratuotos geležies oksido (III) formos:

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

Trūkstant deguonies arba sunkiai pasiekiamas, susidaro mišrus oksidas (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Geležis ištirpsta bet kokios koncentracijos druskos rūgštyje:

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

Panašiai ištirpsta praskiestoje sieros rūgštyje:

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

Koncentruotuose sieros rūgšties tirpaluose geležis oksiduojama į geležį (III):

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

Tačiau sieros rūgštyje, kurios koncentracija artima 100%, geležis tampa pasyvi ir sąveikos praktiškai nėra. Atskiestuose ir vidutiniškai koncentruotuose azoto rūgšties tirpaluose geležis ištirpsta:

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

Esant didelėms azoto rūgšties koncentracijoms, tirpimas sulėtėja ir geležis tampa pasyvi.

Kaip ir kiti metalai, geležis reaguoja su paprastomis medžiagomis. Geležies sąveikos su halogenais reakcijos (nepriklausomai nuo halogeno tipo) vyksta kaitinant. Geležies sąveika su bromu vyksta padidėjus pastarojo garų slėgiui:

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

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

Geležis sąveika su siera (milteliais), azotu ir fosforu taip pat vyksta kaitinant:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe2P;

3Fe + P = Fe 3P.

Geležis gali reaguoti su nemetalais, tokiais kaip anglis ir silicis:

3Fe + C = Fe3C;

Tarp geležies sąveikos su sudėtingomis medžiagomis reakcijų ypatingą vaidmenį atlieka šios reakcijos - geležis gali redukuoti metalus, esančius aktyvumo eilutėje dešinėje nuo jos, nuo druskų tirpalų (1), redukuoti geležį (III ) junginiai (2):

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

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

Geležis, esant padidintam slėgiui, reaguoja su druskos nesudarant oksidu - CO, sudarydama sudėtingos sudėties medžiagas - karbonilus - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 ir Fe 3 (CO) 12.

Geležis, nesant priemaišų, yra stabili vandenyje ir atskiestuose šarmų tirpaluose.

Geležies gavimas

Pagrindinis būdas gauti geležį yra iš geležies rūdos (hematito, magnetito) arba jos druskų tirpalų elektrolizė (tokiu atveju gaunama „gryna“ geležis, t. y. geležis be priemaišų).

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

Įvadas

Atskirų elementų cheminių savybių tyrimas yra neatsiejama šiuolaikinės mokyklos chemijos kurso dalis, leidžianti, remiantis indukciniu požiūriu, daryti prielaidą apie elementų cheminės sąveikos ypatybes, remiantis jų savybėmis. fizikines ir chemines savybes. Tačiau mokyklos chemijos laboratorijos galimybės ne visada leidžia visiškai įrodyti elemento cheminių savybių priklausomybę nuo jo padėties periodinėje cheminių elementų sistemoje, paprastų medžiagų struktūrinius ypatumus.

Sieros cheminės savybės naudojamos tiek pradedant chemijos kurso studijas, siekiant parodyti skirtumą tarp cheminių reiškinių nuo fizikinių, tiek tiriant atskirų cheminių elementų charakteristikas. Rekomendacijose dažniausiai rekomenduojamas sieros ir geležies sąveikos pavyzdys, kaip cheminių reiškinių pavyzdys ir sieros oksidacinių savybių pavyzdys. Tačiau daugeliu atvejų ši reakcija arba visai nevyksta, arba jos eigos rezultatų negalima įvertinti plika akimi. Įvairios šio eksperimento atlikimo galimybės dažnai pasižymi mažu rezultatų atkuriamumu, o tai neleidžia jų sistemingai naudoti apibūdinant aukščiau nurodytus procesus. Todėl svarbu ieškoti galimybių, kurios galėtų būti alternatyva geležies sąveikos su siera procesui parodyti, atitinkantį mokyklos chemijos laboratorijos charakteristikas.

