Сірководень і сульфіди

Related posts:

1. Сульфіди При реакції металу з сірководнем утворюються сульфіди відповідного металу. Як і сірководень, сульфіди також є відновниками, які можуть окислюватися не тільки сильними реагентами (H2SO4, HCl), але і слабкими (SO3, H2SO3), а також іонами тривалентного заліза: 2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S+ 2HCl. При взаємодії H2S з підставами, основними оксидами або лугами, утворюються сульфіди (кислі […]...
2. Хімічні властивості сірководню 1. У водному розчині сірководень виявляє слабкі кислотні властивості. Взаємодіє з сильними основами, утворюючи сульфіди і гідросульфіди: Наприклад, сірководень реагує з гідроксидом натрію: H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O H2S + NaOH → NaНS + H2O 2. Сірководень H2S – дуже сильний відновник за рахунок сірки в ступені окислення -2. При нестачі кисню і […]...
3. Сірководень: отримання, фізичні і хімічні властивості При нагріванні сірка реагує з воднем. Утворюється отруйний газ з різким запахом – сірководень. По-іншому називається сірчистим воднем, сульфідом водню, дігідросульфідом. Будова Сірчистий водень – це бінарна сполука сірки і водню. Формула сірководню – H2S. Будова молекули аналогічна будові молекули води. Однак сірка утворює з воднем НЕ водневу, а ковалентний полярну зв’язок. Це пов’язано з […]...
4. Сполуки сірки Сірководень і сульфіди. Сірководень H2S – безбарвний газ з різким запахом. Дуже отруйний, викликає отруєння навіть при незначному вмісті в повітрі (близько 0,01%). Сірководень тим більш небезпечний, що він може накопичуватися в організмі. Він з’єднується з залізом гемоглобіну крові, що може призвести до непритомного стану і смерті від кисневого голодування. У присутності парів органічних речовин […]...
5. Сірководень Водневе з’єднання сірки – сірководень H2S. Сірководень – ковалентное з’єднання. Будова молекули аналогічна будові молекули води, атом сірки знаходиться в стані sp3-гібридизації, проте на відміну від води молекули сірководню не утворюють між собою водневих зв’язків. Атом сірки менше електронегативний, ніж атом кисню, має більший розмір і, як наслідок, меншу щільність заряду. Валентний кут HSH становить […]...
6. Сірководнева кислота і її солі Сірководневої кислоті притаманні всі властивості слабких кислот. Вона реагує з металами, оксидами металів, основами. Як двухосновная, кислота утворює два типи солей – сульфіди і гідросульфіди. Гідросульфіди добре розчиняються у воді, сульфіди лужних і лужноземельних металів також, сульфіди важких металів практично нерозчинні. Сульфіди лужних і лужноземельних металів не пофарбовані, решта мають характерну забарвлення, наприклад, сульфіди міді […]...
7. Способи отримання сульфідів 1. Сульфіди отримують при взаємодії сірки з металами. При цьому сірка виявляє властивості окислювача. Наприклад, сірка взаємодіє з магнієм і кальцієм: S + Mg → MgS S + Ca → CaS Сірка взаємодіє з натрієм: S + 2Na → Na2S 2. Розчинні сульфіди можна отримати при взаємодії сірководню і лугів. Наприклад, гідроксиду калію з сірководнем: […]...
8. Хімічні властивості сульфідів 1. Розчинні сульфіди гідролізуються по аніону, середа водних розчинів сульфідів лужна: K2S + H2O ⇄ KHS + KOH S2- + H2O ⇄ HS – + OH- 2. Сульфіди металів, розташованих в ряду напруг лівіше заліза (включно), розчиняються в сильних мінеральних кислотах. Наприклад, сульфід кальцію розчиняється в соляній кислоті: CsS + 2HCl → ZnCl2 + H2S […]...
9. Сірка та її властивості Сірка (S) в природі зустрічається у з’єднаннях і вільному вигляді. Поширені і сполуки сірки, такі як: Свинцевий блиск PbS; Цинкова обманка ZnS; Мідний блиск Cu2S. Для отримання сірки основним джерелом служить залізний колчедан (пірит) FeS2. Газову сірку одержують з газів, утворених при коксуванні і газифікації вугілля. Існує кілька відомих аллотропних модифікацій сірки: Циклічна форма; Моноклинна […]...
10. Оксид сірки (IV) – хімія Оксид сірки (IV) – це кислотний оксид. Безбарвний газ з різким запахом, добре розчинний у воді. Способи отримання окісда сірки (IV): 1. Спалювання сірки на повітрі: S + O2 → SO2 2. Горіння сульфідів і сірководню: 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O 2CuS + 3O2 → 2SO2 + 2CuO 3. Взаємодія сульфітів з більш […]...
