Sh2 химия – НОВЫЙ МЕТОД ПОЛУЧЕНИЯ СУЛЬФАНИЛПРОИЗВОДНОГО КЛОЗО-ДЕКАБОРАТНОГО АНИОНА [B10H9SH]2

S*Fe — Бинарные химические соединения — Каталог статей — «МАТИ»

Fe₁₀S₁₁  Fe₁₁S₁₂  Fe₇S₈  FeS  FeS₂  Fe₂S₃

 

Известны Fe₇S₈, Fe₃S₄, Fe₂S₃ и др. сульфиды.

Реакция железа с серой экзотермична, начинается при слабом нагревании, при этом образуется нестехиометрический сульфид, близкий по составу к FeS. Все три сульфида для Fe, Co, Ni  могут быть получены взаимодействием элементов.

Сульфиды Fe, Co, Ni  выпадают при прибавлении (NH₄)₂S к растворам их солей в виде черных осадков. На воздухе влажный осадок сернистого железа легко окисляется до FeSO₄.

При температурах порядка 1200⁰С многие сульфиды восстанавливаются до металла углем по уравнению

 

2MS +

C = CS₂ + 2M 

 

FeS

Моносульфид железа FeS – коричневые или черные кристаллы, т. пл.   1193⁰С, ∆Н_обр⁰ = — 100,5 кДж/моль. Встречается в виде минерала и в метеоритах.

FeS  практически не растворяется в воде, разлагается в разбавленных кислотах с выделением сероводорода H₂S. На воздухе влажный FeS легко окисляется до FeSO₄.

Практически сероводород получают обычно действием разбавленных кислот на сернистое железо FeS

 

FeS + 2HCl = H₂S + FeCl₂ 

Получают FeS нагреванием железа с серой при 600⁰С, при действии H₂S (или серы) на Fe₂O₃ при 750-1050⁰С, реакцией сульфидов щелочных металлов или аммония с солями двухвалентного железа в водном растворе.

 

FeS₂

 

Дисульфид FeS₂  — золотисто-желтые кристаллы с металлическим блеском, встречается в природе, т. пл.  743⁰С, ∆Н_обр⁰ = — 163,3 кДж/моль, обладает свойствами полупроводника.

FeS₂ практически не растворяется в воде, разлагается HNO₃. На воздухе или в кислороде сгорает с образованием Fe₂O₃.

В металлургии широко используется реакция горения пирита FeS₂

 

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂ 

Температура в печи достигает 800⁰С.

 

Природный FeS₂ – сырье для получения серы, железа, серной кислоты, сульфатов железа, компонент шихты при переработке марганцевых руд и концентратов, используется при выплаке чугуна, кристаллы пирита

FeS₂ – детекторы в радиотехнике.

Сульфи́д желе́за(II) — сложное неорганическое вещество с химической формулой FeS класса неорганических сульфидов .

Сульфид железа(II) — бескислородная соль. Кристаллы чёрного цвета с металлическим блеском и гексагональной кристаллической решёткой^[1], 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. Не притягивается магнитом^[2].

Получение

1. Взаимодействие железа с серой^[3]:

Реакция начинается при нагревании смеси железа с серой в пламени горелки, далее может протекать и без подогрева, с выделением теплоты

[2].

2. Взаимодействие оксида железа(III) с водородом и сероводородом:

Химические свойства

1. Взаимодействие с концентрированной HCl:

2. Взаимодействие с концентрированной HNO₃:

Применение

Сульфид железа(II) служит обычным исходным продуктом при получении сероводорода в лабораторных условиях. Гидросульфид железа [Fe(SH)₂] и/или отвечающая ему основная соль [Fe(SH)OH] является важнейшей составной частью некоторых лечебных грязей.

Дисульфид железа(II)^[1] (дисульфид(2-) железа(II)) — бинарное неорганическое соединение железа и серы с формулой FeS₂, светло-жёлтые или тёмно-жёлтые кристаллы, нерастворимые в воде.

