Реакція заліза із сіркою. Фізичні та хімічні властивості заліза. Скласти рівняння між залізом та сіркою

Залізо - елемент побічної підгрупи восьмої групи четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з атомним номером 26. Позначається символом Fe (лат. Ferrum). Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію). Метал середньої активності, відновник.

Основні ступені окислення - +2, +3

Проста речовина залізо - кування металу сріблясто-білого кольору з високою хімічною реакційною здатністю: залізо швидко корродує при високих температурах або при високій вологості на повітрі. У чистому кисні залізо горить, а в дрібнодисперсному стані самозаймається і на повітрі.

Хімічні властивості простої речовини – заліза:

Іржавіння та горіння в кисні

1) На повітрі залізо легко окислюється у присутності вологи (іржавіння):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Накалений залізний дріт горить у кисні, утворюючи окалину - оксид заліза (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) За високої температури (700–900°C) залізо реагує з парами води:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Залізо реагує з неметалами при нагріванні:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°С)

4) У ряді напруг стоїть лівіше водню, реагує з розведеними кислотами НСl і Н 2 SO 4 при цьому утворюються солі заліза(II) і виділяється водень:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакції проводяться без доступу повітря, інакше Fe +2 поступово перекладається киснем у Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (розб.) → FeSO 4 + H 2

У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється тільки при нагріванні, воно відразу переходить в катіон Fе 3+:

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

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

(на холоді концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують

Залізний цвях, занурений у блакитний розчин мідного купоросу, поступово покривається нальотом червоної металевої міді.

5) Залізо витісняє метали, що стоять правіше за нього з розчинів їх солей.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерність заліза проявляється лише у концентрованих лугах при кип'ятінні:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O = Nа 2 ↓+ Н 2

і утворюється осад тетрагідроксоферату (II) натрію.

Технічне залізо- сплави заліза з вуглецем: чавун містить 2,06-6,67 %, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутні інші природні домішки (S, Р, Si) та штучні спеціальні добавки (Мn, Ni, Сr), що надають сплавам заліза технічно корисні властивості — твердість, термічну і корозійну стійкість, ковкість та ін .

Доменний процес виробництва чавуну

Доменний процес виробництва чавуну становлять такі стадії:

а) підготовка (випал) сульфідних та карбонатних руд - переведення в оксидну руду:

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)

б) спалювання коксу при гарячому дутті:

З (кокс) + O 2 (повітря) →З 2 (600-700°С) З 2 + З (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 °С)

в) відновлення оксидної руди чадним газом СО послідовно:

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

г) науглероживание заліза (до 6,67 % З) і розплавлення чавуну:

Fе (т ) →(C(кокс)900-1200 ° С) Fе (ж) (чавун, t пл 1145 ° С)

У чавуні завжди у вигляді зерен є цементит Fe 2 С і графіт.

Виробництво сталі

Переділ чавуну в сталь проводиться у спеціальних печах (конвертерних, мартенівських, електричних), що відрізняються способом обігріву; температура процесу 1700–2000 °С. Продування повітря, збагаченого киснем, призводить до вигоряння з чавуну надлишкового вуглецю, а також сірки, фосфору та кремнію у вигляді оксидів. При цьому оксиди або вловлюються у вигляді газів, що відходять (СО 2 , SО 2), або зв'язуються в легко відокремлюваний шлак - суміш Са 3 (РO 4) 2 і СаSiO 3 . Для отримання спеціальних сталей у піч вводять легуючі добавки інших металів.

Отриманнячистого заліза в промисловості - електроліз розчину солей заліза, наприклад:

FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (90°С) (електроліз)

(Існують й інші спеціальні методи, у тому числі відновлення оксидів заліза воднем).

Чисте залізо застосовується у виробництві спеціальних сплавів, при виготовленні сердечників електромагнітів та трансформаторів, чавун — у виробництві лиття та сталі, сталь – як конструкційний та інструментальний матеріали, у тому числі зносо-, жаро- та корозійно-стійкі.