11. Сірчана кислота. Властивості сірчаної кислоти Сірчана кислота H2SO4 – нелетучая важка рідина, добре розчиняється у воді (при нагріванні). tпл. = 10,3°C, t кип. = 296°С, Відмінно вбирає вологу, тому часто виступає в якості осушувача. Виробництво сірчаної кислоти H2SO4. Виробництво сірчаної кислоти являє собою контактний процес. Його можна розділити на 3 етапи: 1. Отримання SO2 шляхом спалювання сірки або випалюванням сульфідів. […]...
12. Число і склад реагентів і продуктів реакції У неорганічної хімії все різноманіття реакцій з’єднання можна розглянути, наприклад, на блоці реакцій отримання сірчаної кислоти з сірки. 1. Одержання оксиду сірки (IV) – з двох простих речовин утворюється одне складне: S + О2 = SO2. 2. Отримання сірчаної кислоти – з двох складних речовин утворюється одне складне: SО3 + Н2O = H2SO4. Ми вибрали […]...
13. Хімічні властивості сірки При кімнатній температурі сірка вступає в реакції тільки з ртуттю. З підвищенням температури її активність значно підвищується. При нагріванні сірка безпосередньо реагує з багатьма простими речовинами, за винятком інертних газів, азоту, селену, телуру, золота, платини, іридію і йоду. Сульфіди азоту і золота отримані непрямим шляхом. Взаємодія з металами Сірка виявляє окисні властивості, в результаті взаємодії […]...
14. Хімічні властивості сірки – коротко У з’єднаннях з воднем утворює сірчану (хімічна формула H2SO4) зі ступенем окислення сірки +6 і сірчисту (H2SO3) зі ступенем окислення +4 кислоти, які дають відповідно сульфати і сульфіти. У нормальних умовах реагують з активними металами і ртуттю, утворюючи сульфіди: Hg + S = HgS Na + S = Na2S Також утворює сульфіди при нагріванні з […]...
15. Сульфіди і близькі до них мінерали До цього типу належать сірчисті, селенисті, теллурістий, миш’яковисті і сурм’янисті з’єднання металів. Серед них найбільш поширені сірчисті сполуки, які є найважливішими рудообразующего мінералами багатьох родовищ кольорових металів. Тип сульфідів і близьких до них утворень об’єднує більше 250 мінералів, які, за підрахунками В. І. Вернадського, складають 0,15% ваги всього земної кори. Більшість мінералів цього типу в […]...
16. Кремнієва кислота – хімія Будова молекули і фізичні властивості Кремнієві кислоти – дуже слабкі, малорозчинні у воді сполуки загальної формули nSiO2 – mH2O. Утворює колоїдний розчин у воді. Метакремнієва H2SiO3 існує в розчині у вигляді полімеру. Способи отримання Кремнієва кислота утворюється при дії сильних кислот на розчинні силікати (силікати лужних металів). Наприклад, при дії соляної кислоти на силікат натрію: […]...
17. Властивості йодної кислоти Йодна кислота HIO4 – слабка кислота, гігроскопічна кристалічна речовина. Отримання йодної кислоти. Йодну кислоту можна отримати дією HClO4 на йод в присутності каталізатора: LО4 + I2 = 2НІО4 + Cl2. Електролізом розчину йодноватой кислоти. Властивості йодної кислоти. Йодна кислота добре розчиняється у воді. Кислотні властивості НІО4 виражені набагато слабкіше, ніж у HClO4, в той час, […]...
18. Оксид вуглецю (II) CO Будова молекули Молекула оксиду вуглецю (II) має лінійну будову. Між атомами вуглецю і кисню утворюється потрійний зв’язок. Дві зв’язку отримані шляхом перекривання неспарених 2р-електронів вуглецю і кисню, а третина – по донорно-акцепторного механізму за рахунок вільної атомної орбіталі 2р вуглецю і електронної пари 2р кисню. Молекула СО є донором електронної пари. Фізичні властивості Оксид вуглецю […]...
19. Оксид сірки (IV) Оксид сірки (IV) SO3 – ангідрид сірчаної кислоти. Це безбарвна рідина, яка твердне вже при 7°С, тому зберігати потрібно ангідрид в морозильній камері. Одержання оксиду сірки. Основним методом отримання сірчаного ангідриду вважається окислення SO2 (проводять тільки в присутності каталізатора і при високому тиску): 2SO2 + O2 ⇆ 2SO3 + Q, Реакція оборотна, можна змістити рівновагу […]...