Получение

• В природе распространёны минералы марказит — α-FeS₂ и пирит — β-FeS₂.
• Нагревание порошкообразного железа с серой:

Дисульфид железа(II), α-форма образует светло-жёлтые кристаллы ромбической сингонии,

Химические свойства

• Разлагается при нагревании:

• Реагирует с горячими концентрированными кислотами-окислителями:

• Окисляется при прокаливании на воздухе:

Применение

• Сырьё для получения железа, серы и их соединений.

Сульфид железа(II,III) — неорганическое соединение, соль железа и сероводородной кислоты с формулой Fe₃S₄, кристаллы, не растворяется в воде.

Не растворяется в воде. Проявляет ферромагнитные свойства.

Сульфид железа(III) — неорганическое соединение, соль железа и сероводородной кислоты с формулой Fe₂S₃

, жёлто-зелёные кристаллы, не растворяется в воде.

Получение

Физические свойства

Сульфид железа(III) образует жёлто-зелёные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F d3m, параметры ячейки a = 0,99342 нм, Z = 12.

Весьма слабо растворяется в воде.

Кристаллы образуются при длительной выдержке аморфной суспензии под давлением сероводорода в 10 ат.

Химические свойства

• Разлагается при нагревании в инертной атмосфере:

• При хранении на воздухе разлагается несколькими путями:

присутствие влаги ускоряет разложение.

Результаты поиска:

Результаты поиска:

Химическая реакция	Условия
2FeCl3 + 3Na2S = Fe2S3  + 6NaCl	реакция уравнена без электронного баланса

Результаты поиска:

Химическая реакция	Условия
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2	реакция уравнена без электронного баланса

Результаты поиска:

Результаты поиска:

 

 

mati-himia.3dn.ru

MnS, ZnS, FeS, CoS, NiS — Мегаобучалка

Сульфиды нерастворимые в воде и в кислотах:

CuS, Ag₂S, As₂S₃, HgS, Bi₂S₃, PbS, Sb₂S₃, CdS и др.

Получение сульфидов:

· Если сульфид металла нерастворим в кислотах, то его получают действием H₂S на соли: CdCl₂ + H₂S → CdS + HCl.

· Если сульфид металла растворим в кислотах, то его получают действием Na

2S на соли: MnCl₂ + Na₂S → MnS + NaCl.

· Если растворим в воде, то реакцией нейтрализации:

NaOH + H₂S → Na₂S + H₂O.

v Взаимодействием простых веществ:

Zn + S ^t→ ZnS

Hg + S ^t→ HgS.

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuS и PbS— черную, CdS — желтую, ZnS— белую, MnS — розовую, SnS — коричневую, Sb₂S₃— оранжевую и т. д. На различной растворимоcти сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

Нахождение в природе. Сероводород встречается в природе в вулканических газах и в водах некоторых минеральных источников, например Пятигорска, Мацесты. Он образуется при гниении серосодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора.

Ранее отмечалось, что атомы серы склонны соединятся в зигзагообразные цепочки, это приводит к образованию многосернистых водородах (называются сульфаны).

Общая формула H₂S_n (n = 2÷23) – жёлтые маслянистые жидкости, образуются при действии кислот на полисульфиды. Полисульфиды можно получить при кипячении сульфидов с серой: Na₂S + S → Na₂S₂.

(FeS₂ – пирит)

Могут быть окислителями (Na₂S₂ + SnS → Na₂S + SnS₂) и восстановителями (FeS₂ + O₂ → Fe₂O₃ + SO₂), участвовать в реакциях диспропорционирования (Na₂S₂ → Na₂S + S).

 

Оксид серы (IV).Оксид серы (IV), или сернистый газ, при обычных условиях — бесцветный газ с резким, удушливым запахом.

При охлаждении до -10° С сжижается в бесцветную жидкость. В жидком виде его хранят в стальных баллонах.

Он хорошо растворим в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 °С).

Получение.В лаборатории оксид серы (IV) получают взаимодействием гидросульфита натрия с серной кислотой:

а также нагреванием меди с концентрированной серной кислотой:

Оксид серы (IV) образуется также при сжигании серы:

S + O₂^t→ SO₂

В промышленных условиях SO₂ получают при обжиге пирита FeS₂ или сернистых руд цветных металлов (цинковой обманки ZnS, свинцового блеска PbS и др.). Образующийся в этих условиях оксид серы (IV) SO₂ употребляется, главным образом, для получения оксида серы (VI) SO₃ и серной кислоты.

FeS₂ + O₂^t→ Fe

2O₃ + SO₂↑

ZnS + O₂^t→ ZnO + SO₂↑

Структурная формула молекулы SO₂:

Как видим, в образовании связей в молекуле SO₂ принимают участие четыре электрона серы и четыре электрона от двух атомов кислорода. Взаимное отталкивание связывающих электронных пар и неподеленной электронной пары атома серы придает молекуле угловую форму.

Оксид серы (IV) проявляет все свойства кислотных оксидов.

Сернистая кислота. При растворении SO₂ в воде частично происходит реакция с водой и образуется слабая сернистая кислота H₂SO₃:

которая малоустойчива, легко распадается вновь на SO₂ и Н₂О. В водном растворе сернистого газа одновременно существуют следующие равновесия:

Константа диссоциации H₂SO₃ по первой ступени равна K₁ = 1,6∙10^-2, по второй — K₂ = 6,3∙10^-8. Являясь двухосновной кислотой, она дает два ряда солей: средние — сульфиты и кислые — гидросульфиты.

Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

Из сульфитов в воде растворимы соли щелочных металлов.

Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты):

Гидросулифиты легко растворимы.

Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, H₂SO₃ и её соли легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:

H₂SO₃ + O₂ → H₂SO₄

Na₂SO₃ + O₂ → Na₂SO₄.

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:

SO₂ + Cl₂ + H₂O → H₂SO₄ + HCl

Химические реакции, характерные для SO₂, сернистой кислоты и ее солей, можно разделить на три группы:

1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:

PCl₅ + SO₂ → SOCl₂+ POCl₃

Хлорид тионила – это хлорангидрид сернистой кислоты.

SOCl₂ + H₂O ↔ H₂SO₃ + HCl (гидролиз)

2. Реакции, сопровождающиеся повышением степени окисления серы от 4+ до 6+:

SO₂ + Cl₂ → SO₂Cl₂

Хлорид сульфурила – это хлорангидрид серной кислоты.

SO₂Cl₂ + H₂O ↔ H₂SO₄ + HCl

Кислородом воздуха SO₂ окисляется с большим трудом в присутствии катализатора.

При кипячении сульфитов с серой образуются тиосульфаты:

Na₂SO₃ + S ^t→ Na₂S₂O₃

Почти все тиосульфаты растворимы, кроме солей свинца, серебра, таллия и бария. Тиосульфаты устойчивы в нейтральной и щелочной среде, в кислой они разлагаются:

Na₂SO₃ + HCl → H₂S₂O₃ + NaCl

H₂S₂O₃ → S + SO₂ + H₂O

 

Так как один атом серы находится в степени окисления -2, тиосульфаты являются сильными восстановителями:

Na₂S₂O₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + HCl + H₂SO₄

Na₂S₂O₃ + I₂ → Na₂S₄O₆ + NaI

Тетратионат натрия – образуется при действии более мягких окислителей (I₂).

3. Реакции, протекающие с понижением степени окисления серы, например уже отмеченное выше взаимодействие SO₂ с H₂S.

Таким образом, SO₂, сернистая кислота и ее соли могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Применение.Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя с ними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагревании или на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действие SO₂ и H₂SO₃ отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разрушаются).

Оксид серы (IV) убивает многие микроорганизмы. Поэтому для уничтожения плесневых грибков им окуривают сырые подвалы, погреба, винные бочки и др. Используют также при перевозке и хранении фруктов и ягод. В больших количествах оксид серы (IV) используется для получения серной кислоты.

Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Са(НSO₃)₂ (сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.

Оксид серы (VI).SO₃ — вещество с t_пл= 16,8 °С и t_кип= 44,8 °С. Оксид серы (VI), или триоксид серы, — это бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре ниже 17° С в твердую кристаллическую массу. Оксид серы (VI) обладает всеми свойствами кислотных оксидов. Он является промежуточным продуктом производства серной кислоты.

При обычных условиях это снегообразная гигроскопичная масса (жадно поглощает воду). В парообразном состоянии – мономер, в жидком – триммер, в твёрдом – полимер.

Получение. Оксид серы (VI) в промышленности получают окислением SO₂ кислородом только в присутствии катализатора (kt – V₂O₅):

SO₂ + O₂ ↔ SO₃

Необходимость использования катализатора в этой обратимой реакции обусловлена тем, что хороший выход SO₃ (т. е. смещение равновесия вправо) можно получить только при понижении температуры, однако при низких температурах очень сильно падает скорость протекания реакции.

Молекула SO₃ имеет форму треугольника, в центре которого находится атом серы:

Такое строение обусловлено взаимным отталкиванием связывающих электронных пар. На их образование атом серы предоставил все шесть внешних электронов.

Серная кислота. Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:

SO₃ очень хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте. Раствор S0₃ в такой кислоте называется олеумом.

Физические свойства. Серная кислота — тяжелая бесцветная маслянистая жидкость. Крайне гигроскопична. Поглощает влагу с выделением большого количества теплоты, поэтомунельзя воду приливать к концентрированной кислоте — произойдет разбрызгивание кислоты. Для разбавления надосерную кислоту приливать небольшими количествами к воде.

Безводная серная кислота растворяет до 70% оксида серы (VI). При обычной температуре она не летуча и не имеет запаха. При нагревании отщепляет SO₃ до тех пор, пока не образуется раствор, содержащий 98,3% Н₂SO₄. Безводная Н₂SO₄ почти не проводит электрический ток.

Химические свойства. Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества — сахар, бумагу, дерево, волокна и т. д., отнимая от них элементы воды. При этом образуются гидраты серной кислоты. Обугливание сахара можно выразить уравнением

Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кислотой:

Поэтому кислота, которая идет в продажу, имеет бурый цвет от случайно попавших и обуглившихся в ней пыли и органических веществ.

На поглощении (отнятии) воды серной кислотой основана осушка газов.

Как сильная нелетучая кислота H₂SO₄ вытесняет другие кислоты из сухих солей:

Однако если Н₂SO₄ добавляется к растворам солей, то вытеснения кислот не происходит.

Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, за счет ионов Н⁺:

Cu + H₂SO_4(разб.) ≠

C + H₂SO_4(разб.) ≠

Концентрированная серная кислота – сильный окислитель, реагирует с неметаллами и металлами, стоящими до и после водорода.

С активными металлами, например, цинком:

Zn + H₂SO_4(конц.) → ZnSO₄ + H₂S + H₂O

Цинк восстанавливает серу до минимальной степени окисления.

Побочные продукты – S, SO₂.

Отношение серной кислоты к железу и свинцу:

Железо хорошо растворимо в разбавленной и умеренно концентрированной H₂SO₄, но не растворяется в H₂SO_4(конц.), т.к. происходит пассивация металла (образуются оксиды железа). Поэтому H₂SO_4(конц.) перевозят в железных цистернах.

Свинец в разбавленной H₂SO₄ с поверхности покрывается мало растворимой плёнкой PbSO₄, поэтому реакция дальше не идёт. В H₂SO_4(конц.) свинец легко растворяется.

Получений в промышленности.Два метода получения – контактный (основной) и нитрозный.

Контактный метод: оксид серы (IV), предварительно очищенный от примесей, окисляют при температуре ~500⁰С в присутствии катализаторов (V₂O₅ с добавками-активаторами Na₂O и SiO₂) кислородом воздуха в контактных аппаратах. Далее полученный SO₃ поступает в абсорбер, орошается концентрированной 96-98%-ной серной кислотой, и образует олеум (H₂S₂O₇).