Оксид заліза(II) F еО . Амфотерний оксид з великою перевагою основних властивостей. Чорний, має іонну будову Fе 2+ O 2- . При нагріванні спочатку розкладається, потім утворюється знову. Чи не утворюється при згорянні заліза на повітрі. Чи не реагує з водою. Розкладається кислотами, сплавляється із лугами. Повільно окислюється у вологому повітрі. Відновлюється воднем, коксом. Бере участь у доменному процесі виплавки чавуну. Застосовується як компонент кераміки та мінеральних фарб. Рівняння найважливіших реакцій:

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

FеО + 2НС1 (розб.) = FеС1 2 + Н 2 O

FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O

FеО + 4NаОН =2Н 2 O + Nа 4FеO3 (червоний.) тріоксоферрат(II)(400-500 ° С)

FеО + Н 2 = Н 2 O + Fе (особливо чисте) (350 ° С)

FеО + С (кокс) = Fе + СО (вище 1000 ° С)

FеО + СО = Fе + СО 2 (900 ° С)

4FеО + 2Н 2 O (волога) + O 2 (повітря) →4FеО(ВІН) (t)

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

Отриманняв лабораторії: термічне розкладання з'єднань заліза (II) без доступу повітря:

Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 ° С)

FеСОз = FеО + СО 2 (490-550 °С)

Оксид діжелеза (III) – заліза ( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Подвійний оксид. Чорний, має іонну будову Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 4 . Термічно стійка до високих температур. Чи не реагує з водою. Розкладається кислотами. Відновлюється воднем, розпеченим залізом. Бере участь у доменному процесі виробництва чавуну. Застосовується як компонент мінеральних фарб ( залізний сурик), кераміки, кольорового цементу. Продукт спеціального окиснення поверхні сталевих виробів ( чорніння, вороніння). За складом відповідає коричневій іржі та темній окалині на залозі. Застосування брутто-формули Fe3O4 не рекомендується. Рівняння найважливіших реакцій:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (вище 1538 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (розб.) = FеС1 2 + 2FеС1 3 + 4Н 2 O

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особливо чисте, 1000 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СО 2 (500-800°C)

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

Отримання:згоряння заліза на повітрі.

магнетит.

Оксид заліза(III) F е 2 Про 3 . Амфотерний оксид із переважанням основних властивостей. Червоно-коричневий, має іонну будову (Fе3+)2(O2-)3. Термічно стійкий до високих температур. Чи не утворюється при згорянні заліза на повітрі. Не реагує з водою, з розчину випадає бурий аморфний гідрат Fе 2 O 3 nН 2 О. Повільно реагує з кислотами та лугами. Відновлюється монооксидом вуглецю, розплавленим залізом. Сплавляється з оксидами інших металів та утворює подвійні оксиди. шпинелі(Технічні продукти називаються феритами). Застосовується як сировина при виплавці чавуну в доменному процесі, каталізатор у виробництві аміаку, компонент кераміки, кольорових цементів та мінеральних фарб, при термітному зварюванні сталевих конструкцій, як носій звуку та зображення на магнітних стрічках, як полірувальний засіб для сталі та скла.

Рівняння найважливіших реакцій:

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

Fе 2 O 3 + 6НС1 (розб.) →2FеС1 3 + ЗН 2 O (t) (600 ° С, р)

Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 NаFеO 2 (червоний.)діоксоферрат(III)

Fе 2 Про 3 + МО = (М II Fе 2 II I) O 4 (М = Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе 2 O 3 + ЗН 2 =ЗН 2 O+ 2Fе (особливо чисте, 1050-1100 ° С)

Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе 2 O 3 + СО = 2(Fe II Fе 2 III)O 4 + СО 2 (400-600 °С)

Отриманняв лабораторії - термічне розкладання солей заліза (III) на повітрі:

Fе 2 (SO 4) 3 = Fе 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °С)

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

У природі – оксидні руди заліза гематит Fе 2 O 3 і лимоніт Fе 2 O 3 nН 2 O

Гідроксид заліза (II) F е(ВІН) 2 . Амфотерний гідроксид з величезним переважанням основних властивостей. Білий (іноді із зеленуватим відтінком), зв'язки Fе - ВІН переважно ковалентні. Термічно нестійкий. Легко окислюється на повітрі, особливо у вологому стані (темніє). Нерозчинний у воді. Реагує із розведеними кислотами, концентрованими лугами. Типовий відновник. Проміжний продукт при іржавінні заліза. Застосовується у виготовленні активної маси залізонікелевих акумуляторів.

