Материал: Himia_1_novy

Скачать

Заказать новую работу

Внимание! Если размещение файла нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам

3) у розжареному стані (понад 700ºС) взаємодіє з водою (водяною парою):

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2

4) На вологому повітрі та у воді, яка містить кисень, залізо зазнає корозії, воно іржавіє, вкриваючись жовто-бурою плівкою, яка переважно складається із ферум (ІІІ) гідроксиду, але плівка не захищає метал від подальшої корозії:

4Fe + 6H2O + 3O2 → 4Fe(OH)3

5) взаємодіє з хлоридною і розбавленою сульфатною кислотами:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

Концентрована (безводна) сульфатна кислота пасивує залізо, що дає змогу зберігати і перевозити її у залізних цистернах. Концентрована нітратна кислота також пасивує залізо.

6) Залізо відновлює менш активні метали з розчинів їхніх солей:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

4. Способи добування заліза:

1) відновлення з оксидів (доменний процес)

2) алюмінотермія

3) електроліз водних розчинів солей Fe (ІІ).

Застосування заліза: 1) як каталізатор в хімічній промисловості;

2) сплави заліза (чавун і сталь) є основними конструкційними матеріалами;

5. Ферум утворює три оксиди і два гідроксиди:

Ферум (ІІ) оксид і ферум (ІІ) гідроксид виявляють основні властивості:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + H2O

Крім цього Fe(OH)2 легко окиснюється до Fe(OH)3:

4 Fe(OH)2 + 2H2O + O2 → 4Fe(OH)3

Ферум (ІІІ) оксид і ферум (ІІІ) гідроксид мають амфотерні властивості:

Гідроксиди феруму (ІІ) і (ІІІ) під час нагрівання розкладаються:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Fe(OH)2 = FeO + H2O

Ферум (ІІ, ІІІ) оксид під час взаємодії з кислотами утворює суміш двох солей – Феруму (ІІ) і Феруму (ІІІ):

Fe3O4 + 8HCl = 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

Fe3O4 + 4H2SO4 = Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4H2O

6. Якісна реакція на Fe2+: взаємодія з червоною кров’яною сіллю K3[Fe(CN)6] - калій гексаціаноферратом (ІІІ), яка під час взаємодії з солями Феруму(ІІ) дає осад синього кольору – турнбулеву синь:

3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] → Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KCl

Якісні реакції на Fe3+:

1) взаємодія з жовтою кров’яною сіллю K4[Fe(CN)6] - калій гексаціаноферратом (ІІ), яка під час взаємодії з солями Феруму (ІІІ) дає осад синього кольору – берлінську лазур:

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] → Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

2) взаємодія з амоній роданідом NH4SCN або калій роданідом KSCN. Утворюється сполука темно-червоного кольору:

FeCl3 + 3KSCN→ Fe(SCN)3 + 3KCl

Контрольні запитання:

  1. Які фізичні властивості характерні для заліза?

  2. Які хімічні властивості заліза?

  3. Які хімічні властивості характерні для сполук Феруму +2 і +3?

  4. Назвіть природні сполуки феруму.

  5. Якісні реакції на Fe2+ і Fe3+.

  6. До 140 г розчину з масовою часткою купрум(ІІ) сульфату 16% додали 5,6 г порошкоподібного заліза. Обчисліть маси солей у розчині після закінчення реакції.

Література:

  1. Данильченко В.Є., Фрадіна Н.В. Хімія. 8 – 9 класи: Навч. посібник. – Х.: Країна мрій™, 2003. - с. 172-173.

  2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. ІІ, Гл. 14, §§ 119-121, с. 125-127.

  3. Стахеєв О.Ю. Хімія. Узагальнюючі схеми і таблиці. – Тернопіль: «Богдан», 1998. – с. 21.

Тема 2.8. Сульфур. Сірка.

План

  1. Загальна характеристика елементів VI-А групи.

  2. Сульфур.

  3. Алотропні модифікації Cульфуру.*

  4. Фізичні властивості сірки.

  5. Хімічні властивості.**

  6. Застосування.

1. Усі елементи VI-A групи мають однакову будову зовнішнього енергетичного рівня, яка наближається до будови наступних у періоді інертних елементів ns2np4. Тому всі вони, за винятком Ро, виявляють виражені неметалічні властивості. Це р-елементи з двома неспареними електронами на зовнішньому р-підрівні. Усі вони (крім Оксигену) мають на зовнішньому шарі вільні d-орбіталі, які під час збудження атома можуть займати неспарені електрони зовнішніх s- і p-орбіталей. Їх найнижчий ступінь окиснення -2, а найвищий (крім Оксигену і Полонію) +6.

Оксиди та гідрати оксидів цих елементів (за винятком Оксигену та Полонію) мають кислотні властивості. Сполуки цих елементів (крім Оксигену) з типовими металами (лужними та лужноземельними) є солями. У межах групи неметалічні властивості послаблюються, а металічні посилюються (Ро – метал) відповідно до зменшення електронегативності (зверху вниз).

2. Електронна будова атома: 1s22s22p63s23p4

Ступінь окиснення

-2

0

+2

+4

+6

Приклади

H2S

S

SCl2

SO2

SO3

Ізотопи: 32S (95%), 33S, 34S, 36S

У природі Сульфур зустрічається у вигляді самородної сірки, піриту, сульфідів, сульфатів.

3. Сульфур утворює дві алотропні модифікації – ромбічну і моноклінну сірку. Обидві складаються з молекул S8. Кристалічні форми сірки: а – ромбічна; б – моноклінна.

Властивості простих речовин

Сірка

ромбічна

моноклінна

Колір

Лимонно-жовтий

Біло-жовтий, майже безбарвний

Густина

2,07 г/см3

1,96 г/см3

Температура пла

лення

112,8ºC

119,3ºC

Сульфур дає не тільки кристалічні модифікації – ромбічну й моноклінну сірку, а й аморфну – пластичну сірку. Кожна має свою будову кристалічних граток.

Будова сірки:

а – ромбічна;

б – моноклінна.

4. Сірка – тверда речовина жовтого кольору, не має металічного блиску, не проводить електричний струм, нерозчинна у воді, але розчиняється у сірковуглеці СS2 та інших органічних розчинниках. За стандартних умов стійкішою є ромбічна модифікація.

5. За високих температур сірка взаємодіє з усіма речовинами, за винятком азоту, золота і платини, виявляючи, залежно від умов властивості окисника чи відновника:

А) взаємодіє з металами з утворенням сульфідів:

Б) взаємодіє з неметалами (за винятком азоту, йоду та інертних газів):

В) взаємодіє з окисниками і відновниками:

6. Застосування:

1) виробництво сульфатної кислоти та сульфатів;

2) добування барвників, гуми, чорного пороху, сірників, ліків;

3) сільському господарстві для боротьби зі шкідниками.

Источник: https://tut-files.ru/previewfile/155416

Смотрите также:

2014 biblioonline ru
Изложение содержания дела, по которому приняты судебные постановления
Отформатировать текстовый фрагмент в MS Word. Текстовый фрагмент, который подлежит форматированию, приведен в документе Задание 1, прикрепленном ниже.