Tikslas: Ištirti sieros sąveikos su metalais reakcijų galimybę mokyklos laboratorijoje.

Užduotys:

Nustatyti pagrindines fizines ir chemines sieros savybes;

Išanalizuoti sieros sąveikos su metalais reakcijų eigos ir eigos sąlygas;

Ištirti žinomus sieros sąveikos su metalais įgyvendinimo būdus;

Pasirinkite sistemas reakcijoms atlikti;

Įvertinti pasirinktų reakcijų tinkamumą mokyklos chemijos laboratorijos sąlygoms.

Studijų objektas: sieros sąveikos su metalais reakcijos

Studijų dalykas: sieros ir metalų sąveikos reakcijų galimybės mokyklos laboratorijoje.

Hipotezė: Alternatyva geležies sąveikai su siera mokyklos chemijos laboratorijos sąlygomis bus cheminė reakcija, atitinkanti aiškumo, atkuriamumo, santykinio saugumo ir reagentų prieinamumo reikalavimus.

Norime pradėti savo darbą nuo trumpo sieros aprašymo:

Padėtis periodinėje sistemoje: siera yra 3 periode, VI grupėje, pagrindiniame (A) pogrupyje, priklauso s-elementams.

Sieros atominis skaičius yra 16, todėl sieros atomo krūvis yra + 16, elektronų skaičius 16. Trys elektroniniai lygiai išoriniame lygyje yra 6 elektronai

Elektronų išdėstymo pagal lygius schema:

16S )))
2 8 6

32 S sieros atomo branduolyje yra 16 protonų (lygus branduolio krūviui) ir 16 neutronų (atominė masė atėmus protonų skaičių: 32 - 16 = 16).

Elektroninė formulė: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

1 lentelė

Sieros atomo jonizacijos potencialo vertės

Jonizacijos potencialas

Energija (eV)

Siera šaltyje gana inertiška (aktyviai jungiasi tik su fluoras), tačiau kaitinamas tampa labai reaktyvus – reaguoja su halogenidais(išskyrus jodą), deguonis, vandenilis ir beveik visi metalai. Kaip rezultatas reakcijos pastarojo tipo susidaro atitinkami sieros junginiai.

Sieros, kaip ir bet kurio kito elemento, reaktyvumas sąveikaujant su metalais priklauso nuo:

reaguojančių medžiagų aktyvumas. Pavyzdžiui, siera aktyviausiai sąveikaus su šarminiais metalais

dėl reakcijos temperatūros. Tai paaiškinama termodinaminėmis proceso savybėmis.

Spontaniškų cheminių reakcijų termodinaminė galimybė standartinėmis sąlygomis nustatoma pagal standartinę reakcijos Gibso energiją:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 T > 0 – tiesioginė reakcija neįmanoma

reaguojančių medžiagų šlifavimo laipsnio, nes ir siera, ir metalai reaguoja daugiausia kietoje būsenoje.

Pateikiamos kai kurių sieros sąveikos su metalais reakcijų termodinaminės charakteristikos 4 skaidrėje

Iš lentelės matyti, kad siera termodinamiškai gali sąveikauti tiek su įtempių serijos pradžios metalais, tiek su mažo aktyvumo metalais.

Taigi siera kaitinama yra gana aktyvus nemetalas, galintis reaguoti tiek su didelio aktyvumo (šarminiais), tiek su mažo aktyvumo metalais (sidabru, variu).

Sieros sąveikos su metalais tyrimas

Sistemų parinkimas tyrimams

Sieros sąveikai su metalais tirti buvo parinktos sistemos, įskaitant metalus, esančius skirtingose ​​Beketovo serijos vietose, turinčius skirtingą veiklą.