Рівняння найважливіших реакцій:

Fе(OН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 ° С, в атм.N 2)

Fе(ОН) 2 + 2НС1 (розб.) = FеС1 2 + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (синьо-зелений) (кип'ятіння)

4Fе(ОН) 2 (суспензія) + O 2 (повітря) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе(ОН) 2 (суспензія) +Н 2 O 2 (розб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)

Отримання: осадження з розчину лугами або гідратом аміаку в інертній атмосфері:

Fе 2+ + 2OH (розб.) = Fе(ВІН) 2 ↓

Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = Fе(ВІН) 2 ↓+ 2NH 4

Метагідроксід заліза F еО(ВІН). Амфотерний гідроксид з величезним переважанням основних властивостей. Світло-коричневий, зв'язки Fе - Про і Fе - ВІН переважно ковалентні. Під час нагрівання розкладається без плавлення. Нерозчинний у воді. Осідає з розчину у вигляді бурого аморфного полігідрату Fе 2 O 3 nН 2 O, який при витримуванні під розведеним лужним розчином або при висушуванні переходить у FеО(ОН). Реагує із кислотами, твердими лугами. Слабкий окисник та відновник. Спікається з Fе(ОН) 2 . Проміжний продукт при іржавінні заліза. Застосовується як основа жовтих мінеральних фарб та емалей, поглинач газів, що відходять, каталізатор в органічному синтезі.

З'єднання складу Fе(ОН) 3 не відоме (не отримано).

Рівняння найважливіших реакцій:

Fe 2 O 3 . nН 2 O→( 200-250 ° С, -H 2 O) FеО(ОН)→( 560-700 ° С на повітрі, -H2O)→Fе 2 Про 3

FеО(ОН) + ЗНС1 (розб.) = FеС1 3 + 2Н 2 O

FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O-колоїд(NаОН (конц.))

FеО(ОН)→ Nа 3 [Fе(ВІН) 6 ]білий, Nа 5 і 4 відповідно; в обох випадках випадає синій продукт однакового складу та будови, КFе III. У лабораторії цей осад називають берлінська блакить, або турнбульова синь:

Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓

Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓

Хімічні назви вихідних реактивів та продукту реакцій:

До 3 Fе III - гексаціаноферрат (III) калію

До 4 Fе III - гексаціаноферрат (II) калію

КFе III - гексаціаноферрат (II) заліза (Ш) калію

Крім того, хорошим реактивом на іони Fе 3+ є тіоціанат-іон NСS - , залізо (III) з'єднується з ним, і з'являється яскраво-червоне («крива») забарвлення:

Fе 3+ + 6NСS - = 3-

Цим реактивом (наприклад, у вигляді солі КNСS) можна виявити навіть сліди заліза (III) у водопровідній воді, якщо вона проходить через залізні труби, вкриті зсередини іржею.

ВИЗНАЧЕННЯ

Залізо- Елемент восьмої групи четвертого періоду Періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

А важкий номер - 26. Символ - Fe (лат. "ferrum"). Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію).

Фізичні властивості заліза

Залізо – метал сірого кольору. У чистому вигляді воно досить м'яке, ковке та тягуче. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня – 3d 6 4s 2 . У своїх сполуках залізо виявляє ступеня окиснення «+2» та «+3». Температура плавлення заліза – 1539С. Залізо утворює дві кристалічні модифікації: α- та γ-залізо. Перша з них має кубічні об'ємноцентровані грати, друга – кубічні гранецентровані. α-Залізо термодинамічно стійке у двох інтервалах температур: нижче 912 та від 1394С до температури плавлення. Між 912 і 1394С стійке γ-залізо.

Механічні властивості заліза залежать від його чистоти - вмісту в ньому навіть дуже малої кількості інших елементів. Тверде залізо має здатність розчиняти у собі багато елементів.

Хімічні властивості заліза

У вологому повітрі залізо швидко іржавіє, тобто. покривається бурим нальотом гідратованого оксиду заліза, який через свою пухкість не захищає залізо від подальшого окислення. У воді залізо інтенсивно корродує; при рясному доступі кисню утворюються гідратні форми оксиду заліза (III):

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

При нестачі кисню або утрудненому доступі утворюється змішаний оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Залізо розчиняється у соляній кислоті будь-якої концентрації:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 .