20. Хімічні властивості заліза, кобальту та нікелю У хімічному відношенні залізо, кобальт і нікель відносяться до металів середньої активності. В електрохімічному ряді напруг металів вони розташовуються лівіше водню, між цинком і оловом. Чисті метали при кімнатній температурі досить стійкі, їх активність сильно збільшується при нагріванні, особливо якщо вони знаходяться в дрібнодисперсному стані. Наявність домішок значно знижує стійкість металів. Взаємодія з неметалами При […]...
21. Хімічні властивості алюмінію Алюміній – це хімічно активний метал, але міцна оксидна плівка визначає його стійкість при звичайних умовах. Практично у всіх хімічних реакціях алюміній проявляє відновні властивості. Взаємодія алюмінію з неметалами З киснем взаємодіє тільки в мілкороздрібленому стані при високій температурі: 4Al + 3O2 = 2Al2O3, – реакція супроводжується великим виділенням тепла. Вище 200°С реагує з сіркою […]...
22. Гідроксиди – коротко Гідроксиди – це складні речовини, що складаються з оксидів і води, які мають гідроксогрпп (OH-). Вони підрозділяються на підстави, кисень кислоти і амфотерні гідроксиди. Підстави – гідроксиди металів зі ступенем окислення +1, +2, проявляють основні властивості і складаються з іонів металів і гідроксид – іонів OH-. Наприклад: Гідроксид натрію – Na + OH, Гідроксид кальцію […]...
23. Будова атома сірки Сірка (S) – неметал, що відноситься до групи халькогенів. Будова атома сірки легко визначити, звернувшись до періодичної таблиці Менделєєва. Будова Сірка в періодичній таблиці знаходиться під 16 номером в третьому періоді, VI групі. Відносна атомна маса елемента – 32. Природна сірка має кілька ізотопів: 32S; 33S; 34S; 36S. Крім цього, штучно отримано 20 радіоактивних ізотопів. […]...
24. Кислоти У фруктах містяться різні органічні кислоти. Це лимонна, щавлева, яблучна кислоти та ін. Крім органічних кислот існує безліч неорганічних, або мінеральних. Молекули неорганічних кислот складаються з меншої кількості атомів і в них міститься не вуглець (у більшості неорганічних кислот), а інші хімічні елементи. Важливими неорганічними кислотами є: HCl – соляна (хлороводородная) кислота; H2SO4 – сірчана […]...
25. Застосування фосфору та його сполук Білий фосфор широкого застосування не має, зазвичай його використовують для утворення димових завіс, червоний фосфор використовують у виробництві сірників, чорний фосфор застосовують дуже рідко. Оксид фосфору (V) є осушувачем газів і рідин, використовується для виробництва фосфорної кислоти, застосовується у виробництві поверхнево-активних речовин, фосфатних стекол та ін. Фосфорна кислота застосовується для отримання фосфорних і комплексних добрив, […]...
26. Хімічні властивості бору Кристалічний бор хімічно інертний. Взаємодія з фтором 2В + 3F2 = 2BF3 Взаємодія з киснем Бор реагує з киснем при 750 ° С: 4В + 3О2 = 2В2О3. Взаємодія з іншими неметалами При температурі вище 1200 ° С бор реагує з хлором і азотом: 2В + 3Cl2 = 2BCl3, 2B + N2 = 2BN. Відновні […]...
27. Хімічні властивості неметалів – таблиця Неметали – хімічні елементи, які мають типові неметалеві властивості і розташовуються в правому верхньому куті періодичної системи. Які ж властивості притаманні цим елементам, і з чим реагують неметали? Неметали: загальна характеристика Неметали відрізняються від металів тим, що на зовнішньому енергетичному рівні вони мають більшу кількість електронів. Тому їх окислювальні властивості виражені сильніше, ніж у металів. […]...
28. Хімічні властивості ванадію Ванадій відрізняється високою хімічною стійкістю, при нормальних умовах інертний. Взаємодія з неметалами При температурі вище 600 ° С взаємодіє з киснем, утворюючи оксид ванадію (V): 4V + 5O2 = 2V2O5, При горінні ванадію на повітрі утворюється оксид ванадію (IV): V + O2 = VO2. При температурі вище 700 ° С реагує з азотом з утворенням […]...
29. Хімічні властивості срібла У сухому повітрі срібло практично не окислюється, з водою не взаємодіє, є інертним металом, зберігає металевий блиск при дії повітря, вологи і вуглекислого газу. Взаємодія з неметалами При звичайних умовах реагує з сіркою, утворюючи сульфід срібла (I): 2Ag + S = Ag2S, При нагріванні з галогенами утворюються галогеніди срібла (I): 2Ag + Br2 = 2AgBr. […]...