Kaip atrankos sąlygos buvo nustatyti šie kriterijai: atlikimo greitis, matomumas, reakcijos baigtumas, santykinis saugumas, rezultato atkuriamumas, medžiagos turi labai skirtis fizinėmis savybėmis, medžiagų buvimas mokyklos laboratorijoje, yra sėkmingų bandymų. atlikti sieros sąveiką su konkrečiais metalais.

Norint įvertinti atliktų reakcijų atkuriamumą, kiekvienas eksperimentas buvo atliktas tris kartus.

Remiantis šiais kriterijais, eksperimentui buvo pasirinktos šios reakcijos sistemos:

SIERA IR VARIS Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Metodika ir laukiamas poveikis

Paimkime 4 g sieros miltelių pavidalu ir supilkime į mėgintuvėlį. Pakaitinkite sierą mėgintuvėlyje iki virimo. Tada paimkite varinę vielą ir pakaitinkite ant liepsnos. Kai siera ištirps ir užvirs, įdėkite į ją varinę vielą

Tikėtinas rezultatas:Mėgintuvėlis pripildytas rudų garų, viela įkaista ir „perdega“ susidarant trapiam sulfidui.

2. Sieros sąveika su variu.

Reakcija pasirodė nelabai aiški, spontaniško vario kaitinimo taip pat neįvyko. Pridėjus druskos rūgšties, ypatingo dujų išsiskyrimo nepastebėta.

SIERA IR GELEŽIS Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Metodika ir laukiamas poveikis

Paimkite 4 g sieros miltelių ir 7 g geležies miltelių ir sumaišykite. Supilkite gautą mišinį į mėgintuvėlį. Medžiagas kaitiname mėgintuvėlyje

Tikėtinas rezultatas:Yra stiprus savaiminis mišinio kaitinimas. Gautas geležies sulfidas sukepinamas. Medžiaga nėra atskirta vandeniu ir nereaguoja į magnetą.

1. Sieros sąveika su geležimi.

Laboratorinėmis sąlygomis praktiškai neįmanoma atlikti reakcijos gauti geležies sulfidą be likučio, labai sunku nustatyti, kada medžiagos visiškai sureagavo, savaiminio reakcijos mišinio įkaitimo nepastebima. Gauta medžiaga buvo patikrinta, ar tai geležies sulfidas. Tam naudojome HCl. Kai ant medžiagos lašinome druskos rūgšties, ji pradėjo putoti, išsiskyrė vandenilio sulfidas.

SIERA IR NATRIS 2Na + S \u003d Na 2S + 370,3 kJ / mol

Metodika ir laukiamas poveikis

Paimkite 4 g sieros miltelių ir supilkite į skiedinį, gerai sumalkite

Nupjaukime apie 2 g sveriantį natrio gabalėlį, nupjaukime oksido plėvelę, susmulkinkime.

Tikėtinas rezultatas:Reakcija vyksta smarkiai, reagentai gali savaime užsidegti.

3. Sieros sąveika su natriu.

Sieros sąveika su natriu yra pavojingas ir įsimintinas eksperimentas. Po kelių sekundžių trynimo išskrido pirmosios kibirkštys, skiedinyje įsiliepsnojo natris, siera ir pradėjo degti. Kai produktas sąveikauja su druskos rūgštimi, aktyviai išsiskiria vandenilio sulfidas.

SIERA IR CINKAS Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Metodika ir laukiamas poveikis

Paimkite sieros ir cinko miltelius, po 4 g, sumaišykite medžiagas. Supilkite gatavą mišinį ant asbesto tinklelio. Prie medžiagų atnešame karštą deglą

Tikėtinas rezultatas:Reakcija nevyksta iš karto, o smarkiai, susidaro žalsvai mėlyna liepsna.

4. Sieros sąveika su cinku.

Reakciją pradėti labai sunku, jai inicijuoti reikia naudoti stiprius oksidatorius arba aukštą temperatūrą. Medžiagos blykčioja žalsvai mėlyna liepsna. Kai liepsna užgęsta, šioje vietoje lieka likučiai, sąveikaujant su druskos rūgštimi, šiek tiek išsiskiria vandenilio sulfidas.

