Онлайн консультации экспертов
Учеба и наука
май 8, 2021 г.
Сообщить о нарушении
CH3C≡CH + H2O + Hg2
март 10, 2016 г.
Учеба и наука
февраль 22, 2015 г.
Вычислить массу воды которую нужно выпарить из 600 грамм 13% раствора соли чтобы получить 24% раствор. Ответ записать с точностью до целых.
октябрь 2, 2020 г.
Высота правильной треугольной пирамиды равна a корень из 3
,
радиус окружности, описанной около е основания, 2a. Найдите
март 13, 2017 г.
Реагирует ли уксусная кислота с гидроксидом меди (2)? Если реагирует, то какие получаются продукты реакции? Объясните пожалуйста.
апрель 21, 2014 г.
Мягкий серебристо-белый металл
Темно-коричневое аморфное вещество
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
Коричневый порошок / минерал
Белый минерал / красный порошок
Серебристый металл с желтым отливом
Хрупкий серебристо-белый металл
Белый металл с голубоватым оттенком
Хрупкий черный минерал
Красно-бурая едкая жидкость
Блестящий серебристый металл
Синтетический радиоактивный металл
Серебристый блестящий полуметалл
Мягкий серебристо-желтый металл
Светло-серый радиоактивный металл
Серебристый металл с голубоватым оттенком
Мягкий блестящий желтый металл
Жидкий серебристо-белый металл
Серый металл с синеватым оттенком
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Серебристо-белый радиоактивный металл
Серый мягкий металл
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
Строение молекулы и физические свойства
Сероводород H2S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.
Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1о.
Способы получения сероводорода
1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
, при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
Еще один способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.
получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.
Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.
лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:
Химические свойства сероводорода
В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
, сероводород реагирует с гидроксидом натрия:
2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):
В избытке кислорода:
Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
, окисляет сероводород до молекулярной серы:
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
, оксид серы (IV) окисляет сероводород:
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
Либо до оксида серы (IV):
Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.
, сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это на сероводород и сульфид-ионы.
взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
1. Положение серы в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение атома серы
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения серы
5. Способы получения
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с галогенами
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с окислителями
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
Сероводород
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства
3.4. Взаимодействие с солями тяжелых металлов
Сульфиды
Способы получения сульфидов
Химические свойства сульфидов
Оксиды серы
1. Оксид серы (IV)
2. Оксид серы (VI)
Серная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Диссоциация серной кислоты
3.2. Основные свойства серной кислоты
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с солями
3.6. Качественная реакция на сульфат-ионы
3.7. Окислительные свойства серной кислоты
Соли серной кислоты – сульфаты
Положение в периодической системе химических элементов
Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение серы
Электронная конфигурация серы в :
Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в
Электронная конфигурация серы во
Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.
Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.
Физические свойства и нахождение в природе
Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).
Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S8. Это хрупкое вещество желтого цвета
Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны». Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96оС, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.
– это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.
В природе сера встречается:
Типичные соединения серы:
Способы получения серы
В промышленных масштабах серу получают на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.
Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.
Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):
Химические свойства серы
В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.
Сера проявляет свойства (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с и .
При серы на воздухе образуется оксид серы (IV)
При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:
При взаимодействии с образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:
1.4. При взаимодействии с сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.
, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:
Еще : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:
С сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:
2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.
При взаимодействии с сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).
, окисляет серу до серной кислоты:
Серная кислота окисляет серу. Но, поскольку S+6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):
Соединения хлора, , , также окисляют серу до +4:
Взаимодействие серы с (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:
При растворении в сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.
, сера реагирует с гидроксидом натрия:
При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:
Сульфиды это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.
По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.
Способы получения сульфидов
Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами. При этом сера проявляет свойства окислителя.
, сера взаимодействует с магнием и кальцием:
Сера взаимодействует с натрием:
Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.
, гидроксида калия с сероводородом:
Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).
, при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:
Еще : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:
Химические свойства сульфидов
1. Растворимые сульфиды по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:
K2S + H2O ⇄ KHS + KOH
S2– + H2O ⇄ HS– + OH–
2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.
, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:
А сульфид никеля, , не растворяется:
NiS + HСl ≠
Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.
, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:
или горячей концентрированной серной кислоте:
Сульфиды проявляют свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.
, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):
Еще : сульфид меди (II) окисляется хлором:
Сульфиды (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).
, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):
Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:
Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как на ион S2−.
Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:
Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) (необратимый гидролиз).
, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:
Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.
, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:
Оксид серы (IV)
Оксид серы (IV) – это кислотный . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.
Cпособы получения оксида серы (IV):
Сжигание серы на воздухе
Горение сульфидов и сероводорода:
Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:
, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:
Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.
, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:
Химические свойства оксида серы (IV):
Оксид серы (IV) – это типичный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства и .
Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):
Еще : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:
При взаимодействии с O2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.
SO2 + H2O ↔ H2SO3
Наиболее ярко выражены SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.
, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:
Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:
Озон также окисляет оксид серы (IV):
на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:
Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:
4. В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства.
, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:
Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:
Оксид серы (VI)
Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.
Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
Сернистый газ окисляют и другие окислители, , озон или оксид азота (IV):
Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):
Химические свойства оксида серы (VI)
1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:
Серный ангидрид является типичным , взаимодействует с щелочами и основными оксидами.
, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:
Еще : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):
Серный ангидрид – очень, так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:
4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.
Серная кислота H2SO4 – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.
Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества теплоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.
Валентность серы в серной кислоте равна VI.
Серную кислоту производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.
Основные стадии получения серной кислоты :
Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):
Общие научные принципы химического производства:
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.
Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
H2SO4 ⇄ H+ + HSO4–
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4– ⇄ H+ + SO42–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
Еще : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
Серная кислота вытесняет из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет из их солей (кроме солей HBr и HI).
, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Или с силикатом натрия:
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, , хлорида натрия:
Также серная кислота вступает в обменные реакции с .
, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
Разбавленная серная кислота взаимодействует с которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
Серная кислота взаимодействует с с образованием солей аммония:
серная кислота является сильным . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н2S.
Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.
, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
Сернистая кислота H2SO3 – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.
Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.
Сернистая кислота H2SO3 в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:
H2SO3 ↔ HSO3– + H
HSO3– ↔ SO32– + H
Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:
H2SO3 ↔ SO2 + H2O
Соли серной кислоты – сульфаты
Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.
Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO2 и кислород O2;
При разложении сульфата железа (II) в FeSO4 Fe (II) окисляется до Fe (III)
Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.
За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют и могут взаимодействовать с восстановителями.
, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:
Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:
Na2SO4 ∙ 10H2O − глауберова соль
CaSO4 ∙ 2H2O − гипс
CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос
ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос
Железо Fe: химические свойства, способы получения железа, взаимодействие с простыми веществами (кислород, сера) и со сложными веществами (кислоты, вода, сильные окислители). Оксид железа (II) FeO, оксид железа (III) Fe2O3, железная окалина (Fe3O4) — способы получения и химические свойства. Гидроксид железа (II) Fe(OH)2, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 — способы получения и химические свойства.
Положение железа в периодической системе химических элементов
Электронное строение железа
Физические свойства
Нахождение в природе
Способы получения
Качественные реакции
Химические свойства
1. Взаимодействие с простыми веществами
1.1. Взаимодействие с галогенами
1.2. Взаимодействие с серой
1.3. Взаимодействие с фосфором
1.4. Взаимодействие с азотом
1.5. Взаимодействие с углеродом
1.6. Горение
2. Взаимодействие со сложными веществами
2.1. Взаимодействие с водой
2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
2.3. Взаимодействие с серной кислотой
2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
2.5. Взаимодействие с сильными окислителями
2.6. Взаимодействие с оксидами и солями
Оксид железа (II)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами
2. Взаимодействие с кислотами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Взаимодействие с кислотами
6. Взаимодействие с восстановителями
Оксид железа (III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами
2. Взаимодействие с щелочами и основными оксидами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (III)
6. Взаимодействие с солями более летучих кислот
Оксид железа (II, III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами
2. Взаимодействие с сильными кислотами-окислителями
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (II, III)
Гидроксид железа (II)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Восстановительные свойства
4. Разложение при нагревании
Гидроксид железа (III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Взаимодействие с щелочами
4. Разложение при нагревании
Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение атома железа
Электронная конфигурация железа в :
проявляет ярко выраженные магнитные свойства.
– металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.
(изображение с портала vchemraznica.ru)
Температура плавления 1538оС, температура кипения 2861оС.
Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре — около 8%.
В природе железо в основном встречается в виде соединений:
Красный железняк Fe2O3 (гематит).
(изображение с портала karatto.ru)
Магнитный железняк Fe3O4 или FeO·Fe2O3 (магнетит).
(изображение с портала emchi-med.ru)
В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS2.
(изображение с портала livemaster.ru)
Встречаются и другие минералы, содержащие железо.
в промышленности получают из железной руды, гематита Fe2O3 или магнетита (Fe3O4или FeO·Fe2O3).
Один из основных способов производства железа – . Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.
В печь загружают руду, кокс и флюсы.
– смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.
это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.
это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.
расплав (а после затвердевания стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.
В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):
Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):
Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.
Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:
Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):
Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:
Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200oC), где протекает следующая реакция:
Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:
(изображение с портала 900igr.net)
Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:
При этом получается более чистое железо, т.к. получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.
Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.
Качественные реакции на ионы железа +2.
– взаимодействие солей железа (II) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).
, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:
взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.
Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):
– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.
взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.
Качественные реакции на ионы железа +3
– взаимодействие солей железа (III) с щелочами. При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).
, хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:
взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.
– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.
взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.
– при взаимодействии солей железа (III) с раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.
, хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:
взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.
При обычных условиях железо , но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно и реагирует почти со всеми .
Железо реагирует с с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:
Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:
Железо реагирует с образованием сульфида железа (II):
. При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:
1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях.
Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида.
При взаимодействии с железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):
При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):
Железо взаимодействует со
При обычных условиях железо практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900оС с водяным паром:
В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):
Железо взаимодействуют с (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.
, железо бурно реагирует с :
При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:
Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:
С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):
При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).
, при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:
Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей.
, железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:
Еще : простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:
Оксид железа (II)
Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.
Оксид железа (II) можно получить различными методами:
осстановлением оксида железа (III).
, частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:
Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:
Еще один : восстановление оксида железа (III) железом:
Разложение гидроксида железа (II) :
Оксид железа (II) — типичный .
При взаимодействии оксида железа (II) с образуются соли.
, оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):
Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.
, оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:
Оксид железа (II) не взаимодействует
Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).
, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:
При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:
Оксид железа (II) проявляет слабые .
, оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:
Оксид железа (III)
Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.
Оксид железа (III) можно получить различными методами:
Окисление оксида железа (II) кислородом.
Разложение гидроксида железа (III) :
Оксид железа (III) – .
При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.
, оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:
Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит).
, оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:
Оксид железа (III) не взаимодействует
Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).
, хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:
Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):
Оксид железа (III) проявляет .
, оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:
Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:
Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):
Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами.
Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.
, с гидридом натрия:
Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) при сплавлении.
, из карбоната натрия:
Оксид железа (II, III)
Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.
Фото с сайта wikipedia.ru
Оксид железа (II, III) можно получить различными методами:
Горение железа на воздухе:
Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом:
При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):
Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: оксида железа (II) и оксида железа (III).
При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).
, оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):
Еще : оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.
Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).
, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:
Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:
Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:
Также окалина окисляется :
Оксид железа (II, III) не взаимодействует
Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).
Железная окалина проявляет .
, оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):
Также железная окалина восстанавливается водородом:
Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.
Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).
, с йодоводородом:
Гидроксид железа (II)
Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора на соли железа (II).
, хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:
Гидроксид железа (II) можно получить действием на соли железа (II).
, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:
Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства, а именно реагирует с . При этом образуются соответствующие соли.
, гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):
Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.
, гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):
Гидроксид железа (II) проявляет сильные , и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III).
, гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:
Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:
При растворении Fe(OH)2 в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):
идроксид железа (II) :
Гидроксид железа (III)
Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора на соли железа (III).
, хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:
FeCl3 + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4Cl
2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:
Гидроксид железа (III) можно получить действием на раствор соли железа (III).
, хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:
получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.
Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов. Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.
бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:
2FeBr3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + CO2↑ + 6NaBr
Но есть ! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.
Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:
2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl
Также допустима такая запись:
2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = FeSO4 + 2NaCl + FeCl2 + 2HCl
Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с .
, гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):
Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.
, гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):
Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.
, гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:
идроксид железа (III) :
взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.
Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:
Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:
Гидролиз солей железа
Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:
I ступень: Fe3+ + H2O ↔ FeOH2+ + H+
II ступень: FeOH2+ + H2O ↔ Fe(OH+ + H+
III ступень: Fe(OH+ + H2O ↔ Fe(OH+ H+
Однако сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:
При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:
Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.
Окислительные свойства железа (III)
Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с протекает окислительно-восстановительная реакция.
: хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):
По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:
Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с .
, хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:
Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы. Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее. Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.
Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.
И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.