Оксиды серы. общая характеристика, химические свойства ✎
Большинство школьников знают два оксида серы — SO2 и SO3.
Однако, это не все соединения, которые сера образует с кислородом.
Рассмотрим их все.
Монооксид серы — SO
- Встречается только в виде разбавленной газовой фазы;
- после концентрирования превращается в S2O2 (диоксид дисульфита);
Дисульфид серы — SO2
- эндогенный диоксид серы играет важную физиологическую роль в регуляции работы сердца и кровеносных сосудов, а нарушение его метаболизма может привести к артериальной гипертензии, атеросклерозу, стенокардии.
Триоксид серы, серный ангидрид — SO3
- Является значительным загрязнителем, основной компонент кислотных дождей;
- имеет большое значение в промышленности, так как является прекурсором серной кислоты;
- в сухой атмосфере обильно дымит, без запаха, но едкий;
- на воздухе образуется прямым окислением сернистого газа;
- в лаборатории триоксид серы можно получить путем двухстадийного пиролиза бисульфата натрия:
- серный ангидрид агрессивно гигроскопичен — теплота гидратации достаточна, чтобы смесь этого газа и древесины (или хлопка) могла воспламениться;
- при вдыхании вызывает ожоги, обладает высокой коррозионной активностью.
Тетроксид серы — SO4
- Этот оксид серы представляет собой группу химических соединений с формулой SO3 Х, где Х лежит между 0 и 1;
- здесь содержатся пероксогруппы (О-О), а степень окисления серы как в триоксиде серы, 6;
- может быть выделен при низких температурах (78 К), после реакции SO3 с атомарным кислородом или фотолиза смесей SO3 — озон.
Монооксид дисеры, субоксид серы — S2O
- Представляет собой бесцветный газ, который при конденсации образует твердое вещество бледного цвета, нестабильное при комнатной температуре;
- был обнаружен Питером Шенком в 1933 году.
Пoсле краткого обзора оксидов серы прилагаю таблицу двух важнейших оксидов серы — сернистого газа и серного ангидрида, так как именно они по большей части встречаются в заданиях ЕГЭ и ОГЭ по Химии.
Реагент | Оксид серы IV – SO2 — Диоксид серы; — газ с резким запахом; — кислотный оксид; — гибридизация серы – sp2; — валентный угол — 120 | Оксид серы VI – SO3 — Триоксид серы; — бесцветная летучая жидкость; — кислотный оксид; — гибридизация серы — sp3; — валентный угол 120 |
Получение | 1) В промышленности: S O2 = SO2 (360 C) 4FeS 7O2 = 2Fe2O3 4SO2 (t) 2) В лаборатории: Na2SO3 H2SO4 = Na2SO4 SO2 H2O (t) Me 2H2SO4 (k) = MeSO4 SO2 2H2O (Me = Cu, Hg, Bi, Ag) 2HBr 2H2SO4 (k) = Br2 SO2 2H2O | 1) В промышленности: 2SO2 O2 = 2SO3 (500 C, V2O5) SO2 O3 = SO3 O2 2) В лаборатории: 2CaSO4 = 2CaO 2SO3 (450 C) 2CuSO4 = 2CuO 2SO3 Na2S2O7 = Na2SO4 2SO3 |
O2 | 2SO2 O2 = 2SO3 Q | ≠ |
H2O | SO2 H2O = H2SO3 | SO3 H2O = H2SO4 |
H2O2 | SO2 H2O2 = H2SO4 | ≠ |
Основные оксиды | SO2 CaO = CaSO3 SO2 Na2O = Na2SO3 | SO3 Na2O = Na2SO4 SO3 CaO = CaSO4 |
Кислотные оксиды | SO2 CO = S 2CO2 (Al2O3, 500 C) SO2 NO2 = SO3 NO (нитрозный способ получения серной кислоты) | ≠ |