Аналогічно відбувається розчинення у розведеній сірчаній кислоті:

Fe + H2SO4=FeSO4+H2.

У концентрованих розчинах сірчаної кислоти залізо окислюється до заліза (III):

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

Однак у сірчаній кислоті, концентрація якої близька до 100%, залізо стає пасивним і взаємодії практично не відбувається. У розведених та помірно концентрованих розчинах азотної кислоти залізо розчиняється:

Fe + 4HNO 3 = Fe (NO 3) 3 + NO + 2H2O.

При високих концентраціях азотної кислоти розчинення сповільнюється та залізо стає пасивним.

Як і інші метали, залізо вступає в реакції з простими речовинами. Реакції взаємодії заліза з галогенами (незалежно від типу галогену) протікають при нагріванні. Взаємодія заліза з бромом протікає при підвищеному тиску парів останнього:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

Взаємодія заліза із сіркою (порошок), азотом та фосфором також відбувається при нагріванні:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Залізо здатне реагувати з такими неметалами, як вуглець та кремній:

3Fe + C = Fe 3 C;

Серед реакцій взаємодії заліза зі складними речовинами особливу роль відіграють наступні реакції - залізо здатне відновлювати метали, що стоять у ряду активності правіше за нього, з розчинів солей (1), відновлювати сполуки заліза (III) (2):

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

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

Залізо, при підвищеному тиску, реагує з несолетворним оксидом - СО з утворенням речовин складного складу - карбонілів - Fe(CO) 5 , Fe 2 (CO) 9 і Fe 3 (CO) 12 .

Залізо за відсутності домішок стійке у воді та у розведених розчинах лугів.

Одержання заліза

Основний спосіб отримання заліза – із залізної руди (гематит, магнетит) чи електроліз розчинів його солей (у разі отримують «чисте» залізо, тобто. залізо без домішок).

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Вступ

Вивчення хімічних властивостей окремих елементів є невід'ємною складовою курсу хімії у сучасній школі, що дозволяє на основі індуктивного підходу зробити припущення про особливості хімічної взаємодії елементів на основі їх фізико-хімічних характеристик. Однак можливості шкільної хімічної лабораторії не завжди повною мірою дозволяють продемонструвати залежність хімічних властивостей елемента від його положення в періодичній системі хімічних елементів, особливостей будови простих речовин.

Хімічні властивості сірки використовуються і на початку вивчення курсу хімії для демонстрації відмінності хімічних явищ від фізичних та при вивченні особливостей окремих хімічних елементів. Найчастіше в методичних вказівках рекомендується демонстрація взаємодії сірки із залізом, як приклад хімічних явищ та приклад окисних властивостей сірки. Але здебільшого дана реакція або не протікає зовсім, або результати її протікання неможливо оцінити неозброєним поглядом. Різні варіанти проведення даного експерименту часто характеризуються низькою відтворюваністю результатів, що не дозволяє систематично використовувати їх при характеристиці вищезазначених процесів. Тому актуальним є пошук варіантів, здатних скласти альтернативу демонстрації процесу взаємодії заліза із сіркою, адекватних особливостям шкільної хімічної лабораторії.

Ціль:Дослідити можливість проведення реакцій щодо взаємодії сірки з металами за умов шкільної лабораторії.

Завдання:

визначити основні фізико-хімічні характеристики сірки;

Проаналізувати умови проведення та перебігу реакцій взаємодії сірки з металами;

Вивчити відомі методики здійснення взаємодії сірки з металами;

Відібрати системи щодо реакцій;

Оцінити адекватність відібраних реакцій умов шкільної хімічної лабораторії.

Об'єкт дослідження:реакції взаємодії сірки з металами

Предмет дослідження:здійсненність реакцій взаємодії сірки з металами за умов шкільної лабораторії.

Гіпотеза:альтернативою взаємодії заліза із сіркою в умовах шкільної хімічної лабораторії буде хімічна реакція, що відповідає вимогам наочності, відтворюваності, відносної безпеки та доступності реагуючих речовин.

Свою роботу ми хочемо розпочати з короткої характеристики сірки:

Положення в періодичній системі: сірка знаходиться у 3 періоді, VI групі, головній (А) підгрупі, відноситься до s-елементів.

