- Качественные реакции
- Комплексные соли цинка
- Оксид серы (vi)
- Реакции, взаимодействие серы с водородсодержащими соединениями. уравнения реакции:
- Реакции, взаимодействие серы с металлами и полуметаллами. уравнения реакции:
- Реакции, взаимодействие серы с солями. уравнения реакции:
- Реакции, взаимодействие серы. уравнения реакции серы с веществами.
- Реакции, взаимодействие цинка с кислотами. уравнения реакции:
- С галогенами
- С неметаллами iv–vi групп
- Соли серной кислоты – сульфаты
- Способы получения
- Сульфиды
- Упражнения типа «мысленный эксперимент» по химии цинка (тренажер задания 32 егэ по химии)
- Физические свойства и нахождение в природе
- Химические свойства
- Химические свойства железа
- Химические свойства меди
- Цинкаты
- Электронное строение серы
- Электронное строение цинка и свойства
Качественные реакции
Качественная реакция на ионы цинка — взаимодействие избытка солей цинка с щелочами. При этом образуется белый осадокгидроксида цинка.
Например, хлорид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия:
ZnCl2 2NaOH → Zn(OH)2 2NaCl
При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид цинка растворяется с образованием комплексной соли тетрагидроксоцинката:
Zn(OH)2 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Обратите внимание, если мы поместим соль цинка в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида цинка не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения цинка сразу переходят в комплекс:
ZnCl2 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] 2NaCl
Комплексные соли цинка
Для описания свойств комплексных солей цинка — гидроксоцинкатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоцинкат на две отдельные частицы — гидроксид цинка и гидроксид щелочного металла.
Например, тетрагидроксоцинкат натрия разбиваем на гидроксид цинка и гидроксид натрия:
Na2[Zn(OH)4] разбиваем на NaOH и Zn(OH)2
Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.
Таким образом, гидроксокомплексы цинка реагируют скислотными оксидами.
Например, гидроксокомплекс разрушается под действием избытка углекислого газа. При этом с СО2 реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО2), а амфотерный гидроксид цинка не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:
Na2[Zn(OH)4] 2CO2 = Zn(OH)2 2NaHCO3
Аналогично тетрагидроксоцинкат калия реагирует с углекислым газом:
K2[Zn(OH)4] 2CO2 = Zn(OH)2 2KHCO3
А вот под действиемизбытка сильной кислотыосадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид цинка реагирует с сильными кислотами.
Например, с соляной кислотой:
Na2[Zn(OH)4] 4HCl(избыток) → 2NaCl ZnCl2 4H2O
Правда, под действием небольшого количества (недостатка) сильной кислотыосадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида цинка кислоты не будет хватать:
Na2[Zn(OH)4] 2НCl(недостаток) → Zn(OH)2↓ 2NaCl 2H2O
Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид цинка:
Na2[Zn(OH)4] 2HNO3(недостаток) → Zn(OH)2↓ 2NaNO3 2H2O
Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-цинкат:
Na2[Zn(OH)4] → Na2ZnO2 2H2O↑
K2[Zn(OH)4] → K2ZnO2 2H2O↑
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.
Реакции, взаимодействие серы с водородсодержащими соединениями. уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия серы и гидрида рубидия:
2RbH S → Rb2S H2S (t = 300-350 °C).
Реакция взаимодействия гидрида рубидия и серы происходит с образованием сульфида рубидия и сероводорода.
2. Реакция взаимодействия серы и йодоводорода:
2HI S → I2 H2S (t ≈ 500 °C).
Реакция взаимодействия йодоводорода и серы происходит с образованием йода и сероводорода.
3. Реакция взаимодействия серы и селеноводорода:
H2Se S → Se H2S.
Реакция взаимодействия селеноводорода и серы происходит с образованием селена и сероводорода. В ходе реакции используется насыщенный раствор селеноводорода. Реакция медленно протекает при комнатной температуре.
4. Реакция взаимодействия серы и гидрида натрия:
2NaH 2S → Na2S H2S (t = 350-400 °C).
Реакция взаимодействия гидрида натрия и серы происходит с образованием сульфида натрия и сероводорода.
5. Реакция взаимодействия серы и гидрида лития:
2LiH 2S → Li2S H2S (t = 300-350 °C).
Реакция взаимодействия гидрида лития и серы происходит с образованием сульфида лития и сероводорода.
