Текст книги "Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ"
Автор книги: Ростислав Лидин
Жанры:
Химия
,сообщить о нарушении
Текущая страница: 5 (всего у книги 14 страниц) [доступный отрывок для чтения: 6 страниц]
Хлорид натрияNaCl.Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль.Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.
Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.
В природе – основная часть залежей каменной соли,или галита,и сильвинита(вместе с КCl), рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaCl = 2,7 %). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.
Уравнения важнейших реакций:
2NaCl (т)+ 2H 2SO 4(конц.) + MnO 2(т)= Cl 2↑ + MnSO 4+ 2Н 2O + Na 2SO 4 (100 °C)
10NaCl (т)+ 8H 2SO 4(конц.) + 2КMnO 4(т)= 5Cl 2↑ + 2MnSO 4+ 8Н 2O + 5Na 2SO 4+ K 2SO 4 (100 °C)
6NaCl (т)+ 7H 2SO 4(конц.) + К 2Cr 2O 7(т)= ЗCl 2+ Cr 2(SO 4) 3+ 7Н 2O + 3Na 2SO 4+ K 2SO 4 (100 °C)
2NaCl (т)+ 4H 2SO 4(конц.) + РЬO 2(т)= Cl 2↑ + Pb(HSO 4) 2+ 2Н 2O + 2NaHSO 4 (50 °C)
NaCl (разб.) + AgNO 3= NaNO 3+ AgCl↓
Хлорид калияKCl.Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Cl 2. В природе основная составная часть (наравне с NaCl) залежей сильвинита.
Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NaCl.
Хлорид кальцияСаCl 2.Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаCl 26Н 2O с температурой обезвоживания 260 °C. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.
Уравнения важнейших реакций:
СаCl 2(т)+ 2H 2SO 4(конц.) = Ca(HSO 4) 2+ 2НCl↑ (50 °C)
СаCl 2(т)+ H 2SO 4(конц.) = CaSO 4↓ + 2НCl↑ (100 °C)
СаCl 2+ 2NaOH (конц.) = Ca(OH) 2↓ + 2NaCl↑
ЗСаCl 2+ 2Na 3PO 4= Са 3(РO 4) 2↓ + 6NaCl
СаCl 2+ К 2СO 3= СаСO 3↓ + 2КCl
СаCl 2+ 2NaF = CaF 2↓ + 2NaCl
Получение:
СаСO 3+ 2HCl = СаCl 2+ СO 3↑ + Н 2O
Хлорид алюминияAlCl 3.Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий, сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров AlCl 3(треугольное строение, sр 2-гибридизация, преобладают при 440–800 °C) и димеров Al 2Cl 6(точнее, Cl 2AlCl 2AlCl 2, строение – два тетраэдра с общим ребром, sр 3-гибридизация, преобладают при 183–440 °C). Гигроскопичен, на воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакцияна ион Al 3+– образование осадка AlРO 4, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.
Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:
ПолучениеAlCl 3в промышленности– хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:
Al 2O 3+ ЗС (кокс) + ЗCl 2= 2AlCl 3+ ЗСО (900 °C)
Хлорид железа(Н)FeCl 2.Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке HCl. Связи Fe – Cl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FeCl 2(линейное строение, sp-гибридизация) и димеров Fe 2Cl 4. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.
Применяется для синтеза FeCl 3и Fe 2O 3, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:взаимодействие Fe с соляной кислотой:
Fe + 2НCl = FeCl 2+Н 2↑
(в промышленностииспользуют хлороводород и ведут процесс при 500 °C).
Хлорид железа(III)FeCl 3.Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fe – Cl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FeCl 3(треугольное строение, sр 2-гибридизация, преобладают выше 750 °C) и димеров Fe 2Cl 6(точнее, Cl 2FeCl 2FeCl 2, строение – два тетраэдра с общим ребром, sр 3-гибридизация, преобладают при 316–750 °C). Кристаллогидрат FeCl 36Н 2O имеет строение [Fe(H 2O) 4Cl 2]Cl • 2Н 2O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.
Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.
Уравнения важнейших реакций:
Хлорид аммонияNH 4Cl.Бескислородная соль, техническое название нашатырь.Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию конмутации с нитратами.
Качественная реакцияна ион NH 4 +– выделение NH 3при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.
Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:взаимодействие NH 3с HCl в газовой фазе или NH 3Н 2O с HCl в растворе.
7.2.3. Гипохлориты. ХлоратыГипохлорит кальцияСа(СlO) 2.Соль хлорноватистой кислоты HClO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести– смеси неопределенного состава с СаCl 2и Са(ОН) 2. Уравнения важнейших реакций:
Са(ClO) 2= СаCl 2+ O 2(180 °C)
Са(ClO) 2(т)+ 4НCl (конц.) = СаCl 2+ 2Cl 2↑ + 2Н 2O (80 °C)
Са(ClO) 2+ Н 2O + СO 2= СаСO 3↓ + 2НClO (на холоду)
Са(ClO) 2+ 2Н 2O 2(разб.) = СаCl 2+ 2Н 2O + 2O 2↑
Получение:
2Са(ОН) 2(суспензия) + 2Cl 2(г)= Са(ClO) 2+ СаCl 2+ 2Н 2O
Хлорат калияКСlO 3.Соль хлорноватой кислоты НСlO 3, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название – бертоллетова соль(по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.
Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории – твердый источник кислорода.
Уравнения важнейших реакций:
4КClO 3= ЗКClO 4+ КCl (400 °C)
2КClO 3= 2КCl + 3O 2 (150–300 °C, кат. MnO 2)
КClO 3(т)+ 6НCl (конц.) = КCl + ЗCl 2| + ЗН 2O (50–80 °C)
ЗКClO 3(т)+ 2H 2SO 4(конц., гор.) = 2ClO 2| + КClO 4+ Н 2O + 2KHSO 4
(диоксид хлора на свету взрывается: 2ClO 2(г)= Cl 2+ 2O 2)
2КClO 3+ Е 2(изб.) = 2КЕO 3+ Cl 2↑ (в разб. HNO 3, Е = Br, I)
ПолучениеКClO 3в промышленности– электролиз горячего раствора КCl (продукт КClO 3выделяется на аноде):
Бромид калияКBr.Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем KI).
Качественная реакцияна ион Br – вытеснение брома из раствора КBr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например СCl 4(в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).
Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
K 2CO 3+ 2HBr = 2 KBr+ CO 2↑ + H 2O
Иодид калияKI.Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор KI хорошо растворяет I 2за счет комплексообразования.
Качественная реакцияна ион I – вытеснение иода из раствора KI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например СCl 4(в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
K 2CO 3+ 2HI = 2 KI+ СO 2↑ + Н 2O
7.3. Халькогены
7.3.1. КислородКислород– элемент 2-го периода и VIA-группы Периодической системы, порядковый номер 8, относится к халькогенам (но чаще рассматривается отдельно). Электронная формула атома [ 2He]2s 22p 4, характерные степени окисления чаще 0 и – II, реже – I и +II, состояние О IIсчитается устойчивым.
Шкала степеней окисления кислорода:
Кислород обладает высокой электроотрицательностью (3,50, второй элемент после фтора), проявляет типичные неметаллические свойства. Образует соединения со всеми элементами, кроме Не, Ne и Ar, входит в состав многочисленных оксидов, гидроксидов, солей кислородсодержащих кислот.
Природный кислород содержит изотоп 16O с примесью изотопов 17O и 18O. В химии большинство соединений природного кислорода рассматривается как изотопно-чистые соединения кислорода-16.
Кислород – самый распространенный элемент в земной коре (55 %) и природных водах, встречается в свободном и связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.
КислородO 2.Простое вещество. Состоит из неполярных молекул О 2( дикислород) с σπ-связью O=O, устойчивая аллотропная форма существования элемента в свободном виде. Бесцветный газ, в жидком состоянии – светло-голубой, в твердом – синий.
Составная часть воздуха: 20,94 % по объему, 23,13 % по массе. Из жидкого воздуха кислород выкипает послеазота N 2. Малорастворим в воде (31 мл/1 л Н 2O при 20 °C), но несколько лучше, чем N 2. При комнатной температуре обладает малой химической активностью из-за прочности двойной связи в молекулах.
Кислород поддерживает горение многих веществ. Сильный окислитель при высоких температурах, реагирует с большинством металлов и неметаллов:
Кислород вызывает ржавление (медленное окисление) железа, уравнения реакций см. в 11.3. Особенно активен атомарный кислородО 0(активность выше, чем у озона O 3), обычно получаемый непосредственно в зоне реакции при термическом разложении многих веществ.
Простейшая качественная реакция– яркое загорание тлеющей древесной лучинки в атмосфере кислорода.
Получениекислорода:
а) в промышленности– фракционная дистилляция жидкого воздуха, электролиз воды (уравнения реакций см. в разд. 12);
б) в лаборатории– нагревание легко разлагающихся кислородсодержащих веществ:
2HgO = 2Hg + O 2 (450–500 °C)
2КMnO 4= К 2MnO 4+ MnO 2+ O 2 (200–240 °C)
2Na 2O 2= 2Na 2O + O 2 (400–675 °C, вакуум)
2КClO 3= 2КCl + 3O 2 (150–300 °C, кат. MnO 2)
2KNO 3= 2KNO 2+ O 2 (400–520 °C)
Кислород является важнейшим продуктом основного химического производства. Применяется как реагент в химической технологии (обжиг сульфидных руд, синтез оксидов), металлургии (производство чугуна и стали) и газификации природного угля, при сварке и резке металлов; жидкий кислород – окислитель топлива в ракетной технике.
Убыль кислорода в атмосфере в результате процессов горения, гниения и дыхания возмещается растениями при фотосинтезе. При вдыхании человеком и животными воздуха в легкие кислород связывается с гемоглобином крови и переносится в клетки, где органические вещества (в первую очередь глюкоза) с его помощью окисляются и обеспечивают жизненную энергию организмов.
ОзонO 3.Простое вещество (трикислород),неустойчивая аллотропная форма существования элемента. Светло-синий газ с характерным («озоновым») запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: O(O) 2] (sр 2-гибридизация, валентный угол 117°), содержит ковалентные σπ-связи O=O. Разлагается под действием ультрафиолетового излучения, катализаторов и оксидов азота (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Устойчив в смеси с O 2 (озонированный кислород).Малорастворим в воде (285 мл/1 л Н 2O), но значительно лучше, чем O 2. Сильный окислитель (более сильный, чем O 2, но более слабый, чем атомарный кислород O 0). Окисляет при комнатной температуре многие металлы и неметаллы до высоких степеней окисления. С надпероксидами щелочных металлов (К, Rb, Cs) образует оранжево-красные озониды.Не реагирует с Au, Cu, Ni, Pt, Sn. Генерируется из кислорода O 2в специальном приборе – озонаторе.
Качественная реакция– выделение иода из раствора KI при комнатной температуре (O 2в реакцию не вступает). Уравнения важнейших реакций:
Получение: под действием электрического разряда в озонаторе:
Применяется для дезинфекции питьевой воды, при отбеливании тканей и минеральных масел, как реагент в
неорганическом и органическом синтезе. В атмосфере Земли озоновый слой (на высоте =25 км) защищает живой мир от воздействия космического ультрафиолетового излучения.
Атомарный кислородО 0.Третья аллотропная форма кислорода. Более сильный окислитель по сравнению с O 2и O 3. Образуется при распаде молекул O 2и O 3под действием ультрафиолетового излучения. Возникает при термическом разложении кислородсодержащих веществ (см. выше, получение O 2); при отсутствии восстановителей тут же переходит снова в O 2и O 3, в присутствии восстановителей окисляет их:
KNO 3= KNO 2+ O 0
О 0+ С (графит) = СO 2
Поэтому вещества, легко отщепляющие кислород при нагревании, проявляют сильные окислительные свойства.
Пероксид водородаН 2O 2.Бинарное соединение. Молекула Н 2O 2неплоская, имеет строение с σ-связью О – О на ребре и связями Н – О на плоскостях двугранного угла. Степень окисления кислорода равна – I. Группа – О – О– называется пероксогруппой.
Бесцветная жидкость, вязкая, тяжелее воды, чувствительна к свету и примесям (стабилизатор Н 3РO 4). Разлагается со взрывом при слабом нагревании, на катализаторе – при комнатной температуре. Неограниченно смешивается с водой. Разбавленными щелочами нейтрализуется не полностью. Сильный окислитель, слабый восстановитель.
Пероксид водорода применяется как отбеливатель текстиля, бумаги, кож, жиров и минеральных масел, окислитель ракетного топлива, реагент в органическом синтезе, при осветлении картин старых мастеров (потемневший красочный слой из-за перехода белил – гидроксокарбонатов свинца – в черный PbS осветляют переводом в белый PbSO 4). В промышленности обычно используют взрывобезопасный 30 %-ный раствор Н 2O 2 (пергидроль),в медицине – 3 %-ный раствор.
Уравнения важнейших реакций:
2Н 2O 2= 2Н 2O + O 2 (выше 150 °C или на кат. MnO 2)
Н 2O 2(разб.) + NaOH (разб.) = NaHO 2+ Н 2O
Н 2O 2(конц.) + 2NaOH (т)= Na 2O 2↓ + 2H 2O (0 °C)
Н 2O 2(3 %) + 2H ++ 2I -= I 2↓ + 2Н 2O
5Н 2O 2(30 %) + I 2(т)= 2НIO 3+ 4Н 2O
Н 2O 2(10 %) + SO 3 2-= SO 3 2-+ H 2O
4Н 2O 2(30 %) + PbS (черн.) = 4H 2O + PbSO 4(бел.)↓
3H 2O 2+ 2[Cr(OH) 6] 3-= 2CrO 4 2-+ 8H 2O + 2OH -
2Н 2O 2(конц.) + Са(ClO) 2= СаCl 2+ 2Н 2O + 2O 2↑
5H 2O 2+ 6H ++ 2MnO 4 -= 2Mn 2++ 5O 2↑ + 8Н 2O
Получение: в лабораториивначале синтезируют пероксид бария ВаO 2:
2ВаО + O 2(изб.) = 2ВаO 2 (до 500 °C),
а затем его обрабатывают серной кислотой:
ВаO 2+ H 2SO 4= BaSO 4↓ + Н 2O 2 (на холоду)
В промышленности(старый метод) – электролиз водного раствора H 2SO 4или (NH 4) 2SO 4в специальных условиях; при этом кислота или соль не расходуются, а протекает электролиз воды с образованием на аноде Н 2O 2:
Современный промышленный способ (8O% мирового производства) – окисление сложного органического соединения 2-этилантрагидрохинон кислородом воздуха на холоду.
7.3.2. Сера. Сероводород. СульфидыСера– элемент 3-го периода и VIA-группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам.Электронная формула атома [ 10Ne]3s 23p 4, характерные степени окисления 0, -II, +IV и +VI, состояние S VIсчитается устойчивым.
Шкала степеней окисления серы:
Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных анионов, образует кислородсодержащие кислоты и их соли, бинарные соединения.
В природе – пятнадцатыйпо химической распространенности элемент (седьмой среди неметаллов). Встречается в свободном (самородном) и связанном виде. Жизненно важный элемент для высших организмов.
СераS.Простое вещество. Желтая кристаллическая (α-ромбическая и β-моноклинная,
при 95,5 °C) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S 8(неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей S n. Низкоплавкое вещество, вязкость жидкости проходит через максимум при 200 °C (разрыв молекул S 8, переплетение цепей S n). В паре – молекулы S 8, S 6, S 4, S 2. При 1500 °C появляется одноатомная сера (в химических уравнениях для простоты любая сера изображается как S).
Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде CS 2.
Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами:
а как восстановитель– с фтором, кислородом и кислотами (при кипячении):
Сера подвергается дисмутации в растворах щелочей:
3S 0+ 6КОН (конц.) = 2K 2S -II+ K 2S IVO 3+ 3H 2O
При высокой температуре (400 °C) сера вытесняет иод из иодоводорода:
S + 2НI (г)= I 2+ H 2S,
но в растворе реакция идет в обратную сторону:
I 2+ H 2S (p)= 2 HI + S↓
Получение: в промышленностивыплавляется из природных залежей самородной серы (с помощью водяного пара), выделяется при десульфурации продуктов газификации угля.
Сера применяется для синтеза сероуглерода, серной кислоты, сернистых (кубовых) красителей, при вулканизации каучука, как средство защиты растений от мучнистой росы, для лечения кожных заболеваний.
Сероводород H 2S.Бескислородная кислота. Бесцветный газ с удушающим запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [::S(H) 2]
(sp 3-гибридизация, валетный угол Н – S—Н далек от тетраэдрического). Неустойчив при нагревании выше 400 °C. Малорастворим в воде (2,6 л/1 л Н 2O при 20 °C), насыщенный раствор децимолярный (0,1М, «сероводородная вода»). Очень слабая кислота в растворе, практически не диссоциирует по второй стадии до ионов S 2-(максимальная концентрация S 2-равна 1 10 -13моль/л). При стоянии на воздухе раствор мутнеет (ингибитор – сахароза). Нейтрализуется щелочами, не полностью – гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Сульфидирующий агент, осаждает из раствора разноокрашенные сульфиды с очень малой растворимостью.
Качественные реакции– осаждение сульфидов, а также неполное сгорание H 2S с образованием желтого налета серы на внесенном в пламя холодном предмете (фарфоровый шпатель). Побочный продукт очистки нефти, природного и коксового газа.
Применяется в производстве серы, неорганических и органических серосодержащих соединений как аналитический реагент. Чрезвычайно ядовит. Уравнения важнейших реакций:
Получение: в промышленности– прямым синтезом:
Н 2+ S = H 2S (150–200 °C)
или при нагревании серы с парафином;
в лаборатории– вытеснением из сульфидов сильными кислотами
FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2+ H 2S↑
или полным гидролизом бинарных соединений:
Al 2S 3+ 6Н 2O = 2Al(ОН) 3↓ + 3 H 2S↑
Сульфид натрияNa 2S.Бескислородная соль. Белый, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакциина ион S 2-– осаждение разноокрашенных сульфидов металлов, из которых MnS, FeS, ZnS разлагаются в НCl (разб.).
Применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент в аналитической химии.
Уравнения важнейших реакций:
Na 2S + 2НCl (разб.) = 2NaCl + H 2S↑
Na 2S + 3H 2SO 4(конц.) = SO 2↑ + S↓ + 2H 2O + 2NaHSO 4 (до 50 °C)
Na 2S + 4HNO 3(конц.) = 2NO↑ + S↓ + 2H 2O + 2NaNO 3 (60 °C)
Na 2S + H 2S (насыщ.) = 2NaHS
Na 2S (т)+ 2O 2= Na 2SO 4 (выше 400 °C)
Na 2S + 4H 2O 2(конц.) = Na 2SO 4+ 4H 2O
S 2-+ M 2+= MnS (телесн.)↓; FeS (черн.)↓; ZnS (бел.)↓
S 2-+ 2Ag += Ag 2S (черн.)↓
S 2-+ M 2+= СdS (желт.)↓; PbS, CuS, HgS (черные)↓
3S 2-+ 2Bi 3+= Bi 2S 3(кор. – черн.)↓
3S 2-+ 6H 2O + 2M 3+= 3H 2S↑ + 2M(OH) 3↓ (M = Al, Cr)
Получениев промышленности– прокаливание минерала мирабилитNa 2SO 410Н 2O в присутствии восстановителей:
Na 2SO 4+ 4Н 2= Na 2S + 4Н 2O (500 °C, кат. Fe 2O 3)
Na 2SO 4+ 4С (кокс) = Na 2S + 4СО (800—1000 °C)
Na 2SO 4+ 4СО = Na 2S + 4СO 2 (600–700 °C)
Сульфид алюминияAl 2S 3.Бескислородная соль. Белый, связь Al – S преимущественно ковалентная. Плавится без разложения под избыточным давлением N 2, легко возгоняется. Окисляется на воздухе при прокаливании. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Разлагается сильными кислотами. Применяется как твердый источник чистого сероводорода. Уравнения важнейших реакций:
Al 2S 3+ 6Н 2O = 2Al(ОН) 3↓ + 3H 2S↑ (чистый)
Al 2S 3+ 6НCl (разб.) = 2AlCl 3+ 3H 2S↑
Al 2S 3+ 24HNO 3(конц.) = Al 2(SO 4) 3+ 24NO 2↑ + 12H 2O (100 °C)
2Al 2S 3+ 9O 2(воздух) = 2Al 2O 3+ 6SO 2 (700–800 °C)
Получение: взаимодействие алюминия с расплавленной серой в отсутствие кислорода и влаги:
2Al + 3S = AL 2S 3 (150–200 °C)
Сульфид железа (II)FeS.Бескислородная соль. Черно-серый с зеленым оттенком, тугоплавкий, разлагается при нагревании в вакууме. Во влажном состоянии чувствителен к кислороду воздуха. Нерастворим в воде. Не выпадает в осадок при насыщении растворов солей железа(II) сероводородом. Разлагается кислотами. Применяется как сырье в производстве чугуна, твердый источник сероводорода.
Соединение железа(III) состава Fe 2S 3не известно (не получено).
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Fe + S = FeS (600 °C)
Fe 2O 3+ H 2 + 2H 2S = 9 FeS+ 3H 2O (700-1000 °C)
FeCl 2+ 2NH 4HS (изб.) = FeS↓ + 2NH 4Cl + H 2S↑
Дисульфид железаFeS 2.Бинарное соединение. Имеет ионное строение Fe 2+(—S – S—) 2-. Темно-желтый, термически устойчивый, при прокаливании разлагается. Нерастворим в воде, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Разлагается кислотами-окислителями, подвергается обжигу на воздухе. Применяется как сырье в производстве чугуна, серы и серной кислоты, катализатор в органическом синтезе. В природе – рудные минералы пирити марказит.
Уравнения важнейших реакций:
FeS 2= FeS + S (выше 1170 °C, вакуум)
2FeS 2+ 14H 2SO 4(конц., гор.) = Fe 2(SO 4) 3+ 15SO 2↑ + 14Н 2O
FeS 2+ 18HNO 3(конц.) = Fe(NO 3) 3+ 2H 2SO 4+ 15NO 2↑ + 7H 2O
4FeS 2+ 11O 2(воздух) = 8SO 2+ 2Fe 2O 3(800 °C, обжиг)
Гидросульфид аммонияNH 4HS.Бескислородная кислая соль. Белый, плавится под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по катиону и аниону (преобладает), создает щелочную среду. Раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, в насыщенном растворе присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется, средняя соль (NH 4) 2S не существует в растворе (условия получения средней соли см. в рубрике «H 2S»). Применяется в качестве компонента фотопроявителей, как аналитический реагент (осадитель сульфидов).
Уравнения важнейших реакций:
NH 4HS = NH 3+ H 2S (выше 20 °C)
NH 4HS + НCl (разб.) = NH 4Cl + H 2S↑
NH 4HS + 3HNO 3(конц.) = S↓ + 2NO 2↑ + NH 4NO 3+ 2H 2O
2NH 4HS (насыщ. H 2S) + 2CuSO 4= (NH 4) 2SO 4+ H 2SO 4+ 2CuS↓
Получение: насыщение концентрированного раствора NH 3сероводородом:
NH 3Н 2O (конц.) + H 2S (г)= NH 4HS+ Н 2O
В аналитической химии раствор, содержащий равные количества NH 4HS и NH 3Н 2O, условно считают раствором (NH 4) 2S и используют формулу средней соли в записи уравнений реакций, хотя сульфид аммония полностью гидролизуется в воде до NH 4HS и NH 3 • Н 2O.