30. Хімічні властивості хрому Хром при звичайних умовах – інертний метал, при нагріванні стає досить активним. Взаємодія з неметалами При нагріванні вище 600 ° С хром згорає в кисні: 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3. З фтором реагує при 350 ° С, з хлором – при 300 ° С, з бромом – при температурі червоного розжарювання, утворюючи галогеніди хрому (III): […]...
31. Хімічні властивості марганцю Марганець – активний метал. Взаємодія з неметалами Легко окислюється киснем повітря з утворенням оксидів різного складу: Вище 800 ° С утворюється змішаний оксид марганцю (II, III): 3Mn + 2O2 = Mn3O4; При температурі 450 – 800 ° С виходить оксид марганцю (III): 4Mn + 3O2 = 2Mn2O3 Нижче 450 ° С утворюється оксид марганцю (IV): […]...
32. Способи отримання галогенідів 1. Галогеніди металів отримують при взаємодії галогенів з металами. При цьому галогени проявляють властивості окислювача. Наприклад, хлор взаємодіє з магнієм і кальцієм: Cl2 + Mg → MgCl2 Cl2 + Ca → CaCl2 При взаємодії заліза з хлором утворюється хлорид заліза (III): 3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3 2. Галогеніди металів можна отримати при взаємодії металів з […]...
33. Способи отримання цинку Для отримання металевого цинку використовують гідро – і пірометалургійні процеси. При переробці цинкових руд в результаті їх збагачення отримують цинковий концентрат, який піддають випалу: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 Потім з оксиду цинку отримують металевий цинк двома способами. Пірометалургійних процес Оксид цинку сплавляють з коксом при температурі 1250-1350 ° С у вогнетривких ретортах: […]...
34. Оксид азоту (IV) Оксид азоту (IV) – бурий газ. Дуже отруйний! Для NO2 характерна висока хімічна активність. Способи отримання. 1. Оксид азоту (IV) утворюється при окисленні оксиду азоту (I) і оксиду азоту (II) киснем або озоном: 2NO + O2 → 2NO2 2. Оксид азоту (IV) утворюється при дії концентрованої азотної кислоти на неактивні метали. Наприклад, при дії концентрованої […]...
35. Номенклатура кислот Загальна формула кислот HnAc, де n – число атомів водню, рівне заряду іона кислотного залишку, Ac – кислотний залишок. Назви кисневих кислот утворюються від назви елемента з додатком закінчень – ва, – вая, якщо ступінь окислення його відповідає номеру групи короткої форми Періодичної системи, і слова “кислота”. У міру зниження ступеня окислення суфікси змінюються в […]...
36. Хімічне значення сірки Сірка – одна з небагатьох речовин, яке було відоме з найдавніших часів, її використовували перші хіміки. Одна з причин популярності сірки – поширеність самородної сірки в країнах найдавніших цивілізацій. Її розробляли греки і римляни, виробництво сірки значно збільшилася після винаходу пороху. Місце сірки в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва Сірка розташована в 16 […]...
37. Хімічні властивості лужних і лужноземельних металів Хімічні властивості лужних і лужноземельних металів схожі. На зовнішньому енергетичному рівні лужних металів знаходиться один електрон, лужноземельних – два. При реакціях метали легко розлучаються з валентними електронами, виявляючи властивості сильного відновника. Лужні У I групу періодичної таблиці входять лужні метали: Літій; Натрій; Калій; Рубідій; Цезій; Францій. Вони відрізняються м’якістю (можна розрізати ножем), низькими температурами плавлення […]...
38. Взаємодія металів з розчинами кислот Здатність металів взаємодіяти з розчинами кислот і наступні властивості металів випливають з їх положення в електрохімічному ряді напруг. Метали взаємодіють з розчинами кислот при дотриманні ряду умов: – метал повинен знаходитися в ряді напруг лівіше водню; – в результаті реакції повинна утворитися розчинна сіль, тому що в противному випадку вона покриє метал осадом і доступ […]...
39. Оксид бору Оксид бору В2О3 – безбарвна склоподібна або кристалічна речовина. Склоподібна модифікація має шарувату структуру, атоми бору розташовані всередині рівносторонніх трикутників В3, температура плавлення 325-450 ° С, має високу твердість. Кристалічний оксид бору існує у вигляді двох модифікацій: гексагональної і моноклінної. Температура плавлення 450 ° С, температура кипіння 2250 ° С. Хімічні властивості Взаємодія з металами […]...
40. Хімічні властивості фосфору Хімічна активність фосфору значно вище, ніж у азоту. Хімічні властивості фосфору в чому визначаються його алотропною модифікацією. Білий фосфор дуже активний, в процесі переходу до червоного і чорного фосфору хімічна активність різко знижується. Білий фосфор на повітрі світиться в темряві, світіння обумовлене окисленням парів фосфору до нижчих оксидів. У рідкому і розчиненому стані, а також […]...