6. Реакция взаимодействия серы и гидрида калия:
2KH 2S → K2S H2S (t = 350 °C).
Реакция взаимодействия гидрида калия и серы происходит с образованием сульфида калия и сероводорода.
Реакции, взаимодействие серы с металлами и полуметаллами. уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия серы и кальция:
Ca S → CaS (t = 150 °C).
Реакция взаимодействия кальция и серы происходит с образованием сульфида кальция.
2. Реакция взаимодействия серы и кобальта:
Co S → CoS (t ≈ 650 °C).
Реакция взаимодействия кобальта и серы происходит с образованием сульфида кобальта. В результате реакции также образуются CoS2, Co3S4, Co9S8.
3. Реакция взаимодействия серы и калия:
2K S → K2S (t = 100-200 °C).
Реакция взаимодействия калия и серы происходит с образованием сульфида калия.
4. Реакция взаимодействия серы и лития:
2Li S → Li2S (t > 130 °C).
Реакция взаимодействия лития и серы происходит с образованием сульфида лития.
5. Реакция взаимодействия серы и натрия:
2Na S → Na2S (t > 130 °C).
Реакция взаимодействия натрия и серы происходит с образованием сульфида натрия.
6. Реакция взаимодействия серы и рубидия:
2Rb S → Rb2S (t = 100-130 °C).
Реакция взаимодействия рубидия и серы происходит с образованием сульфида рубидия.
7. Реакция взаимодействия серы и серебра:
2Ag S → Ag2S (t > 200°C).
Реакция взаимодействия серебра и серы происходит с образованием сульфида серебра.
8. Реакция взаимодействия серы и меди:
2Cu S → Cu2S (t = 300-400 °C).
Реакция взаимодействия меди и серы происходит с образованием сульфида меди.
9. Реакция взаимодействия серы и железа:
Fe S → FeS (t = 600-950°C).
Реакция взаимодействия железа и серы происходит с образованием сульфида железа.
10. Реакция взаимодействия серы и цинка:
Zn S → ZnS (t = 130 °C).
Реакция взаимодействия цинка и серы происходит с образованием сульфида цинка.
11. Реакция взаимодействия серы и таллия:
2Tl S → Tl2S (t = 320 °C).
Реакция взаимодействия таллия и серы происходит с образованием сульфида таллия. Реакция протекает в атмосфере водорода.
Реакции, взаимодействие серы с солями. уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия серы и сульфита натрия:
Na2SO3 S → Na2S2O3 (t°)
или
8Na2SO3 S8 → 8Na2S2O3 (t°).
Реакция взаимодействия сульфита натрия и серы происходит с образованием тиосульфата натрия. Реакция происходит в кипящем водном растворе.
2. Реакция взаимодействия серы и сульфида калия:
K2S S → K2S2 (t°).
Реакция взаимодействия сульфида калия и серы происходит с образованием дисульфида калия.
3. Реакция взаимодействия серы и трисульфида гадолиния:
Gd2S3 S → 2GdS2.
Реакция взаимодействия трисульфида гадолиния с серой происходит с образованием сульфида гадолиния.
4. Реакция взаимодействия серы и сульфида таллия (I):
Tl2S 2S → Tl2S3.
Реакция взаимодействия сульфида таллия (I) и серы происходит с образованием трисульфида таллия (I).
5. Реакция взаимодействия серы и сульфида бора (III):
B2S3 2S → B2S5.
Реакция взаимодействия сульфида бора (III) с серой происходит c образованием сульфида бора (V).
6. Реакция взаимодействия серы и трисульфида диванадия:
V2S3 2S → V2S5.
Реакция взаимодействия трисульфида диванадия с парами серы происходит с образованием сульфида ванадия.
Реакции, взаимодействие серы. уравнения реакции серы с веществами.
Сера реагирует, взаимодействует с неметаллами, металлами, полуметаллами, оксидами, кислотами, солями и пр. веществами.
Реакции, взаимодействие серы с неметаллами
Реакции, взаимодействие серы с металлами и полуметаллами
Реакции, взаимодействие серы с оксидами
Реакции, взаимодействие серы с солями
Реакции, взаимодействие серы с кислотами
Реакции, взаимодействие серы с водородсодержащими соединениями
Реакции, связанные с изменением молекулярного состава серы
Реакции, взаимодействие цинка с кислотами. уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия цинка и азотной кислоты:
Zn 4HNO3 → Zn(NO3)2 2NO2 2H2O (to).
Реакция взаимодействия цинка и азотной кислоты происходит с образованием нитрата цинка, оксида азота (IV) и воды. В ходе реакции используется горячий концентрированный раствор азотной кислоты.
2. Реакция взаимодействия цинка и ортофосфорной кислоты:
Zn H3PO4 → ZnHPO4 H2 (to).
Реакция взаимодействия цинка и ортофосфорной кислоты происходит с образованием гидроортофосфата цинка и водорода. В ходе первой реакции используется горячий концентрированный раствор ортофосфорной кислоты.
Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.
С галогенами
Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления 3, образуя галогениды железа (lll):
2Fe 3F2 =to=> 2FeF3 – фторид железа (lll)
2Fe 3Cl2 =to=> 2FeCl3 – хлорид железа (lll)
2Fe 3Br2 =to=> 2FeBr3 – бромид железа (lll)
Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления 2:
Fe I2 =to=> FeI2 – йодид железа (ll)
Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления 2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:
2FeCl3 2KI = 2FeCl2 I2 2KCl
2Fe(OH)3 6HI = 2FeI2 I2 6H2O
Fe2O3 6HI = 2FeI2 I2 3H2O
С неметаллами iv–vi групп
Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.
Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан.
Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции.
То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:
Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:
С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):
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):
Аппарат | Назначение и уравненяи реакций |
Печь для обжига | 4FeS2 11O2 → 2Fe2O3 8SO2 Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800оС |
Циклон | Из печи выходит печной газ, который состоит из SO2, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз. |
Электрофильтр | Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). |
Сушильная башня | Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. |
Теплообменник | Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата. |
Контактный аппарат | 2SO2 O2 ↔ 2SO3 Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):
Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню. |
Поглотительная башня | Получение H2SO4 протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3. nSO3 H2SO4 → H2SO4·nSO3 Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю. |
Общие научные принципы химического производства:
- Непрерывность.
- Противоток
- Катализ
- Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
- Теплообмен
- Рациональное использование сырья
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.
Растворимые в воде | Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах | Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах (только в азотной и серной конц.) | Разлагаемые водой, в растворе не существуют |
Сульфиды щелочных металлов и аммония | Сульфиды прочих металлов, расположенных до железа в ряду активности. Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS) | Черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS) | Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III)) |
Реагируют с минеральными кислотами с образованием сероводорода | Не реагируют с минеральными кислотами, сероводород получить напрямую нельзя | Разлагаются водой | |
ZnS 2HCl → ZnCl2 H2S | Al2S3 6H2O → 2Al(OH)3 3H2S |
Упражнения типа «мысленный эксперимент» по химии цинка (тренажер задания 32 егэ по химии)
- Оксид цинка растворили в растворе хлороводородной кислоты и раствор нейтрализовали, добавляя едкий натр. Выделившееся студенистое вещество белого цвета отделили и обработали избытком раствора щелочи, при этом осадок полностью растворился. нейтрализация полученного раствора кислотой, например, азотной, приводит к повторному образованию студенистого осадка. Напишите уравнения описанных реакций.
- Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте и в полученный раствор добавили избыток щелочи, получив прозрачный раствор. Напишите уравнения описанных реакций.
- Соль, полученную при взаимодействии оксида цинка с серной кислотой, прокалили при температуре 800°С. Твердый продукт реакции обработали концентрированным раствором щелочи, и через полученный раствор пропустили углекислый газ. Напишите уравнения описанных реакций.
- Нитрат цинка прокалили, продукт реакции при нагревании обработали раствором едкого натра. Через образовавшийся раствор пропустили углекислый газ до прекращения выделения осадка, после чего обработали избытком концентрированного нашатырного спирта, при этом осадок растворился. Напишите уравнения описанных реакций.
- Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте, полученный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Продукты реакции смешали с коксом и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.
- Несколько гранул цинка растворили при нагревании в растворе едкого натра. В полученный раствор небольшими порциями добавляли азотную кислоту до образования осадка. Осадок отделили, растворили в разбавленной азотной кислоте, раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
- В концентрированную серную кислоту добавили металлический цинк. образовавшуюся соль выделили, растворили в воде и в раствор добавили нитрат бария. После отделения осадка в раствор внесли магниевую стружку, раствор профильтровали, фильтрат выпарили и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
- Сульфид цинка подвергли обжигу. Полученное твердое вещество полностью прореагировало с раствором гидроксида калия. Через полученный раствор пропустили углекислый газ до выпадения осадка. Осадок растворили в соляной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.
- Некоторое количество сульфида цинка разделили на две части. Одну из них обработали соляной кислотой, а другую подвергли обжигу на воздухе. При взаимодействии выделившихся газов образовалось простое вещество. Это вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой, причем выделился бурый газ. Напишите уравнения описанных реакций.
- Цинк растворили в растворе гидроксида калия. Выделившийся газ прореагировал с литием, а к полученному раствору по каплям добавили соляную кислоту до прекращения выпадения осадка. Его отфильтровали и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
ZnO 2HCl = ZnCl2 H2O
ZnCl2 2NaOH = Zn(OH)2↓ 2NaCl
Zn(OH)2 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Na2[Zn(OH)4] 2HNO3(недостаток) = Zn(OH)2↓ 2NaNO3 2H2O
4Zn 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 NH4NO3 3H2O
HNO3 NaOH = NaNO3 H2O
NH4NO3 NaOH = NaNO3 NH3↑ H2O
Zn(NO3)2 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] 2NaNO3
ZnO H2SO4 = ZnSO4 H2O
2ZnSO4 2ZnO 2SO2 O2
ZnO 2NaOH H2O = Na2[Zn(OH)4]
Na2[Zn(OH)4] 2CO2 = Zn(OH)2↓ 2NaHCO3
2Zn(NO3)2 2ZnO 4NO2 O2
ZnO 2NaOH H2O = Na2[Zn(OH)4]
Na2[Zn(OH)4] 2CO2 = Zn(OH)2↓ 2NaHCO3
Zn(OH)2 4(NH3 · H2O) = [Zn(NH3)4](OH)2 4H2O
4Zn 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 NH4NO3 3H2O
2Zn(NO3)2 2ZnO 4NO2 O2
NH4NO3 N2O 2H2O
ZnO C Zn CO
Zn 2NaOH 2H2O = Na2[Zn(OH)4] H2↑
Na2[Zn(OH)4] 2HNO3 = Zn(OH)2↓ 2NaNO3 2H2O
Zn(OH)2 2HNO3 = Zn(NO3)2 2H2O
2Zn(NO3)2 2ZnO 4NO2 O2
4Zn 5H2SO4 = 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O
ZnSO4 Ba(NO3)2 = Zn(NO3)2 BaSO4
Zn(NO3)2 Mg = Zn Mg(NO3)2
2Mg(NO3)2 → 2MgO 4NO2 O2↑
2ZnS 3O2 = 2ZnO 2SO2↑
ZnO 2KOH H2O = K2[Zn(OH)4]
K2[Zn(OH)4] CO2 = Zn(OH)2 K2CO3 H2O
(также возможная версия: K2[Zn(OH)4] 2CO2 = Zn(OH)2 2KHCO3)
Zn(OH)2 2HCl = ZnCl2 2H2O
ZnS 2HCl = ZnCl2 H2S↑
2ZnS 3O2 = 2ZnO 2SO2↑
2H2S SO2 = 3S 2H2O
S 6HNO3 = H2SO4 6NO2 2H2O
10)
Zn 2KOH 2H2O = K2[Zn(OH)4] H2
H2 2Li = 2LiH
K2[Zn(OH)4] 2HCl = 2KCl Zn(OH)2↓ 2H2O
Zn(OH)2 = ZnO H2O
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
1. Цинк – сильный восстановитель. Цинк – довольно активный металл, но на воздухе он устойчив, так как покрывается тонким слоем оксида, предохраняющим его от дальнейшего окисления. При нагревании цинк реагирует со многими неметаллами.
1.1. Цинк реагируют с галогенами с образованием галогенидов:
Zn I2 → ZnI2
Реакция цинка с иодом при добавлении воды:
1.2. Цинк реагирует с серой с образованием сульфидов:
Zn S → ZnS
1.3.Цинк реагируют с фосфором. При этом образуется бинарное соединение — фосфид:
3Zn 2P → Zn3P2
1.4.С азотом цинк непосредственно не реагирует.
1.5. Цинк непосредственно не реагирует с водородом, углеродом, кремнием и бором.
1.6. Цинк взаимодействует с кислородом с образованием оксида:
2Zn O2 → 2ZnO
2. Цинк взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Цинк реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:
Zn0 H2 O → Zn 2O H20
2.2.Цинк взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.
