СУЛЬФІДИ – солі сульфідної кислоти

СІРКА (S)

Поширення в природі. В природі сірка зустрічається 1) в самородному вигляді: Сицилія, ЗахіднаУкраїна 2) у вигляді мінералів: FeS₂ - залізний колчедан (пірит), ZnS цинкова обманка, PbS свинцевий блиск, CuS₂ - мідний блиск, HgS –кіновар; 3) у вигляді сульфатів мінерали - CaSO₄·2H2O - гіпс, Na₂SO₄·10H₂O мірабіліт, MgSO₄·7H₂O – англійська гірка сіль 4) у складі живих організмів - білки

Будова атома. Розміщення електронів по рівням та підрівням подано на схемі:

	1s^22p^22p^63s^23p^4
	Ступінь окиснення	Валентність
	+2, - 2	II
	+4	IV
	+6	VI

Сірка може мати наступні ступені окиснення:

S^-2 S⁰ S⁺⁴ S⁺⁶

H₂S (Na₂S) S SO₂ (H₂SO₃) SO₃ (H₂SO₄)

Фізичні властивості. Тверда кристалічна речовина жовтого кольору, нерозчинна у воді, водою не змочується (плаває на поверхні), t_кип = 445ºС

Алотропні модифікації.

1) ромбічна (a-сірка) - S₈. Найбільш стійка модифікація.

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см³

2) моноклінна (b-сірка) - темно-жовті голки. Стійка при температурі більше 96°С; при звичайних умовах перетворюється на ромбічну. t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см³

3) пластическая – коричнева резиноподібна (аморфна) маса. Нестійка, при затвердінні перетворюється на ромбічну.

Добування

1. Промисловий метод - виплавлення з руди за допомогою водяної пари.

2. Неповне окислення сірководню (при нестачі кисню): 2H₂S + O₂ ® 2S + 2H₂O

3. Реакція Вакенродера: 2H₂S + SO₂ ® 3S + 2H₂O

Хімічні властивості

І. Окисні властивості сірки (S⁰ + 2ē ® S^-2)

1) Сірка реагує з лужними металами без нагрівання: 2Na + S ® Na₂S

З іншими металами (крім Au, Pt) - при підвищенній t°:

2Al + 3S ® Al₂S₃

Zn + S ® ZnS

2) З деякими неметалами сірка утворює бінарні сполуки: H₂ + S ® H₂S, 2P + 3S ® P₂S₃,

C + 2S ® CS₂

ІІ. Відновлювальні властивості сірка виявляє в реакціях з сильними окисниками:

(S - 2ē ® S⁺²; S - 4ē ® S⁺⁴; S - 6ē ® S⁺⁶)

3) з киснем: S + O₂ –^t°® S⁺⁴O₂, 2S + 3O₂ –^t°;Pt® 2S⁺⁶O₃

4) з галогенами (крім йоду): S + Cl₂ ® S⁺²Cl₂

5) з кислотами - окисниками: S + 2H₂SO₄(конц) ® 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O

S + 6HNO₃(конц) ® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

ІІІ. Реакції диспропорціонування:

3S⁰ + 6KOH ® K₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O

S⁰ + Na₂S⁺⁴O₃ ® Na₂S₂O₃ тіосульфат натрія

Застосування: вулканізація каучуку, отримання ебоніту, виробництво сірників, пороху, в боротьбі з шкідниками сільського господарства, для медичних цілей (сірчані мазі для лікування шкірних захворювань), для отримання сірчаної кислоти і т.д.

ГІДРОГЕН СУЛЬФІД

Фізичні властивості. Газ, безбарвний, із запахом тухлих яєць, отруйний, розчинний у воді; t пл. = -86° C; °t кип. = -60 ° С.

Добування:

1) H₂ + S ^t°®H₂S

2) FeS + 2HCl ® FeCl₂ + H₂S

Хімічні властивості

1) Розчин H₂S у воді – слабка двохосновна кислота (сірководнева):

H₂S «H⁺ + HS^-

HS^- «H⁺ + S^2-

Сірководнева кислота утворює два типи солей - середні (сульфіди) и кислі (гідрогенсульфіди).

2) Кислотні властивості: взаємодіє з металлами, які в ряді напруг знаходяться до водню, основними оксидами, основами, основними солями:

H₂S + 2Na ® Na₂S + 2H₂

H₂S + 2NaOH ® Na₂S + 2H₂O

3) Відновні властивості:

при нестачі O₂: 2H₂S^-2 + O₂ ® 2S⁰ + 2H₂O

при надлишку O₂: 2H₂S^-2 + 3O₂ ® 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

H₂S^-2 + Br₂ ® S⁰ + 2HBr

H₂S^-2 + 2FeCl₃ ® 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl

H₂S^-2 + 4Cl₂ + 4H₂O ® H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl

3H₂S^-2 + 8HNO₃(конц) ® 3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O

H₂S^-2 + H₂S⁺⁶O₄(конц) ® S⁰ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

(при нагревании реакція йде по-іншому: H₂S^-2 + 3H₂S⁺⁶O₄(конц) –^t°® 4S⁺⁴O₂ + 4H₂O)

5) Срібло при контакті с сірководнем чорніє: 4Ag + 2H₂S + O₂ ® 2Ag₂S + 2H₂O

6) Якісна реакція на сірководень та розчинні сульфіди – утворення чорного осаду PbS:

H₂S + Pb(NO₃)₂ ® PbS¯ + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ ® PbS¯ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + S^2- ® PbS¯

Однією з основних причин потемніння художніх картин старих майстрів було використання свинцевих білил, які взаємодіючи зі слідами сірководню в повітрі, перетворювались на PbS чорного кольору.

7) Реставрація картин: PbS + 4H₂O₂ ® PbSO₄ (білий) + 4H₂O

СУЛЬФІДИ – солі сульфідної кислоти

Добування

1) Нагрівання метала з сіркою: Hg + S ® HgS

2) Розчинні сульфіди отримують в реакції сірководню з лугом: H₂S + 2KOH ® K₂S + 2H₂O

3) Нерозчинні сульфіди отримують в реакціях обміну:

CdCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + CdS¯

Pb(NO₃)₂ + Na₂S ® 2NaNO₃ + PbS¯

ZnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + ZnS¯

MnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + MnS¯

2SbCl₃ + 3Na₂S ® 6NaCl + Sb₂S₃¯

SnCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + SnS¯

Хімічні властивості

1) Сульфіди металів, що стоять в ряду напруг лівіше заліза (включно), розчиняються в сильних кислотах:

ZnS + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂S­

HgS + H₂SO₄ –\®

3) Водорозчинні сульфіди розчиняють сірку з утворенням полісульфідів:

Na₂S + nS ® Na₂S_n+1 (1 £ n £ 5)

Полісульфіди при окисненні перетворюються в тіосульфати, наприклад:

2Na₂S₂ + 3O₂ ® 2Na₂S₂O₃

ОКСИДИ СІРКИ

СУЛЬФУР (IV) ОКСИД SO₂ (СІРЧИСТИЙ АНГІДРИД, СІРЧИСТИЙ ГАЗ)

Фізичні властивості. Безбарвний газ з різким запахом; добре розчинний у воді; °t пл. = -75,5°C; °t кип. = -10°С.Знебарвлює багато барвниів, вбиває мікроорганізми.

Получение

1) При згоранні сірки в кисні: S + O₂ ® SO₂

2) Окислением сульфидов: 4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂­

3) Обробка солей сірчистої кислоти мінеральними кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl ® 2NaCl + SO₂­ + H₂O

4) При окисненні металів концентрованою сірчаною кислотою:

Cu + 2H₂SO₄(конц) ® CuSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

Хімічні властивості

1) Сірчистий ангідрид - кислотний оксид. При розчиненні у воді утворюється слабка і нестійка сірчиста кислота (існує лише у водному розчині): SO₂ + H₂O «H₂SO₃

H₂SO₃ утворює два типи солей - середні (сульфіти) та кислі (гідрогенсульфіти).

Ba(OH)₂ + SO₂ ® BaSO₃¯(барій сульфит бария) + H₂O

Ba(OH)₂ + 2SO₂ ® Ba(HSO₃)₂(гидросульфит бария)

2) Реакції окиснення (S⁺⁴ – 2ē ® S⁺⁶)

SO₂ + Br₂ + 2H₂O ® H₂SO₄ + 2HBr

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O ® K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

Водні розчини сульфітів лужних металів окислюються на повітрі:

2Na₂SO₃ + O₂ ® 2Na₂SO₄; 2SO₃^2- + O₂ ® 2SO₄^2-

3) Реакції відновлення (S⁺⁴ + 4ē ® S⁰)

SO₂ + С –^t°® S + СO₂

SO₂ + 2H₂S ® 3S + 2H₂O

СУЛЬФУР (VI) ОКСИД

SO₃ (сірчаний ангідрид)

Фізичні властивості. Безбарвна летка рідина, °t пл. = 17°C; tкип. = 66°С; на повітрі "димить", сильно поглинає вологу (зберігають в запаяних посудинах).

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

SO₃ добре розчиняється в 100% сірчаній кислоті, цей розчин називається олеумом.

Добування

1) 2SO₂ + O₂ -^{кат;450°C}® 2SO₃

2) Fe₂(SO₄)₃ –^t°® Fe₂O₃ + 3SO₃

Хімічні властивості

1) При розчиненні у воді утворює сильну сульфатну кислоту:

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

H₂SO₄ утворює два типи солей - середні (сульфати) та кислі (гідрогенсульфати):

2NaOH + SO₃ ® Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + SO₃ ® NaHSO₄

2) SO₃ - сильний окисник.

2SO₃ + 3С –^t°® 2S + 3СO₂

SO₃ + 3H₂S ® 4S + 3H₂O

СУЛЬФАТНА КИСЛОТА (H₂SO₄)

Фізичні властивості. Важка масляниста рідина ("купоросне масло"); r = 1,84 г/см³; нелетка, добре розчинна у воді (відбувається сильне розігрівання); °t пл. = 10,3°C, t кип. = 296°С, дуже гігроскопічна, має водовіднімаючі властивості (обвуглює папір, дерева, цукор).

Пам’ятайте!!! Кислоту вливають малими порціями у воду, а не навпаки!

Хімічні властивості

H₂SO₄ - сильна двохосновна кислота. H₂SO₄ «H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- «H⁺ + SO₄^2-

H₂SO₄ утворює два типи солей - середні (сульфати, Na₂SO₄) та кислі (гідроген сульфати, NaHSO₄).

1) Кислотні властивості. Реагує з:

а) основними оксидами:

CuO + H₂SO₄ ® CuSO₄ + H₂O

б) гідроксидами:

H₂SO₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ ® CuSO₄ + 2H₂O

2) Вступає в обмінні реакції з солями:

BaCl₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2HCl

Утворення білого кристалічного осаду BaSO₄ (нерозчинного в кислотах) є якісною реакцією на сульфати.

3) Окисні властивості:

a) розбавлена сульфатна кислота розчиняє тільки метали, що стоять в ряду напруг лівіше водню:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) ® Zn⁺²SO₄ + H₂O

б) концентрована H₂⁺⁶SO₄ – сильний окисник; при взаємодії з металами (крім Au, Pt) може відновлюватись до S⁺⁴O₂ (якщо метал неактивний), S⁰ чи H₂S^-2 (якщо метал лужний чи лужноземельний). Без нагрівання не реагує також з Fe, Al, Cr - пасивуються):

2Ag⁰ + 2H₂⁺⁶SO₄ ® Ag₂⁺¹SO₄ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

8Na⁰ + 5H₂⁺⁶SO₄ ® 4Na₂⁺¹SO₄ + H₂S^-2 + 4H₂O

4) концентрована H₂S⁺⁶O₄ реагує при нагріванні з деякими неметаллами. При цьому неметали окислюються до найвищого ступеня окиснення і утворюється S⁺⁴O₂:

С⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄(конц) ® C⁺⁴O₂ + 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

S⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄(конц) ® 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O

2P⁰ + 5H₂S⁺⁶O₄(конц) ® 5S⁺⁴O₂ + 2H₃P⁺⁵O₄ + 2H₂O

Очищення нафтопродуктів

Акумулятори.

ВУГЛЕЦЬ

Електронна будова

Вуглець може мати наступні ступені окиснення:

С^-4 С⁰ С⁺² С⁺⁴

СН₄ С СO СО₂

Хімічні властивості

Вуглець - малоактивний, на холоді реагує тільки з фтором; хімічна активність проявляється при високих температурах.

І. Відновні властивості

1) реагує з киснем

C⁰ + O₂ –^t°® CO₂ углекислый газ

при нестачі кисню відбувається неповне згорання:

2C⁰ + O₂ –^t°®2C⁺²O угарный газ

2) реагує з фтором

С + 2F₂ ® CF₄

 

3) вступає в реакцію з водяним паром

C⁰ + H₂O –^1200°®С⁺²O + H₂ (водяний газ)

 

4) реагує з оксидами металів

C⁰ + 2CuO –^t°® 2Cu + C⁺⁴O₂

 

5) вступає в реакцію з кислотами-окисниками:

C⁰ + 2H₂SO₄(конц.) ® С⁺⁴O₂ + 2SO₂ + 2H₂O

С⁰ + 4HNO₃(конц.) ® С⁺⁴O₂ + 4NO₂ + 2H₂O

ІІ. Окисні властивості.

6) з деякими металами утворює карбіди

4Al + 3C⁰ ® Al₄C₃

Ca + 2C⁰ ® CaC₂^-4

7) з воднем утворює метан

C⁰ + 2H₂ ® CH₄

Застосування вуглецю.

1. Сажу використовують як наповнювач при виробництві гуми і як друкарську фарбу.

2. Сполуки вуглецю - кам'яне вугілля, природний газ, нафта - паливо.

3. Відновлювач в металургії.

4. Адсорбент.

КАРБОН (II) ОКСИД - CO

Чадний газ; безкольоровий, без запаху, малорозчинний у воді, розчинний в органічних розчинниках, токсичний, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

Ступінь окислювання вуглецю в СО +2, але валентність дорівнює 3. два ковалентних зв'язки утворюються за обмінним механізмом і один зв'язок по донорно-акцепторному (вільна орбіталь належить збудженому атому вуглецю, а пара електронів - кисню).

Добування

1) В промисловості (в газогенераторах):

C + O₂ ® CO₂

CO₂ + C ® 2CO

2) В лабораторії - термічним розкладом мурашиної або щавелевої кислот в присутності H₂SO₄(конц.):

HCOOH ® H₂O + CO

H₂C₂O₄ ® CO + CO₂­ + H₂O

Хімічні властивості. При звичайних умовах CO інертний; при нагріванні – виявляє відновні властивості; несолетвірний оксид. Вступає в реакції з:

1)киснем: 2C⁺²O + O₂ ® 2C⁺⁴O₂

2) оксидами металів: C⁺²O + CuO ® Сu + C⁺⁴O₂

3) хлором (на світлі): CO + Cl₂ –^hn® COCl₂(фосген)

4) розплавом лугу (під тиском):CO + NaOH ® HCOONa (форміат натрію)

5) перехідними металами утворює карбоніли: Ni + 4CO –^t°®Ni(CO)₄, Fe + 5CO –^t°®Fe(CO)₅

КАРБОН (IV) ОКСИД - СO₂ (ВУГЛЕКИСЛИЙ ГАЗ)

Молекула СО₂ має лінійну будову (О = С = О) і малополярна. Тому діоксид вуглецю погано розчинний у воді. Він важчий за повітря і накопичується в колодязях, погребах, витісняючи кисень і може бути причиною задухи. Вуглекислий газ, безбарвний, без запаху; t пл. = -78,5ºC (твердий CO₂ називається "сухий лід"); не підтримує горіння.

Добування

1. Термічний розклад карбонатів: CaCO₃–^t°® CaO + CO₂­

2. Дією сильних кислот на карбонати та гідрогенкарбонати: CaCO₃ + 2HCl ® CaCl₂ + H₂O + CO₂

NaHCO₃ + HCl ® NaCl + H₂O + CO₂

Способи збирання

Витісненням повітря

Хімічні властивості

Виявляє кислотні властивості та реагує з основними оксидами, основами, утворюючи карбонати.

Na₂O + CO₂ ® Na₂CO₃

2NaOH + CO₂ ® Na₂CO₃ + H₂O

NaOH + CO₂ ® NaHCO₃

При підвищеній температурі може виявляти окисні властивості:С⁺⁴O₂ + 2Mg –^t°® 2Mg⁺²O + C⁰

Якісна реакція: помутніння вапняної води - Ca(OH)₂ + CO₂ ® CaCO₃¯(белый осадок) + H₂O

Воно зникає при тривалому пропусканні CO₂ через вапняну воду, тому що нерозчинний карбонат кальцію переходить в розчинний гідрокарбонат: CaCO₃ + H₂O + CO₂ ® Сa(HCO₃)₂

КАРБОНАТНА КИСЛОТА ТА ЇЇ СОЛІ (H₂CO₃)

Кислота слабка, існує лише у водному розчині:

CO₂ + H₂O «H₂CO₃

Двохосновна:

H₂CO₃ «H⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- «H⁺ + CO₃^2-

Характерні кислотні властивості та реагує з основними оксидами, основами, утворюючи карбонати.

Na₂O + H₂CO₃ ® Na₂CO₃ + H₂O

2NaOH + H₂CO₃ ® Na₂CO₃ + 2H₂O

NaOH + CO₂ ® NaHCO₃.

Карбонатна кислота утворює 2 типи солей: середні солі - карбонати (СO₃^2-) та кислі солі гідрокарбонати (HCO₃^-).

Карбонати та гідрокарбонати можуть перетворюватись один в одного:

2NaHCO₃ –^t°® Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ ® 2NaHCO₃

Карбонати металів (крім лужних) при нагріванні декарбоксилуються з утворенням оксидів:

CuCO₃ –^t°® CuO + CO₂

Якісна реакція - "скипання" при дії сильної кислоти:

Na₂CO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂O + CO₂

Застосування карбонатів

1. Na₂CO₃·10H₂O - кристалічна сода, Na₂CO₃ - кальцинована сода - миючий засіб, виробництво скла, мила, паперу.

2. NaHCO₃ - гідрокарбонат натрію - питна сода.

3. K₂CO₃ - карбонат калію, поташ - виробництво мила, скла.

4. СaCO₃ - вапняк, крейда, мармур - будматеріали.

КРЕМНІЙ

Відкритий Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811р.

Другий по розповсюдженості елемент в земній корі (27,6% по масі)

 

1s^22s^22p^6 3s^23p^2
Збуджений стан

Можливі ступнеі окиснення

Si^-4 Si⁰ Si⁺⁴

SiН₄ Si SiО₂

Алотропія

1. Кристалічний - темно-сіра речовина з металевим блиском, велика твердість, крихкий, напівпровідник; r = 2,33г/см³, tпл. = 1415°C; tкип. = 2680°C. Має алмазоподібну структуру (sp³-гібридизація атомів кремнію) і утворює міцні ковалентні s-зв'язки. Інертний.

2. Аморфний - бурий порошок, гігроскопічний, алмазоподібна структура, r = 2 г/см3, більш реакційноздатний.

Добування

1) в промисловості: 2С + Si⁺⁴O₂ –^t°® Si⁰ + 2CO

2) в лабораторії: 2Mg + Si⁺⁴O₂ –^t°® 2MgO + Si⁰

Хімічні властивості

Типовий неметал, інертний.

І. Відновні властивості. Реагує з:

1) киснем: Si⁰ + O₂ –^t°® Si⁺⁴O₂

2) фтором (без нагрівання): Si⁰ + 2F₂ ® SiF₄

3) вуглецем: Si⁰ + C –^t°® Si^+4C (SiC - карборунд -твердий; використовується для шліфування)

4) сумішю нітратної та плавикової кислот: 3Si + 4HNO₃ + 18HF ® 3H₂[SiF₆] + 4NO + 8H₂O

6) лугами при нагріванні: Si⁰ + 2NaOH + H₂O ® Na₂Si⁺⁴O₃+ 2H₂

ІІ. Окисні властивості. Реагує з металлами (утворюються силіциди): Si⁰ + 2Mg –^t°® Mg₂Si^-4

Застосування кремнію. Виготовлення напівпровідникових приладів (електроніка), фотоелементів (в т.ч. енергетичних), жаростійких сплавів (феросиліцій).

СИЛАН SiH₄

Безкольоровий, отруйний газ, t°пл. = -185°C, t°кип. = -112°C.

Добування: Mg₂Si + 4HCl ® 2MgCl₂ + SiH₄­

СИЛІКАТНІ КИСЛОТИ

H₂SiO₃ - метасилікатна кислота

H₄SiO₄ - ортосилікатна кислота.

H₂SiO₃ – дуже слабка (слабша карбонатної), нестійка, у воді утворює колоїдний розчин, не має кислого смаку.

Добування

Na₂SiO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂SiO₃¯

Хімічні властивості:

1. При нагріванні розкладається: H₂SiO₃ –^t°® H₂O + SiO₂

2. Виявляє слабкі кислотні властивості: Н₂SiO₃ + 2NaOH ® Na₂SiO₃ +2H₂O

Солі силікатної кислоти - силікати.

СИЛІКАТНА ПРОМИСЛОВІСТЬ

Скло

1. Кварцове скло - виготовляють шляхом переплавки кварцу (SiO₂). Має низький температурний коефіцієнт розширення і добре переносить різкі зміни температури.

2. Віконне скло - загальна формула - Na₂O·CaO·SiO₂. Отримують сплавлением соди, вапняку і білого піску. Сумарно процес виглядає так: Na₂CO₃ + CaCO₃ + 6SiO₂ = Na₂O·CaO·6SiO₂ + 2CO₂

За стадіями: 1. Na₂CO₃ + SiO₂ = Na₂SiO₃ + CO₂; 2. CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂; 3. CaSiO₃ + Na₂SiO₃ + 4SiO₂ = Na₂O·CaO·6SiO₂

3. Термостійке скло (калійне - К₂O·CaO·6SiO₂). Для отримання використовують K₂CO₃, а в іншому процес не відрізняється від виробництва віконного скла.

4. Боратне (пробіркове) скло, жаростійке. Його отримують так само як і віконне скло, однак, замість СаО використовують оксид бора - B₂O₃.

4. Кришталь. Це калієве скло, яке замість СаО, містить оксид свинцю, має склад - K₂O·PbO·6SiO₂

5. Кольорове скло. Для його отрамання використовують різні добавки: оксиду кобальту - СоО (синє), оксиду хрому - Cr₂O₃ (зелене), оксиду міді Cu₂O (червоне) і т.п.

Кераміка

Це вироби з глини. Тонка кераміка - фарфор і фаянс, груба кераміка - цегла, черепиця, труби. Основною реакцією при випаленні глини є видалення хімічно зв'язаної води та утворення каменеподібної маси: 3Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O = 6H₂O + 4SiO₂ + 3Al₂O₃·2SiO₂

Цемент

Отримують шляхом випалення при 1400-1600ºС суміші вапняку та глини, з подальшим розмеленням спеченої маси в тонкий порошок. Головними компонентами є: CaO - 64-67%, SiO₂ - 21-24% та Al₂O₃ - 4-7%. В процесі затвердіння цементу розрізняють дві стадії: спочатку йде взаємодія молекул води з частинками цементу з вивільненням гідроксиду кальцію, який далі, взаємодіючи з вуглекислим газом повітря і діоксидом кремнію (є в цементі), утворює міцні кристали карбонатів і силікатів кальцію, що скріплюють зерна цементу.

3CaO·SiO₂ + 3H₂O = 2CaO·SiO₂·2H₂O + Ca (OH)₂

Са (OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O; Ca (OH)₂ + SiO₂ = CaSiO₃ + H₂O

СІРКА (S)

Поширення в природі. В природі сірка зустрічається 1) в самородному вигляді: Сицилія, ЗахіднаУкраїна 2) у вигляді мінералів: FeS₂ - залізний колчедан (пірит), ZnS цинкова обманка, PbS свинцевий блиск, CuS₂ - мідний блиск, HgS –кіновар; 3) у вигляді сульфатів мінерали - CaSO₄·2H2O - гіпс, Na₂SO₄·10H₂O мірабіліт, MgSO₄·7H₂O – англійська гірка сіль 4) у складі живих організмів - білки

Будова атома. Розміщення електронів по рівням та підрівням подано на схемі:

	1s^22p^22p^63s^23p^4
	Ступінь окиснення	Валентність
	+2, - 2	II
	+4	IV
	+6	VI

Сірка може мати наступні ступені окиснення:

S^-2 S⁰ S⁺⁴ S⁺⁶

H₂S (Na₂S) S SO₂ (H₂SO₃) SO₃ (H₂SO₄)

Фізичні властивості. Тверда кристалічна речовина жовтого кольору, нерозчинна у воді, водою не змочується (плаває на поверхні), t_кип = 445ºС

Алотропні модифікації.

1) ромбічна (a-сірка) - S₈. Найбільш стійка модифікація.

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см³

2) моноклінна (b-сірка) - темно-жовті голки. Стійка при температурі більше 96°С; при звичайних умовах перетворюється на ромбічну. t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см³

3) пластическая – коричнева резиноподібна (аморфна) маса. Нестійка, при затвердінні перетворюється на ромбічну.

Добування

1. Промисловий метод - виплавлення з руди за допомогою водяної пари.

2. Неповне окислення сірководню (при нестачі кисню): 2H₂S + O₂ ® 2S + 2H₂O

3. Реакція Вакенродера: 2H₂S + SO₂ ® 3S + 2H₂O

Хімічні властивості

І. Окисні властивості сірки (S⁰ + 2ē ® S^-2)

1) Сірка реагує з лужними металами без нагрівання: 2Na + S ® Na₂S

З іншими металами (крім Au, Pt) - при підвищенній t°:

2Al + 3S ® Al₂S₃

Zn + S ® ZnS

2) З деякими неметалами сірка утворює бінарні сполуки: H₂ + S ® H₂S, 2P + 3S ® P₂S₃,

C + 2S ® CS₂

ІІ. Відновлювальні властивості сірка виявляє в реакціях з сильними окисниками:

(S - 2ē ® S⁺²; S - 4ē ® S⁺⁴; S - 6ē ® S⁺⁶)

3) з киснем: S + O₂ –^t°® S⁺⁴O₂, 2S + 3O₂ –^t°;Pt® 2S⁺⁶O₃

4) з галогенами (крім йоду): S + Cl₂ ® S⁺²Cl₂

5) з кислотами - окисниками: S + 2H₂SO₄(конц) ® 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O

S + 6HNO₃(конц) ® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

ІІІ. Реакції диспропорціонування:

3S⁰ + 6KOH ® K₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O

S⁰ + Na₂S⁺⁴O₃ ® Na₂S₂O₃ тіосульфат натрія

Застосування: вулканізація каучуку, отримання ебоніту, виробництво сірників, пороху, в боротьбі з шкідниками сільського господарства, для медичних цілей (сірчані мазі для лікування шкірних захворювань), для отримання сірчаної кислоти і т.д.

ГІДРОГЕН СУЛЬФІД

Фізичні властивості. Газ, безбарвний, із запахом тухлих яєць, отруйний, розчинний у воді; t пл. = -86° C; °t кип. = -60 ° С.

Добування:

1) H₂ + S ^t°®H₂S

2) FeS + 2HCl ® FeCl₂ + H₂S

Хімічні властивості

1) Розчин H₂S у воді – слабка двохосновна кислота (сірководнева):

H₂S «H⁺ + HS^-

HS^- «H⁺ + S^2-

Сірководнева кислота утворює два типи солей - середні (сульфіди) и кислі (гідрогенсульфіди).

2) Кислотні властивості: взаємодіє з металлами, які в ряді напруг знаходяться до водню, основними оксидами, основами, основними солями:

H₂S + 2Na ® Na₂S + 2H₂

H₂S + 2NaOH ® Na₂S + 2H₂O

3) Відновні властивості:

при нестачі O₂: 2H₂S^-2 + O₂ ® 2S⁰ + 2H₂O

при надлишку O₂: 2H₂S^-2 + 3O₂ ® 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

H₂S^-2 + Br₂ ® S⁰ + 2HBr

H₂S^-2 + 2FeCl₃ ® 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl

H₂S^-2 + 4Cl₂ + 4H₂O ® H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl

3H₂S^-2 + 8HNO₃(конц) ® 3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O

H₂S^-2 + H₂S⁺⁶O₄(конц) ® S⁰ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

(при нагревании реакція йде по-іншому: H₂S^-2 + 3H₂S⁺⁶O₄(конц) –^t°® 4S⁺⁴O₂ + 4H₂O)

5) Срібло при контакті с сірководнем чорніє: 4Ag + 2H₂S + O₂ ® 2Ag₂S + 2H₂O

6) Якісна реакція на сірководень та розчинні сульфіди – утворення чорного осаду PbS:

H₂S + Pb(NO₃)₂ ® PbS¯ + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ ® PbS¯ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + S^2- ® PbS¯

Однією з основних причин потемніння художніх картин старих майстрів було використання свинцевих білил, які взаємодіючи зі слідами сірководню в повітрі, перетворювались на PbS чорного кольору.

7) Реставрація картин: PbS + 4H₂O₂ ® PbSO₄ (білий) + 4H₂O

СУЛЬФІДИ – солі сульфідної кислоти

Добування

1) Нагрівання метала з сіркою: Hg + S ® HgS

2) Розчинні сульфіди отримують в реакції сірководню з лугом: H₂S + 2KOH ® K₂S + 2H₂O

3) Нерозчинні сульфіди отримують в реакціях обміну:

CdCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + CdS¯

Pb(NO₃)₂ + Na₂S ® 2NaNO₃ + PbS¯

ZnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + ZnS¯

MnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + MnS¯

2SbCl₃ + 3Na₂S ® 6NaCl + Sb₂S₃¯

SnCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + SnS¯

Хімічні властивості

1) Сульфіди металів, що стоять в ряду напруг лівіше заліза (включно), розчиняються в сильних кислотах:

ZnS + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂S­

HgS + H₂SO₄ –\®

3) Водорозчинні сульфіди розчиняють сірку з утворенням полісульфідів:

Na₂S + nS ® Na₂S_n+1 (1 £ n £ 5)

Полісульфіди при окисненні перетворюються в тіосульфати, наприклад:

2Na₂S₂ + 3O₂ ® 2Na₂S₂O₃

ОКСИДИ СІРКИ

СУЛЬФУР (IV) ОКСИД SO₂ (СІРЧИСТИЙ АНГІДРИД, СІРЧИСТИЙ ГАЗ)

Фізичні властивості. Безбарвний газ з різким запахом; добре розчинний у воді; °t пл. = -75,5°C; °t кип. = -10°С.Знебарвлює багато барвниів, вбиває мікроорганізми.

Получение

1) При згоранні сірки в кисні: S + O₂ ® SO₂

2) Окислением сульфидов: 4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂­

3) Обробка солей сірчистої кислоти мінеральними кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl ® 2NaCl + SO₂­ + H₂O

4) При окисненні металів концентрованою сірчаною кислотою:

Cu + 2H₂SO₄(конц) ® CuSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

Хімічні властивості

1) Сірчистий ангідрид - кислотний оксид. При розчиненні у воді утворюється слабка і нестійка сірчиста кислота (існує лише у водному розчині): SO₂ + H₂O «H₂SO₃

H₂SO₃ утворює два типи солей - середні (сульфіти) та кислі (гідрогенсульфіти).

Ba(OH)₂ + SO₂ ® BaSO₃¯(барій сульфит бария) + H₂O

Ba(OH)₂ + 2SO₂ ® Ba(HSO₃)₂(гидросульфит бария)

2) Реакції окиснення (S⁺⁴ – 2ē ® S⁺⁶)

SO₂ + Br₂ + 2H₂O ® H₂SO₄ + 2HBr

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O ® K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

Водні розчини сульфітів лужних металів окислюються на повітрі:

2Na₂SO₃ + O₂ ® 2Na₂SO₄; 2SO₃^2- + O₂ ® 2SO₄^2-

3) Реакції відновлення (S⁺⁴ + 4ē ® S⁰)

SO₂ + С –^t°® S + СO₂

SO₂ + 2H₂S ® 3S + 2H₂O

СУЛЬФУР (VI) ОКСИД

SO₃ (сірчаний ангідрид)

Фізичні властивості. Безбарвна летка рідина, °t пл. = 17°C; tкип. = 66°С; на повітрі "димить", сильно поглинає вологу (зберігають в запаяних посудинах).

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

SO₃ добре розчиняється в 100% сірчаній кислоті, цей розчин називається олеумом.

Добування

1) 2SO₂ + O₂ -^{кат;450°C}® 2SO₃

2) Fe₂(SO₄)₃ –^t°® Fe₂O₃ + 3SO₃

Хімічні властивості

1) При розчиненні у воді утворює сильну сульфатну кислоту:

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

H₂SO₄ утворює два типи солей - середні (сульфати) та кислі (гідрогенсульфати):

2NaOH + SO₃ ® Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + SO₃ ® NaHSO₄

2) SO₃ - сильний окисник.

2SO₃ + 3С –^t°® 2S + 3СO₂

SO₃ + 3H₂S ® 4S + 3H₂O

СУЛЬФАТНА КИСЛОТА (H₂SO₄)

Фізичні властивості. Важка масляниста рідина ("купоросне масло"); r = 1,84 г/см³; нелетка, добре розчинна у воді (відбувається сильне розігрівання); °t пл. = 10,3°C, t кип. = 296°С, дуже гігроскопічна, має водовіднімаючі властивості (обвуглює папір, дерева, цукор).

Пам’ятайте!!! Кислоту вливають малими порціями у воду, а не навпаки!