Амфотерные оксиды | SO2 Al2O3, BeO, ZnO ≠ | SO3 Fe2O3 = Fe2(SO4)3 |
Основания | SO2 2NaOH = Na2SO3 H2O SO2 Me(OH)x ≠ (Me = Fe, Cr, Al, Sn) SO2 2KOH (расплав) = 3K2SO4 K2S 4H2O (t) | SO3 2NaOH (разб.) = Na2SO4 H2O SO3 Ca(OH)2 = CaSO4 H2O |
Кислоты | SO2 4HI = S↓ 2I2 2H2O SO2 2H2S = 3S 2H2O SO2 2HNO3 (k) = H2SO4 2NO2 SO2 2HNO2 (p) = H2SO4 2NO | SO3 HF = HSO3F (45 C) SO3 HCl = HSO3Cl (20 C, в олеуме) SO3 H2SO4 CaF2 = 2HSO3F CaSO4 SO3 H2SO4 (безводн.) = H2S2O7 3SO3 H2S = 4SO2 H2O |
Соли | SO2 Na2CO3 = Na2SO3 CO2 (20 С) SO2 Na2SO3 = Na2S2O5 (в этаноле) SO2 PCl5 = PClO3 SCl2O (50 — 60 C) | SO3 MeF = MeSO3F (Me = Li, K, NH4) SO3 2KI = K2SO3 I2 SO3 Na2S = Na2SO4 |
Комплексные соли | 3SO2 Na3[Al(OH)6] (P) = Al(OH)3 3NaHSO3 | ≠ |
Неметалл | SO2 O3 = SO3 O2 SO2 2C = S↓ 2CO2 (600 С) SO2 Cl2 = SO2Cl2 (солнечный свет) SO2 F2 = SO2F2 (20 С, Pt) SO2 3F2 = SF6 O2 (650 C) SO2 2H2 = S↓ 2H2O SO2 3S = 2S2O (вакуум, эл. разряд) | 2SO3 C = 2SO2 CO2 10SO3 P4 = P4O10 10SO2 |
Металл | SO2 Me H2O = MeSO3 H2 (активные Ме) SO2 Me = MeS2O4 (Me = Zn, Co; в смеси этанола иводы) | SO3 Mg = MgO SO2 |
ОВР | SO2 Cl2 2H2O = 2HCl H2SO4 SO2 I2 2H2O = 2HI H2SO4 5SO2 2KMnO4 2H2O = K2SO4 2MnSO4 2H2SO4 5SO2 2K2Cr2O7 H2SO4 = K2SO4 Cr2(SO4)3 H2O SO2 2FeCl3 2H2O = 2FeCl2 H2SO4 2HCl SO2 2CuCl2 2H2O = 2CuCl 2HCl H2SO4 | SO3 2HCl = SO2 Cl2 H2O (t) SO3 2HBr = SO2 Br2 H2O (0 C) SO3 8HI = H2S 4I2 3H2O (0 C) |
Репетитор по химии и биологии: конспекты. производство серной кислоты
На этой странице Вы можете найти конспект на тему «Производство
серной кислоты» и оценить уровень подготовленного материала. Я надеюсь, что Вы, обращаясь ко мне за помощью, уже не будете покупать кота в мешке. Вы будете знать, что Вашего ребенка или Вас учит знающий свое дело специалист — репетитор по химии. Более подробную информацию обо мне Вы сможете прочитать здесь.
С уважением,
доктор биологических наук,
ведущий научный сотрудник НИИ акушерства и гинекологии им. Д.О.Отта
репетитор по химии и биологии
Соколов Дмитрий Игоревич
Производство
серной кислоты.
Серную кислоту в промышленности производят двумя
способами: контактным и нитрозным.
Контактный
способ производства серной кислоты.
Серную кислоту
контактным способом производят в больших количествах на сернокислотных заводах.
I. Сырьё, используемое для
производства серной кислоты:
II. Подготовка сырья.
Разберём производство серной кислоты из пирита FeS2.
1) Измельчение пирита. Перед использованием большие
куски пирита измельчают в дробильных машинах. Вы знаете, что при измельчении
вещества скорость реакции увеличивается, т.к. увеличивается площадь поверхности
соприкосновения реагирующих веществ.
2) Очистка пирита. После измельчения пирита, его
очищают от примесей (пустой породы и земли) методом флотации. Для этого
измельчённый пирит опускают в огромные чаны с водой, перемешивают, пустая
порода всплывает наверх, затем пустую породу удаляют.
III. Химизм производства.
Производство серной кислоты
из пирита состоит из трёх стадий.
ПЕРВАЯ СТАДИЯ
— обжиг пирита в печи для обжига в «кипящем слое».
Уравнение реакции первой
стадии
t = 800°C
4FeS2
11O2 
2Fe2O3
8SO2 Q
Измельчённый очищенный влажный (после флотации)
пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу
(принцип противотока) пропускают воздух, обогащённый кислородом, для более
полного обжига пирита. Температура в печи для обжига
достигает 800°С. Пирит раскаляется до красна и находится в «подвешенном
состоянии» из-за продуваемого снизу воздуха. Похоже это всё на
кипящую жидкость раскалённо-красного цвета.
За счёт выделяющейся теплоты в результате реакции
поддерживается температура в печи. Избыточное количество теплоты отводят: по
периметру печи проходят трубы с водой, которая нагревается. Горячую воду
используют дальше для центрального отопления рядом стоящих помещений.
Образовавшийся оксид железа Fe2O3
(огарок) в производстве серной кислоты не используют. Но его собирают и
отправляют на металлургический комбинат, на котором из оксида железа получают
металл железо и его сплавы с углеродом — сталь (2% углерода С
в сплаве) и чугун (4% углерода С в сплаве).
Таким образом выполняется
принцип химического производства — безотходность производства.
Из печи выходит печной газ, состав которого: SO2,
O2, пары воды (пирит был влажный!) и мельчайшие частицы огарка
(оксида железа). Такой печной газ необходимо очистить от примесей твёрдых
частиц огарка и паров воды.
Очистка печного газа от
твёрдых частичек огарка проводят в два этапа — в циклоне (используется
центробежная сила, твёрдые частички огарка ударяются о стенки циклона и
ссыпаются вниз) и в электрофильтрах (используется электростатическое
притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам
электрофильтра, при достаточном накоплении под собственной тяжестью они
ссыпаются вниз), для удаления паров воды в печном газе (осушка печного газа)
используют серную концентрированную кислоту, которая является очень хорошим осушителем,
поскольку поглощает воду.
Осушку печного газа проводят в сушильной башне —
снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льётся концентрированная
серная кислота. На выходе из сушильной башни печной газ уже не содержит ни частичек
огарка, ни паров воды. Печной газ теперь представляет собой смесь оксида серы
SO2 и кислорода О2.
ВТОРАЯ СТАДИЯ
— окисление SO2 в SO3 кислородом.
Протекает в контактном
аппарате.
Уравнение реакции этой
стадии: 2SO2 O2
2SO3
Q
Сложность второй стадии заключается в том, что
процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому необходимо
выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3).
а) температура:
Прямая реакция является экзотермической Q, согласно
правилам по смещению химического равновесия, для того, чтобы сместить
равновесие реакции в сторону экзотермической реакции, температуру в системе
необходимо понижать. Но, с другой стороны, при низких температурах, скорость
реакции существенно падает. Экспериментальным путём химики-технологи
установили, что оптимальной температурой для протекания прямой реакции с
максимальным образованием SO3 является температура 400-500°С. Это
достаточно низкая температура в химических производствах. Для того, чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой
температуре в реакцию вводят катализатор. Экспериментальным путём установили,
что наилучшим катализатором для этого процесса является оксид ванадия V2O5.
б) давление:
Прямая реакция протекает с уменьшением объёмов
газов: слева 3V газов (2V SO2 и 1V O2), а справа — 2V SO3.
Раз прямая реакция протекает с уменьшением объёмов газов, то, согласно правилам
смещения химического равновесия давление в системе нужно повышать. Поэтому этот
процесс проводят при повышенном давлении.
Прежде чем смесь SO2 и O2
попадёт в контактный аппарат, её необходимо нагреть до температуры 400-500°С.
Нагрев смеси начинается в теплообменнике, который установлен перед контактным
аппаратом. Смесь проходит между трубками теплообменника и нагревается от этих
трубок. Внутри трубок проходит горячий SO3
из контактного аппарата. Попадая в контактный аппарат смесь SO2 и О2 продолжает нагреваться до нужной температуры,
проходя между трубками в контактном аппарате.
