Fes как называется вещество

Сульфид железа (II) свойства, риски и использование

сульфид железа (II), также называется сульфид железа, представляет собой химическое соединение формулы FeS. Порошок сульфида железа пирофорный (самовозгорается в воздухе).

Сульфид железа (II) получают нагреванием серы и железа по реакции:

Реакция очень экзотермическая (выделяет тепло), и соотношение железа и серы должно составлять 7: 4 (NileRed, 2014).

Сульфид железа также может быть получен в водной среде путем растворения серы в растворе ионного железа (II). Сера при растворении образует сероводород, который обратимо реагирует с ионами железа (II) в соответствии с реакцией

вера 2+ + H₂S FeS (s) + 2H +

Однако эта реакция конкурирует с реакцией образования сульфата железа (II) кислоты следующим образом:

Затем сульфат кислоты железа (II) разлагается на сульфат железа, хотя реакция происходит очень медленно (Rickard, 1995)..

• 1 Физико-химические свойства
• 2 Реактивность и опасности
• 3 Обработка и хранение
• 4 использования
• 5 ссылок

Физико-химические свойства

Сульфид железа (II) представляет собой твердое вещество темно-коричневого или черного цвета. Когда оно чисто, оно бесцветно (Национальный центр биотехнологической информации, С.Ф.). Рисунок 2 иллюстрирует появление сульфида железа.

Соединение имеет молекулярную массу 87,910 г / моль и плотность 4,84 г / мл. Он имеет температуру плавления 1195 ° C и нерастворим в воде и азотной кислоте (Royal Society of Chemistry, 2015).

Сульфид железа реагирует в кислой среде с образованием оксидов железа и паров сероводорода, которые являются чрезвычайно токсичными. Это наблюдается в следующей реакции:

FeS + 2H + → Вера 2+ + H₂S

Реагирует с разбавленными растворами серной кислоты с образованием оксида железа, диоксида серы и воды по реакции:

Реактивность и опасности

Сульфид железа является нестабильным соединением и реагирует с воздухом с образованием оксида железа и серы. Соединение является пирофорным и может самопроизвольно воспламениться, а также является продуктом сильного воздействия, поэтому не рекомендуется измельчать его в ступке, когда он синтезируется, и с ним следует обращаться осторожно..

Реагирует с окислителями, а при нагревании разложение выделяет токсичные пары оксидов серы. Состав очень опасен при проглатывании и опасен при попадании в глаза (раздражение) и вдыхании (паспорт безопасности материала Сульфид железа, 2013 г.).

В случае попадания в глаза их следует промыть большим количеством воды в течение не менее 15 минут, иногда поднимая верхнее и нижнее веко..

Если соединение попало на кожу, его следует промыть большим количеством воды в течение не менее 15 минут при снятии загрязненной одежды и обуви..

В случае проглатывания, если пострадавший находится в сознании и настороже, ему следует дать 2-4 стакана молока или воды. Никогда не давайте ничего человеку без сознания

В случае вдыхания пострадавший должен быть удален с места воздействия и перенесен в прохладное место. Если он не дышит, следует применять искусственное дыхание. Если дыхание затруднено, следует назначить кислород.

Во всех случаях требуется немедленная медицинская помощь (Fisher Scientific, 2009).

Сульфид железа участвует в редком доброкачественном состоянии, известном как псевдомеланоз двенадцатиперстной кишки. Эндоскопически это проявляется в виде дискретных плоских черно-коричневых пятен на слизистой двенадцатиперстной кишки..

Он не вызывает симптомов и может быть обратимым. С помощью электронной микроскопии и рентгеновского анализа рассеивания энергии электронным зондом пигмент в основном соответствует накоплению сульфида железа (FeS) в макрофагах в собственной пластинке слизистой оболочки (Cheng CL, 2000)..

Обработка и хранение

Сульфид железа следует хранить вдали от источников тепла и источников возгорания. Пустые контейнеры представляют опасность пожара, отходы должны испаряться под вытяжкой. Заземлите все оборудование, содержащее материал, чтобы избежать электрических искр.

Не вдыхать пыль. Избегать контакта с глазами. Носите подходящую защитную одежду. В случае недостаточной вентиляции, носить подходящее дыхательное оборудование.

Если вы плохо себя чувствуете, вам следует обратиться к врачу и как можно больше показать этикетку продукта. Соединение следует хранить вдали от несовместимых веществ, таких как окислители и кислоты.

Контейнер, содержащий состав, должен быть сухим в прохладном месте. И это должно быть герметично закрыто в проветриваемом месте. Горючие материалы следует хранить вдали от сильной жары и вдали от сильных окислителей..

приложений

Сульфид железа используется в промышленности по производству сплавов и нержавеющей стали для контроля за охрупчиванием водорода. Металлургическая промышленность использует сульфид железа в качестве восстанавливающего сульфурирование материала при изготовлении безуглеродистых, легированных и нержавеющих сталей для резки..

Он также действует в качестве разлагающего агента для улучшения производительности стального литейного станка, который используется при производстве различных стальных деталей. При очистке неочищенной фосфорной кислоты сульфид железа используется в качестве восстановителя для удаления тяжелых примесей из фосфорной кислоты..

Другое использование сульфида железа в производстве ковкого железа. Сульфид железа в сочетании с двухвалентным кремнием и железомарганцем используется для увеличения содержания серы в стали и железе.

Сульфид железа также используется в качестве лабораторного химического вещества для приготовления сероводорода. В красках для волос, краске, керамике, флаконах и стаканах в качестве пигмента используется сульфид железа. Он также используется в смазочных материалах и для очистки выхлопных газов..

Сульфид железа совместим с сульфатами. Сульфатные соединения растворимы в воде и используются при обработке воды. Сульфид железа также используется при производстве металлических отливок.

Источник

Сернистые металлы

Соли сероводородной кислоты называются сернистыми металлами или сульфидами. Они могут быть получены непосредственным соединением металлов с серой. Смешав, например, железные опилки с порошкообразной серой и нагрев смесь в одном месте, легко вызвать реакцию соединения железа с серой, которая дальше идет сама собой, сопровождаясь выделением большого количества тепла и образованием сульфида железа:

Fe + S = FeS + 22,8 ккал

Многие сульфиды можно получить, действуя сероводородом на растворимые в воде соли соответствующих металлов. Так, например, если пропускать сероводород в раствор какой-нибудь медной соли, то сейчас же появляется черный осадок сульфида меди:

или в ионной форме

Осадок нерастворим не только в воде, но и в разбавленных кислотах. Если бы осадок растворялся в разбавленных кислотах, то, как это видно из уравнения, он вообще не мог бы образоваться, так как при реакции получаются ионы водорода. Подобно медным солям относятся к действию сероводорода соли серебра, свинца, ртути и некоторых других металлов.

Но если прилить сероводородной воды к раствору какой-нибудь железной соли, то никакого осадка не получается. Сульфид железа растворяется в разбавленных кислотах с выделением сероводорода, а так как при реакции одновременно с сульфидом железа образуются и ионы водорода, то последние, вступая во взаимодействие с FeS, снова дают сероводород и ионы железа. Таким образом, реакция между сероводородом и железными солями обратима и приводит к состоянию равновесия:

которое практически полностью сдвинуто в сторону образования сероводорода и ионов железа.

Чтобы заставить реакцию идти слева направо, нужно все время удалять образующиеся ионы водорода. Этого можно достигнуть, прибавив к раствору щелочи. Гидроксильные ионы будут связывать ионы водорода, и реакция пойдет до конца вправо.

Еще проще действовать на соль железа вместо сероводорода каким-нибудь растворимым в воде сернистым металлом, например Na₂S; тогда при реакции совсем не образуется ионов водо-рода и сульфид железа сейчас же выделяется в виде черного осадка:

Точно так же получаются сульфиды марганца и цинка, которые нерастворимы в воде, но растворяются в разбавленных кислотах.

Наконец, существуют растворимые в воде сульфиды, как, например, Na₂S, K₂S. Понятно, что они не могут быть получены из соответствующих солей ни действием сероводорода, ни действием других сульфидов.

Различием в растворимости сульфидов пользуются в аналитической химии для последовательного осаждения металлов из растворов их солей.

Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, легко подвергаются гидролизу. Например, сульфид натрия при растворении в воде почти целиком гидролизуется с образованием кислой соли:

Сероводород может и непосредственно вступать в реакцию с некоторыми металлами, образуя сульфиды.

Опустим, например, блестящую серебряную монету в сероводородную воду. Монета тотчас же чернеет вследствие образования на ее поверхности сульфида серебра. Реакция эта идет при участии кислорода воздуха по следующему уравнению:

По этой причине серебряные и медные предметы довольно быстро покрываются темным налетом в воздухе, содержащем сероводород.

Многосернистые металлы. При взбалтывании раствора какого-нибудь сульфида, например Na₂S, с серой последняя растворяется в нем, и после выпаривания получается остаток, содержащий, кроме Na₂S, также соединения переменного состава — от Na₂S₂ до Na₂S₅. Такие соединения называются многосернистыми металлами или полисульфидами.

При сплавлении серы с содой или поташом также получается смесь полисульфидов. Этот продукт был известен еще алхимикам и получил от них название серной печени.

При действии кислот полисульфиды разлагаются с выделением сероводорода и свободной серы; например:

Если же постепенно вносить полисульфиды натрия или калия в концентрированную соляную кислоту, то сероводород не выделяется, а на дне сосуда собирается желтая маслообразная жидкость, содержащая различные многосернистые соединения водорода, из которой можно выделить H₂S₂, H ₂S₃ и др. Многосернистые соединения водорода непрочны и на воздухе постепенно разлагаются на сероводород и серу.

Строение многосернистых водородов, вероятно, сходно со строением перекиси водорода. Например, строение трехсернистого водорода H₂S₃ можно изобразить так:

Обыкновенная структурная формула того же соединения будет иметь вид:

Сульфиды калия и натрия широко применяются в красильном деле, а также в кожевенном производстве, где смесью сернистого калия и сернистого натрия с известью пользуются для удаления шерсти со шкур. Полисульфиды применяются при синтезе некоторых видов искусственного каучука.

Вы читаете, статья на тему Сернистые металлы

Источник

Сера. Химия серы и ее соединений

Положение в периодической системе химических элементов

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

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. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

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.

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 96 о С, 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)

Соединения серы

Типичные соединения фосфора:

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на меторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

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

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

Химические свойства серы

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

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

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

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

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

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

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

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

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

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

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

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

Например , азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

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

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

S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

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

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

Например , сера реагирует с гидроксидом натрия:

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы серводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .

Способы получения сероводорода

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

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

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

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

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

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

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

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

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

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

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

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

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

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

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

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

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

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

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

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

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.

Оксид серы (IV)

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

Cпособы получения окисда серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .

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

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

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

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

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

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

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

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

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

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

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

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

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

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.

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

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

Химические свойства оксида серы (VI).

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

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:

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:

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

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

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

Основные стадии получения серной кислоты :

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

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

Общие научные принципы химического производства:

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

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

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

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

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

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

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

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

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями .

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

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

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

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

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

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

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

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

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

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

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

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

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещества, которое .

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства.

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

HSO₃ – ↔ SO₃ 2– + H +

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

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:

Видеоопыт взаимодействия 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;

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

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и 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:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Источник