Например, цинк реагирует с соляной кислотой:
Zn 2HCl → ZnCl2 H2↑
Демонстрация количества выделения водорода при реакции цинка с кислотой:
Цинк реагирует с разбавленной серной кислотой:
Zn H2SO4 → ZnSO4 H2
2.3.Цинк реагирует с концентрированной серной кислотой. В зависимости от условий возможно образование различных продуктов. При нагревании гранулированного цинка с концентрированной серной кислотой образуются оксид серы (IV), сульфат цинка и вода:
Zn 2H2SO4(конц.) → ZnSO4 SO2 2H2O
Порошковый цинк реагирует с концентрированной серной кислотой с образованием сероводорода, сульфата цинка и воды:
4Zn 5H2SO4(конц.) → 4ZnSO4 H2S 4H2O
2.4.Аналогично: при нагревании гранулированного цинка с концентрированной азотной кислотой образуются оксид азота (IV), нитрат цинка и вода:
Zn 4HNO3(конц.)→ Zn(NO3)2 2NO2 2H2O
При нагревании цинка с очень разбавленнойазотной кислотой образуются нитрат аммония, нитрат цинка и вода:
4Zn 10HNO3(оч. разб.) = 4Zn(NO3)2 NH4NO3 3H2O
2.5.Цинк – амфотерный металл, он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии цинка с раствором щелочи образуется тетрагидроксоцинкат и водород:
Zn 2KOH 2H2O = K2[Zn(OH)4] H2
Цинк реагирует с расплавом щелочи с образованием цинката и водорода:
Zn 2NаОН(крист.) Nа2ZnО2 Н2
В отличие от алюминия, цинк растворяется и в водном растворе аммиака:
Zn 4NH3 2H2O → [Zn(NH3)4](OH)2 H2
2.6. Цинк вытесняет менее активные металлы изоксидов и солей.
Например, цинк вытесняет медь из оксида меди (II):
Zn CuO → Cu ZnO
Еще пример: цинк восстанавливает медь из раствора сульфата меди (II):
CuSO4 Zn = ZnSO4 Cu
И свинец из раствора нитрата свинца (II):
Pb(NO3)2 Zn = Zn(NO3)2 Pb
Восстановительные свойства цинка также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: нитратами и сульфитами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):
4Zn KNO3 7KOH = NН3 4K2ZnO2 2H2O
4Zn 7NaOH 6H2O NaNO3 = 4Na2[Zn(OH)4] NH3
3Zn Na2SO3 8HCl = 3ZnCl2 H2S 2NaCl 3H2O
Zn NaNO3 2HCl = ZnCl2 NaNO2 H2O
Химические свойства железа
Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень.
Для него наиболее характерны две степени окисления 2 и 3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)2 преобладают основные свойства, у оксида Fe2O3 и гидроксида Fe(OH)3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении.
Следует отметить что степень окисления железа 2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления 3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления 6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H2FeO4.
Химические свойства меди
Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s22s22p63s23p63d104s1 вместо предполагаемой формулы 1s22s22p63s23p63d94s2.
Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления 1 и 2. Степень окисления 1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu2O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH3)
2]Cl и [Cu(NH3)2]OH. Соединения меди в степени окисления 1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы)
Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.
Цинкаты
Соли, в которых цинк образует кислотный остаток (цинкаты) — образуются из оксида цинка при сплавлении с щелочами и основными оксидами:
ZnO Na2O → Na2ZnO2
Для понимания свойств цинкатов их также можно мысленно разбить на два отдельных вещества.
Например, цинкат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид цинка и оксид натрия.
Na2ZnO2 разбиваем на Na2O и ZnO
Тогда нам станет очевидно, что цинкаты реагируют скислотами с образованием солей цинка:
K2ZnO2 4HCl (избыток) → 2KCl ZnCl2 2H2O
СaZnO2 4HCl (избыток) = CaCl2 ZnCl2 2H2O
Na2ZnO2 4HNO3 → Zn(NO3)2 2NaNO3 2H2O
Na2ZnO2 2H2SO4 → ZnSO4 Na2SO4 2H2O
Под действием избытка воды цинкаты переходят в комплексные соли:
K2ZnO2 2H2O = K2[Zn(OH)4]
Na2ZnO2 2H2O = Na2[Zn(OH)4]
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.
Электронное строение цинка и свойства
Электронная конфигурация цинка в основном состоянии:
30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
2s 2p 2p 3s 3p 3p 3d
Характерная степень окисления цинка в соединениях 2.