Температура 400-500°С в
контактном аппарате поддерживается за счёт выделения теплоты в реакции
превращения SO2 в SO3. Как только смесь оксида серы и
кислорода достигнет слоёв катализатора, начинается процесс окисления SO2
в SO3.
Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из
контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
ТРЕТЬЯ СТАДИЯ
— поглощение SO3 серной кислотой.
Протекает в поглотительной башне.
А почему оксид серы SO3 не поглощают
водой? Ведь можно было бы оксид серы растворить в воде: SO3 H2O
H2SO4.
Но дело в том, что если для поглощения оксида серы использовать воду,
образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек
серной кислоты (оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества
теплоты, серная кислота настолько разогревается, что закипает и превращается в
пар). Для того, чтобы не образовывалось
сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту.
Два процента воды — это так мало, что нагревание жидкости будет слабым и
неопасным. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум:
H2SO4·nSO3.
Уравнение реакции этого процесса nSO3 H2SO4H2SO4·nSO3
Образовавшийся олеум сливают в металлические
резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют
железнодорожные составы и отправляют потребителю.
Нитрозный
способ производства серной кислоты.
Технологическая схема производства серной кислоты
контактным путём хорошо известна из школьных учебников. В нашей стране
используется и другой, так называемый нитрозный, способ её получения.
На первой стадии, одинаковой для обоих методов,
получают сернистый ангидрид SO2. Исходным сырьём может
быть, в принципе, любое вещество, содержащее серу: природные сульфиды железа
(прежде всего, пирит FeS2), а также сульфиды меди и
никеля, сульфидные полиметаллические руды, гипс CaSO4.2H2Oи
элементарные сера. Всё больше и больше используют газы, которые выделяются при
переработке и сжигании горючих ископаемых (угля, нефти), содержащих соединения
серы.
ПолученныйSO2 окисляют до H2SO4, используется для этого в
нитрозном методе используется окислы азота. С этой стадии оба метода отличаются
друг от друга.
В специальной окислительной башне 3 смешивают окись
азота NO и NO2 с воздухом в таком соотношении, чтобы половина имеющихсяNOи NO2.
2NO O2® 2NO2
В результате газовая смесь содержит равныеNOи NO2. Она подаётся в башни 4 и
5, орошаемые 75% — ной серной кислотой; здесь смесь окислов азота поглощается с
образованием нитрозиллерной кислоты:
NO
NO2 2H2SO4 ®2NO(HSO4) H2O
Раствор нитрозиллерной
кислоты в серной кислоте, называемый нитрозой, орошает башни 1 и 2, куда
противотоком поступает SO2 и добавляется вода. В
результате гидролиза нитрозиллерной кислоты
образуется азотная кислота:
NO(HSO4) H2O®H2SO4 HNO2
Она — то и окисляет SO2 по уравнению:
SO2 2HNO2®H2SO4 2NO
В нижней части башен 1 и 2 накапливается 75%-ная
серная кислота, естественно, в большем количестве, чем её было затрачено на
приготовление нитрозы (ведь добавляется «новорождённая» серная кислота). Окись
азота NO возвращается снова на окисление. Поскольку некоторое количество её
меряется с выхлопными газами, приходится добавлять в систему HNO3, служащую источником
окислов азота.
Недостаток башенного метода состоит в том, что
полученная серная кислота имеет концентрацию лишь 75% (при большей концентрации
плохо идёт гидролиз нитрозиллерной кислоты).
Концентрирование же серной кислоты упариванием представляет дополнительную
трудность. Преимущество этого метода в том, что примеси содержащиеся в SO2, не влияют на ход процесса,
так что исходный SO2 достаточно очистить от пыли, т.е. механических
загрязнений. Естественно, башенная серная кислота бывает недостаточно чистой,
что ограничивает её применение.
Охрана окружающей среды,
связанная с производством серной
кислоты.
Основным сырьем для производства серной кислоты,
является сера. Она относится к числу наиболее распространенных числу химических
элементов на нашей планете.
Производство серной кислоты происходит
в три стадии на первой стадии получаютSO2, путем обжига FeS2, затем SO3, после чего на третьей
стадии получают серную кислоту.