Атомний номер сірки 16, отже, заряд атома сірки дорівнює + 16, число електронів 16. Три електронних рівня зовнішньому рівні 6 електронів

Схема розташування електронів за рівнями:

16 S )))
2 8 6

Ядро атома сірки 32 S містить 16 протонів (дорівнює заряду ядра) і 16 нейтронів (атомна маса мінус число протонів: 32 – 16 = 16).

Електронна формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Таблиця 1

Значення потенціалів іонізації атома сірки

Потенціал іонізації

Енергія (еВ)

На холоді сірка досить інертна (енергійно з'єднується тільки з фтором), але при нагріванні стає дуже хімічно активною – реагує з галоїдами(крім йоду), киснем, воднем та майже з усіма металами. В результатіреакцій останнього типу утворюються відповідні сірчисті сполуки.

Реакційна здатність сірки як будь-якого іншого елемента при взаємодії з металами залежить від:

активності вступників у реакцію речовин. Так, наприклад, найбільш активно сірка буде взаємодіяти з лужними металами.

від температури проведення реакції. Що пояснюється термодинамічні особливості процесу.

Термодинамічна можливість мимовільного перебігу хімічних реакцій у стандартних умовах визначається стандартною енергією Гіббса реакції:

ΔG 0 Т< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т > 0 – пряма реакція неможлива

від ступеня подрібнення реагуючих речовин, так як і сірка, і метали реагують переважно у твердому стані.

Термодинамічні характеристики деяких реакцій взаємодії сірки з металами у слайді 4

З таблиці видно, що теромодинамічно можливе перебіг взаємодії сірки як з металами початку низки напруг, так і малоактивними металами.

Таким чином, сірка є досить активним при нагріванні неметал, здатним вступати в реакції з металами як високої активності (лужними) так і малоактивними (срібло, мідь).

Дослідження взаємодії сірки з металами

Підбір систем для дослідження

Для дослідження взаємодії сірки з металами відбиралися системи, що включають метали, що знаходяться в різних місцях ряду Бекетова, що мають різну активність.

Як умови відбору були визначені такі критерії: швидкість проведення, наочність, повнота перебігу реакції, відносна безпека, відтворюваність результату, речовини повинні помітно відрізнятися за фізичними властивостями, наявність речовин у шкільній лабораторії, існують успішні спроби взаємодії сірки з конкретними металами.

Для оцінки відтворення реакцій, що проводяться, кожен експеримент проводився тричі.

На підставі зазначених критеріїв для проведення експерименту було відібрано наступні реакційні системи:

СЕРА І МЕДЬ Cu + S = CuS + 79 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо 4 г сірки у порошковому стані та насипаємо у пробірку. Нагріємо сірку в пробірці до кипіння. Потім візьмемо мідний дріт і розжаримо його над полум'ям. Коли сірка розплавиться і закипить, помістимо до неї мідний дріт

Очікуваний результат:Пробірка заповнюється бурими парами, дріт розжарюється і згорає з утворенням тендітного сульфіду.

2. Взаємодія сірки із міддю.

Реакція вийшла не дуже наочною, мимовільного розігріву міді також не відбувалося. При додаванні соляної кислоти особливого виділення газу немає.

СЕРА І ЗАЛІЗО Fe + S = FeS + 100,4 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо 4 г порошкової сірки та 7 г порошкового заліза і перемішаємо. Отриману суміш пересипаємо в пробірку. Підігріємо речовини у пробірці

Очікуваний результат:Відбувається сильне мимовільне розігрівання суміші. Отриманий сульфід заліза спікається. Речовина не поділяється водою і не реагує на магніт.

1. Взаємодія сірки із залізом.

Провести реакцію отримання сульфіду заліза без залишку в лабораторних умовах практично неможливо, дуже складно визначити, коли речовини повністю прореагували, мимовільного розігрівання реакційної суміші не спостерігається. Перевірили отриману речовину на те, чи є сульфідом заліза. Для цього ми використовували HCl. Коли ми капнули соляну кислоту на речовину, вона почала пінитися, виділявся сірководень.

