Каким свойством обладает железо и сера
Химические свойства Серы. Конфигурация внешних электронов атома S 3s2Зр4. В соединениях Сера проявляет степени окисления -2, +4, +6. Сера химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N2, I2, Au, Pt и инертных газов. С О2 на воздухе выше 300 °С образует оксиды: SO2 – сернистый ангидрид и SO3- серный ангидрид, из которых получают соответственно сернистую кислоту и серную кислоту, а также их соли сульфиты и сульфаты. Уже на холоду S энергично соединяется с F2, при нагревании реагирует с Cl2; с бромом Сера образует только S2Br2, иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150-200 °С) наступает обратимая реакция с Н2 с получением сернистого водорода. Сера образует также многосернистые водороды общей формулы H2SХ, так называемые сульфаны. Известны многочисленные сераорганические соединения.
При нагревании Сера взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). При температуре 800-900 °С пары Серы реагируют с углеродом, образуя сероуглерод CS2. Соединения Серы с азотом (N4S4 и N2S5) могут быть получены только косвенным путем.
Химические свойства Железа. Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3d64s2. Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивы соединения 2- и 3-валентного Железа). С кислородом Железо образует оксид (II) FeO, оксид (III) Fe2O3 и оксид (II,III) Fe3O4 (соединение FeO c Fe2O3, имеющее структуру шпинели). Во влажном воздухе при обычной температуре Железо покрывается рыхлой ржавчиной (Fe2O3·nH2O). Вследствие своей пористости ржавчина не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и поэтому не предохраняет его от дальнейшего окисления. В результате различных видов коррозии ежегодно теряются миллионы тонн Железа. При нагревании Железа в сухом воздухе выше 200 °С оно покрывается тончайшей оксидной пленкой, которая защищает металл от коррозии при обычных температурах; это лежит в основе технического метода защиты Железа – воронения. При нагревании в водяном паре Железо окисляется с образованием Fe3O4 (ниже 570 °С) или FeO (выше 570 °С) и выделением водорода.
Гидрооксид Fe(OH)2 образуется в виде белого осадка при действии едких щелочей или аммиака на водные растворы солей Fe2+ в атмосфере водорода или азота. При соприкосновении с воздухом Fe(OH)2 сперва зеленеет, затем чернеет и наконец быстро переходит в красно-бурый гидрооксид Fe(OH)3. Оксид FeO проявляет основные свойства. Оксид Fe2O3 амфотерен и обладает слабо выраженной кислотной функцией; реагируя с более основными оксидами (например, с MgO, она образует ферриты – соединения типа Fe2O3·nMeO, имеющие ферромагнитные свойства и широко применяющиеся в радиоэлектронике. Кислотные свойства выражены и у 6-валентного Железа, существующего в виде ферратов, например K2FeO4, солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты.
Железо легко реагирует с галогенами и галогеноводородами, давая соли, например хлориды FeCl2 и FeCl3. При нагревании Железа с серой образуются сульфиды FeS и FeS2. Карбиды Железа – Fe3C (цементит) и Fe2C (е-карбид) – выпадают из твердых растворов углерода в Железе при охлаждении. Fe3C выделяется также из растворов углерода в жидком Железе при высоких концентрациях С. Азот, подобно углероду, дает с Железом твердые растворы внедрения; из них выделяются нитриды Fe4N и Fe2N. С водородом Железо дает лишь малоустойчивые гидриды, состав которых точно не установлен. При нагревании Железо энергично реагирует с кремнием и фосфором, образуя силициды (например, Fe3Si и фосфиды (например, Fe3P).
Соединения Железа с многими элементами (О, S и другими), образующие кристаллическую структуру, имеют переменный состав (так, содержание серы в моносульфиде может колебаться от 50 до 53,3 ат.%). Это обусловлено дефектами кристаллической структуры. Например, в оксиде Железа (II) часть ионов Fe2+ в узлах решетки замещена ионами Fe3+; для сохранения электронейтральности некоторые узлы решетки, принадлежа
Источник
Сера,
её физические и химические свойства. Биологическое значение серы, её применение
(демеркуризация).СЕРА S
Cера в природе
Самородная сера
Сульфиды
PbS – свинцовый блеск
Cu2S – медный блеск
ZnS – цинковая обманка
FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото
H2S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе)
Белки
Сульфаты
CaSO4 * 2H2O – гипс
MgSO4 * 7H2O – горькая соль (английская)
Na2SO4 *10H2O – глауберова соль (мирабилит)
Физические свойства
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С.
Одно из особенных физических свойств серы – флотация, способность мелкого порошка серы всплывать, тогда, как ее крупные кристаллы тонут в воде. Дело в том, что сера не смачивается водой, и ее частички держатся на поверхности воды за счет прилипших к ним мелких пузырьков воздуха. Это свойство используют при отделении самородной серы от примесей. Руду размалывают, заливают водой, а снизу продувают воздухом, сера всплывает, а примеси остаются на дне.
Аллотропия
Для серы характерны несколько аллотропных модификаций, но наиболее известные видоизменения: ромбическая (кристаллическая), моноклинная (игольчатая) и пластическая.
Ромбическая (a – сера) – S8
t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3. Наиболее устойчивая модификация.
Моноклинная (b – сера) – S8
темно-желтые иглы, t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
Пластическая Sn
коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.
ПОЛУЧЕНИЕ ПЛАСТИЧЕСКОЙ СЕРЫ
Взаимопревращение аллотропных модификаций серы
Строение атома серы
Размещение электронов по уровням и подуровням
Основное состояние
1s22s22p63s23p4
Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)Степень
окисленияВалентность
-2
В основном состоянии
II
+4
Первое возбуждённое состояние
IV
+6
Второе возбуждённое состояние
VI
Получение серы
1. Промышленный метод – выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
3. Реакция Вакенродера
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
Химические свойства серы
Сера – окислитель S0 + 2ē→ S-2 | Сера – восстановитель: S – 4ē → S+4; S – 6ē →S+6 |
1. Взаимодействие серы со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром без нагревания: 2Na + S → Na2S ОПЫТ S + Hg = HgS Ртуть обладает высокой летучестью. Её пары ядовиты. Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания ртути, например из разбитого медицинского термометра. Места, из которых нельзя извлечь капельки ртути, засыпают порошком серы. Сера и ртуть вступают в реакцию при соприкосновении. В результате образуется химически инертное и безвредное вещество. Этот процесс называется демеркуризацией 2. Взаимодействие серы c остальными металлами (кроме Au,Pt) при повышенной t°: 2Al + 3S t→ Al2S3 Zn + S t°→ ZnS ОПЫТ Cu + S t→ CuS ОПЫТ 3.Взаимодействие серы с некоторыми неметаллами с образованием бинарных соединений: H2 + S → H2S 2P + 3S→ P2S3 C + 2S → CS2 | 1. Взаимодействие серы c кислородом: S + O2 t°→ S+4O2 2S + 3O2 t°;pt→ 2S+6O3 2. Взаимодействие серы c галогенами (кроме йода): S + Cl2 → S+2Cl2 **Взаимодействие серы с кислотами – окислителями: S + 2H2SO4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O S + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O **Реакции диспропорционирования: 4. 3S0 + 6KOH→ K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O |
Тренажёр №1 – Характеристика серы по её положению в периодической системе Д. И. Менделеева
Тренажёр №2 – Химические свойства серы
Тренажёр №3 – Взаимодействие серы с металлами
Применение
Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.
Применение серы и её соединений
Домашнее задание параграф 21; упражнения 1, 3, 4 стр. 99-100.
Дополнительные зхадания
Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.
- S + O2
- S + Na
- S + H2
№2. Осуществите превращения по схеме:
Это интересно…
- Содержание серы в организме человека массой 70 кг – 140 г.
- В сутки человеку необходимо 1 г серы.
- Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго.
- Сера входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.
Следите за своим здоровьем!
Знаете ли вы..
- Соединения серы могут служить лекарственными препаратами;
- Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.
- Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.
- Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.
- BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.
- Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4)2×12H2O – кровоостанавливающее средство при порезах.
- Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И.Р.Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.
- Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.
- Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.
Источник
Голосование за лучший ответ
Магистр
Мастер
(2034)
11 лет назад
Физические свойства
Природный сросток кристаллов самородной серы
Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов серы. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество желтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета. Формулу пластической серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. Химические свойства
Горение серы
При комнатной температуре сера реагирует со фтором и хлором, проявляя восстановительные свойства:
S + 3F2 = SF6
S + Cl2 = SCl2
С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании, окисляясь:
S + 6HNO3(конц. ) = H2SO4 + 6NO2 ↑ + 2H2O
S + 2H2SO4(конц. ) = 3SO2 ↑ + 2H2O
На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:
S + O2 = SO2
С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S2O2, молекулярной серы S2, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO.[2]
При взаимодействии с металлами образует сульфиды. 2Na + S = Na2S При нагревании сера реагирует с углеродом, кремнием, фосфором, водородом:
C + 2S = CS2 (сероуглерод)
Сера при нагревании растворяется в щелочах — реакция диспропорционирования
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Физические свойства
Железо — типичный металл, в свободном состоянии — серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности — углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» — группу трёх металлов (железо Fe, кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.
Для железа характерен полиморфизм, он имеет четыре кристаллические модификации:
до 769 °C существует α-Fe (феррит) с объёмноцентрированной кубической решёткой
в температурном интервале 769—917 °C существует β-Fe, который отличается от α-Fe только параметрами кристаллической решётки и магнитными свойствами
в температурном интервале 917—1394 °C существует γ-Fe (аустенит) с гранецентрированной кубической решёткой
выше 1394 °C устойчив δ-Fe с объёмоцентрированной кубической решёткой
Железо тугоплавко, относится к металлам средней активности. Температура плавления железа 1539 °C, температура кипения — около 3200 °C.