Нитрозный метод: получают окислением SO₂ в сернокислотном растворе, причём катализатором служит смесь оксидов азота NO и NO₂. По нитрозному методу получают ~75% -ную H₂SO₄.

2 SO₂ + O₂ + 2 H₂O ^{NO, NO2} 2 H₂SO₄

Значение серной кислоты. Серная кислота является важнейшим

 

megaobuchalka.ru

Молярная масса of ca(sh)2 — Chemistry Online Education

Калькулятор молярной массы, молекулярной массы и строения элементов error — unknown sequence ca2 Вы всегда можете обратиться за помощью на нашем форуме Вычисление молярной массы Для расчета молярной массы химического соединения введите его формулу и нажмите кнопку ‘Рассчитать!’. В химической формуле, вы можете использовать: Любой химический элемент Функциональные группы:D, Ph, Me, Et, Bu, AcAc, For, Ts, Tos, Bz, TMS, tBu, Bzl, Bn, Dmg круглые () и квадратные [] скобки. Общие составные имена. Примеры расчета молярной массы: NaCl, Ca(OH)2, K4[Fe(CN)6], CuSO4*5h3O, water, nitric acid, potassium permanganate, ethanol, fructose. Вычисление молекулярной массы (молекулярная масса) Для того, чтобы рассчитать молекулярную массу химического соединения, введите её формулу, указав его количество массы изотопа после каждого элемента в квадратных скобках. Примеры молекулярные вычисления веса: C[14]O[16]2, S[34]O[16]2. Определение молекулярной массы, молекулярный вес, молекулярная масса и молярная масса Молекулярная масса ( молекулярной массой ) это масса одной молекулы вещества, выражающаяся в атомных единицах массы (и). (1 и равна 1/12 массы одного атома углерода-12) Молярная масса ( молекулярной массой ) является масса одного моля вещества и выражается в г / моль. Массы атомов и изотопов с NIST статью . Оставьте нам свой отзыв о своем опыте с калькулятором молекулярной массы. См. также: молекулярные массы аминокислот молекулярный вес рассчитывается сегодня

ru.webqc.org

Соединения серы (II). Сероводород и сульфиды.

Строение молекул H₂S

Химическое строение молекул H₂S аналогично строению молекул Н₂O: (угловая форма)

Но, в отличие от воды, молекулы H₂S малополярны; водородные связи между ними не образуются; прочность молекул значительно ниже.

Физические свойства

При обычной температуре H₂S — бесцветный газ с чрезвычайно неприятным удушливым запахом тухлых яиц, очень ядовитый (при концентрации > 3 г/м³ вызывает смертельное отравление). Сероводород тяжелее воздуха, легко конденсируется в бесцветную жидкость.H₂S растворим в воде (при обычной температуре в 1 л H₂O растворяется — 2,5 л газа).

Сероводород в природе

H₂S присутствует в вулканических и подземных газах, в воде серных источников. Он образуется при гниении белков, содержащих серу, а также выделяется в процессе жизнедеятельности многочисленных микроорганизмов.

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

S + Н₂ = H₂S

2. Действие неокисляющих кислот на сульфиды металлов:

FeS + 2HCI = H₂S↑ + FeCl₂

3.Действие конц. H₂SO₄ (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные Me:

5H₂SO_4(конц.) + 8Na = H₂S↑ + 4Na₂SO₄ + 4H₂О

4. Образуется при необратимом гидролизе некоторых сульфидов:

AI₂S₃ + 6Н₂О = 3H₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓

Химические свойства H₂S

Взаимодействие H₂S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО₂, H₂SO₄),

Окисление кислородом воздуха

2H₂S + 3О₂(_{избыток}) = 2SО₂↑ + 2Н₂О

2H₂S + О₂(_{недостаток}) = 2S↓ + 2Н₂О

Окисление галогенами:

H₂S + Br₂ = S↓ + 2НВr

3H₂S + 8HNО₃(разб.) = 3H₂SO₄ + 8NO + 4Н₂О

H₂S + 8HNО₃(конц.) = H₂SO₄ + 8NО₂↑ + 4Н₂О

H₂S + H₂SO₄(конц.) = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S↓ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О

5H₂S + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5SО₂ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 14Н₂О

H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeCl₂ + 2HCl

Сероводородная кислота H₂S 2-основная кислота диссоциирует ступенчато

1-я ступень: H₂S → Н⁺ + HS^—

2-я ступень: HS^— → Н⁺ + S^2-

Для H₂S в водном растворе характерны реакции, общие для класса кислот, в которых она ведет себя как слабая кислота. Взаимодействует:

а) с активными металлами

H₂S + Mg = Н₂↑ + MgS

б) с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) в присутствии окислителей

2H₂S + 4Аg + O₂ = 2Ag₂S↓ + 2Н₂O

в) с основными оксидами

H₂S + ВаО = BaS + Н₂O

г) со щелочами

H₂S + NaOH(недостаток) = NaHS + Н₂O

д) с аммиаком

H₂S + 2NH₃(избыток) = (NH₄)₂S

Несмотря на то, что сероводородная кислота — очень слабая, она реагирует с некоторыми солями сильных кислот, например:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

Реакции протекают в тех случаях, если образующийся сульфид Me нерастворим не только в воде, но и в сильных кислотах.

Одна из таких реакций используется для обнаружения анионов S^2- и сероводорода:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = 2HNO₃ + PbS↓ черный осадок.

Газообразный H₂S обнаруживают с помощью влажной бумаги, смоченной раствором Pb(NO₃)₂, которая чернеет в присутствии H₂S.

Сульфиды

Сульфидами называют бинарные соединения серы с менее ЭО элементами, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

Наибольшее значение имеют сульфиды металлов, поскольку многие из них представляют собой природные соединения и используются как сырье для получения свободных металлов, серы, диоксида серы.

Сульфиды щелочных Me и аммония хорошо растворимы в воде, но в водном растворе они подвергаются гидролизу в очень значительной степени:

S^2- + H₂O → HS^— + ОН^—

Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию

Сульфиды щелочно-земельных Me и Mg, взаимодействуя 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^—

Сульфиды некоторых металлов подвергаются необратимому гидролизу и полностью разлагаются в водных растворах, например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 3H₂S↑ + 2AI(OH)_3↓

Аналогичным образом разлагаются Cr₂S₃, Fe₂S₃

Большинство сульфидов тяжелых металлов в воде практически не растворяются и поэтому гид ролизу не подвергаются. Некоторые из них растворяются под действием сильных кислот, например:

FeS + 2HCI = FeCl₂ + H₂S↑

ZnS + 2HCI = ZnCl₂ + H₂S↑

Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

Окисление сульфидов кислородом воздуха при высокой температуре является важной стадией переработки сульфидного сырья. Примеры:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

1. Непосредственное соединение простых веществ:

Fe + S = FeS

2.Взаимодействие H₂S с растворами щелочей:

H₂S + 2NaOH = 2H₂O + Na₂S сульфид натрия

H₂S + NaOH = H₂O + NaHS гидросульфид натрия

3.Взаимодействие H₂S или (NH₄)₂S с растворами солей:

H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + 2AgNO₃ = Ag2S↓ + 2HNO₃

4. Восстановление сульфатов прокаливанием с углем:

Na₂SO₄ + 4С = Na₂S + 4СО

Этот процесс используют для получения сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов.

examchemistry.com

Ответы к упражнениям § 17. Химия 8 класс.

Упражнение: 1 Запишите формулы оксидов азота (II), (V), (I), (III), (IV). Оксид азота (II) N+2O-2 Оксид азота (V) N2+5O5-2 Оксид азота (I) N2+1O-2 Оксид азота (III) N2+3O3-2 Оксид азота (IV) N+4O2-2. Упражнение: 3 Найдите по справочникам и словарям всевозможные названия веществ с формулами: а) CO2 и CO; б) SO2 и SO3; в) и. Объясните их этимологию. Дайте по два названия этих веществ по международной номенклатуре в соответствии с правилами, изложенными в параграфе. а) C+4O2-2 — Оксид углерода (IV), диоксид углерода (углекислый газ) C+2O-2 — Оксид углерода (II), монооксид углерода (угарный газ) б) S+4O2-2 — Оксид серы (IV), диоксид серы (сернистый газ) S+6O3-2 — Оксид серы (VI), триоксид серы (серный ангидрид) Упражнение: 5 Найдите объем, который имеют при н.у. 17 г сероводорода. Сколько молекул его содержится в этом объеме? Дано: H2S m= 17 г V — ? N — ? Решение: V = n • Vm,     N = n • NA n = m / M M(H2S) = 1 • 2 + 32 = 34 г/моль n = 17 / 34 = 0,5 моль V = 0,5 • 22,4 = 11,2 л N = 0,5 • 6 • 1023 = 3 • 1023 молекул Ответ: V(H2S) = 11,2 л, N(H2S) = 3•1023 молекул.

Упражнение: 2 Дайте названия бинарных соединений, формулы которых: а) Cl2O7, Cl2O, ClO2; б) FeCl2, FeCl3; в) MnS, MnO2, MnF4, MnO, MnCl4; г) Cu2O, Mg2Si, SiCl2, Na3N, FeS. а) Cl2+7O7-2 — оксид хлора (VII) Cl2+1O-2 — оксид хлора (I) Cl+4O2-2 — оксид хлора (IV) б) Fe+2Cl2-1 — хлорид железа (II) Fe+3Cl3-1 — хлорид железа (III) в) Mn+2S-2 — сульфид марганца (II) Mn+4O2-2 — оксид марганца (IV) Mn+4F4-1 — фторид марганца (IV) Mn+2O-2 — оксид марганца (II) Mn+4Cl4-1 — хлорид марганца (IV) г) Cu2+1O-2 — оксид меди (I) Mg2+4Si-4 — силицид магния Si+4 Cl4-1 — хлорид кремния Na3+1N-3 — нитрид натрия Fe+2S-2сульфид железа (II) Упражнение: 4 Какое еще название можно дать аммиаку H3N? H3N – аммиак, нитрид водорода. Упражнение: 6 Вычислите массу 33,6 м3 метана CH4 при н.у. и определите число молекул его, содержащихся в этом объеме. б)Дано: CH4 V= 33,6 м3 m — ? N — ? Решение: m = n • M,       N = n • NA n = V / Vm = 33,6 / 22,4 = 1,5 кмоль = 1,5•103 моль M(CH4) = 12 + 1 • 4 = 16 кг/кмоль m = 1,5 • 16 = 24 кг, N = 1,5•103 • 6 • 1023 = 9•1026молекул Ответ: m(CH4) = 24 кг, N(CH4) = 9 •1026 молекул.

reshebnikxim.narod.ru

Классификация и номенклатура неорганических веществ » HimEge.ru

Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна -2.

Оснóвные оксиды  образуют типичные металлы со С.О. +1,+2 (Li₂O, MgO, СаО,CuO и др.).

Кислотные оксиды образуют неметаллы со С.О. более +2 и металлы со С.О. от +5 до +7 (SO₂, SeO₂, Р₂O₅, As₂O₃, СO₂,SiO₂ , CrO₃ и Mn₂O₇). Исключение: у оксидов NO₂ и ClO₂ нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными.

Амфотерные оксиды образованы амфотерными металлами со С.О. +2,+3,+4 (BeO, Cr₂O₃, ZnO, Al₂O₃, GeO₂, SnO₂ и РЬО).

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов со С.О.+1,+2 (СО, NO, N₂O, SiO).

Основания (осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества, которые состоят из иона металла (или иона аммония) и гидроксогруппы (-OH).

Кислотные гидроксиды (кислоты) —  сложные вещества, которые состоят из атомов водорода и кислотного остатка.

Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами.

Соли – сложные вещества, образованные атомами металлов, соединёнными с кислотными остатками.

Средние (нормальные) соли — все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла.

Кислые соли — атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Чтобы правильно назвать кислую соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидро- или дигидро- в зависимости от числа атомов водорода, входящих в состав кислой соли.

Например, KHCO₃ – гидрокарбонат калия, КH₂PO₄ – дигидроортофосфат калия

Нужно помнить, что кислые соли могут образовывать только двух и более основные кислоты.

Осно́вные соли — гидроксогруппы основания (OH⁻) частично замещены кислотными остатками. Чтобы назвать основную соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидроксо- или дигидроксо- в зависимости от числа ОН — групп, входящих в состав соли.

Например, (CuOH)₂CO₃ — гидроксокарбонат меди (II).

Нужно помнить, что основные соли способны образовывать лишь основания, содержащие в своём составе две и более гидроксогрупп.

Двойные соли — в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. Например,KAl(SO₄)₂,  KNaSO_4.

Смешанные соли — в их составе присутствует два различных аниона. Например, Ca(OCl)Cl.

Гидратные соли (кристаллогидраты) — в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример: Na₂SO₄ ·10H₂O.

    Тривиальные названия часто употребляемых неорганических веществ:

Формула	Тривиальное название
NaCl	галит, каменная соль, поваренная соль
Na2SO4*10H2O	глауберова соль
NaNO3	Натриевая, чилийская селитра
NaOH	едкий натр, каустик, каустическая сода
Na2CO3*10H2O	кристаллическая сода
Na2CO3	Кальцинированная  сода
NaHCO3	пищевая (питьевая) сода
K2CO3	поташ
КОН	едкое кали
KCl	калийная соль, сильвин
KClO3	бертолетова соль
KNO3	Калийная, индийская селитра
K3[Fe(CN)6]	красная кровяная соль
K4[Fe(CN)6]	желтая кровяная соль
KFe3+[Fe2+(CN)6]	берлинская лазурь
KFe2+[Fe3+(CN)6]	турнбулева синь
NH4Cl	Нашатырь
NH3*H2O	нашатырный спирт, аммиачная вода
(NH4)2Fe(SO4)2	соль Мора
СаO	негашеная (жженая) известь
Са(OH)2	гашеная известь, известковая вода, известковое молоко, известковое тесто
СaSO4*2H2O	Гипс
CaCO3	мрамор, известняк, мел, кальцит
СаНРO4×2H2O	Преципитат
Са(Н2РO4)2	двойной суперфосфат
Са(Н2РO4)2+2СаSO4	простой суперфосфат
CaOCl2(Ca(OCl)2 + CaCl2)	хлорная известь
MgO	жженая магнезия
MgSO4*7H2O	английская (горькая) соль
Al2O3	корунд, боксит, глинозем, рубин, сапфир
C	алмаз, графит, сажа, уголь, кокс
AgNO3	ляпис
(CuОН) 2СO3	малахит
Cu2S	медный блеск, халькозин
CuSO4*5H2O	медный купорос
FeSO4*7H2O	железный купорос
FeS2	пирит, железный колчедан, серный колчедан
FeСО3	сидерит
Fe2О3	красный железняк, гематит
Fe3О4	магнитный железняк, магнетит
FeО × nH2О	бурый железняк, лимонит
H2SO4 × nSO3	олеум раствор SO3 в H2SO4
N2O	веселящий газ
NO2	бурый газ, лисий хвост
SO3	серный газ, серный ангидрид
SO2	сернистый газ, сернистый ангидрид
CO	угарный газ
CO2	углекислый газ, сухой лед, углекислота
SiO2	кремнезем, кварц, речной песок
CO + H2	водяной газ, синтез-газ
Pb(CH3COO)2	свинцовый сахар
PbS	свинцовый блеск, галенит
ZnS	цинковая обманка, сфалерит
HgCl2	сулема
HgS	киноварь

 

himege.ru