СЕРА І НАТРІЙ 2Na + S = Na 2 S + 370,3 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо 4 г порошкової сірки і насипаємо у ступку, добре розтріть

Відріжемо шматочок натрію масою приблизно 2 г. Обріжемо оксидну плівку, розітріть їх разом.

Очікуваний результат:Реакція протікає бурхливо, можливе самозаймання реагентів.

3. Взаємодія сірки із натрієм.

Взаємодія сірки з натрієм - це сам небезпечний експеримент. Через кілька секунд розтирання полетіли перші іскри, у ступці спалахнув і почав горіти натрій із сіркою. При взаємодії продукту із соляною кислотою активно виділяється сірководень.

СЕРА І ЦИНК Zn + S = ZnS + 209 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо порошкову сірку та цинк по 4 г кожен, перемішаємо речовини. Готову суміш пересипаємо на азбестову сітку. До речовин підносимо гарячу лучину

Очікуваний результат:Реакція протікає не відразу, але бурхливо, утворюється зеленувато-блакитне полум'я.

4. Взаємодія сірки із цинком.

Реакцію запустити дуже складно, на її ініціювання потрібно використання сильних окислювачів чи високої температури. Речовини спалахують зеленувато-блакитним полум'ям. Коли полум'я тухне, тут залишається залишок, при взаємодії з соляною кислотою сірководень виділяється незначно.

СЕРА І АЛЮМІНІЙ 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо порошкову сірку масою 4 г та алюміній масою 2,5 г і перемішаємо. Розмістимо отриману суміш на азбестовій сітці. Підпалюємо суміш палаючим магнієм

Очікуваний результат:При реакції відбувається спалах.

5. Взаємодія сірки із алюмінієм.

Для реакції необхідно додавання сильного окисника як ініціатора. Після запалення магнієм, що горить, стався потужний спалах жовтувато-білого кольору, сірководень виділяється досить активно.

СЕРА І МАГНІЙ Mg + S = MgS + 346,0 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо магнієву стружку 2,5 г та порошкову сірку 4 г і перемішаємо

Отриману суміш розмістимо на азбестовій сітці. Підносимо скіпку до отриманої суміші.

Очікуваний результат:При реакції відбувається сильний спалах.

4. Взаємодія сірки із магнієм.

Для реакції необхідно додавання чистого магнію як ініціатор. Відбувається сильний спалах білуватого кольору, сірководень виділяється активно.

Висновок

Реакція з отримання сульфіду заліза була закінчена, оскільки залишився залишок як суміші пластичної сірки і заліза.

Найбільш активне виділення сірководню виявилося у сульфіду натрію та у сульфідів магнію та алюмінію.

Менш активне виділення сірководню було у сульфіду міді.

Проведення дослідів з отримання сульфіду натрію є небезпечним і не рекомендується в умовах шкільної лабораторії.

Для проведення в умови школи найбільш підходять реакції з отримання сульфідів алюмінію, магнію та цинку.

Очікуваний та фактичний результат співпали при взаємодії сірки з натрієм, магнієм та алюмінієм.

Висновок

Незважаючи на існуючі рекомендації щодо проведення демонстрації взаємодії заліза з сіркою як приклад, що ілюструє хімічні явища та окисні властивості сірки в курсі хімії загальноосвітньої школи, реальне здійснення такого експерименту часто не супроводжується видимим ефектом.

При визначенні альтернативи даної демонстрації вибиралися системи, що відповідають вимогам наочності, безпеки, доступності речовин, що реагують, у шкільній лабораторії. Як можливі варіанти були обрані реакційні системи сірки з міддю, залізом, цинком, магнієм, алюмінієм, натрієм, що дозволяють оцінити ефективність використання реакції взаємодії сірки з різними металами як демонстраційні експерименти на уроках хімії.

За результатами експериментів було визначено, що найоптимальніше для зазначених цілей використовувати реакційні системи сірки з металами середньо-високої активності (магній, алюміній).

На основі проведених експериментів створено відеоролик, що демонструє окисні властивості сірки на прикладі її взаємодії з металами, що дозволяє описати ці властивості без проведення натурного експерименту. Як додатковий посібник створено сайт ( ), на якому представлені в тому числі і результати проведеного дослідження у наочній формі.

Результати дослідження можуть стати основою для глибшого вивчення особливостей хімічних властивостей неметалів, хімічної кінетики та термодинаміки.