Алюминий, химические свойства, получение

Реакции, взаимодействие алюминия с основаниями. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия, гидроксида натрия и воды:

2Al 6H2O 6NaOH → 2Na3[Al(OH)6] 3H2.

Реакция взаимодействия алюминия, гидроксида натрия и воды происходит с образованием гексагидроксоалюмината натрия и водорода. Реакция протекает в горячей воде и концентрированном растворе гидроксида натрия.

2. Реакция взаимодействия алюминия, гидроксида калия и воды:

2Al 2KOH 6H2O → 2K[Al(OH)4] 3H2.

Реакция взаимодействия алюминия, гидроксида калия и воды происходит с образованием тетрагидроксоалюмината калия и водорода. Реакция протекает в горячем концентрированном растворе гидроксида калия.

Алюминий, химические свойства, получение

Гидроксид алюминия

Гидроксид алюминия получают в ходе реакций обмена между растворимыми солями алюминия и щелочами. В результате гидролиза солей алюминия
часто выпадает белый осадок — гидроксид алюминия.

AlBr3 LiOH → Al(OH)3↓ LiBr

Al2S3 H2O → Al(OH)3↓ H2S↑

Проявляет амфотерные свойства. Реагирует и с кислотами, и с основаниями. Вследствие нерастворимости гидроксид алюминия не реагирует с солями.

Al(OH)3 H2SO4 → Al2(SO4)3 H2O

Al(OH)3 LiOH → Li[Al(OH)4] (при избытке щелочи будет верным написание — Li3[Al(OH)6] —
гексагидроксоалюминат лития)

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:

Такое глубокое восстановление серы со степени окисления 6 (в H2SO4) до степени окисления -2 (в H2S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

Оксид серы (iv)

Оксид серы (IV) –  это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1.Сжигание серы на воздухе:

S      O2  →  SO2

2.Горение сульфидов и сероводорода:

2H2S      3O2  →   2SO2      2H2O

2CuS      3O2  →   2SO2      2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

Na2SO3       H2SO4    →  Na2SO4      SO2       H2O

4.Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Cu       2H2SO4   →   CuSO4      SO2      2H2O

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотныйоксид. За счет серы в степени окисления 4 проявляет свойства окислителяи восстановителя.

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочамии оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.

Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO2       2NaOH(изб)   →   Na2SO3      H2O

SO2(изб)      NaOH  → NaHSO3

Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

SO2    Na2O   →  Na2SO3 

2. При взаимодействии с водой SO2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

SO2     H2O   ↔  H2SO3  

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

2SO2       O2    ↔  2SO3

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

SO2      Br2     2H2O   →  H2SO4    2HBr

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

SO2      2HNO3   →  H2SO4      2NO2

Озон также окисляет оксид серы (IV):

SO2       O3  →   SO3    O2

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO2      2H2O      2KMnO4  → 2H2SO4      2MnSO4      K2SO4    

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

SO2      PbO2  → PbSO4

4. В присутствии сильных восстановителей SO2  способен проявлять окислительные свойства.

Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

SO2       2Н2S    →    3S    2H2O

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO2        2CO    →   2СО2        S 

SO2      С  →   S    СO2

Оксид серы (vi)

Оксид серы (VI) –  это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

2SO2       O2    ↔   2SO3

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например, озон или оксид азота (IV):

SO2       O3  →   SO3       O2

SO2       NO2  →   SO3      NO

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Fe2(SO4)3    →   Fe2O3      3SO3

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO3     H2O  →  H2SO4 

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

SO3    2NaOH(избыток)  →   Na2SO4      H2O

SO3(избыток)      NaOH → NaHSO4

Еще пример: оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO3    MgO   →  MgSO4 

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель, так как сера в нем имеет максимальную степень окисления ( 6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

SO3       2KI   →   I2       K2SO3

3SO3       H2S   →   4SO2         H2O

5SO3         2P   →    P2O5         5SO2

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.

Оксиды серы

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы  (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Реакции, взаимодействие алюминия с водородсодержащими соединениями. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия и фтороводорода:

2Al 6HF → 2AlF3  3H2 (t = 450-500 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и фтороводорода происходит с образованием фторида алюминия и водорода. В ходе реакции  используется разбавленный раствор фтороводорода.

2. Реакция взаимодействия алюминия и сероводорода:

2Al 3H2S → Al2S3  3H2 (t = 600-1000 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и сероводорода происходит с образованием сульфида алюминия и водорода.

Реакции, взаимодействие алюминия с кислотами. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия и азотной кислоты:

Al 4HNO3 → Al(NO3)3  NO 2H2O,

Al 6HNO3 → Al(NO3)3  3NO2  3H2O.

Реакция взаимодействия алюминия и азотной кислоты происходит с образованием в первом случае – нитрата алюминия, оксида азота (II) и воды, во втором – нитрата алюминия, оксида азота (IV) и воды. В ходе первой реакции  используется разбавленный раствор азотной кислоты, в ходе второй – концентрированный раствор азотной кислоты.

Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.

Реакции, взаимодействие алюминия с неметаллами. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия и серы:

2Al 3S → Al2S3 (t = 150-200 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и серы происходит с образованием сульфида алюминия.

2. Реакция взаимодействия алюминия и фосфора:

4Al P4 → 4AlP (t = 500-800 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и фосфора происходит с образованием фосфида алюминия. Реакция протекает в атмосфере водорода.

3. Реакция взаимодействия алюминия и селена:

3Se 2Al → Al2Se3 (t = 600-650 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и селена происходит с образованием селенида алюминия.

4. Реакция взаимодействия алюминия и кислорода:

4Al 3O2 → 2Al2O3 (t°).

Реакция взаимодействия алюминия и кислорода происходит с образованием оксида алюминия. Реакция представляет собой сгорание порошка алюминия на воздухе.

5. Реакция взаимодействия алюминия и углерода:

4Al 3C → Al4C3 (t = 1500-1700 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и углерода происходит с образованием карбида алюминия.

6. Реакция взаимодействия алюминия и фтора:

2Al 3F2 → 2AlF3 (t = 600 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и фтора происходит с образованием фторида алюминия.

7. Реакция взаимодействия алюминия и хлора:

2Al 3Cl2 → 2AlCl3.

Реакция взаимодействия алюминия и хлора происходит с образованием хлорида алюминия.

8. Реакция взаимодействия алюминия и брома:

2Al 3Br2 → 2AlBr3.

Реакция взаимодействия алюминия и брома происходит с образованием бромида алюминия.

9. Реакция взаимодействия алюминия и йода:

2Al 3I2 → 2AlI3 (kat = капля H2O).

Реакция взаимодействия алюминия и йода происходит с образованием йодида алюминия.

10. Реакция взаимодействия алюминия и азота:

2Al N2 → 2AlN (t = 800-1200 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и азота происходит с образованием нитрида алюминия.

Реакции, взаимодействие алюминия с оксидами. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия и воды:

2Al 6H2O → 2Al(OH)3  3H2.

Реакция взаимодействия алюминия и воды происходит с образованием гидроксида алюминия и водорода. Реакция протекает при условии отсутствия оксидной пленки на алюминии.

2. Реакция взаимодействия алюминия и оксида алюминия:

4Al Al2O3 ⇄ 3Al2O (t = 1450 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида алюминия происходит с образованием оксида алюминия (I).

3. Реакция взаимодействия алюминия и оксида железа (III):

Fe2O3  2Al → 2Fe Al2O3 (t°).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида железа (III) происходит с образованием железа и оксида алюминия.

4. Реакция взаимодействия алюминия и оксида хрома:

Cr2O3  2Al → 2Cr Al2O3 (t = 800 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида хрома происходит с образованием хрома и оксида алюминия.

5. Реакция взаимодействия алюминия и оксида марганца:

Mn2O3  2Al → Al2O3  2Mn (t = 800 °C),

3MnO 2Al → 3Mn Al2O3 (t = 800 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида марганца происходит с образованием марганца и оксида алюминия.

6. Реакция взаимодействия алюминия и оксида лития:

3Li2O 2Al → 6Li Al2O3 (t > 1000 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида лития происходит с образованием лития и оксида алюминия.

7. Реакция взаимодействия алюминия и оксида меди:

3CuO 2Al → 3Cu Al2O3 (t = 1000-1100 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида меди происходит с образованием меди и оксида алюминия.

8. Реакция взаимодействия алюминия и оксида бария:

3BaO 2Al → 3Ba Al2O3 (t = 1200 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида бария происходит с образованием бария и оксида алюминия. Реакция протекает в вакууме.

9. Реакция взаимодействия алюминия и оксида кальция:

2Al 6CaO → 3CaO•Al2O3  3Ca или 2Al 6CaO → Ca3Al2O6  3Ca (t°),

4CaO 2Al → 3Ca Ca(AlO2)2 (t = 1200 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида кальция происходит с образованием в первом случае – оксида алюминия-кальция (алюмината трикальция) и кальция, во втором – кальция и алюмината кальция.

10. Реакция взаимодействия алюминия и оксида бора:

B2O3  2Al → Al2O3  2B (t = 800-900 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида бора происходит с образованием оксида алюминия и бора.

Реакции, взаимодействие алюминия с полуметаллами. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия и сурьмы:

Sb Al → AlSb (t°).

Реакция взаимодействия алюминия и сурьмы происходит с образованием стибида алюминия.

2. Реакция взаимодействия алюминия и теллура:

3Te 2Al → Al2Te3 (t > 500 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и теллура происходит с образованием теллурида алюминия. Реакция протекает в атмосфере аргона.

Реакции, взаимодействие алюминия с солями. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия и карбоната лития:

3Li2CO3  2Al → 6Li Al2O3  3CO2 (t = 550-600 °C).

Реакция взаимодействия карбоната лития и алюминия происходит с образованием лития, оксида алюминия и оксида углерода.

2. Реакция взаимодействия алюминия и бромида циркония (IV):

3ZrBr4  Al → 3ZrBr3  AlBr3.

Реакция взаимодействия бромида циркония (IV) и алюминия происходит с образованием бромида циркония (III) и бромида алюминия.

3. Реакция взаимодействия алюминия и хлорида циркония (IV):

3ZrCl4  Al → 3ZrCl3  AlCl3 (t = 230-270 °C).

Реакция взаимодействия хлорида циркония (IV) и алюминия происходит с образованием хлорида циркония (III) и хлорида алюминия.

4. Реакция взаимодействия алюминия и хлорида кальция:

3CaCl2  2Al → 3Ca 2AlCl3 (t = 600-700 °C).

Реакция взаимодействия хлорида кальция и алюминия происходит с образованием кальция и хлорида алюминия.

5. Реакция взаимодействия алюминия и йодида циркония (IV):

3ZrI4  Al → 3ZrI3  AlI3 (t = 310 °C).

Реакция взаимодействия йодида циркония (IV) и алюминия происходит с образованием йодида циркония (III) и йодида алюминия.

6. Реакция взаимодействия алюминия, ортофосфата натрия и воды:

2Al 2Na3PO4  8H2O → 2Na[Al(OH)4] 2Na2HPO4  3H2 (t°).

Реакция взаимодействия алюминия, ортофосфата натрия и воды происходит с образованием тетрагидроксоалюмината натрия, гидроортофосфата натрия и водорода. В ходе реакции используется концентрированный раствор ортофосфата натрия. Реакция протекает при кипении.

7. Реакция взаимодействия алюминия и хлорида железа:

Al FeCl3 → Fe AlCl3 (t = 200 °C).

Реакция взаимодействия хлорида железа и алюминия происходит с образованием хлорида алюминия и железа.

8. Реакция взаимодействия алюминия и хлорида меди:

3CuCl2  2Al → 2AlCl3  3Cu.

Реакция взаимодействия хлорида меди и алюминия происходит с образованием хлорида алюминия и меди.

9. Реакция взаимодействия алюминия и хлорида алюминия:

2Al AlCl3 ⇄ 3AlCl (t > 800 °C).

Реакция взаимодействия хлорида алюминия и алюминия происходит с образованием монохлорида алюминия.

Реакции, взаимодействие алюминия. уравнения реакции алюминия с веществами.

Алюминий реагирует, взаимодействует с неметаллами, металлами, полуметаллами, оксидами, кислотами, основаниями, солями и пр. веществами.

Реакции, взаимодействие алюминия с неметаллами

Реакции, взаимодействие алюминия с полуметаллами

Реакции, взаимодействие алюминия с оксидами

Реакции, взаимодействие алюминия с солями

Реакции, взаимодействие алюминия с кислотами

Реакции, взаимодействие алюминия с основаниями

Реакции, взаимодействие алюминия с водородсодержащими соединениями

С азотом

При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 oC образуется нитрид алюминия:

С водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al2O3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

2Al 6H2O = 2Al(OH)3 3H2↑

С галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

2Al 3I2 =2AlI3

С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

2Al 3Br2 = 2AlBr3

Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

2Al 3Cl2 = 2AlCl3

С кислородом

При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al2O3, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления.

4Аl 3О2 = 2Аl2О3

С кислотами-неокислителями

Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:

а) 2Аl 3Н2SO4(разб.) = Аl2(SO4)3 3H2↑

2Аl0 6Н = 2Аl3 3H20;

б) 2AI 6HCl = 2AICl3 3H2↑

С оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000оС. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

2AI Fe2O3 = 2Fe Аl2О3

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.

С серой

При нагревании до 150-200 оС или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

— сульфидалюминия

С углеродом

При температуре около 2000oC алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl2 Na2SO4  →   BaSO4↓  2NaCl

Видеоопытвзаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе  (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

2. 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;

2CuSO4  →   2CuO      SO2      O2     (SO3)

2Al2(SO4)3    →  2Al2O3      6SO2      3O2

2ZnSO4  →   2ZnO      SO2      O2

2Cr2(SO4)3   →    2Cr2O3      6SO2      3O2

При разложении сульфата железа (II) в FeSO4 Fe (II)  окисляется до Fe (III)

4FeSO4    →  2Fe2O3      4SO2      O2  

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления 6 сульфаты проявляют окислительныесвойстваи могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO4   4C   →   CaS     4CO

4.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

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленностипроизводят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.

Основные стадии получения серной кислоты :

• Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
• Очистка полученного газа от примесей.
• Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
• Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

1. Непрерывность.
2. Противоток
3. Катализ
4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
5. Теплообмен
6. Рациональное использование сырья

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например, при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS     2HCl   →   FeCl2     H2S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

S    H2  →  H2S

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопытполучения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом 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.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

2H2S      O2    →   2S        2H2O

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

2H2S    SO2   →   3S     2H2O

Способы получения сульфидов

1.Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами. При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например, сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S      Mg   →   MgS

S       Ca   →   CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S      2Na   →  Na2S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например, гидроксида калия с сероводородом:

H2S    2KOH  →   K2S    2H2O

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например, при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Pb(NO3)2     Н2S    →   2НNO3      PbS

Еще пример: взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

ZnSO4     Na2S    →   Na2SO4      ZnS

Строение молекулы и физические свойства

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 кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в водунебольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Сульфиды

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.

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. 

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

• в самородном виде;
• в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
• в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.

1. 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. 

Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

H2SO4      MgO   →   MgSO4      H2O

Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

H2SO4       КОН     →     KHSО4     H2O

H2SO4       2КОН      →     К2SО4     2H2O

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3H2SO4         2Al(OH)3    →   Al2(SO4)3        6H2O

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.).  Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Н2SO4      2NaHCO3   →   Na2SO4      CO2    H2O

Или с силикатом натрия:

H2SO4       Na2SiO3    →  Na2SO4     H2SiO3

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

NaNO3(тв.)      H2SO4   →   NaHSO4      HNO3

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:

NaCl(тв.)      H2SO4   →   NaHSO4      HCl

4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

H2SO4  BaCl2  →  BaSO4      2HCl

5.Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

H2SO4(разб.)       Fe   →  FeSO4       H2

Серная кислота взаимодействует с аммиакомс образованием солей аммония:

H2SO4     NH3    →    NH4HSO4

Концентрированнаясерная кислота является сильным окислителем. 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.

6H2SO4(конц.)       2Fe   →   Fe2(SO4)3      3SO2     6H2O

6H2SO4(конц.)        2Al   →   Al2(SO4)3      3SO2     6H2O

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

2H2SO4(конц.)      Cu     →  CuSO4       SO2 ↑    2H2O

2H2SO4(конц.)      Hg     →  HgSO4       SO2 ↑    2H2O

2H2SO4(конц.)      2Ag     →  Ag2SO4       SO2↑    2H2O

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

3Mg     4H2SO4   →   3MgSO4      S    4H2O

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком  концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

5H2SO4(конц.)     4Zn     →    4ZnSO4      H2S↑     4H2O

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl2 Na2SO4  →   BaSO4↓  2NaCl

Видеоопытвзаимодействия 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.

Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

5H2SO4(конц.)       2P   →   2H3PO4      5SO2↑     2H2O

2H2SO4(конц.)       С   →   СО2↑       2SO2↑     2H2O

2H2SO4(конц.)       S   →   3SO2 ↑     2H2O

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

3H2SO4(конц.)      2KBr   →  Br2↓      SO2↑      2KHSO4      2H2O

5H2SO4(конц.)      8KI     →  4I2↓       H2S↑      K2SO4     4H2O

H2SO4(конц.)      3H2S →  4S↓    4H2O

Химические свойства сероводорода

1.В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например, сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H2S    2NaOH  →   Na2S    2H2OH2S    NaOH → NaНS    H2O

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):

2H2S      O2    →   2S        2H2O

В избытке кислорода:

2H2S      3O2  →   2SO2     2H2O           

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H2S    Br2   →  2HBr     S↓

H2S    Cl2   →  2HCl     S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

H2S     4Cl2      4H2O →  H2SO4    8HCl

Например, азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

H2S    2HNO3(конц.)  →  S    2NO2    2H2O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H2S     8HNO3(конц.)  →  H2SO4    8NO2      4H2O

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например, оксид серы (IV) окисляет сероводород:

2H2S    SO2  →  3S     2H2O

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H2S    2FeCl3  →  2FeCl2    S    2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также  окисляют сероводород до молекулярной серы:

3H2S      K2Cr2O7       4H2SO4    →   3S       Cr2(SO4)3      K2SO4      7H2O

2H2S      4Ag    O2  →  2Ag2S    2H2O

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

H2S      H2SO4(конц.)  →  S      SO2      2H2O

Либо до оксида серы (IV):

H2S      3H2SO4(конц.)  →  4SO2     4H2O

4.Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например, сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

H2S     Pb(NO3)2   →  PbS     2HNO3

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопытвзаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя(при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При горениисеры на воздухе образуется оксид серы (IV):

S    O2  →  SO2

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода)образуются галогениды серы:

S      Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S     3F2  →   SF6

1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2P       3S   →   P2S3

2P       5S   →   P2S5

2S     C   →   CS2

1.4. При взаимодействии с металламисера 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.

Например, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II)  и ртути:

S      Fe   →  FeS

S     Hg   →  HgS

Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

3S     2Al   →  Al2S3

1.5. С водородомсера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

S    H2  →  H2S

2.Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителямисера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например, азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

S      6HNO3   →  H2SO4    6NO2      2H2O

Серная кислотатакже окисляет серу. Но, поскольку S 6 не может окислить серу же до степени окисления 6, образуется оксид серы (IV):

S        2H2SO4   →   3SO2      2H2O

Соединения хлора, например, бертолетова соль,  также окисляют серу до 4:

S     2KClO3  →   3SO2      2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами(при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

S      Na2SO3  →   Na2S2O3

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например, сера реагирует с гидроксидом натрия:

S       6NaOH   →  Na2SO3      2Na2S      3H2O

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

3S      2H2O (пар)   →  2H2S      SO2

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуютсяпо аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K2S   H2O  ⇄  KHS    KOHS2–   H2O  ⇄  HS–   OH–

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.

Например, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS    2HCl →  CaCl2    H2S

А сульфид никеля, например, не растворяется:

NiS     HСl   ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

CuS      8HNO3  →   CuSO4      8NO2     4H2O

или горячей концентрированной серной кислоте:

CuS      4H2SO4(конц. гор.)  →   CuSO4      4SO2        4H2O

4.Сульфиды проявляют восстановительныесвойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

PbS 4H2O2    →   PbSO4 4H2O

Еще пример: сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS      Cl2  → CuCl2      S

5.Сульфиды горят(обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS      3O2  →   2CuO      2SO2

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2Cr2S3      9O2  →   2Cr2O3      6SO2

2ZnS       3O2  →   2SO2     ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественныена ион S2−.

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

Na2S       Pb(NO3)2    →   PbS↓      2NaNO3

Na2S       2AgNO3    →   Ag2S↓      2NaNO3

Na2S       Cu(NO3)2    →   CuS↓      2NaNO3

7.Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Al2S3  6H2O → 2Al(OH)3  3H2S

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

3Na2S 2AlCl3 6H2O → 2Al(OH)3  3H2S 6NaCl

Электронное строение серы

Электронная конфигурация  серы в основном состоянии:

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.

Электронная конфигурация  серы во втором возбужденном состоянии:

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.