Сульфид ртути II
| Сульфид ртути II | |
|---|---|
| Систематическое наименование | Сульфид ртути II |
| Традиционные названия | Киноварь (α), метациннабарит (β), гиперциннабарит (γ) |
| Хим. формула | HgS |
| Рац. формула | HgS |
| Состояние | твёрдое |
| Молярная масса | 232,66 г/моль |
| Плотность | (α) 8,09; (β) 7,73 г/см³ |
| Температура | |
| • плавления | 820 °C |
| Мол. теплоёмк. | (α) 48,41; (β) 48,50 Дж/(моль·К) |
| Энтальпия | |
| • образования | (α) − 57,6; (β) − 49,4 кДж/моль |
| Рег. номер CAS | 1344-48-5 |
| PubChem | 62402 |
| Рег. номер EINECS | 215-696-3 |
| SMILES | |
| ChemSpider | 56188 |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
Сульфид ртути II (моносульфид ртути) — неорганическое бинарное соединение ртути с серой, имеющее химическую формулу Hg1−x S .
При атмосферном давлении существует в трех полиморфных модификациях: тригональной α-HgS (киноварь), стабильной до 345 °C, кубической β-HgS (метациннабарит), стабильной в интервале от 315 до 481 °C, и гексагональной γ-HgS (гиперциннабарит), стабильной от 470 °C до температуры конгруэнтного плавления 820 °C. Первая из них ярко-красного цвета, вторая имеет чёрный цвет. При давлении 21 ГПа возникает четвертая модификация, имеющая кубическую структуру.
Содержание
- 1 Физические свойства и фазовые равновесия
- 2 Получение
- 3 Химические свойства
- 4 Нахождение в природе
- 5 Этимология
- 6 Применение
Физические свойства и фазовые равновесия
Все модификации являются фазами переменного состава, область гомогенности α-HgS при 315 °C доходит до
4 мол. %. Области гомогенности всех фаз смещены в сторону серы, поэтому модификации сульфида ртути могут быть описаны как фазы с недостатком катионообразователя: Hg1−xS , x⩾0 .
| Фаза | Минералогическое название | Простр. группа | Структурный тип | Стабильна в интервале, °C |
|---|---|---|---|---|
| α — HgS | киноварь | P3121 | собственный | до 345 |
| β — HgS | метациннабарит | F4¯3m | α — ZnS (сфалерит) | 315 — 481 |
| γ — HgS | гиперциннабарит | гекс. | 470 — 820 | |
| δ — HgS | (нет) | Fm3¯m | NaCl | высокого давления |
Модификации α и β являются полупроводниками. Красная окраска киновари обусловлена большой величиной запрещенной зоны (соответствующей краю поглощения ок. 590 нм). β-Модификация является узкозонным полупроводником; как и все сфалеритоподобные соединения, она имеет прямозонную структуру.
| Фза | Прарметры решетки | z | ρ , г/см 3 | Eg , эВ | μn , см 2 /(В·с) | |
|---|---|---|---|---|---|---|
| a , нм | c , нм | |||||
| α — HgS | 0,4145 — 0,4162 | 0,9460 — 0,9530 | 3 | 8,09 | 2,1 | 45 ( ∥c ), 13 ( ⊥c ) |
| β — HgS | 0,586 | 4 | 7,73 | 0,15 | 250 | |
| γ — HgS | 0,701 | 1,413 | ||||
| Примечание: z — число стехиометрических единиц в ячейке; ρ — плотность; Eg — ширина запрещенной зоны; μn — подвижность электронов проводимости | ||||||
Переход α-фазы в β-фазу при атмосферном давлении происходит в интервале температур 315 — 345 °C; область сосуществования фаз ограничена трехфазными равновесиями: эвтектоидным
Здесь L(S) — жидкость на основе серы; L(Hg) — жидкость на основе ртути. Переход β-фазы в γ-фазу происходит в интервале температур 470 — 481 °C; область сосуществования фаз ограничена трехфазными равновесиями: эвтектоидным
γ-Фаза плавится конгруэнтно при 820 °C.
Получение
Все модификации моносульфида ртути можно получить прямым синтезом из простых веществ при соответствующих температурах и контролируемом давлении пара. Монокристаллы получают выращиванием из расплавов или осаждением из паровой фазы. Киноварь можно также получить растиранием ртути с кристаллической серой при комнатной температуре.
При осаждении сероводородом из растворов солей ртути II осаждается черная β-модификация HgS, метастабильная при комнатной температуре. При постепенном пропускании сероводорода через раствор хлорида ртути вначале образуется белый осадок сульфохлорида:
который постепенно переходит в желтый, бурый и, наконец, черный сульфид ртути:
Обработкой растворами полисульфидов щелочных металлов черный сульфид ртути переводят в красную модификацию.
Химические свойства
Киноварь и метациннабарит малорастворимы в воде: произведения растворимости их при 25 °C составляют соответственно: 4,0⋅10 −53 и 1,6⋅10 −5 . Киноварь необычайно инертна к кислотам и щелочам и растворяется лишь в царской водке.
При нагревании в инертной атмосфере киноварь возгоняется, при окислении на воздухе чернеет вследствие образования металлической ртути:
Нахождение в природе
В природе α-модификация распространена в виде минерала киновари, β-модификация встречается в виде минерала метациннабарита. Многие минералы являются твердыми растворами или соединениями моносульфида ртути с другими халькогенидами, например:
Киноварь является основной рудой ртути и добывается в промышленных объёмах.
Этимология
В русском языке название киноварь восходит к др.-греч. κιννάβαρι , лат. cinnabari . При этом в латинском языке слово cinnabari означает красную краску не столько минерального, сколько растительного происхождения — «драконову кровь», извлекаемую из сока некоторых растений, например, Calamus Draco. Корень κιννα- вообще означает красный или красно-коричневый цвета, с чем связаны названия κιννάμωμον (κίνναμον), cinnamoma — корица.
Применение
С древних времён киноварь широко использовалась как красный пигмент для производства красок, однако в связи с токсичностью ртути, его применение в этом качестве в настоящий момент ограничено.
Сульфид ртути вследствие его крайне низкой летучести и нерастворимости в воде применяется как соединение, образование которого служит одним из методов демеркуризации.
Соединение является мощным фунгицидом и может использоваться для обработки бетонных строительных конструкций в целях профилактики грибковых поражений.
Как широкозонный полупроводник α-модификация используется для создания полупроводниковых детекторов ионизирующего излучения, в особенности гамма-квантов, так как благодаря высокой плотности и высокому среднему заряду ядра эффективно поглощает гамма-излучение. На основе сульфида ртути II получают полупроводниковые твердые растворы путем замещения как в катионной (например, Hg1−xCdxS ), так и в анионной (например, HgS1−xSex ) подрешетках.
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 серы:
| Степень окисления | Типичные соединения |
| +6 | Оксид серы(VI) SO3 Галогенангидриды: SО2Cl2 |
| +4 | Оксид серы (IV) SO2 Галогенангидриды: SOCl2 |
| –2 | Сероводород H2S Сульфиды металлов MeS |
Способы получения серы
1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях 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 сероводорода 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 сероводород 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, ни в 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.
| 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 | ||||||||||||||||||||||||||||
| ZnS + 2HCl → ZnCl2 + H2S | |||||||||||||||||||||||||||||
| Оксиды серы | Цвет | Фаза | Характер оксида |
| SO2 Оксид сера (IV), сернистый газ | бесцветный | газ | кислотный |
| SO3 Оксид серы (VI), серный ангидрид | бесцветный | жидкость | кислотный |
Оксид серы (IV)
Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.
Cпособы получения оксида 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):
SO2(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:
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:
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):
| 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 800 о С |
| 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. 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
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 взаимодействует 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 вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.
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
Химические свойства ртути
Ртуть, в отличие от цинка, малоактивный металл, в сухом воздухе устойчива, подобно благородным металлам.
1. Взаимодействие с неметаллами
Выше 300°С окисляется кислородом, образуя оксид ртути (II):
Очень легко взаимодействует с серой с образованием сульфида ртути (II):
При нормальных условиях реагирует с галогенами:
При нагревании – с фосфором, образуя фосфид:
С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом ртуть не взаимодействует.
2. Взаимодействие с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода; с водой, щелочами и неокисляющими кислотами не взаимодействует.
Растворяется в разбавленной и концентрированной азотной кислоте и концентрированной серной кислоте, образуя соли ртути и продукты восстановления кислот:
при избытке ртути возможно образование сульфата ртути (I):
3. Взаимодействие с солями
Ртуть взаимодействует с солями ртути (II) с образованием солей ртути (I):
Другие металлы, из-за малой активности, вытеснять из растворов не может.
Получение Ртути.
Ртутные руды (или рудные концентраты), содержащие Ртуть в виде киновари, подвергают окислительному обжигу
Обжиговые газы, пройдя пылеуловительную камеру, поступают в трубчатый холодильник из нержавеющей стали или монель-металла. Жидкая Ртуть стекает в железные приемники. Для очистки сырую Ртуть пропускают тонкой струйкой через высокий (1-1,5 м) сосуд с 10%-ной НNО3, промывают водой, высушивают и перегоняют в вакууме.
Возможно также гидрометаллургическое извлечение Ртути из руд и концентратов растворением HgS в сернистом натрии с последующим вытеснением Ртути алюминием. Разработаны способы извлечения Ртуть электролизом сульфидных растворов.
Ртуть широко применяется при изготовлении научных приборов (барометры, термометры, манометры, вакуумные насосы, нормальные элементы, полярографы, капиллярные электрометры и других), в ртутных лампах, переключателях, выпрямителях; как жидкий катод в производстве едких щелочей и хлора электролизом, в качестве катализатора при синтезе уксусной кислоты, в металлургии для амальгамации золота и серебра, при изготовлении взрывчатых веществ; в медицине (каломель, сулема, ртутьорганические и других соединения), в качестве пигмента (киноварь), в сельском хозяйстве (органические соединения Ртути) в качестве протравителя семян и гербицида, а также как компонент краски морских судов (для борьбы с обрастанием их организмами). Ртуть и ее соединения токсичны, поэтому работа с ними требует принятия необходимых мер предосторожности.
Ртуть в организме.
Содержание Ртути в организмах составляет около 10 -6 %. В среднем в организм человека с пищей ежесуточно поступает 0,02-0,05 мг Ртути. Концентрация Ртути в крови человека составляет в среднем 0,023 мкг/мл, в моче — 0,1-0,2 мкг/мл. В связи с загрязнением воды промышленного отходами в теле многих ракообразных и рыб концентрация Ртути (главным образом в виде ее органических соединений) может значительно превышать допустимый санитарно-гигиенический уровень. Ионы Ртути и ее соединения, связываясь с сульфгидрильными группами ферментов, могут инактивировать их. Попадая в организм, Ртуть влияет на поглощение и обмен микроэлементов — Cu, Zn, Cd, Se. В целом биологическая роль Ртуть в организме изучена недостаточно. Отравления Ртутью и ее соединениями возможны на ртутных рудниках и заводах, при производстве некоторых измерительных приборов, ламп, фармацевтических препаратов, инсектофунгицидов и других.
Основную опасность представляют пары металлической Ртути, выделение которых с открытых поверхностей возрастает при повышении температуры воздуха. При вдыхании Ртуть попадает в кровь. В организме Ртуть циркулирует в крови, соединяясь с белками; частично откладывается в печени, в почках, селезенке, ткани мозга и др. Токсическое действие связано с блокированием сульфгидрильных групп тканевых белков, нарушением деятельности головного мозга (в первую очередь, гипоталамуса). Из организма Ртуть выводится через почки, кишечник, потовые железы и др.
Острые отравления Ртутью и ее парами встречаются редко. При хронических отравлениях наблюдаются эмоциональная неустойчивость, раздражительность, снижение работоспособности, нарушение сна, дрожание пальцев рук, снижение обоняния, головные боли. Характерный признак отравления — появление по краю десен каймы сине-черного цвета; поражение десен (разрыхленность, кровоточивость) может привести к гингивиту и стоматиту. При отравлениях органических соединениями Ртути (диэтилмеркурфосфатом, диэтилртутью, этилмеркурхлоридом) преобладают признаки одновременного поражения центральной нервной (энцефалополиневрит) и сердечно-сосудистой систем, желудка, печени, почек.
Качественная реакция наHg 2+ : при добавлении к раствору соли ртути(II) щелочи выпадает оранжевый осадок ОКСИДА ртути, гидроксид не образуется, его не существует:
Ион Zn 2+ с S 2+ образует белый осадок. Который растворяется в кислотах с выделением газа с запахом тухлых яиц – сероводорода (про него подробнее ниже, в разделе сера):
Сокращенное ионное уравнение:
ZnS + H2SO4 → ZnSO4 + H2S↑ (растворение осадка с выделением сероводорода)
Be 0 (Be 2+ ), Zn 0 (Zn 2+ ),Al 0 (Al 3+ )
эти три металла объединяют амфотерные свойства. Поэтому если в задании встречается следующая формулировка: «…металл, растворимый в растворе щелочи…», «…металл, который растворяется и в щелочах, и кислотах…» или «…металл, растворяющийся в щелочи с выделением горючего газа, легче воздуха…», то имеют в виду один из этих трех металлов.
Ионы этих металлов в растворах тоже определяют добавлением щелочи.
Выпадает белый студенистый осадок (гидроксид металла),который в избытке щелочи растворяется (гидроксиды алюминия, цинка и бериллия реагируют со щелочами, образуя растворимые гидроксоалюминаты, гидроксоцинкаты и гидроксобериллаты соответственно):
ZnCl2 + 2KOH → Zn(OH)2↓ + 2KCl (образование осадка)
http://chemege.ru/sera/
http://mykonspekts.ru/2-71893.html