Химические свойства
Основные степени окисления железа — +2 и +3.
При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной пленкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe2О3·хН2О.
С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe3О4, при сгорании в чистом кислороде — оксид Fe2О3. Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeO. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближённую формулу которого можно записать как FeS.
Источник
Сера – элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к
группе халькогенов – элементов VIa группы.
Сера – S – простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при
религиозных обрядах.
Основное и возбужденное состояние атома серы
Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных
электронов отражает количество возможных связей у атома.
В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.
Природные соединения
- FeS2 – пирит, колчедан
- ZnS – цинковая обманка
- PbS – свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 – сурьмяный блеск, Bi2S3 – висмутовый блеск
- HgS – киноварь
- CuFeS2 – халькопирит
- Cu2S – халькозин
- CuS – ковеллин
- BaSO4 – барит, тяжелый шпат
- CaSO4 – гипс
В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.
Получение
В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S,
SO2.
H2S + O2 = S + H2O (недостаток кислорода)
SO2 + C = (t) S + CO2
Серу можно получить разложением пирита
FeS2 = (t) FeS + S
В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.
H2S + H2SO4 = S + H2O
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- Реакции с металлами
- Реакции с кислотами
- Реакции с щелочами
- Реакции с солями
На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ – SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания –
только со фтором.
S + O2 = (t) SO2
S + F2 = SF6
S + Cl2 = (t) SCl2
S + C = (t) CS2
При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.
K + S = (t) K2S
Al + S = Al2S3
Fe + S = (t) FeS
При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.
S + H2SO4 = (t) SO2 + H2O
S + HNO3 = (t) H2SO4 + NO2 + H2O
Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.
S + KOH = (t) K2S + K2SO3 + H2O
Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.
Na2SO3 + S → (t) Na2S2O3
Сероводород – H2S
Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные
ванны).
Получение
Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.
Al2S3 + H2O = (t) Al(OH)3↓ + H2S↑
FeS + HCl = FeCl2 + H2S↑
Химические свойства
- Кислотные свойства
- Восстановительные свойства
- Качественная реакция
Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит
от соотношения основания и кислоты).
MgO + H2S = (t) MgS + H2O
KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)
2KOH + H2S = K2S + 2H2O
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.
Ca + H2S = (t) CaS + H2
Сероводород – сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S2-). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.
H2S + O2 = H2O + S (недостаток кислорода)
H2S + O2 = H2O + SO2 (избыток кислорода)
H2S + HClO3 = H2SO4 + HCl
Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.
H2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + HNO3
Оксид серы – SO2
Сернистый газ – SO2 – при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся
спички).
Получение
В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.
FeS2 + O2 = (t) FeO + SO2
В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота,
распадающаяся на сернистый газ и воду.
K2SO3 + H2SO4 = (t) K2SO4 + H2O + SO2↑
Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.
Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2 + H2O
- Кислотные свойства
- Восстановительные свойства
- Как окислитель
С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты – сульфиты.
K2O + SO2 = K2SO3
NaOH + SO2 = NaHSO3
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O
Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.
Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O = FeSO4 + H2SO4
SO2 + O2 = (t, кат. – Pt) SO3
В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).
CO + SO2 = CO2 + S
H2S + SO2 = S + H2O
Сернистая кислота
Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.
Получение
SO2 + H2O ⇄ H2SO3
Химические свойства
- Диссоциация
- Кислотные свойства
- Окислительные свойства
- Восстановительные свойства
Диссоциирует в водном растворе ступенчато.
H2SO3 = H+ + HSO3-
HSO3- = H+ + SO32-
В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли – сульфиты и гидросульфиты.
CaO + H2SO3 = CaSO3 + H2O
H2SO3 + 2KOH = 2H2O + K2SO3 (соотношение кислота – основание, 1:2)
H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота – основание, 1:1)
С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.
H2SO3 + H2S = S↓ + H 2O
Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.
H2SO3 + Br2 = H2SO4 + HBr
Оксид серы VI – SO3
Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.
Получение
В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора
(оксид ванадия – Pr, V2O5).
SO2 + O2 = (кат) SO3
В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты – сульфатов.
Fe2(SO4)3 = (t) SO3 + Fe2O3
Химические свойства
- Кислотные свойства
- Окислительные свойства
Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли – сульфаты и
гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.
SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке – средняя соль)
SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке – кислая соль)
SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O
SO3 + Li2O = Li2SO4
SO3 + H2O = H2SO4
SO3 – сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.
SO3 + P = SO2 + P2O5
SO3 + H2S = SO2 + H2O
SO3 + KI = SO2 + I2 + K2SO4
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник