Phản ứng của sắt với lưu huỳnh. Tính chất vật lý và hóa học của sắt. Lập phương trình giữa sắt và lưu huỳnh

Sắt là một nguyên tố thuộc phân nhóm phụ của nhóm thứ tám của chu kỳ thứ tư trong hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học D. I. Mendeleev với số hiệu nguyên tử 26. Nó được ký hiệu bằng ký hiệu Fe (tiếng Latinh Ferrum). Một trong những kim loại phổ biến nhất trong vỏ trái đất (chỉ đứng sau nhôm). Kim loại hoạt động trung bình, chất khử.

Các trạng thái oxy hóa chính - +2, +3

Một chất đơn giản, sắt, là kim loại màu trắng bạc dễ uốn, có khả năng phản ứng hóa học cao: sắt bị ăn mòn nhanh chóng ở nhiệt độ cao hoặc độ ẩm cao trong không khí. Trong oxy nguyên chất, sắt cháy và ở trạng thái phân tán mịn, nó bốc cháy tự phát trong không khí.

Tính chất hóa học của một chất đơn giản - sắt:

Gỉ và cháy trong oxy

1) Trong không khí, sắt dễ bị oxy hóa khi có hơi ẩm (gỉ):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe (OH) 3

Một dây sắt nóng cháy trong oxi, tạo thành cáu cặn - oxit sắt (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Ở nhiệt độ cao (700-900 ° C), sắt phản ứng với hơi nước:

3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Sắt phản ứng với các phi kim khi đun nóng:

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 ° С)

Fe + S - t ° → FeS (600 ° С)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° C)

4) Trong dãy hiệu điện thế đứng bên trái của hiđro, phản ứng với axit loãng HCl và H 2 SO 4, còn muối sắt (II) được tạo thành và hiđro thoát ra:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (các phản ứng được thực hiện mà không cần tiếp cận không khí, ngược lại Fe +2 được oxi chuyển dần thành Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (loãng) → FeSO 4 + H 2

Trong axit đặc có tính oxi hóa, sắt chỉ tan khi đun nóng, nó chuyển ngay thành cation Fe 3+:

2Fe + 6H 2 SO 4 (đồng quy) - t ° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (đồng quy) - t ° → Fe (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(trong điều kiện lạnh, axit nitric và axit sunfuric đặc bị động

Một chiếc đinh sắt, được nhúng trong dung dịch đồng sunfat màu xanh lam, dần dần bị màu đỏ của đồng kim loại bao phủ.

5) Sắt chuyển các kim loại ở bên phải nó ra khỏi dung dịch muối của chúng.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Tính lưỡng tính của sắt chỉ biểu hiện trong các chất kiềm đặc trong quá trình đun sôi:

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

và một kết tủa natri tetrahydroxoferrat (II) được tạo thành.

Sắt kỹ thuật- hợp kim của sắt với cacbon: gang chứa 2,06-6,67% C, Thép 0,02-2,06% C, các tạp chất tự nhiên khác (S, P, Si) và các chất phụ gia đặc biệt được đưa vào nhân tạo (Mn, Ni, Cr) thường có mặt, mang lại cho hợp kim sắt các đặc tính hữu ích về mặt kỹ thuật - độ cứng, độ bền nhiệt và ăn mòn, tính dễ uốn, v.v. . .

Lò cao sản xuất gang

Quy trình lò cao để sản xuất gang gồm các giai đoạn sau:

a) điều chế (rang) quặng sunfua và cacbonat - chuyển sang quặng oxit:

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) đốt than cốc trong quá trình thổi nóng:

С (than cốc) + O 2 (không khí) → СO 2 (600-700 ° С) СO 2 + С (than cốc) ⇌ 2СО (700-1000 ° С)

c) Khử quặng oxit bằng cacbon monoxit CO theo thứ tự:

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

d) thấm cacbon (đến 6,67% C) và nấu chảy gang:

Fe (t ) →(NS(than cốc)900-1200 ° C) Fe (w) (gang, t pl 1145 ° C)

Trong gang luôn có xiđerit Fe 2 C và than chì ở dạng hạt.

Sản xuất thép

Việc chuyển đổi gang thành thép được thực hiện trong các lò đặc biệt (lò biến đổi, lò hở, điện), khác nhau về cách nung nóng; nhiệt độ quá trình 1700-2000 ° C. Thổi không khí giàu ôxy dẫn đến đốt cháy lượng cacbon dư thừa, cũng như lưu huỳnh, phốt pho và silic ở dạng ôxít từ gang. Trong trường hợp này, các oxit hoặc bị bắt giữ ở dạng khí thải (CO 2, SO 2), hoặc được liên kết thành một loại xỉ dễ tách - hỗn hợp của Ca 3 (PO 4) 2 và CaSiO 3. Để có được các loại thép đặc biệt, các chất phụ gia tạo hợp kim của các kim loại khác được đưa vào lò.

Nhận sắt nguyên chất trong công nghiệp - điện phân dung dịch muối sắt, ví dụ:

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

(có những phương pháp đặc biệt khác, bao gồm cả việc khử oxit sắt bằng hiđro).

Gang nguyên chất được sử dụng trong sản xuất các hợp kim đặc biệt, trong sản xuất lõi của nam châm điện và máy biến áp, gang - trong sản xuất vật đúc và thép, thép - làm vật liệu kết cấu và công cụ, bao gồm mài mòn-, nhiệt- và ăn mòn- chống lại.

Sắt (II) oxit NS eO ... Oxit lưỡng tính có tính bazơ chiếm ưu thế lớn. Màu đen, có cấu trúc dạng ion Fe 2+ O 2-. Khi đun nóng, đầu tiên nó bị phân hủy, sau đó lại hình thành. Nó không được hình thành khi sắt bị đốt cháy trong không khí. Không phản ứng với nước. Bị phân hủy bởi axit, hợp nhất với kiềm. Oxi hóa chậm trong không khí ẩm. Khử với hiđro, than cốc. Tham gia vào quá trình luyện gang bằng lò cao. Nó được sử dụng như một thành phần của gốm sứ và sơn khoáng. Phương trình của các phản ứng quan trọng nhất:

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

FeO + 2HC1 (pha loãng) = FeC1 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 (đồng quy) = Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

FеО + 4NаОН = 2Н 2 O + nmột 4NSeO3 (đỏ.) trioxoferrate (II)(400-500 ° C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (cực tinh khiết) (350 ° C)

FeO + C (than cốc) = Fe + CO (trên 1000 ° C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900 ° C)

4FеО + 2Н 2 O (độ ẩm) + O 2 (không khí) → 4FеО (ОН) (t)

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

Nhận v các phòng thí nghiệm: sự phân hủy nhiệt của các hợp chất sắt (II) mà không có không khí tiếp cận:

Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 ° C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 ° C)

Diiron (III) oxit - sắt ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 ... Oxit kép. Màu đen, có cấu trúc dạng ion Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Ổn định nhiệt ở nhiệt độ cao. Không phản ứng với nước. Bị phân hủy bởi axit. Bị khử bởi hiđro, sắt nóng. Tham gia vào quá trình lò cao sản xuất gang. Nó được sử dụng như một thành phần của sơn khoáng ( chì sắt), gốm sứ, xi măng màu. Một sản phẩm của quá trình oxy hóa đặc biệt bề mặt của các sản phẩm thép ( bôi đen, làm xanh). Thành phần tương ứng với gỉ nâu và vảy sẫm màu trên sắt. Việc sử dụng công thức thô Fe 3 O 4 không được khuyến khích. Phương trình của các phản ứng quan trọng nhất:

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (pha loãng) = FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O

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

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fе (cực tinh khiết, 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)

Nhận:đốt cháy sắt (xem) trong không khí.

nam châm.

Sắt (III) oxit NS e 2 O 3 ... Oxit lưỡng tính với tính bazơ chiếm ưu thế. Màu nâu đỏ, có cấu trúc dạng ion (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Bền nhiệt đến nhiệt độ cao. Nó không được hình thành khi sắt bị đốt cháy trong không khí. Không phản ứng với nước, hiđrat vô định hình màu nâu Fe 2 O 3 nH 2 O rơi ra khỏi dung dịch, phản ứng chậm với axit và kiềm. Khử bằng cacbon monoxit, sắt nóng chảy. Hợp kim với oxit của kim loại khác và tạo thành oxit kép - Spinels(sản phẩm kỹ thuật được gọi là ferit). Nó được sử dụng làm nguyên liệu trong quá trình nấu chảy gang trong lò cao, làm chất xúc tác trong sản xuất amoniac, một thành phần của gốm sứ, xi măng màu và sơn khoáng, trong hàn nhiệt kết cấu thép, như một chất mang âm thanh và hình ảnh trên dải từ tính, làm chất đánh bóng thép và thủy tinh.

Phương trình của các phản ứng quan trọng nhất:

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

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (đồng thời) → H 2 O + 2 nMộtNSeO 2 (màu đỏ)dioxoferrat (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 (cực tinh khiết, 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)

Nhận trong phòng thí nghiệm - sự phân hủy nhiệt của muối sắt (III) trong không khí:

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)

Trong tự nhiên - quặng oxit sắt hematit Fe 2 O 3 và limonite Fe 2 O 3 nН 2 O

Sắt (II) hydroxit NS e (OH) 2. Hiđroxit lưỡng tính với tính chất bazơ trội hơn hẳn. Màu trắng (đôi khi có màu xanh lục), các liên kết Fe - OH chủ yếu là cộng hóa trị. Nhiệt không ổn định. Dễ bị oxy hóa trong không khí, đặc biệt là khi ẩm ướt (sẫm màu). Không tan trong nước. Phản ứng với axit loãng, kiềm đặc. Chất khử điển hình. Trung gian trong quá trình rỉ sắt. Nó được sử dụng trong sản xuất pin sắt-niken khối lượng hoạt động.

Phương trình của các phản ứng quan trọng nhất:

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

Fe (OH) 2 + 2HC1 (loãng) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe (OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (xanh lam) (sôi)

4Fе (ОН) 2 (đình chỉ) + O 2 (không khí) → 4FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе (ОН) 2 (huyền phù) + Н 2 O 2 (pha loãng) = 2FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O

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

Nhận: kết tủa từ dung dịch với kiềm hoặc amoniac hydrat trong môi trường trơ:

Fe 2+ + 2OH (mở rộng) = NSe (OH) 2 ↓

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

Metahydroxit sắt NS eO (OH). Hiđroxit lưỡng tính với tính chất bazơ trội hơn hẳn. Màu nâu nhạt, liên kết Fe - O và Fe - OH chủ yếu là cộng hóa trị. Phân hủy khi đun nóng mà không nóng chảy. Không tan trong nước. Nó kết tủa từ dung dịch ở dạng polyhydrat vô định hình màu nâu Fe 2 O 3 nH 2 O, khi được giữ trong dung dịch kiềm loãng hoặc khi làm khô, sẽ chuyển thành FeO (OH). Phản ứng với axit, kiềm rắn. Chất oxi hoá, khử yếu. Thiêu kết với Fe (OH) 2. Trung gian trong quá trình rỉ sắt. Nó được sử dụng làm cơ sở cho sơn và men khoáng màu vàng, chất hấp thụ khí thải, chất xúc tác trong tổng hợp hữu cơ.

Chưa xác định được hợp chất có thành phần là Fe (OH) 3 (không thu được).

Phương trình của các phản ứng quan trọng nhất:

Fe 2 O 3. nН 2 O → ( 200-250 ° C, -NS 2 O) FeO (OH) → ( 560-700 ° C trong không khí, -H2O)→ Fe 2 O 3

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

FeO (OH) → Fe 2 O 3 . nH 2 O-Keo(NaOH (cùng))

FeO (OH) → nmột 3 [NSe (OH) 6]trắng, Na 5 và K 4 tương ứng; trong cả hai trường hợp, một sản phẩm màu xanh lam có cùng thành phần và cấu trúc, Fе III, được kết tủa. Trong phòng thí nghiệm, trầm tích này được gọi là Màu xanh nước biển, hoặc màu xanh của turnbull:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Tên hóa học của thuốc thử ban đầu và sản phẩm phản ứng:

K 3 Fe III - kali hexacyanoferrat (III)

K 4 Fe III - kali hexacyanoferrat (II)

КFе III - sắt (III) kali hexacyanoferrat (II)

Ngoài ra, ion thiocyanat NСS - là một thuốc thử tốt cho các ion Fe 3+, sắt (III) kết hợp với nó, và màu đỏ tươi ("máu") xuất hiện:

Fe 3+ + 6NСS - = 3-

Thuốc thử này (ví dụ, ở dạng muối KNCS) thậm chí có thể phát hiện ra dấu vết của sắt (III) trong nước máy nếu nó đi qua các đường ống sắt được bao phủ bởi lớp gỉ ở bên trong.

ĐỊNH NGHĨA

Sắt- một nguyên tố thuộc nhóm thứ tám của chu kỳ thứ tư trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học của D.I.Mendeleev.

Và con số uể oải là 26. Ký hiệu là Fe (“ferrum” trong tiếng Latinh). Một trong những kim loại phổ biến nhất trong vỏ trái đất (chỉ đứng sau nhôm).

Tính chất vật lý của sắt

Sắt là một kim loại màu xám. Ở dạng nguyên chất, nó khá mềm, dễ uốn và dễ uốn. Cấu hình điện tử của mức năng lượng bên ngoài - 3d 6 4s 2. Trong các hợp chất của nó, sắt thể hiện trạng thái oxy hóa "+2" và "+3". Nhiệt độ nóng chảy của sắt là 1539C. Sắt tạo thành hai dạng biến đổi tinh thể: α- và γ-iron. Đầu tiên trong số chúng có mạng tinh thể lập phương tâm khối, mạng thứ hai - mạng tinh thể lập phương tâm diện. α-Sắt bền nhiệt động trong hai khoảng nhiệt độ: dưới 912 và từ 1394C đến nhiệt độ nóng chảy. Giữa 912 và 1394C γ-sắt là ổn định.

Các tính chất cơ học của sắt phụ thuộc vào độ tinh khiết của nó - hàm lượng thậm chí rất nhỏ của các nguyên tố khác trong đó. Sắt ở thể rắn có khả năng tự hòa tan nhiều nguyên tố.

Tính chất hóa học của sắt

Sắt bị gỉ nhanh chóng trong không khí ẩm ướt; được bao phủ bởi một lớp oxit sắt ngậm nước có màu nâu, do tính lỏng của nó, không bảo vệ sắt khỏi bị oxi hóa thêm. Sắt ăn mòn mạnh trong nước; với sự tiếp cận dồi dào của oxy, các dạng sắt (III) oxit ngậm nước được hình thành:

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

Khi thiếu oxy hoặc khó tiếp cận, hỗn hợp oxit (II, III) Fe 3 O 4 được tạo thành:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Sắt hòa tan trong axit clohydric với bất kỳ nồng độ nào:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Sự hòa tan trong axit sunfuric loãng xảy ra tương tự:

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

Trong dung dịch axit sunfuric đặc, sắt bị oxi hóa thành sắt (III):

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

Tuy nhiên, trong axit sunfuric, nồng độ gần 100%, sắt trở nên thụ động và thực tế không xảy ra tương tác. Trong dung dịch axit nitric loãng và đặc vừa phải, sắt hòa tan:

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

Ở nồng độ cao của axit nitric, quá trình hòa tan chậm lại và sắt trở nên thụ động.

Giống như các kim loại khác, sắt phản ứng với các chất đơn giản. Sắt tương tác với các halogen (không phân biệt loại halogen) xảy ra khi đun nóng. Tương tác của sắt với brom xảy ra ở áp suất hơi tăng lên của chất sau:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

Tương tác của sắt với lưu huỳnh (bột), nitơ và photpho cũng xảy ra khi đun nóng:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Sắt có khả năng phản ứng với các phi kim loại như cacbon và silic:

3Fe + C = Fe 3 C;

Trong số các phản ứng về sự tương tác của sắt với phức chất, phản ứng nào sau đây có vai trò đặc biệt - sắt có khả năng khử kim loại theo thứ tự hoạt động bên phải từ dung dịch muối (1), khử hợp chất sắt (III). (2):

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

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

Ở áp suất cao, sắt phản ứng với một oxit không tạo muối - CO để tạo thành các chất có cấu tạo phức tạp - cacbonyl - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 và Fe 3 (CO) 12.

Sắt, không lẫn tạp chất, bền trong nước và trong dung dịch loãng của kiềm.

Lấy sắt

Phương pháp sản xuất sắt chủ yếu là từ quặng sắt (hematit, magnetit) hoặc điện phân dung dịch các muối của nó (trong trường hợp này, người ta thu được sắt "nguyên chất", tức là sắt không có tạp chất).

Ví dụ về giải quyết vấn đề

VÍ DỤ 1

Giới thiệu

Việc nghiên cứu các tính chất hóa học của các nguyên tố riêng lẻ là một phần không thể thiếu của khóa học hóa học trong trường học hiện đại, cho phép, trên cơ sở phương pháp quy nạp, đưa ra giả định về các đặc điểm của tương tác hóa học của các nguyên tố trên cơ sở đặc điểm lý hóa của chúng. Tuy nhiên, khả năng của phòng thí nghiệm hóa học không phải lúc nào cũng cho phép chứng minh sự phụ thuộc của tính chất hóa học của một nguyên tố vào vị trí của nó trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, đặc điểm cấu tạo của các chất đơn giản.

Các tính chất hóa học của lưu huỳnh được sử dụng cả khi bắt đầu nghiên cứu một khóa học hóa học để chứng minh sự khác biệt giữa các hiện tượng hóa học và các hiện tượng vật lý, và trong việc nghiên cứu các đặc điểm của từng nguyên tố hóa học. Việc chứng minh sự tương tác của lưu huỳnh với sắt thường được khuyến nghị nhất trong các hướng dẫn, như một ví dụ về các hiện tượng hóa học và một ví dụ về tính chất oxy hóa của lưu huỳnh. Nhưng trong hầu hết các trường hợp, phản ứng này hoặc hoàn toàn không xảy ra, hoặc kết quả của quá trình của nó không thể được đánh giá bằng mắt thường. Các biến thể khác nhau của thử nghiệm này thường được đặc trưng bởi độ tái lập kết quả thấp, điều này không cho phép sử dụng có hệ thống chúng trong việc mô tả các quá trình trên. Do đó, việc tìm kiếm các phương án có thể cung cấp giải pháp thay thế cho quá trình tương tác của sắt với lưu huỳnh là có liên quan, phù hợp với các đặc điểm của phòng thí nghiệm hóa học trường học.

Mục tiêu: Khảo sát khả năng thực hiện các phản ứng về tương tác của lưu huỳnh với kim loại trong phòng thí nghiệm của trường.

Nhiệm vụ:

Xác định các tính chất vật lý và hóa học cơ bản của lưu huỳnh;

Phân tích điều kiện thực hiện và tiến hành phản ứng tương tác của lưu huỳnh với kim loại;

Nghiên cứu các kỹ thuật đã biết về tương tác của lưu huỳnh với kim loại;

Lựa chọn hệ thống để thực hiện các phản ứng;

Đánh giá mức độ phù hợp của các phản ứng đã chọn với các điều kiện của phòng thí nghiệm hóa học của trường.

Đối tượng nghiên cứu: phản ứng tương tác của lưu huỳnh với kim loại

Đề tài nghiên cứu: tính khả thi của phản ứng tương tác của lưu huỳnh với kim loại trong phòng thí nghiệm trường học.

Giả thuyết: một sự thay thế cho sự tương tác của sắt với lưu huỳnh trong phòng thí nghiệm hóa học trường học sẽ là một phản ứng hóa học đáp ứng các yêu cầu về khả năng hiển thị, khả năng tái tạo, độ an toàn tương đối và tính sẵn có của các chất phản ứng.

Chúng tôi muốn bắt đầu công việc của mình với một mô tả ngắn gọn về lưu huỳnh:

Vị trí trong hệ thống tuần hoàn: lưu huỳnh ở chu kỳ 3, nhóm VI, phân nhóm chính (A), dùng để chỉ các nguyên tố s.

Số hiệu nguyên tử của lưu huỳnh là 16 nên điện tích của nguyên tử lưu huỳnh là + 16, số electron là 16. Ba mức điện tử ở phân lớp ngoài cùng là 6 electron.

Sơ đồ sắp xếp các electron theo các mức:

16 S )))
2 8 6

Hạt nhân của nguyên tử lưu huỳnh 32 S chứa 16 proton (bằng điện tích hạt nhân) và 16 nơtron (nguyên tử khối trừ đi số proton: 32 - 16 = 16).

Công thức điện tử: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Bảng 1

Các giá trị của thế ion hóa của nguyên tử lưu huỳnh

Tiềm năng ion hóa

Năng lượng (eV)

Trong lưu huỳnh lạnh giá khá trơ (chỉ kết nối mạnh mẽ với flo), nhưng khi đun nóng nó trở nên rất hoạt động về mặt hóa học - phản ứng với các halogen(trừ iot), oxy, hydro và với hầu hết tất cả các kim loại. Kết quả là phản ứng của loại thứ hai, các hợp chất lưu huỳnh tương ứng được hình thành.

Khả năng phản ứng của lưu huỳnh, giống như bất kỳ nguyên tố nào khác khi tương tác với kim loại, phụ thuộc vào:

hoạt độ của các chất tham gia phản ứng. Ví dụ, lưu huỳnh sẽ tương tác tích cực nhất với các kim loại kiềm

về nhiệt độ của phản ứng. Điều này được giải thích bởi các tính năng nhiệt động lực học của quá trình.

Khả năng nhiệt động lực học xảy ra tự phát của các phản ứng hóa học ở điều kiện tiêu chuẩn được xác định bằng năng lượng Gibbs tiêu chuẩn của phản ứng:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т> 0 - phản ứng trực tiếp là không thể

về mức độ nghiền của các chất phản ứng, vì cả lưu huỳnh và kim loại phản ứng chủ yếu ở trạng thái rắn.

Cho biết đặc điểm nhiệt động học của một số phản ứng tương tác của lưu huỳnh với kim loại trong slide 4

Qua bảng này có thể thấy rằng tương tác của lưu huỳnh với cả kim loại bắt đầu ứng suất và kim loại có hoạt độ thấp là có thể xảy ra về mặt động lực học.

Như vậy, lưu huỳnh là một phi kim loại khá hoạt động khi đun nóng, có khả năng phản ứng với cả kim loại có hoạt độ cao (kiềm) và hoạt tính thấp (bạc, đồng).

Nghiên cứu tương tác của lưu huỳnh với kim loại

Lựa chọn hệ thống để nghiên cứu

Để nghiên cứu sự tương tác của lưu huỳnh với kim loại, các hệ thống đã được lựa chọn bao gồm các kim loại nằm ở các vị trí khác nhau của dòng Beketov, có các hoạt động khác nhau.

Các tiêu chí sau đây được xác định là điều kiện lựa chọn: tốc độ, độ trong, độ hoàn thành của phản ứng, độ an toàn tương đối, độ tái lập của kết quả, các chất phải khác biệt rõ rệt về tính chất vật lý, sự hiện diện của các chất trong phòng thí nghiệm của trường, có những nỗ lực thành công để tiến hành tương tác của lưu huỳnh với các kim loại cụ thể.

Để đánh giá độ tái lập của các phản ứng đã tiến hành, mỗi thí nghiệm được thực hiện ba lần.

Dựa trên các tiêu chí này, các hệ thống phản ứng sau đã được chọn cho thí nghiệm:

SULFUR VÀ ĐỒNG Cu + S = CuS + 79 kJ / mol

Phương pháp luận và hiệu quả mong đợi

Lấy 4g lưu huỳnh ở dạng bột đổ vào ống nghiệm. Đun sôi lưu huỳnh trong ống nghiệm. Sau đó, lấy một sợi dây đồng và đốt nóng nó trên ngọn lửa. Khi lưu huỳnh nóng chảy và sôi thì cho dây đồng vào.

Kết quả mong đợi:Ống chứa đầy hơi màu nâu, dây được đốt nóng và "cháy hết" với sự hình thành sunfua giòn.

2. Tương tác của lưu huỳnh với đồng.

Phản ứng hóa ra không phải là rất rõ ràng, tự phát nóng đồng cũng không xảy ra. Không có sự biến đổi khí đáng kể nào được quan sát khi bổ sung axit clohydric.

SULFUR VÀ SẮT Fe + S = FeS + 100,4 kJ / mol

Phương pháp luận và hiệu quả mong đợi

Lấy 4 g bột lưu huỳnh và 7 g bột sắt trộn đều. Đổ hỗn hợp thu được vào ống nghiệm. Ta sẽ nung nóng các chất trong ống nghiệm

Kết quả mong đợi:Có sự gia nhiệt tự phát mạnh của hỗn hợp. Sắt sunfua thu được được thiêu kết. Chất không bị tách nước và không phản ứng với nam châm.

1. Tương tác của lưu huỳnh với sắt.

Thực tế không thể thực hiện phản ứng thu được sắt sunfua không có dư trong điều kiện phòng thí nghiệm, rất khó xác định khi nào các chất đã phản ứng hoàn toàn, đồng thời không quan sát được sự nóng tự phát của hỗn hợp phản ứng. Chất thu được được kiểm tra xem có phải là sắt sunfua hay không. Chúng tôi đã sử dụng HCl cho việc này. Khi ta nhỏ axit clohiđric vào chất đó bắt đầu sủi bọt, hiđro sunfua bay ra.

SULFUR VÀ SODIUM 2Na + S = Na 2 S + 370,3 kJ / mol

Phương pháp luận và hiệu quả mong đợi

Lấy 4 g bột lưu huỳnh đổ vào cối, xay mịn.

Cắt một miếng natri nặng khoảng 2 g, cắt bỏ màng oxit, nghiền chúng lại với nhau.

Kết quả mong đợi:Phản ứng này là bạo lực, thuốc thử có thể tự bốc cháy.

3. Tương tác của lưu huỳnh với natri.

Sự tương tác của lưu huỳnh với natri là một thí nghiệm nguy hiểm và đáng nhớ nhất. Sau vài giây mài, những tia lửa đầu tiên bay ra, natri và lưu huỳnh bùng lên trong cối và bắt đầu bốc cháy. Khi sản phẩm tương tác với axit clohydric, hydro sunfua tích cực được giải phóng.

SULFUR VÀ ZINC Zn + S = ZnS + 209 kJ / mol

Phương pháp luận và hiệu quả mong đợi

Lấy lưu huỳnh và kẽm tán thành bột, mỗi thứ 4 g trộn đều các chất. Đổ hỗn hợp đã hoàn thành lên một tấm lưới amiăng. Chúng tôi mang một ngọn đuốc nóng đến các chất

Kết quả mong đợi:Phản ứng không diễn ra ngay lập tức, nhưng dữ dội, ngọn lửa màu xanh lục được hình thành.

4. Tương tác của lưu huỳnh với kẽm.

Phản ứng rất khó bắt đầu; việc bắt đầu phản ứng đòi hỏi phải sử dụng chất oxy hóa mạnh hoặc nhiệt độ cao. Các chất bùng phát thành ngọn lửa màu xanh lục. Khi ngọn lửa tắt, một chất cặn vẫn còn lại ở nơi này, khi tương tác với axit clohydric, hiđro sunfua được giải phóng không đáng kể.

SULFUR VÀ NHÔM 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 kJ / mol

Phương pháp luận và hiệu quả mong đợi

Lấy bột lưu huỳnh có khối lượng 4 g và nhôm có khối lượng 2,5 g trộn đều. Đặt hỗn hợp thu được trên một tấm lưới amiăng. Chúng tôi đốt cháy hỗn hợp với magiê đang cháy

Kết quả mong đợi:Phản ứng xảy ra chớp cháy.

5. Tương tác của lưu huỳnh với nhôm.

Phản ứng cần thêm chất oxi hóa mạnh làm chất khơi mào. Sau khi đốt cháy bằng magiê đang cháy, xảy ra một tia sáng mạnh có màu trắng vàng, hiđro sunfua được giải phóng khá tích cực.

SULFUR VÀ MAGNESIUM Mg + S = MgS + 346,0 kJ / mol

Phương pháp luận và hiệu quả mong đợi

Lấy 2,5 g magiê bào và 4 g lưu huỳnh dạng bột và trộn

Đặt hỗn hợp thu được trên một tấm lưới amiăng. Chúng tôi đưa ngọn đuốc đến hỗn hợp thu được.

Kết quả mong đợi:Trong quá trình phản ứng xảy ra một tia chớp cực mạnh.

4. Tương tác của lưu huỳnh với magie.

Phản ứng yêu cầu thêm magiê nguyên chất làm chất khơi mào. Xảy ra một tia chớp mạnh có màu trắng, hydro sunfua tích cực được giải phóng.

Đầu ra

Phản ứng thu được sắt sunfua không hoàn thành, vì phần còn lại vẫn ở dạng hỗn hợp nhựa lưu huỳnh và sắt.

Sự giải phóng hydro sulfua tích cực nhất được thể hiện trong natri sulfua và magie và nhôm sulfua.

Đồng sunfua có quá trình phát triển hydro sunfua ít hoạt động hơn.

Các thí nghiệm về điều chế natri sunfua là nguy hiểm và không được khuyến khích trong phòng thí nghiệm trường học.

Để thực hiện trong điều kiện của trường học, các phản ứng tạo ra nhôm, magie và kẽm sunfua là phù hợp nhất.

Kết quả dự kiến ​​và thực tế trùng hợp với sự tương tác của lưu huỳnh với natri, magiê và nhôm.

Phần kết luận

Bất chấp các khuyến nghị hiện có về việc chứng minh sự tương tác của sắt với lưu huỳnh như một ví dụ minh họa các hiện tượng hóa học và tính chất oxy hóa của lưu huỳnh trong môn học hóa học của một trường phổ thông, việc thực hiện một thí nghiệm như vậy thường không đi kèm với một hiệu quả rõ ràng.

Khi xác định một giải pháp thay thế cho cuộc trình diễn này, các hệ thống đã được lựa chọn đáp ứng các yêu cầu về khả năng hiển thị, an toàn và sự sẵn có của các chất phản ứng trong phòng thí nghiệm của trường. Các phương án phản ứng của lưu huỳnh với đồng, sắt, kẽm, magie, nhôm, natri được chọn là các phương án có thể, cho phép đánh giá hiệu quả sử dụng phản ứng tương tác của lưu huỳnh với các kim loại khác nhau làm thí nghiệm biểu diễn trong tiết học hóa học.

Theo kết quả của các thí nghiệm, người ta xác định rằng sử dụng hệ phản ứng của lưu huỳnh với các kim loại có hoạt tính trung bình đến cao (magie, nhôm) là tối ưu nhất cho các mục đích đã chỉ định.

Dựa trên các thí nghiệm, một video đã được tạo ra để chứng minh tính chất oxi hóa của lưu huỳnh bằng ví dụ về sự tương tác của nó với kim loại, giúp bạn có thể mô tả những đặc tính này mà không cần tiến hành một thí nghiệm toàn diện. Như một hướng dẫn bổ sung, một trang web đã được tạo ( ), trong đó trình bày, trong số những thứ khác, kết quả của nghiên cứu dưới dạng trực quan.

Kết quả nghiên cứu có thể trở thành cơ sở để nghiên cứu sâu hơn về đặc điểm tính chất hóa học của phi kim loại, động học hóa học và nhiệt động học.