SIERA IR ALUMINIS 2Al + 3S \u003d Al 2 S 3 + 509,0 kJ / mol

Metodika ir laukiamas poveikis

Paimkite 4 g sveriančios sieros miltelius ir 2,5 g sveriantį aliuminį ir sumaišykite. Gautą mišinį dedame ant asbesto tinklelio. Uždekite mišinį deginančiu magniu

Tikėtinas rezultatas:Reakcija yra blyksnis.

5. Sieros sąveika su aliuminiu.

Reakcijai kaip iniciatorių reikia pridėti stipraus oksidatoriaus. Uždegus degintu magniu, įvyko galingas gelsvai baltos spalvos pliūpsnis, vandenilio sulfidas išsiskiria gana aktyviai.

SIERA IR MAGNIS Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Metodika ir laukiamas poveikis

Paimkite 2,5 g magnio drožlių ir 4 g sieros miltelių ir sumaišykite

Gautas mišinys bus dedamas ant asbesto tinklelio. Į gautą mišinį dedame drožles.

Tikėtinas rezultatas:Reakcijos metu įvyksta galingas blyksnis.

4. Sieros sąveika su magniu.

Reakcijai kaip iniciatoriaus reikia pridėti gryno magnio. Yra galingas balkšvos spalvos blyksnis, aktyviai išsiskiria vandenilio sulfidas.

Išvada

Geležies sulfido gavimo reakcija nebuvo baigta, nes likutis liko plastikinės sieros ir geležies mišinio pavidalu.

Aktyviausias vandenilio sulfido išsiskyrimas pasireiškė natrio sulfidu ir magnio bei aliuminio sulfidais.

Mažiau aktyvus vandenilio sulfido išsiskyrimas buvo vario sulfide.

Natrio sulfido gavimo eksperimentų atlikimas yra pavojingas ir nerekomenduojamas mokyklos laboratorijoje.

Aliuminio, magnio ir cinko sulfidų gamybos reakcijos tinkamiausios atlikti mokyklos sąlygomis.

Tikėtini ir realūs rezultatai sutapo su sieros sąveika su natriu, magniu ir aliuminiu.

Išvada

Nepaisant esamų rekomendacijų, kaip parodyti geležies sąveiką su siera kaip pavyzdį, iliustruojantį sieros cheminius reiškinius ir oksidacines savybes bendrojo mokyklinio chemijos kurse, realus tokio eksperimento įgyvendinimas dažnai nelydi matomo efekto.

Nustatant alternatyvą šiai demonstracijai, buvo parinktos sistemos, atitinkančios matomumo, saugumo ir reagentų prieinamumo mokyklos laboratorijoje reikalavimus. Kaip galimi variantai buvo pasirinktos sieros reakcijų sistemos su variu, geležimi, cinku, magniu, aliuminiu, natriu, leidžiančios įvertinti sieros sąveikos reakcijos su įvairiais metalais panaudojimo efektyvumą kaip parodomuosius eksperimentus chemijos pamokose.

Remiantis eksperimentų rezultatais, nustatyta, kad šiems tikslams optimaliausia naudoti sieros reakcijų sistemas su vidutinio ir didelio aktyvumo metalais (magniu, aliuminiu).

Remiantis eksperimentais, buvo sukurtas vaizdo įrašas, kuriame demonstruojamos sieros oksidacinės savybės, naudojant jos sąveikos su metalais pavyzdį, todėl šias savybes galima apibūdinti neatlikus pilno masto eksperimento. Kaip papildoma pagalba buvo sukurta svetainė ( ), kuriame, be kita ko, vaizdine forma pateikiami tyrimo rezultatai.

Tyrimo rezultatai gali tapti pagrindu giliau tirti nemetalų cheminių savybių ypatumus, cheminę kinetiką ir termodinamiką.