На нашем сайте используются файлы cookies для большего удобства использования и улучшения работы сайта, а также в маркетинговых активностях.
Продолжая, вы соглашаетесь с использованием cookies.
Хлорид кальция CaCl2 — соль щелочноземельного металла кальция и хлороводородной кислоты. Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Относительная молекулярная масса Mr = 110,98; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,51; tпл = 782º C; tкип = 1960º C;
Хлорид кальция можно получить путем взаимодействия и :
Ca + Cl2 = CaCl2
В результате взаимодействия и образуется хлорид кальция, углекислый газ и вода:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O
Качественная реакция на хлорид кальция — взаимодействие его с нитратом серебра, в результате реакции происходит образование белого творожного осадка:
При взаимодействии с нитратом серебра, хлорид кальция образует нитрат кальция и осадок хлорид серебра:
CaCl2 + 2AgNO3 = Ca(NO3)2 + 2AgCl↓
Хлорид кальция реагирует с простыми веществами:
В результате реакции между хлоридом кальция и при 600 — 700º С и катализаторах Pt, Fe, Ni образуется гидрид кальция и соляная кислота:
CaCl2 + H2 = CaH2 + 2HCl
Хлорид кальция взаимодействует при 600 — 700º С и образует на выходе кальций и хлорид алюминия:
3CaCl2 + 2Al = 3Ca + 2AlCl3
Хлорид кальция вступает в реакцию многими :
Хлорид кальция вступает в реакции :
Хлорид кальция взаимодействует концентрированным раствором . При этом образуются гидроксид кальция и хлорид натрия:
CaCl2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaCl
2.2.1. Твердый хлорид кальция реагирует концентрированной при кипении, образуя сульфат кальция и газ хлороводород:
CaCl2 + H2SO4 = CaSO4↓ + 2HCl↑
Хлорид кальция вступает в взаимодействие
В результате реакции между хлоридом кальция и образуется карбонат кальция и хлорид натрия:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
Хлорид кальция реагирует с фторидом аммония и образует фторид кальция и хлорид аммония:
CaCl2 + 2NH4F = CaF2↓ + 2NH4Cl
Хлорид кальция может реагировать с сульфатом калия при 800º С с образованием сульфата кальция и хлорида калия:
CaCl2 + K2SO4 = CaSO4 + 2KCl
Структурная формула
Латинское название
Calcii chloridum (род. Calcii chloridi)
Нозологическая классификация
Список кодов МКБ-10
Фармакологическое действие
—
гемостатическое, дезинтоксикационное, противоаллергическое, противовоспалительное, снижающее проницаемость капилляров.
Характеристика
Бесцветные кристаллы без запаха, горько-соленого вкуса. Кальция хлорид очень легко растворим в воде (4:1) с сильным охлаждением раствора, легко растворим в этаноле. Очень гигроскопичен, на воздухе расплывается. Содержит 27% кальция. Молекулярная масса 110,98.
Фармакология
Восполняет дефицит ионов кальция, необходимых для передачи нервных импульсов, сокращения скелетных и гладких мышц, деятельности сердца, формирования костной ткани, свертывания крови. Кальций снижает проницаемость клеточных мембран и сосудистой стенки, предотвращает развитие воспалительных реакций, повышает сопротивляемость организма инфекциям и усиливает фагоцитоз. При в/в введении стимулирует симпатический отдел вегетативной нервной системы, увеличивает выделение надпочечниками адреналина, оказывает умеренное диуретическое действие.
Применение вещества Кальция хлорид
Гипокальциемия, повышенная потребность в кальции (беременность, кормление грудью, период усиленного роста организма), недостаточное поступление кальция с пищей, нарушение обмена кальция, в т.ч. в постменопаузном периоде, повышенное выведение кальция (хроническая диарея, вторичная гипокальциемия, в т.ч. на фоне длительного приема некоторых диуретиков, противосудорожных ЛС или глюкокортикоидов), кровотечения различной этиологии и локализации (легочные, желудочно-кишечные, носовые, маточные и др.), аллергические заболевания и реакции, в т.ч. сывороточная болезнь, крапивница, зуд, отек Квинке, бронхиальная астма, воспалительные и экссудативные процессы, в т.ч. пневмония, плеврит, аднексит, эндометрит, повышенная проницаемость сосудов (геморрагический васкулит, лучевая болезнь), дистрофические алиментарные отеки, гипопаратиреоз, гипокальциемия, спазмофилия, свинцовые колики, тетания, гиперкалиемическая форма пароксизмальной миоплегии, туберкулез легких, рахит и остеомаляция, гепатит (паренхиматозный, токсический), нефрит, эклампсия, отравление солями магния, щавелевой и фтористой кислотами, экзема, псориаз, слабость родовой деятельности.
Противопоказания
Гиперчувствительность, гиперкальциемия, атеросклероз, склонность к тромбозам.
Побочные действия вещества Кальция хлорид
При приеме внутрь — боль в эпигастрии, изжога, тошнота, рвота, гастрит. При в/в введении — ощущение жара, гиперемия лица, брадикардия; при быстром в/в введении — фибрилляция желудочков сердца; местные реакции при в/в введении — боль и гиперемия по ходу вены.
Способ применения и дозы
В/в, медленно (по 6 капель/мин) — перед введением 5–10 мл 10% раствора, разбавляют в 100–200 мл изотонического раствора натрия хлорида или 5% раствора декстрозы. Внутрь, после еды, в виде 5–10% раствора 2–3 раза в сутки: взрослым — 10–15 мл на прием, детям — 5–10 мл.
Особые указания
Нельзя вводить п/к и в/м — возможен некроз тканей (кальция хлорид, начиная с концентрации 5%, оказывает сильное раздражающее действие). При в/в введении кальция хлорида появляется ощущение жара сначала в полости рта, а затем по всему телу (этот эффект ранее использовали при определении скорости кровотока — регистрировали время между моментом введения в вену кальция хлорида и появлением ощущения жара).
Выбор описания
раствор для внутривенного введения
Кальция хлорид (раствор для внутривенного введения, 100 мг/мл), инструкция по медицинскому применению РУ № ЛС-000510
Дата последнего изменения: 09.03.2021
Лекарственная форма
Раствор
для внутривенного введения.
Состав
Кальция
хлорида гексагидрат — 100 мг
Вода
для инъекций — до 1 мл
Фармакокинетика
В
крови кальций находится в ионизированном и в связанном состоянии. В плазме
около 45% кальция находится в комплексе с белками. Физиологической активностью
обладает ионизированный кальций. Депонируется в костной ткани. Около 20%
препарата выводится почками, остальное количество (80%) — кишечником. 95%
кальция, выводящегося путем гломерулярной фильтрации, подвергается резорбции в
восходящем сегменте петли Генле, а также в проксимальных и дистальных почечных
канальцах.
Фармакодинамика
Препарат
кальция, восполняет дефицит ионов кальция, необходимого для осуществления
процесса передачи нервных импульсов, сокращения скелетных и гладких мышц,
деятельности миокарда, формирования костной ткани, процесса свертывания крови,
функционирования других систем и органов. Кальций является ко-фактором многих
ферментов и поэтому влияет на секреторную активность эндокринных и экзокринных
желез. Уменьшение содержания ионов кальция в плазме крови и тканях может
приводить к развитию различных патологических процессов. Гипокальциемия
приводит к развитию тетании и спазмофилии, нарушению функций скелетной и
гладкой мускулатуры, сердечно-сосудистой системы, нарушению системы свертывания
крови, развитию остеопороза. Кальция хлорид, помимо устранения гипокальциемии,
уменьшает проницаемость сосудов и оказывает противоаллергическое действие. При
внутривенном введении стимулирует симпатический отдел вегетативной нервной
системы, усиливает выделение надпочечниками эпинефрина, оказывает умеренное
диуретическое действие.
аллергические
реакции (крапивница, ангионевротический отек, аллергодерматозы, сывороточная
болезнь);
гипокальциемия
(в т.ч. гипокальциемическая тетания, при гипопаратиреозе);
передозировка
солями магния (в составе комплексной терапии).
повышенная
чувствительность к препарату и компонентам препарата;
тяжелая
хроническая почечная недостаточность;
одновременный
прием с сердечными гликозидами;
период грудного
вскармливания, беременность.
Хроническая
почечная недостаточность легкой и средней степени тяжести, дегидратация,
нарушение электролитного баланса (риск гиперкальциемии), заболевания сердца
(риск аритмии), заболевания почек, «легочное» сердце, респираторный ацидоз,
дыхательная недостаточность (риск токсических реакций вследствие окисления
кальция), возраст до 18 лет.
Применение при беременности и кормлении грудью
Во
время беременности и в период грудного вскармливания препарат противопоказан.
При необходимости назначения препарата в период лактации следует прекратить
грудное вскармливание.
Препарат
назначают внутривенно струйно (очень медленно) и внутривенно капельно
(медленно).
При внутривенном
струйном введении. 5 мл препарата вводят со скоростью не более 0,75–1,5 мл/мин.
Ампулу с раствором перед введением подогревают до температуры тела. После
завершения введения пациенту следует непродолжительное время оставаться в
положении «лежа».
При внутривенном
капельном введении. 5–10 мл раствора препарата предварительно разводят в
100–200 мл 5% раствора декстрозы (глюкозы) или 0,9% изотонического
раствора натрия хлорида. Препарат вводят со скоростью 6–8 капель/мин.
При
гипокальциемической тетании — 5–17,5 мл. Введение повторяют каждые
8 часов до достижения терапевтического эффекта.
При
гиперкалиемии (под контролем электрокардиограммы) — 2,45–15 мл,
при необходимости повторную дозу вводят через 1–2
При острой
гипокальциемии — 7,5–15 мл в течение 1–3 дней, при необходимости
введение повторяют каждые 1–3 дня.
При аллергических
реакциях (крапивница, ангионевротическом отек, аллергодерматоз, сывороточная
болезнь), свинцовой колике, передозировке солями магния — 7,5–15 мл.
При
аллергических реакциях рекомендуется совместное применение кальция хлорида и
антигистаминных препаратов.
По
0,3 мл/кг, максимальная суточная доза 15 мл.
Нежелательные
реакции описаны в соответствии с системно-органными классами MedDRA.
Нарушения со стороны сердца
Возможна
аритмия (в т.ч. брадикардия). При быстром введении возможны фибрилляция
желудочков сердца, сердечно-сосудистая недостаточность, вплоть до остановки
сердца.
Нарушения со стороны сосудов
Возможно
снижение артериального давления, периферическая вазодилатация.
Нарушения со стороны желудочно-кишечного тракта
Общие расстройства и нарушения в месте введения
Возможно
ощущение жара сначала в полости рта, а затем по всему телу, привкус мела во
рту, обморок. Раздражение по ходу вены, гиперемия кожи, боль, сыпь,
кальцификация могут свидетельствовать об экстравазации, которая может приводить
к некрозу окружающих тканей. При попадании в подкожную клетчатку и в мышцу
вызывает сильное раздражение и некроз окружающих тканей.
Взаимодействие
При
одновременном применении с сердечными гликозидами повышает риск развития
аритмий (одновременное применение противопоказано). Снижает эффективность
блокаторов «медленных» кальциевых каналов. Одновременный прием с другими
кальций- и магнийсодержащими препаратами повышает риск гиперкальциемии или
гипермагниемии соответственно, особенно у пациентов с хронической почечной
недостаточностью; с хинидином — возможно замедление внутрижелудочковой
проводимости и повышение токсичности хинидина.
Снижает
эффективность недеполяризующих миорелаксантов. Может увеличивать продолжительность
действия тубокурарина хлорида.
Фармацевтически
несовместим с тетрациклинами, магния сульфатом, лекарственными препаратами,
содержащими фосфаты, карбонаты или тартраты.
Усиливает
действие антигистаминных препаратов.
Совместим
с 5% раствором декстрозы (глюкозы) и 0,9% раствором натрия хлорида.
Передозировка
Гиперкальциемия
(жажда, тошнота, рвота, запор, полиурия, абдоминальная боль, мышечная слабость,
психические нарушения, в тяжелых случаях — аритмия, кома), особенно у пациентов
с хронической почечной недостаточностью.
При
незначительной передозировке (концентрация кальция — 2,6–2,9 ммоль/л)
введение прекращают и отменяют другие кальцийсодержащие лекарственные
препараты. При тяжелой передозировке (концентрация кальция более
2,9 ммоль/л) вводят 0,9% раствор натрия хлорида, нетиазидные диуретики;
проводят контроль концентрации калия и магния в сыворотке, и при необходимости
— вводят препараты калия и магния; контроль функции сердечно-сосудистой
системы, введение бета-адреноблокаторов для профилактики аритмий, гемодиализ.
Лечение
проводится под контролем концентрации кальция в крови.
Нельзя
вводить подкожно или внутримышечно — возможен некроз тканей (высокие
концентрации кальция хлорида, начиная с 5%, вызывают сильное раздражение
окружающих тканей).
При
возникновении боли или гиперемии в месте введения следует прекратить введение и
исключить экстравазацию препарата.
При
внутривенном введении кальция хлорида появляется ощущение жара сначала в
полости рта, а затем по всему телу.
Влияние лекарственного препарата на
способность управлять транспортными средствами, механизмами
В
период лечения в связи с возможным развитием побочных эффектов необходимо
соблюдать осторожность при управлении транспортными средствами и занятии
другими потенциально опасными видами деятельности, требующими повышенной
концентрации внимания и быстроты психомоторных реакций.
Форма выпуска
Раствор
для внутривенного введения 100 мг/мл.
По
5 мл или 10 мл в ампулы нейтрального стекла или бесцветного стекла первого
гидролитического класса с точками надлома или кольцами.
По
10 ампул вместе с инструкцией по применению помещают в коробку из картона.
По
5 ампул помещают в контурную ячейковую упаковку из пленки поливинилхлоридной.
По
2 контурные ячейковые упаковки вместе с инструкцией по применению помещают в
пачку из картона.
Условия хранения
При
температуре не выше 25 °C.
Хранить
в недоступном для детей месте.
Срок годности
Не
применять по истечении срока годности.
Заказ в аптеках
Представленная информация о ценах на препараты не является предложением о продаже или покупке товара.
Информация предназначена исключительно для сравнения цен в стационарных аптеках, осуществляющих деятельность в
соответствии со статьей 55 Федерального закона «Об обращении лекарственных средств» от 12.04.2010 № 61-ФЗ.
Отзывы
1. Положение серы в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение атома серы
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения серы
5. Способы получения
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с галогенами
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с окислителями
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
Сероводород
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства
3.4. Взаимодействие с солями тяжелых металлов
Сульфиды
Способы получения сульфидов
Химические свойства сульфидов
Оксиды серы
1. Оксид серы (IV)
2. Оксид серы (VI)
Серная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Диссоциация серной кислоты
3.2. Основные свойства серной кислоты
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с солями
3.6. Качественная реакция на сульфат-ионы
3.7. Окислительные свойства серной кислоты
Соли серной кислоты – сульфаты
Положение в периодической системе химических элементов
Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение серы
Электронная конфигурация серы в :
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
Электронная конфигурация серы во
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 96оС, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.
– это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.
В природе сера встречается:
Типичные соединения серы:
Способы получения серы
В промышленных масштабах серу получают 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.
Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.
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.
Сера проявляет свойства (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с и .
При серы на воздухе образуется оксид серы (IV)
При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:
При взаимодействии с образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:
1.4. При взаимодействии с 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.
, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:
Еще : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:
С 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.
При взаимодействии с сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).
, окисляет серу до серной кислоты:
Серная кислота окисляет серу. Но, поскольку S+6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):
Соединения хлора, , , также окисляют серу до +4:
Взаимодействие серы с (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:
При растворении в сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.
, сера реагирует с гидроксидом натрия:
При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:
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 92,1о.
Способы получения сероводорода
В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
, при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
Еще один способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.
получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.
Химические свойства сероводорода
В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
, сероводород реагирует с гидроксидом натрия:
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:
Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
, окисляет сероводород до молекулярной серы:
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
, оксид серы (IV) окисляет сероводород:
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
Либо до оксида серы (IV):
Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.
, 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 на сероводород и сульфид-ионы.
взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
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.
Способы получения сульфидов
Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами. При этом сера проявляет свойства окислителя.
, сера взаимодействует с магнием и кальцием:
Сера взаимодействует с натрием:
Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.
, гидроксида калия с сероводородом:
Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).
, при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:
Еще : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:
Химические свойства сульфидов
1. Растворимые сульфиды по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:
K2S + H2O ⇄ KHS + KOH
S2– + H2O ⇄ HS– + OH–
2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.
, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:
А сульфид никеля, , не растворяется:
NiS + HСl ≠
Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.
, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:
или горячей концентрированной серной кислоте:
Сульфиды проявляют свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.
, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):
Еще : сульфид меди (II) окисляется хлором:
Сульфиды (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).
, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):
Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:
Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как на ион S2−.
Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:
Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) (необратимый гидролиз).
, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:
Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.
, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:
Оксид серы (IV)
Оксид серы (IV) – это кислотный . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.
Cпособы получения оксида серы (IV):
Сжигание серы на воздухе
Горение сульфидов и сероводорода:
Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:
, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:
Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.
, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:
Химические свойства оксида серы (IV):
Оксид серы (IV) – это типичный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства и .
Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):
Еще : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:
При взаимодействии с O2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.
SO2 + H2O ↔ H2SO3
Наиболее ярко выражены SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.
, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:
Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:
Озон также окисляет оксид серы (IV):
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.
, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:
Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:
Оксид серы (VI)
Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.
Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
Сернистый газ окисляют и другие окислители, , 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:
Серный ангидрид является типичным , взаимодействует с щелочами и основными оксидами.
, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:
Еще : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):
Серный ангидрид – очень, 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 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 теплоты. 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.
Серную кислоту производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.
Основные стадии получения серной кислоты :
Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):
Общие научные принципы химического производства:
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.
Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
H2SO4 ⇄ H+ + HSO4–
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4– ⇄ H+ + SO42–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
Еще : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
Серная кислота вытесняет из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет из их солей (кроме солей HBr и HI).
, 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, , хлорида натрия:
Также серная кислота вступает в обменные реакции с .
, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
Разбавленная серная кислота взаимодействует с которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
Серная кислота взаимодействует с с образованием солей аммония:
серная кислота является сильным . 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:
на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
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.
, 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 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.
Сернистая кислота H2SO3 в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:
H2SO3 ↔ HSO3– + H
HSO3– ↔ SO32– + H
Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:
H2SO3 ↔ SO2 + H2O
Соли серной кислоты – сульфаты
Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.
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.
За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют и могут взаимодействовать с восстановителями.
, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:
Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:
Na2SO4 ∙ 10H2O − глауберова соль
CaSO4 ∙ 2H2O − гипс
CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос
ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос
— это щелочноземельный металл, серебристо-белый, пластичный, достаточно твердый. Реакционноспособный. Сильный восстановитель.
Относительная молекулярная масса Mr = 40,078; относительная плотность для твердого и жидкого состояния d = 1,54; tпл = 842º C; tкип = 1495º C.
В результате жидкого образуются кальций и хлор :
CaCl2 = Ca↓ + Cl2↑
Хлорид кальция взаимодействует при 600 — 700º С образуя кальций и хлорид алюминия:
В результате разложения гидрида кальция при температуре выше 1000º С образуется кальций и водород:
CaH2 = Ca + H2
4. Оксид кальция взаимодействует при 1200º С и образует кальций и алюминат кальция:
4CaO + 2Al = 3Ca + Ca(AlO2)2
Кальций окрашивает пламя газовой горелки в коричнево-красный цвет.
Кальций — . Поэтому он реагирует почти со всеми :
Кальций взаимодействует при 200 — 450º С образуя нитрид кальция:
3Ca + N2 = Ca3N2
Кальций сгорает в при выше 300º С с образованием оксида кальция:
2Ca + O2 = 2CaO
Кальций активно реагирует при температуре 200 — 400º С хлором, бромом и йодом При этом образуются :
Ca + Br2 = CaBr2
Ca + I2 = CaI2
1.4. С водородом кальций реагирует при температуре 500 — 700º C с образованием гидрида кальция:
Ca + H2 = CaH2
1.5. В результате взаимодействия кальция и при комнатной температуре образуется фторид кальция:
Ca + F2 = CaF2
1.6. Кальций взаимодействует при 150º С и образует сульфид кальция:
Ca + S = CaS
В результате реакции между кальцием и при 350 — 450º С образуется фосфид кальция:
3Ca + 2P = Ca3P2
1.8. Кальций взаимодействует (графитом) при 550º С и образует карбид кальция:
Ca + 2C = CaC2
Кальций активно взаимодействует со
Кальций при комнатной температуре реагирует с . Взаимодействие кальция с приводит к образованию гидроксида кальция и газа водорода:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2↓ + H2↑,
Кальций взаимодействует с
реагирует с разбавленной соляной кислотой, при этом образуются хлорид кальция и водород:
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2 ↑
Реагируя с азотной кислотой кальций образует нитрат кальция, оксид азота (I) и воду:
4Ca + 10HNO3= 4Ca(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O,
если азотную кислоту еще больше разбавить, то образуются нитрат кальция, нитрат аммония и вода:
4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Кальций вступает в реакцию газом при 600 — 650º С. В результате данной реакции образуется нитрид кальция и гидрид кальция:
6Ca + 2NH3 = Ca3N2 + 3CaH2,
если аммиак будет жидким, то в результате реакции в присутствии катализатора платины образуется амид кальция и водород:
Ca + 2NH3 = Ca(NH2)2↓ + H2↑