Научно-техническая революция и связанный с ней
интенсивный рост химического производства, вызывает существенные негативные
изменения в окружающей среде. Например отравление
пресных вод, загрязнение земной атмосферы, истребление животных и птиц. В
результате мир оказался в тисках экологического кризиса. Вредные выбросы
сернокислых заводов следует оценивать не только по действию содержащегося в них
оксида серы на расположенные вблизи предприятия зоны, но и учитывать другие
факторы — увеличение количества случаев респираторных заболеваний человека и
животных, гибель растительности и подавление ее роста, разрушение конструкций
из известняка и мрамора, повышение коррозионного износа металлов. По вине
“кислых” дождей повреждены памятники архитектуры (Тадж-Макал).
В зоне до 300 км от источника загрязнения (SO2) опасность представляет
серная кислота, в зоне до 600 км. — сульфаты.
Серная кислота и сульфаты замедляют рост с/х культур.
Закисление
водоемов (весной при таянии снега, вызывает гибель икр и молоди рыб.
Помимо экологического ущерба налицо экономический ущерб — громадные суммы
каждый год теряются при раскисление почв.
Рассмотрим химические метода отчистки от наиболее
распространенных газообразных загрязняющих воздух веществ. Известно более 60
методов. Наиболее перспективны методы, основанные на поглощение оксида серы
известняком, раствором сульфита — гидросульфита аммония и щелочным раствором
алюмината натрия. Интерес также представляют каталитические методы окисления
оксида серы в присутствии оксида ванадия.
Особое значение имеет очистка газов от
фторсодержащих примесей, которые даже в незначительной концентрации вредно
влияют на растительность. Если в газах содержится фтороводород
и фтор, то их пропускают через колоны с насадкой
противотоком по отношению к 5-10% раствору гидроксида
натрия. В течении одной минуты протекают следующие
реакции:
F2 2NaOH-> O2 H2O 2NaF
HF NaOH->NaF H2O;
Образующийся фторид натрия обрабатывают
для регенерации гидроксида натрия:
2NaF CaO H2O->CaF2 2NaOH
Сера – простое вещество
Наиболее прочны молекулы серы S8, имеющие форму короны.
Сeрa образует несколько аллотропных модификаций: ромбическая сера и моноклинная сера. Кристаллическая решётка в обоих случаях молекулярная, в узлах решётки – молекулы S8.
При выливании расплава серы в холодную воду образуется пластичная масса – пластическая сeрa, не имеющая кристаллического строения. Её макромолекулы образованы линейными цепями Sn. При хранении пластическая сера становится хрупкой, изменяет окраску и переходит в ромбическую модификацию.
Если медленно нагреть ромбические кристаллы выше 96 °С, то они превращаются в моноклинную модификацию. В обеих модификациях молекулы серы находятся в форме восьмичленных колец, но упакованы они по–разному. Переход ромбической серы в моноклинную при 96 °С является обратимым.
При обычных условиях сера – твёрдое кристаллическое вещество; кристаллы жёлтого цвета, хрупкие, лёгкие (р ≈ 2 г/см3), легкоплавкие (t0пл ≈ 113°С для ромбической серы).
Для серы характерна окислительно-восстановительная двойственность: по отношению к металлам и водороду сера выступает в роли окислителя.
С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:
восстановителя. При нагревании сера сгорает в кислороде:
восстановителя. При нагревании сера сгорает в кислороде:
При температуре примерно 700–800 °С уголь взаимодействует с серой, образуется сероуглерод:
Сера используется для производства серной кислоты, в реакции вулканизации каучука, для производства инсектицидов, в косметической промышленности.
Сера, химические свойства, получение
1
H
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
281
6d9 7s1
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Металлы
Неметаллы
Щелочные
Щелоч-зем
Благородные
Галогены
Халькогены
Полуметаллы
s-элементы
p-элементы
d-элементы
f-элементы
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
Сероводород
Получение
сероводорода
- Получение из простых веществ:
S Н2 = H2S
- Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:
FeS 2HCI = H2S↑ FeCl2
5H2SO4(конц.) 8Na = H2S↑ 4Na2SO4 4H2О
AI2S3 6Н2О = 3H2S↑ 2Аl(ОН)3↓
C40H82 41S = 41Н2S 40С
ВидеоПолучение и обнаружение сероводорода
Физические
свойства и строение сероводорода
Сероводород H2S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H2S — бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым
запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м3 вызывает смертельное отравление.
Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H2S при обычной температуре составляет 2,5.
В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.
Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1о.
Качественная реакция для обнаружения сероводорода
Для
обнаружения анионов S2- и сероводорода используют
реакцию газообразного H2S с Pb(NO3)2:
H2S Pb(NO3)2 = 2HNO3 PbS↓ черный
осадок.
Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO3)2 чернеет в присутствии H2S из-за получения черного осадка PbS.
Химические свойства серы
H2S является сильным восстановителем
При взаимодействии H2S с окислителями образуются различные вещества — S, SО2, H2SO4
- Окисление кислородом воздуха:
2H2S 3О2(избыток) = 2SО2↑ 2Н2О
2H2S О2(недостаток) = 2S↓ 2Н2О
H2S Br2 = S↓ 2НВr
H2S Cl2 → 2HCl S↓
H2S 4Cl2 4H2O → H2SO4 8HCl
- Взаимодействие с кислотами-окислителями:
3H2S 8HNО3(разб.) = 3H2SO4 8NO 4Н2О
H2S 8HNО3(конц.) = H2SO4 8NО2↑ 4Н2О
H2S H2SO4(конц.) = S↓ SО2↑ 2Н2О
- Взаимодействие со сложными окислителями:
5H2S 2KMnO4 3H2SO4 = 5S↓ 2MnSO4 K2SO4 8Н2О
5H2S 6KMnO4 9H2SO4 = 5SО2 6MnSO4 3K2SO4 14Н2О
H2S 2FeCl3 = S↓ 2FeCl2 2HCl
2H2S SO2 = 2H2O 3S
3H2S K2Cr2O7 4H2SO4 → 3S Cr2(SO4)3 K2SO4 7H2O
- Сероводородная кислота H2S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:
1-я ступень:
H2S → Н HS—
2-я ступень:
HS— → Н S2-
H2S очень слабая
кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:
H2S Mg = Н2↑ MgS
- с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:
2H2S 4Аg O2 = 2Ag2S↓ 2Н2O
H2S ВаО = BaS Н2O
H2S NaOH(недостаток) = NaHS Н2O
H2S 2NaOH(избыток) → Na2S 2H2O
H2S 2NH3(избыток) = (NH4)2S
- с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:
CuSO4 H2S = CuS↓ H2SO4
H2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2HNO3
Реакция
с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
ВидеоВзаимодействие сероводорода с нитратом свинца
Сульфиды
Получение сульфидов
- Непосредственно из простых веществ:
S Fe → FeS
S Mg → MgS
S Ca → CaS
- Взаимодействие H2S с растворами щелочей:
H2S 2NaOH = 2H2O Na2S
H2S NaOH = H2O NaHS
- Взаимодействие H2S или (NH4)2S с растворами солей:
H2S CuSO4 = CuS↓ H2SO4
H2S 2AgNO3 = Ag2S↓ 2HNO3
Pb(NO3)2 Н2S → PbS↓ 2НNO3
ZnSO4 Na2S → ZnS↓ Na2SO4
- Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:
Na2SO4 4С = Na2S 4СО
Физические свойства сульфидов
Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).
По растворимости
в воде и кислотах сульфиды классифицируют
на:
- нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);
- нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS)
- гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))
По цвету сульфиды можно разделить на:
- Чёрные – HgS, Ag2S, PbS, CuS, FeS,
NiS; - Коричневые – SnS, Bi2S3;
- Оранжевые – Sb2S3, Sb2S5;
- Жёлтые – As2S3, As2S5,
SnS2, CdS; - Розовые — MnS
- Белые – ZnS, Al2S3, BaS,
CaS;
Химические свойства сульфидов
Обратимый гидролиз сульфидов
K2S H2O ⇄ KHS KOH
S2- H2O → HS— ОН—
- Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:
2CaS 2НОН
= Ca(HS)2 Са(ОН)2
При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:
HS— H2O → H2S↑ ОН—
Необратимый
гидролиз сульфидов
- Сульфиды некоторых металлов (Cr2S3, Fe2S3, Al2S3) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:
Al2S3 6H2O = 3H2S↑ 2AI(OH)3↓
Нерастворимые
сульфиды гидролизу не подвергаются
NiS HСl ≠
- Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:
FeS 2HCI =
FeCl2 H2S↑
ZnS 2HCI =
ZnCl2 H2S↑
CuS 8HNO3 → CuSO4 8NO2 4H2O
CuS 4H2SO4(конц. гор.) → CuSO4 4SO2 4H2O
MnS 3HNO3 = MnSO4 8NO2 4H2O
- Сульфиды Ag2S, HgS, Hg2S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.
- Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:
PbS 4H2O2 → PbSO4 4H2O
СuS Cl2 → CuCl2 S
- Окислительный обжиг сульфидов является
важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах
2ZnS 3O2 = 2ZnO 2SO2
4FeS2 11O2 = 2Fe2O3 8SO2↑
2CuS 3O2 → 2CuO 2SO2
2Cr2S3 9O2 → 2Cr2O3 6SO2
Взаимодействия
сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S2−:
Na2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2NaNO3
Na2S 2AgNO3 → Ag2S↓ 2NaNO3
Na2S Cu(NO3)2 → CuS↓ 2NaNO3
Химические свойства кислорода
Кислород — сильный окислитель, уступающий по химической активности только фтору.
Вступает во
взаимодействия со всеми элементами, кроме инертных газов (Не, Ne и Аг). Со
многими простыми веществами реагирует непосредственно при обычных условиях или
при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal2, благородные газы).
Большинство реакций с участием О2 экзотермичны, часто часто сопровождаются горением, иногда — взрывом.
Взаимодействие с простыми веществами
С металлами
- Кислород взаимодействует с металлами, с образованием оксидов металлов:
Me О2 = МеxOy оксиды
4Li О2 = 2Li2O оксид лития
2Na О2 = Na2О2 пероксид натрия
К О2 = КО2 супероксид калия
- С железом образуется смесь оксидов:
3Fe 2O2 =
Fe3O4 (Fe2O3*FeO)
- С марганцем образуется диоксид марганца:
Mn O2 = MnO2
С неметаллами
При
взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды,
со степенью окисления кислорода – 2:
Si O2 = SiO2 (t=400-5000С)
С О2(изб) = СО2; С О2(нед) =
СО
N2 О2 = 2NO — Q
S О2 = SО2;
4Р 5О2 = 2Р2О5
Окисление сложных веществ
Горение сульфидов
4FeS2 11O2 = 2Fe2O3 8SO2
Горение водородных соединений
4HI О2 = 2I2 2Н2O
2H2S 3O2 = 2SO2
2H2O
CH4
2O2 = CO2 2H2O
Окисление
оксидов
Кислород окисляет
входящие в оксид элементы до более высокой степени окисления:
4FeO О2 = 2Fe2О3
2SО2 О2 = 2SО3
4NО2 О2 2H2O = 4HNО3
Окисление гидроксидов и солей
Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:
2HNO2 O2 = 2HNO3
4Fe(OH)2 O2 2H2O
= 4Fe(OH)3
Окисление аммиака
В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора — оксида азота(II):
4NH3 3О2 =2N2 6Н2O
4NH3 5О2 = 4NO 6Н2O
Окисление
фосфина
На
воздухе самопроизвольно воспламеняется:
2PH3 4О2 = P2О5 3Н2O
Окисление
силана
На воздухе он самовоспламеняется (часто
со взрывом) с образованием SiO2 и H2O:
SiH4 2О2 = SiО2 2Н2O
Окисление органических веществ
CxHy О2 = CО2 Н2O
Продукты
окисления различных элементов, входящих в молекулы органических соединений:
С → CO2
Н → Н2O
Hal → Hal2
N → N2
P → P2O5
S → SO2
Например:
2C2H5 4О2 = 4CО2 5Н2O
C2H5Сl 3О2 = 2CО2 2Н2O HCl
2C2H5NH2 8,5О2 = 4CО2 7Н2O N2
Кроме горения возможны также реакции неполного окисления:
СН3-СН2-СН2-СН3 3O2 → 2СН3-СOOH 2H2O
- окисление первичных спиртов до альдегидов, вторичных – до кетонов:
- окисление альдегидов до кислот: